Металлы А группы

ГУО «Гомельский Государственный Университет имени Франциска Скорины»

 

 

Факультет «Биологический» 
Кафедра «Химии»

 

 

 

Реферат

Тема: «Металлы А группы»

 

 

 

 

 

Подготовила  
студентка группы БИ-12(б) 
Деревянко Елена

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Гомель 2014г.

Все элементы I и II А-групп  в Периодической системы, а также водород и гелий, относят к элементам. Все они, кроме водорода и гелия, — металлы. Металлы I группы называют щелочными, так как они реагируют с водой, образуя щелочи. Металлы II группы, за исключением бериллия и магния, называют щелочноземельными. Франций, завершающий I группу, и радий, завершающий II группу, радиоактивны.

Все s-металлы имеют во внешней оболочке по одному или два электрона, могут легко их отдавать, образуя ионы с устойчивыми конфигурациями благородных газов. Высокая восстановительная активность этих металлов проявляется в очень низких значениях их потенциалов (энергий) ионизации и электроотрицательностей. Металлы имеют определенное сходство в строении атомов. Так, например, большинство металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов (до 3), валентные электроны всех химических элементов, относящихся к металлам, слабо (по сравнению с атомами неметаллов) связаны с ядром. Поэтому атомы металлов всегда отдают свои валентные электроны другим атомам и выступают в химических реакциях только в качестве восстановителей, превращаясь при этом в положительно заряженные катионы:

Me -  nе = Меn+.

В отличие от неметаллов для атомов металлов характерны только положительные степени окисления. Чем легче атом металла отдает свои электроны, тем он более сильный восстановитель.

 

Металлы вступают в реакции с неметаллами с образованием бинарных соединений. Щелочные металлы реагируют с кислородом (в том числе в составе воздуха) при комнатной температуре с образованием оксидов, пероксидов:

4Li + О2 = 2Li2O,

3Na + 2О2 = Na2O2 + NaO2.

Металлы средней активности реагируют с кислородом при нагревании. При этом образуются оксиды:

2Mg + O2 = 2MgO.

При нагревании металлов с порошком серы образуются соответствующие сульфиды:

Ca + S= CaS.

Большинство металлов реагируют с галогенами. При этом образуются соответствующие галогениды:

6Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

 

 
С металлами реагируют соединения всех классов — оксиды (в том числе вода), кислоты, основания и соли.

Активные металлы (щелочные и щелочноземельные) взаимодействуют с водой при комнатной температуре:

2Li + 2Н2О = 2LiOH + Н2

При повышенной температуре с водой вступают в реакцию и менее активные металлы: Zn, Fe, Mn. Так, например, при пропускании водяного пара над раскаленными железными стружками протекает следующая химическая реакция:

3Fe + 4Н2О = Fe3O4 + 4Н2 .

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами с образованием солей и водорода. Высокоактивные металлы (К, Na, Ca, Mg) реагируют с кислотами очень бурно (с большой скоростью):

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 .

Малоактивные металлы могут практически не растворяться в кислотах. Это обусловлено образованием на их поверхности пленки нерастворимой соли. Например, свинец практически не растворяется в разбавленном растворе серной кислоты вследствие образования на его поверхности нерастворимой соли PbSO4.

В азотной кислоте растворяются металлы, стоящие в ряду активности как до, так и после водорода:

4Zn+10HNO3(конц) = 4Zn(NO3)2+N2O+5H2O;

Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2+2H2O;

3Ag+4HNO3(разб) = 3AgNO3 + NO  + 2H2O.

Концентрированная серная кислота также может вступать в реакции с металлами, расположенными после водорода в ряду активности:

2Ag + 2H2SO4 (конц) = Ag2SO4 + SO2  + 2H2O.

Алюминий, хром и железо при комнатной температуре не вступают в реакцию с концентрированными серной и азотной кислотами из-за образования на поверхности плотной пленки оксида металла  (пассивация поверхности).

Такие металлы, как Al, Cr, Be, Zn, растворяются не только в кислотах, но и в водных растворах щелочей с образованием комплексных соединений:

2Al +6 NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6 ]+ 3H2;

Zn + 2Н2О + 2КОН = К2 [Zn (OH)4] +H2 .

Активные металлы вытесняют малоактивные из растворов их солей. На практике эти процессы могут быть применены для получения только металлов с малой активностью — стоящих в ряду активности после водорода:

Zn + 2AgNO3 = Zn(NO3)2 + 2Ag;

 

Физические свойства: При обычных условиях s-металлы находятся в кристаллическом состоянии. Металлы I группы — мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней. Металлы II группы тверже и плотнее щелочных. Низкие значения температур плавления и кипения s-металлов объясняются сравнительно слабыми металлическими связями в кристаллических решетках этих металлов.

Химические свойства металлов:

Все s -металлы горят в атмосфере воздуха, образуя оксиды одного или нескольких типов — нормальные оксиды состава Мe2О (I группа) и МеО (II группа), пероксиды состава Ме2О2 (I группа) и МеО2 (II группа), супероксиды состава МeО2 (I группа) и МеО4 (II группа).

Например, только литий сгорает на воздухе с  образованием оксида

4Li + О2 = 2Li2O,

а натрий образует смесь пероксида и супероксида:

3Na + 2О2 = Na2O2 + NaO2.

 Все s-металлы, за исключением бериллия, соединяются с водородом при нагревании, образуя гидриды; при взаимодействии с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием образуются соответственно галогениды, сульфиды, нитриды и фосфиды, карбиды и силициды.

2Na + H2 → 2NaH;

2K + Cl2 → 2KCl;

Сa + S → 2CaS;

6K+ N2 → 2K3N;

3Na + P → Na3P;

Ca + 2C→ CaC2;

2Mg + Si→ Mg2Si.

При взаимодействии щелочных металлов с водой образуются щелочи и водород. Активность металлов возрастает сверху вниз по группе.

Реакционная способность щелочноземельных металлов падает при перемещении снизу вверх II группы. Барий, стронций и кальций энергично реагируют уже с холодной водой:

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + H2.

С кислотами все щелочные металлы реагируют со взрывом, поэтому такие реакции специально не проводят. Щелочноземельные металлы также бурно реагируют с кислотами; исключением является бериллий.

Металлы I группы, а также кальций, стронций и барий при взаимодействии с жидким аммиаком или при нагревании в парах аммиака, образуют амиды и водород:

2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + Н2.

Образующиеся амиды — кристаллы, легко гидролизующиеся с образованием щелочи и аммиака:

KNH2 + Н2О = КОН + NH3.

Щелочные и щелочноземельные металлы способны вступать в реакции и со многими другими органическими веществами, образуя большой набор так называемых металлоорганических соединений. Важнейшими из них оказались магнийорганические соединения типа R-Mg-X (R — алкильный или арильный радикал, X — галоген), называемые реактивами Гриньяра.

Получение. Свободные металлы получают электролизом расплавов их галогенидову чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы.

Для получения магния в промышленных масштабах часто используют морскую воду. На первой стадии катионы Мg2+, содержащиеся в морской воде, осаждают в виде гидроксида магния:

Мg2+ + Са(ОН)2 = Мg(ОН)2 + Са2+.

Далее гидроксид превращают в хлорид магния с помощью соляной кислоты:

Mg(OH)2 + 2HCI = МgС12 + 2Н2О.

 

 

 

Биохимическая роль: 

Элемент	Ткани, с преимущественным накоплением элемента	Биохимическая роль	Содержание элемента
Na Натрий	Преимущественно в межклеточ-ной жидкости. Сыворотка кро-ви, спинно-моз-говая жидкость, глазная жид-кость, пищева-рительные соки, желчь, почки, кожа, костная ткань   (депо натрия), легкие, мозг	1) ионы натрия участвуют в поддер-жании осмотического давления 2) ионы натрия, входя в состав  буферных систем, обеспечивают кислотно-основное  равновесие организма 3) ионы натрия влияют на работу  ферментов и регуляцию водного  обмена (15 г натрия хлорида задерживает около 2 л воды) 4) участвуют в пере-даче нервного  им-пульса, поддержи-  вают в норме воз- будимость  мышечных клеток (избыток  натрия вызывает депрессию, торможение ЦНС) 5) NaCl – источник соляной кислоты в желудочном соке 6) ионы натрия участвуют в  переносе аминокислот и сахаров через клеточную мембрану 7) ионы натрия и калия активируют Na+ - K+ -аденозин-трифосфатазу клеточных мембран, которая «выкачивает» ионы натрия из клетки и обеспечивает накопление ионов калия в клетке	0,08%  (60 г на 70 кг веса тела), макроэлемент; из этого ко-личества 44% нат-рия нахо-дится во внеклеточ-ной жид-кости и 9% - во внутри-клеточ ной
K Калий	Преимуществен-но внутри кле-ток. Печень, почки, сердце, костная ткань, мышцы, кровь, мозг	1) ионы калия влияют на чувствительность нервов и состояние мышц, участвуют в проведении нервных импульсов (избыток  приводит к возбуж-дению ЦНС) 2) ионы калия обеспе-чивают нормальную  работу сердца 3) ионы Na+ и К+ яв-ляются активаторами ферментов (Na-K-зависимая аденозин-трифосфатаза) и др. 4) участвуют в био-синтезе белка  на рибосомах 5) К+ образует комп-лексы с валиноми-цином, играющим важную роль в транспорте ионов калия в митохондрии 6) блокируют всасы-вание цезия-137 Симптомы недос-татка калия: судоро-ги мышц, нарушение сердечного ритма, высокое кровяное давление Избыток калия в клетках коры голов-ного мозга вызывает возбуждение ЦНС	0.23% (160 г на 70 кг веса тела), макроэлемент; из них 98% находит-ся внутри клетки 2% во внеклеточной жидкости
Mg Магний	Второй ион по содержанию внутри клеток после калия; содержится в мышечной и костной тканях, дентине и эмали зубов,  поджелу-дочной железе, почках, мозге, печени	1) ионы Mg2+ - акти-ваторы ферментов (например, некото-рые гидролазы, АТФ-азы). 2) ионы Mg2+ уча-ствуют в процессах минерализации кост-ной ткани 3) ионы Mg2+, введен-ные подкожно или в кровь, вызывают угнетение ЦНС и приводят к нарко-тическому состоя-нию, понижению кровяного давления 4) ионы Mg2+ играют важную роль в поддержании осмотического давления 5) Mg2+ необходим для передачи нервного импульса, сокращения мышц и метаболизма углеводов 6) ионы Mg2+ входят в состав хлорофилла, без которого невозможен процесс фотосинтеза Симптомы недостатка магния: повышенная раздражимость, стресс, судороги мышц, нарушение сердечного ритма	0.027%, макроэлемент; внутри-клеточ-ный
Ca Кальций	Костная ткань и зубная - 99%; 1% - в межкле-точной жидкости Ca5(PO4)3OH – основное мине-ральное вещест-во костной ткани; Ca5(PO4)3F  -   входит в состав  эмали зубов	1) кальций является строительным  мате-риалом в организме, костях и зубах 2) ионы кальция стабилизируют  струк-туру белков 3) являются  активаторами ферментов 4) участвуют в мышечном сокращении, в передаче нервных импульсов 5) ионы Са2+ участвуют в процессах свертыва-ния крови, деления клеток 6) ионы Са2+ регули-руют проницаемость клеточных мембран 7) кальций нужен для  образования  молока у кормящих женщин, для  осаждения казеина молока в  желудке 8) защищает организм от накопления  стронция-90 Высокая концент-рация Са2+ в крови угнетает нервно-мышечную возбуди-мость поперечно-полосатой и гладкой мускулатуры, возникает опасность внезапной остановки сердца; недостаток  Са2+ в плазме крови вызывает судороги и конвульсии, бессон-ницу, раздражитель-ность, слабость кос-тей (остеопороз, рахит у детей)	1,5%, макроэлемент
Sr Стронций	Костная ткань	1) изотоп 90Sr – радиоактивен, вызывает лучевую болезнь; поражая костную ткань и костный мозг, приводит к развитию лейкемии и рака 2) может замещать  кальций в  костной ткани, нарушая нор-мальную  кальцифи-кацию скелета и про-цессы кроветворения	10-3%, микроэлемент
Ba Барий	Сетчатка глаза	Может замещать  кальций в костной ткани, нарушая нор-мальную кальцифи-кацию скелета, со-единения токсичны	10-5%, микроэлемент

 

 

Алюминий —  относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).

Простое вещество алюминий лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. 
 
Получение: Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. По сравнению с другими металлами восстановление алюминия из руды более сложно в связи с его высокой реакционной способностью и с высокой температурой плавления большинства его руд (таких, как бокситы). Прямое восстановление углеродом применяться не может, потому что восстановительная способность алюминия выше, чем у углерода. Возможно непрямое восстановление с получением промежуточного продукта Al4C3, который подвергается разложению при 1900—2000 °С с образованием алюминия. Этот способ находится в разработке, но представляется более выгодным, чем процесс Холла—Эру, так как требует меньших энергозатрат и приводит к образованию меньшего количества CO2[4].

Современный метод получения, процесс Холла—Эру был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al2O3 в расплаве криолита Na3AlF6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых анодных электродов. Такой метод получения требует очень больших затрат электроэнергии, и поэтому получил промышленное применение только в XX веке.

Для производства 1000 кг чернового алюминия требуется 1920 кг глинозёма, 65 кг криолита, 35 кг фторида алюминия, 600 кг анодных графитовых электродов и около 17 тыс. кВт·ч электроэнергии (~61 ГДж).

Лабораторный способ получения алюминия предложил Фридрих Вёлер в 1827 году восстановлением металлическим калием безводного хлорида алюминия (реакция протекает при нагревании без доступа воздуха):

 
Физические свойства: 
1.Металл серебристо-белого цвета, лёгкий

2. Плотность — 2,7 г/см³

3. Температура плавления у технического алюминия — 658 °C, у алюминия высокой чистоты — 660 °C

4. Удельная теплота плавления  — 390 кДж/кг

5. Температура кипения — 2500 °C

6. Удельная теплота испарения  — 10,53 МДж/кг

7. Временное сопротивление литого  алюминия — 10-12 кг/мм²,        деформируемого — 18-25 кг/мм², сплавов  — 38-42 кг/мм²

8. Твёрдость по Бринеллю — 24…32 кгс/мм²

9. Высокая пластичность: у технического  — 35 %, у чистого — 50 %, прокатывается в тонкий лист и даже фольгу

10. Модуль Юнга — 70 ГПа

11. Алюминий обладает высокой  электропроводностью (37·106 См/м) и теплопроводностью (203,5 Вт/(м·К)), 65 % от электропроводности  меди, обладает высокой светоотражательной  способностью.

12. Слабый парамагнетик.

13. Температурный коэффициент линейного  расширения 24,58·10−6 К−1 (20…200 °C).

14. Удельное сопротивление 0,0262..0,0295 Ом·мм²/м

15. Температурный коэффициент электрического  сопротивления 4,3·10−3K−1. Алюминий переходит в сверхпроводящее состояние при температуре 1,2 Кельвина. 
 
Алюминий образует сплавы почти со всеми металлами. Наиболее известны сплавы с медью и магнием (дюралюминий) и кремнием (силумин). 
 
Природные соединения алюминия: В природе алюминий, в связи с высокой химической активностью, встречается почти исключительно в виде соединений. Некоторые из природных минералов алюминия: 
 
Бокситы — Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3)

Нефелины — KNa3[AlSiO4]4

Алуниты — (Na,K)2SO4·Al2(SO4)3·4Al(OH)3

Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3)

Корунд (сапфир, рубин, наждак) — Al2O3

Полевые шпаты — (K,Na)2O·Al2O3·6SiO2, Ca[Al2Si2O8]

Каолинит — Al2O3·2SiO2 · 2H2O

Берилл (изумруд, аквамарин) — 3ВеО · Al2О3 · 6SiO2

      Хризоберилл (александрит) — BeAl2O4. 
 
Химические свойства: При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°), O2, HNO3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH4+, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель. Не допустить образования оксидной пленки можно, добавляя к алюминию такие металлы как галлий, индий или олово. Поверхность алюминия смачивают низкотемпературными сплавами на основе этих металлов.

Легко реагирует с простыми веществами:

• с кислородом, образуя оксид алюминия:

• с галогенами (кроме фтора)[10], образуя хлорид, бромид или иодид алюминия:

• с другими неметаллами реагирует при нагревании:
• со фтором, образуя фторид алюминия:

• с серой, образуя сульфид алюминия:

• с азотом, образуя нитрид алюминия:

• с углеродом, образуя карбид алюминия: