Презентация - Общие свойства металлов


Общие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металловОбщие свойства металлов
На весь экран

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Общие свойства металлов

Слайд 2

Из 118 известных к настоящему времени элементов только 24 относятся к 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.

Слайд 3

Металлы это элементы, между атомами которых осуществляется металлическая связь. Это сильно нелокализованная 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.

Слайд 4

признаки металлов Твердость Пластичность Блеск Электро- и теплопроводность

Слайд 5

Классификация металлов В технике основана на различии физических свойств По величине плотности их делят на легкие (ρ 5 г/см 3 ) и тяжелые (ρ 5 г/см 3 ). Самым легким считается Литий (ρ 0,53 г/см 3 ), максимальную плотность имеет осмий (ρ 22,5 г/см 3 ).

Слайд 6

По температурам плавления, периодически изменяющимся с ростом порядкового номера элемента, различают 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).

Слайд 7

Классификация металлов Металлы отличаются также своим отношением к магнитным полям. По этому 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).

Слайд 8

В практике имеет место исторически сложившееся деление металлов на черные и 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).

Слайд 9

под металлами принято понимать элементы, атомы которых благодаря низким ионизационным потенциалам склонны к отдаче электронов и образованию положительных ионов: Na – ē Na Ba – 2 ē Ba 2 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.

Слайд 10

Слайд 11

В больших периодах между s- и p-элементами расположены d-металлы. Элементы, в атомах 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.

Слайд 12

Характер оксидов d-элементов зависит от степени окисления металла Оксиды с низкой степенью окисления элемента преимущественно основные. Mn O Оксиды с промежуточной степенью окисления металла обладают амфотерными свойствами Mn 2 O 3 а с высшей, главным образом – кислотными. Mn 2 O 7

Слайд 13

К f-металлам относятся лантаноиды и актиноиды. У первых заполняется 4f-подуровень , у вторых – 5f-подуровень. Основная их степень окисления ( 3), но для многих из них известны и более высокие ее значения (Ce O 2 , UO 3 ). При повышении степени окисления металла свойства оксидов изменяются от основных к амфотерным и далее к кислотным.

Слайд 14

Атомы металлов кристаллизуются лишь в трех структурах с плотней- шей упаковкой частиц: 1) 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

Слайд 15

Металлы в природе Самый распространенный металл на Земле – алюминий (более 8% земной коры)

Слайд 16

Состав руд чрезвычайно разнообразен, часто металлы представлены в них в виде оксидных или сульфидных минералов. Оксидные минералы гематит Fe 2 O 3 боксит Al 2 O 3 n H 2 O куприт Cu 2 O

Слайд 17

пиролюзит Mn O 2 касситерит Sn O 2

Слайд 18

Сульфидные минералы гaленит Pb S арсенопирит Fe As S

Слайд 19

халькопирит Сu Fe S 2 пирит Fe S 2 молибденит Mo S 2

Слайд 20

Силикаты и алюмосиликаты: Zr Si O 4 – циркон; 3Be O Al 2 O 3 6Si O 2 –берилл; Na 2 O (K 2 O) Al 2 O 3 2Si O 2 – нефелин. Минералы-соли Карбонаты: Ca CO 3 – кальцит (мел, мрамор, известняк); Sr CO 3 – стронцианит; Ca CO 3 Mg CO 3 - доломит. Сульфаты: Ba SO 4 – барит; Ca SO 4 2H 2 O – гипс; Na 2 SO 4 10H 2 O – мирабилит; Галиды: KCl – сильвин; Na Cl KCl – сильвинит; KCl Mg Cl 2 H 2 O – карналлит; 3Na F Al F 3 – криолит; Полиметаллические руды: Fe Ti O 3 – ильменит (титанат); Ca WO 4 – шеелит (вольфрамат); Pb Cr O 4 – кроксит (хромат) и др. Некоторые металлы не образуют рудных залежей. Их принято называть рассеянными – Ga, In, Tl и др.

Слайд 21

Получением металлов занимается металлургия – одна из наиболее древних отраслей химической технологии.

Слайд 22

Слайд 23

Пирометаллургия Пирометаллургическими считаются методы высокотемпературного извлечения металлов из различных соединений. Чаще всего это процессы восстановления: более активными металлами Al, Mg, Ca, Na и др. (металлотермия), кремнием (силикатотермия), водородом, гидридами металлов и т. д.

Слайд 24

Сульфидные руды подвергают окислительному обжигу, а карбонатные – прокаливанию. Полученные оксиды затем восстанавливают: 2Pb S 3O 2 2Pb O 2SO 2 ; Pb O CO Pb CO 2 ; Zn CO 3 Zn O CO 2 ; 2Zn O C 2Zn CO 2 Например,

Слайд 25

Восстановление водородом проводится, как правило, тогда, когда необходимо получить сравнительно чистый металл. Водород используется, например, для получения чистого железа; вольфрама из WO 3 ; рения из NH 4 Re O 4 ; осмия из (NH 4 ) 2 Os Cl 6 и др. Mo O 3 3H 2 Mo 3H 2 O, 2NH 4 Re O 4 4H 2 2Re N 2 8H 2 O.

Слайд 26

Металлотермия используется обычно при восстановлении наиболее устойчивых соединений. Cr 2 O 3 2Al 2Cr Al 2 O 3

Слайд 27

Гидрометаллургия связана с низкотемпературными процессами получения металлов, протекающими в растворах (преимущественно в водных). В гидрометаллургических процессах обычно подбирается растворитель, который переводит в раствор металл и оставляет нерастворенной пустую породу: Cu S Fe 2 (SO 4 ) 3 Cu SO 4 2Fe SO 4 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.

Слайд 28

Выщелачивание металлов из руд с помощью серной кислоты - один из основных процессов гидрометаллургии

Слайд 29

Электрометаллургия включает процессы получения металлов с применением электрического тока – это 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.

Слайд 30

Электролиз в настоящее время успешно применяется в промышленном получении щелочных и щелочноземельных металлов (электролиз расплавов солей Na Cl, Ca Cl 2 и др.), алюминия.

Слайд 31

Химические свойства Химическую активность металлов в компактном состоянии оценивают обычно по энергии 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 э В/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.

Слайд 32

Ряд напряжений по существу представляет собой ряд активности, в начале которого располагаются наиболее активные металлы – щелочные и щелочноземельные, за ними следуют металлы средней активности (после Al до Н 2 ), а непосредственно перед водородом и после него находятся малоактивные металлы (Cu, Ag, Au).

Слайд 33

Активные металлы вытесняют из солей менее активные (металлы расположены в порядке убывания активности в ряду напряжений), например, Zn Cu SO 4 Zn SO 4 Cu

Слайд 34

Взаимодействие металлов с неметаллами В результате возможно образование следующих типов соединений: Ме х О у – оксиды. Все металлы, за исключением благородных, непосредственно соединяются с кислородом при различных температурах. Ме х С у – карбиды. Их получают нагреванием порошкообразных металлов с углеродом или с парами углеводородов. Карбиды имеют очень высокую температуру плавления и твердость. Ме х N у – нитриды. Образуются при нагревании металлов с азотом или аммиаком, обладаю высокой твердостью, высокими температурами плавления, проявляют огнеупорные свойства. Ме х Н у – гидриды. Получают при нагревании металлов с водородом.

Слайд 35

Взаимодействие с кислотами В химической практике наиболее часто используются соляная, серная и 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 2Al Cl 3 3H 2 , Е о (Al/Al 3 ) –1,66 B, Е о (H 2 /2H ) 0,00 B, ЭДС 0 1,66 1,66 В. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с указанными кислотами не взаимодействуют.

Слайд 36

РАЗБАВЛЕННАЯ СЕРНАЯ КИСЛОТА реагирует с металлами различной активности аналогично соляной: 2Al 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 3H 2

Слайд 37

Концентрированная серная кислота служит окислителем особенно при нагревании. Окислителем в этом случае является сульфат-ион SO 4 2- , 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: H 2 SO 4 (к) актив. Ме сульфат H 2 S H 2 O ср. акт. Ме сульфат S H 2 O мал. акт. Ме сульфат SO 2 H 2 O

Слайд 38

Например: 8Na 5H 2 SO 4 (к) 4Na 2 SO 4 H 2 S 4H 2 O, 3Cd 4H 2 SO 4 (к) 3Cd SO 4 S 4H 2 O, 2Bi 6H 2 SO 4 (к) Bi 2 (SO 4 ) 3 3SO 2 6H 2 O 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.

Слайд 39

Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с металлами различной активности можно приближенно выразить схемой: HNO 3 (разб.) акт. Ме нитрат NH 3 (NH 4 NO 3 ) H 2 O ср. акт. Ме нитрат N 2 (N 2 O, N 2 O 3 , HNO 2 ) Н 2 O малоакт. Ме нитрат NO H 2 O

Слайд 40

Например, 4Ca 10HNO 3 4Ca(NO 3 ) 2 NH 4 NO 3 3H 2 O, 4Mg 10HNO 3 4Mg(NO 3 ) 2 N 2 O 5H 2 O, 5Co 12HNO 3 5Co(NO 3 ) 2 N 2 6H 2 O, 3Ag 4HNO 3 3Ag NO 3 NO 2H 2 O. Следует помнить, что HNO 3 взаимодействует с металлами практически без выделения водорода , так как роль окислителя в ней играют нитрат-ионы NO 3 - . Чем более разбавлена кислота и активнее металл, тем глубже идет процесс восстановления иона NO 3 - .

Слайд 41

HNO 3 концентрированная является одним из самых сильных окислителей. Основным продуктом восстановления будет NO 2 и только при взаимодействии с наиболее активными металлами (щелочными и щелочноземельными) образуется N 2 O. Концентрированная азотная кислота аналогично серной пассивирует на холоде некоторые довольно активные металлы (Al, Cr, Fe)

Слайд 42

Стандартный электродный потенциал системы 2H 2 O 2ē H 2 2OH - составляет – 0,628B, 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 2H 2 O 2Na OH H 2 Взаимодействие металлов с водой

Слайд 43

Взаимодействие металлов со щелочами Со щелочами взаимодействуют только те металлы, оксиды и гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами. При этом образуется комплексная соль металла и выделяется газообразный водород из щелочи: 2 Na OH Zn 2H 2 O Na 2 Zn(OH) 4 H 2 или 2 Na OH Zn Na 2 Zn O 2 H 2