Вакуумная перегонка применяется, чтобы отделить металлы от нелетучих солей; для этого используют разницу в их температурах кипения. Аппарат состоит из двух вакуумных камер, одной горячей и другой холодной. Очищенный металл собирается в холодной камере, а примеси остаются в горячей.

Транспортные реакции. В этом методе используют летучее неустойчивое соединение. Металл переносится из более холодной части печи в более горячую часть. В холодной части металл умеренно нагревается, чтобы получить соединение; в горячей части это соединение разлагается и выделяет при этом чистый металл.

Пример. Образец неочищенного циркония вместе с кристаллами йода помещается в вакуумную печь и нагревается . При T3000 С образуется летучее соединение, ZrI2; Пары ZrI2 заполняют весь объем печи. Горячей частью является циркониевая проволока, нагретая электрическим током до 13000 С. Эта температура достаточна, чтобы разложить ZrI2 на простые вещества.. Таким образом осуществляется обратимая реакция

Zr(solid) + I2 (gas) ZrI2 (gas)

Результат этой реакции - перенос и накопление чистого циркония на проволоке. Примеси остаются на месте.

Взаимодействие металлов с кислотами, щелочами и водой

При стандартных условиях любой металл, который стоит в ряду напряжений до водорода (0298 < 0) может реагировать с любой сильной кислотой. Общее уравнение такой реакции таково:

.

Кроме того, некоторые кислородные кислоты имеют анионы - окислители, которые могут восстанавливаться металлом по общему уравнению

XOm- + M + H+ XO-m-k - + Mn+ + H2O.

Однако на практике некоторые активные металлы не могут вступить в реакцию; причина этого имеет кинетическую природу. Чаще всего на поверхности металла образуется тонкая пленка оксида или соли; она изолирует металл от кислоты и таким образом останавливает реакцию.

Реакции металлов с водой и щелочами можно описать похожими уравнениями:

nH2O + M Mn+ + H2 + nOH-

или

nH2O + mOH- + M [M(OH)n+m]m- + H2

Некоторые металлы могут реагировать с растворами щелочей; это амфотерные металлы:

2Al + 6H2O + 2OH- = 2[Al(OH)4]- + 3H2

Zn + 2H2O + 2OH- = [Zn(OH)4]2- + H2

Кислородные кислоты с анионами - окислителями (HNO3, H2SO4, HClO3, H2SeO3, etc.) могут растворять многие металлы, если на их поверхности не образуется защитная пленка из оксида или соли. Как правило, возможно несколько путей, чтобы восстановить оксоанион. По какому пути пойдет реакция, зависит от концентрации кислоты и температуры. Часто, две или более реакций происходят одновременно.

Например, азотную кислоту можно восстановить до NO2, HNO2, NO, N2O, N2, или NH4+; серную кислоту - до SO2, S, или H2S. При этом металл обычно окисляется до своей высшей степени окисления.

При восстановлении оксоанионов обычно выполняется правило: чем выше концентрация кислоты, тем больше вероятность, что образуется слабовосстановленный продукт (NO2 или SO2). Наоборот, для активных металлов и разбавленных кислот более вероятно глубокое восстановление оксоаниона. (до NH4+ или H2S).

Пример. Напишите наиболее вероятные реакции между (a) разбавленной азотной кислотой и цинком, (б) разбавленной азотной кислотой и медью.

Решение. (a) Цинк - активный металл; с разбавленной HNO3 он должен давать продукты глубокого восстановления (N2 и NH4+):

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 5H2O.

(б) Медь - малоактивный металл. Она может иметь две степени окисления (+1 и +2). С разбавленной HNO3 наиболее вероятно будет получить высшую степень окисления металла Cu2+ и умеренно восстановленную форму для кислоты, NO:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Металлы главных подгрупп (s - и p - металлы)

В традиционной (короткопериодной) форме периодическая таблица включает восемь групп, каждая группа состоит из двух подгрупп. Большие подгруппы содержат пять или шесть элементов и называются главными подгруппами (А - подгруппами или подгруппами типичных элементов). Элементы главных подгрупп относятся либо к s- , либо к p-элементам. Все они показаны в Таблице 8.1. Металлами являются элементы, расположенные в заштрихованных клетках, все они расположены в нижней левой части таблицы.

Таблица 8.1. Элементы главных подгрупп

H							He
Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
K	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
Rb	Sr	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn

Щелочные и щелочноземельные металлы

Элементы подгрупп IA и IIA периодической таблицы имеют общие названия: щелочные металлы и щелочноземельными металлами. Все щелочные металлы представляют собой очень мягкие металлы с низкой плотностью и низкой температурой плавления. Щелочные металлы имеют такие свойства потому, что их атомы имеют большие размеры (если сравнить с другими элементами).

Щелочноземельные металлы имеют бьльшую твёрдость, бьльшую плотность и более высокую температуру плавления, чем щелочные металлы; их атомы имеют меньшие размеры.

Свойства щелочных и щелочноземельных металлов (а также их соединений) во многом похожи, но более ярко эти свойства проявляются у щелочных металлов. Это отличие объясняется тем, щелочноземельные металлы имеют меньшие размеры атомов и в каждом атоме дополнительный валентный электрон.

Поэтому химическая связь между атомами щелочноземельных металлов становится более прочной, а их кристаллическая решетка - более жесткой, чем у щелочных металлов. Некоторые свойства щелочных и щелочноземельных металлов показаны в Таблице 8.2:

Таблица 8.2. Некоторые свойства щелочных и щелочноземельных металлов

Металл	Li	Na	K	Rb	Cs
Валентные электроны	2s1	3s1	4s1	5s1	6s1
Температура плавления, C	180	98	64	39	29
Плотность, г.см3	0,54	0,97	0,86	1,50	1,90
Энергия ионизации, кДж.моль1	520	496	419	403	376
Окислительно-восстанови-тельный потенциал, В	-3,04	-2,71	-2,92	-2,92	-2,93
Металл	Be	Mg	Ca	Sr	Ba
Валентные электроны	2s2	3s2	4s2	5s2	6s2
Температура плавления, C	1280	651	851	800	850
Плотность, г.см3	1.86	1,75	1,55	2,60	3,60
Энергия ионизации, кДж.моль1	899	738	590	549	503
Окислительно-восстанови-тельный потенциал, В	-1,69	-2,37	-2,87	-2,89	-2,91

* Традиционно, щелочноземельными металлами назывались лишь Ca, Sr и Ba, однако, в настоящее время, название щелочноземельные распространяется на все металлы IIА подгруппы.

Во всех своих соединениях щелочные металлы имеют валентность I. Щелочноземельные металлы всегда двухвалентны.

За исключением бериллия и магния, все щелочные и щелочноземельные металлы имеют растворимые в воде гидроксиды, которые называются щелочами.

Все щелочные и щелочноземельные металлы - сильные восстановители, так как имеют очень низкие окислительно-восстановительные потенциалы.

Литий имеет самый низкий потенциал, потому что ион Li+ - самый маленький по размерам и поэтому имеет самую большую энергию гидратации в водном растворе.

Химические реакции щелочных и щелочноземельных металлов

Щелочные металлы (Li, Na, K, Rb и Cs), а также кальций, стронций и барий (Ca, Sr , Ba) энергично реагируют с водой и дают при этом водород и растворы щелочей:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2.

Все щелочные и щелочноземельные металлы могут реагировать с водородом и образовывать гидриды:

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H2 = CaH2

и с галогенами, образуя галогениды:

2Na + Cl2 = 2NaCl

Mg + F2 = MgF2.

Бериллий является амфотерным металлом, он может реагировать и со щелочами, и с кислотами:

Be + 2OH- + 2H2O = [Be(OH)4]2- + H2

Be +2H+ + 4H2O = [Be(H2O)4]2+ + H2.

Щелочные и щелочноземельные металлы могут также реагировать со всеми неметаллами, за исключением инертных газов.

Применение щелочных и щелочноземельных металлов и их соединений

Большинство щелочных и щелочноземельных металлов не могут использоваться как конструкционные материалы, потому что имеют большую мягкость и высокую химическую активность.

Но литий, бериллий и магний используются как компоненты сплавов с другими металлами, особенно в легких сплавах для самолетов и космических аппаратов.

Электропроводность меди повышается, если добавить к ней литий в количестве 1%; если добавить литий к алюминию, это повышает его коррозионную стойкость.

Расплавленный натрий (так как имеет высокую теплопроводность) используется для охлаждения ядерных реакторов, а также в выпускных клапанах автомобильных двигателей.

Рубидий и цезий используют, чтобы производить фотоэлементы, потому что, когда свет падает на их поверхность, они испускают большое количество электронов.

Многие соединения щелочных металлов (особенно натрия и калия) широко используются в промышленности. Гидроксид натрия (каустическая сода) и гидроксид калия используют, чтобы делать бумагу, мыло, красители, пигменты, смазочные материалы и многие другие продукты.

Использование бериллия ограничено, так как он имеет высокую токсичность и высокую стоимость. Чистый бериллий прозрачен для нейтронов и рентгеновских лучей; поэтому он используется для окон в источниках нейтронов и в рентгеновских трубках. Сплавы бериллия с медью ( бериллиевые бронзы) имеют очень высокую твердость и упругость. Их используют, чтобы изготавливать специальные инструменты, которые не создают искры при ударе. Оксид бериллия является огнеупорным материалом ( Tплавления= 2670C), он используется для изготовления высокотемпературных электрических изоляторов.

Сплавы магния часто используют в самолетостроении и в космических аппаратах. Другое важное применение магния ( а также кальция) - это металлотермическое производство таких активных металлов, как титан, цирконий и др.

Гидроксид кальция (гашеная известь) - самая дешевая щелочь,она очень широко используется в промышленности. Карбонат кальция (известняк) используют в производстве цемента. Гипс CaSO42H2O используют для получения алебастра.

2CaSO4.2H2O = 2CaSO4.1/2H2O + 3H2O

гипс алебастр

Если добавить к алебастру воду, то предыдущая реакция меняет направление: смесь быстро твердеет и превращается в гипс. При этом происходит небольшое увеличение объёма, поэтому все мелкие внутренние детали формы повторяются. Соединения стронция используют при изготовлении сигнальных ракет, фейерверков и дорожных знаков. Сульфат бария используется в медицине, чтобы получать рентгеновские снимки внутренних органов. BaSO4 имеет очень низкую растворимость, поэтому его можно принимать внутрь, хотя ионы Ba2+ очень ядовиты. Радий используют как источник альфа-частиц в медицинcких и в промышленных радиационных установках.

Контрольные вопросы

Сколько металлов содержится в периодической системе Д. И. Менделеева.

Назовите физические свойства щелочных и щелочно- земельных металлов?

Назовите химические свойства щелочных и щелочно- земельных металлов?

Как получают эти металлы и их применение.

Лекция 14. d - ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СВОЙСТВА

Цель: Изучить все свойства d - элементов и их соединений.

Литература

1. Ахметова Н.С. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М. 1981 г.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд. «Химия», Ленинград, 1987г.

3. Некрасов В.Б. Основы общей химии. Изд. «Химия», М. 1971г

4. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М.1983г

5. Коржуков Н.Г. Неорганическая химия. Москва «МИСИС», 2001г

6. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия Изд. ТПУ. Томск 2003г.

7. Курнакова Н.С. Современные проблемы общей и неорганической химии. М. «Химия» М., 2004г.

Основное содержание

d - элементы

Все переходные элементы являются металлами. Наиболее важны d-металлы, потому что их широко используют как конструкционные материалы.. Их температуры плавления, плотности и окислительно-восстановительные потенциалы даны в Таблице 8.6..

Плотность переходных металлов повышается от скандия 3,0 г.см-3 (он имеет самую низкую плотность), до осмия 22,6 г.см-3 ( его плотность самая высокая). Высокая плотность - это результат больших атомных масс, маленьких атомных радиусов, d- и f-сжатия (см. ниже), и плотной упаковки атомов в кристалле.

Таблица 8.6. Некоторые свойства d - металлов

Металл	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
Tплавл,оC	1540	1680	1920	1900	1250	1540	1490	1450	1080	419
, г.см-3	3,0	4,5	6,1	7,2	7,3	7,9	8,9	8,9	8,9	7,1
o, В	-2,08	-1,63	-1,2	-0,74	-1,18	-0,45	-0,28	-0,26	+0,34	-0,76
Металл	Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd
Tплавл,оC	1510	1850	2420	2620	2140	2400	1960	1550	961	321
, г.см-3	4,5	6,5	8,6	10,2	11,5	12,5	12,4	12,0	10,5	8,8
o, В	-2,37	-1,50	-0,65	-0,20	+0,4	+0,5	+0,6	+1,2	+0,80	-0,40
Металл	La	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg
Tплавл,оC	920	2000	3000	3390	3170	2700	2440	1770	1060	-39
, г.см-3	6,2	13,3	16,6	19,4	21,0	22,6	22,6	22,4	19,3	13,6
o, В	-2,52	-1,7	-0,81	-0,12	-0,25	+0,9	+1,0	+1,2	+1,7	+0,80

Валентность и степени окисления

В переходных металлах валентными являются внешние ns2 - электроны и электроны неполных внутренних подуровней (n-1)d или (n-2)f . Электроны ns2 - подуровней первыми удаляются при ионизации атомов. Поэтому степень окисления +2 характерна почти для всех переходных металлов. При этом образуются ионные соединения (соли , гидроксибы и др.). Третий электрон обычно также легко удаляется, и это дает уже трехвалентный катион. Более высокие степени окисления (= +4, +5, и т. д.) встречаются в соединениях с ковалентными химическими связями. Внутренние валентные электроны (d- и f-электроны) могут вступать в химические связи по одному или все вместе. Во многих случаях максимальная валентность переходных металлов ограничена, так как ион имеет малые геометрические размеры или небольшое число валентных электронов. В отличие от p-элементов, валентность может быть четной или нечетной. В Таблице 8.7. показаны электронные конфигурации и типичные валентности d-элементов; более высокие валентности имеются в середине семейства, а в начале и в конце - более низкие.

Таблица 8.7. Электронные конфигурации и валентности d -элементов

Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
s2d1	s2d2	s2d3	s1d5	s2d5	s2d6	s2d7	s2d8	s1d10	s2d10
								1
2	2	2	2	2	2	2	2	2	2
3	3	3	3	3	3	3	3	3
	4	4	4	4	4	4
		5
			6	6	6
				7
Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd
s2d1	s2d2	s1d4	s1d5	s2d5	s1d7	s1d8	s0d10	s1d10	s2d10
								1
2	2	2	2	2	2	2	2	2	2
3	3	3	3	3	3	3	3	3
	4	4	4	4	4	4	4
		5
			6	6	6
				7
					8
La	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg
s2d1	s2d2	s2d3	s2d4	s2d5	s2d6	s2d7	s1d9	s1d10	s2d10
								1	1
2	2	2	2	2	2	2	2	2	2
3	3	3	3	3	3	3	3	3
	4	4	4	4	4	4	4
		5
			6	6	6	6
				7
					8

Атомные радиусы

На Рис. 8.5 и 8.6 показаны атомные радиусы и температуры плавления d-металлов в каждом из d - семейств. От начала семейства до подгруппы VIIIB размеры атомов уменьшаются; таким образом, самые маленькие атомы находятся в VIB, VIIB, и VIIIB подгруппах. Эти же самые элементы имеют самые высокие плотности и температуры плавления.

Рис. 8.5. Атомные радиусы d-элементов

В конце каждого семейства элементов несколько увеличивается атомный радиус и понижается температура плавления. Это происходит потому, что увеличивается число d-электронов, которые все более сильно отталкивают друг друга.

Общее уменьшение размера атомов в семействе называется d-сжатием. Аналогичное сжатие происходит и в f-семействах; оно называется f-сжатием.

Рис. 8.6. Температуры плавления d-элементов

Уменьшение размеров атомов сопровождается уменьшением длины и увеличением энергии химической связи в металлах. Вследствие этого, увличивается температура плавления соответствующих металлов.

Благодаря лантаноидному сжатию (аналогичному d - сжатию), которое наблюдается в 6-м периоде, размер атомов d - элементов 6-го периода лишь незначительно отличается от атомов 5-го периода. По этой причине, свойства d -металлов этих периодов гораздо ближе друг к другу, чем к d - металлам 4-го периода.

d - металлы IV группы

IVB подгруппа состоит из трех элементов, титана, циркония и гафния. В соединениях, они все могут быть двух-, трех- и четырехвалентными. Наиболее характерной степенью окисления для них является +4. Титан относится к наиболее распространенных на Земле элементов, тогда как цирконий и гафний - редкие элементы. Главные минералы титана - рутил TiO2 и ильменит FeTiO3; циркония - циркон ZrSiO4. Гафниий не имеет своих минералов, но он всегда сопровождает цирконий в качестве примеси в количестве 5%. Некоторые свойства титана, циркония и гафния приведены в Таблице 8.9.

Таблица 8.9. Некоторые свойства d - металлов IV группы

Элемент	Атомный радиус, нм	Плотность, г.см-3	Tплавл.oC	Электроотрицательность	o, В
Ti 3d24s2	0,146	4,5	1668	1,6	-1,63
Zr 4d25s2	0,160	6,5	1852	1,6	-1,53
Hf 5d26s2	0,159	13,1	2200	1,53	-1,70

Титан - это легкий и прочный металл, очень устойчивый к коррозии. Он широко применяется как конструкционный материал при строительстве самолетов и космических аппаратов, подводных лодок и спортивного снаряжения, а также как компонент некоторых сортов нержавеющей стали. Цирконий и гафний используются при строительстве ядерных реакторов.

На воздухе, поверхность этих металлов покрывается тонкой защитной оксидно-нитридной пленкой, предотвращающей их коррозию. Диоксиды титана и гафния являются очень устойчивыми пигментами и используются в составе красок для различных целей, в т.ч. для покраски космических аппаратов.

Соединения титана. Наиболее устойчивое состояние окисления титана ,+4, представлено в оксиде TiO2, хлориде TiCl4, оксохлориде TiOCl2 и других соединениях. Тетрахлорид титана, TiCl4, это бесцветная жидкость, которая во влажном воздухе быстро гидролизуется образуя густой белый туман; при этом происходят следующие реакции:

TiCl4 + 4H2O = Ti(OH)4 + 4HCl

TiCl4 + 2H2O = TiOCl2 + 2HCl .

Гидроксид титана (IV) - амфотерное соединение с преимущественно кислотными свойствами (титановая кислота). Со щелочами он реагирует образуя соли - титанаты. наибольшее практическое значение имеет титанат бария, BaTiO3, который имеет ферроэлектрические свойства, и титанат железа (II), FeTiO3, котрый является одним из природных соединений титана. С очень концентрированными растворами сильных кислот гидроксид титана (IV) реагирует с образованием солей титанила - гипотетического оксокатиона TiO2+, например, TiOSO4 или TiO(NO3)2. Эти формулы не являются строгими, потому что представляют не индивидуальное вещество, а продукт частичного гидролиза соответствующих средних солей титана(IV). На самом деле, соль титанила TiOSO4. H2O может быть получена из оксида титана, но в этом случае ион титанила имеет полимерное строение (TiO)n2n+.

Соединения титана(III) содержат ионы Ti3+, которые имеют электронную конфигурацию 3d1 . В водных растворах они образуют ярко-фиолетовые гидратные комплексы [Ti(H2O)6]3+. На воздухе, соединения Ti(III) быстро окисляются в соединения Ti(IV).

Соединения титана в степени окисления +2 нехарактерны для титана, потому что ионы Ti2+ являются очень сильным восстановителем; они реагируют с водой, вытесняя водород:

TiCl2 + H2O = TiOCl2 + H2.

Соединения циркония и гафния являются химическими аналогами соответствующих соединений титана, с той разницей, что низкие степени окисления +2 и +3 для них еще менее характерны, чем для титана..

Хром

В своих соединениях хром может проявлять степени окисления от +2 до +6, но обычными являются только состояния окисления +3 и +6. Состояния +2 and +4 менее важны. Состояние +5 для хрома не характерно, необычно.

Ион Cr2+, существует в водном растворе в виде голубого гексагидрата. В щелочной среде он осаждается в виде желтого гилроксида, Cr(OH)2. Как Cr2+, так и Cr(OH)2 являются сильными восстановителями. Они медленно реагируют с водой, при этом восстанавли-вают водород. При окислении их с помощью кислорода получаются соответственно Cr3+ и Cr(OH)3.

Ион Cr3+ в водном растворе гидратирован. Он встречается также в твердых солях хрома (III), таких как [Cr(H2O)6]Cl3 , и в хромовых квасцах. Гидроксид хрома(III) Cr(OH)3, можно получить, если добавить щелочь или NH4OH (без избытка) к раствору соли Cr(III). Это амфотерный гидроксид; при реакции с избытком щелочи он образует зеленые анионы хромита. В зависимости от температуры и концентрации изменяется содержание воды в хромите. Реакцию образования хромита можно записать разными способами:

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Cr(OH)3 + NaOH = Na[Cr(OH)4]

Cr(OH)3 + NaOH + 2H2O = Na[(OH)4(H2O)2]

В щелочной среде хромит окисляется в хромат при помощи пероксида водорода или (при более высокой температуре) диоксида марганца, нитрата калия или даже кислорода, который содержится в воздухе:

2Na[Cr(OH)4] + 3H2O2 + 2NaOH = 2Na2CrO4 + 8H2O

2NaCrO2 + 3 KNO3 + 2NaOH = 2Na2CrO4 + 3KNO2 + H2O

При высокой температуре твердый Cr(OH)3 окисляется кислородом в диоксид хрома, CrO2:

4Cr(OH)3 + O2 = 4CrO2 + 6H2O.

Диоксид хрома - ферромагнетик и хороший проводник электрического тока. Он используется для изготовления магнитофонной ленты высокого качества.

Высшая степень окисления хрома +6 имеется в триоксиде хрома CrO3, который является ангидридом целого ряда хромовых кислот, xCrO3.yH2O. Простейшая из них - (моно)хромовая кислота H2CrO4. Её соли называются хроматами. Они содержат желтый хромат-ион, CrO42-, который существует в щелочных растворах металлических хроматов, например, хромата натрия Na2CrO4. В кислой среде желтый хромат ион превращается в оранжевый дихромат ион .

2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + H2O

желтый оранжевый

В щелочной среде происходит обратное превращение:

Cr2O72- + 2OH- = 2CrO42- + H2O

Поэтому система хромат - дихромат может использоваться как неорганический кислотно - основной индикатор.

Дихромат ион является сильным окислителем в кислой среде. Наоборот, хромат ионы, которые существуют в щелочной среде, имеют очень слабую окислительную способность.

Качественной реакцией на соединения Cr(VI) является образование ярко-синих молекул пероксида, CrO5; они образуются в качестве промежуточного продукта при восстановлении Cr2O72- пероксидом водорода. CrO5 нестабилен в водном растворе, но стабилизируется в эфирной среде.

Молибден и вольфрам имеют большое число соединений, многие из них похожи на однотипные соединения хрома, но являются менее растворимыми, менее кислотными; это вещества, которые слабее окрашены. Для молибдена и вольфрама (если сравнить с хромом) более характерны высокие степени окисления.

d - металлы I группы

Подгруппа IB состоит из трех элементов - меди, серебра и золота. Их свойства приведены в Таблице 8.13.

Таблица 8.13. Некоторые свойства d - металлов I группы

Элемент	Степени окисления	Атомный радиус, нм	Плотность, г.см-3	Tплавл.oC	Электроотрицательность	o, В
Cu 3d104s1	+1.+2	0,128	8,96	1083	1,9	+ 0,34
Ag 4d105s1	+1	0,144	10,5	960	1,9	+ 0,80
Au 5d106s1	+1. +3	0,144	19,32	1063	2,4	+ 1,7

Эти металлы широко используются с древних времен, Ag и Au как драгоценные металлы, а Cu как конструкционный материал. Они легко извлекаются из своих руд. Главные минералы меди - это халькоцит Cu2S, куприт Cu2O, халькопирит CuFeS2 и малахит. Золото встречается как самородный металл, а серебро как в виде самородного металла, так и минерала аргентита AgS; однако, большая часть серебра получается в качестве побочного продукта при очистке меди. (см. ниже).

Медь серебро и золото являются компонентами многочисленных сплавов: бронзe, латуней, монель-металла, ювелирных сплавов. Серебро и золото используются также для покрытия других металлов (серебрение и золочение).

Медь, серебро и золото в ряду напряжений стоят после водорода, поэтому, они не реагируют с водой, щелочами , с соляной и разбавленной серной кислотами. Золото наиболее устойчивый к окислению металл.

Если окисление сопровождается образованием комплексных соединений, то окислително-восстановительный потенциал заметно понижается и окисление становится возможным:

4Cu + O2 + 8NH3 + 2H2O = 4[Cu(NH3)2]OH

2Ag + H2O2 + 4NaCN = 2Na[Ag(CN)2] + 2NaOH.

Серебро и медь имеет наивысшую среди металлов электро - и теплопроводность, поэтому, они широко используются в электротехнике.

Для этих целей, получают большие количества меди высокой чистоты. На первом этапе, получают черновую медь. Для этого медную руду обжигают и плавят на воздухе; этотпроцесс осуществляют в несколько ступеней; при этом происходит сначала частичное, а затем полное окисление серы в сернистый газ SO2 , восстановление меди и переход примесей в силикатные шлаки. получаемый продукт содержит от 95% до 97% меди.

Окончательная очистка меди осуществляется с помощью электролиза и называется электролитическим рафинированием меди. Электролизер заполняется водным раствором сульфата меди; анод изготавливается из черновой меди, а катод из пластины чистой меди. Электрическое напряжение, прикладываемое к электродом поддерживается таким, чтобы на катоде восстанавливалась только медь, а все примеси - либо оставались в растворе, либо выпадали в виде осадка на дно электролизера.

Пример. Черновая медь содержит примеси железа и серебра. Что произойдет с этими примесями при рафинировании меди?

Решение. Серебро имеет больший потенциал, по сравнению с медью, а железо - меньший. поэтому серебро должно восстанавливаться первым, затем, при большем напряжении - медь, а при еще большем железо. Напряжение между электродами выбирается меньшим, чем нужно для восстановления железа, но большим, чем необходимо для восстановления меди. При этом на аноде железо и медь будут окисляться, а для окисления серебра приложенного напряжения будет недостаточно, и по мере растворения анода, серебро будет выпадать в приэлектродный осадок (шлам) вместе с другими малоактивными металлами. На катоде будет восстанавливаться лишь медь, тогда как для восстановления железа напряжение будет недостаточным. В результате мы получим медь, восстановленную на катоде, серебро, выпавшее в шлам у анода и железо, оставшееся в растворе в виде ионов Fe2+.

Катодный шлам от электролитического рафинирования меди содержит также золото и платиновые металлы, стоимость которых покрывает расходы на затрачиваемую электроэнергию.

Соединения меди. Атомы меди в ее химических соединениях могут иметь степени окисления +1 и +2. Степень окисления +2 более устойчива. В водных растволах, медь(I) может существовать только в форме комплексных ионов, таких как [Cu(NH3)2]+ или [Cu(CN)2]-. В противном случае, происходит их диспропорционирование:

Cu+ + e = Cu , o = 0.52V

Cu+ -e = Cu2+ , o = 0.15V

Нерастворимые соединения одновалентной меди, Cu2Cl2, Cu2I2, Cu2Br2, Cu2O, Cu2S, устойчивы и не реагируют с водой.

Ионные соединения меди(II), в водных растворах существуют в виде гидратных комплексов [Cu(H2O)4]2+. При добавлении щелочи, из них выпадает голубой осадок гидроксида меди (II) Cu(OH)2, который при нагревании распадается на черный оксид меди(II) CuO и воду. Cu(OH)2 легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием амминокомплекса [Cu(NH3)4]2+.

При нагревании в атмосфере кмслорода в смеси с основными оксидами, CuO частично окисляется до степени окисления (+3). Таким путем синтезируется хорошо известный высокотемпературный сверхпроводник, имеющий формулу Ba2YCu3O7-х. Это нестехиометрическое соединение, содержащее атомы Cu(II) иCu(III).

Серебро в своих соединениях обычно имеет степень окисления +1 , хотя известны также степени окисления +2 и +3. Большинство солей серебра малорастворимы в воде, исключение составляют AgF и AgNO3. Гидроксид серебра неустойчив, поэтому, при добавлении щелочи к водным растворам солей серебра, в осадок выпадает не гидроксид, а оксид серебра, Ag2O:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O.

Для ионов серебра характерно образование устойчивых линейных комплексов с лигандами NH3, S2O32-, CN-, и др. Комплексные соединения серебра , в отличие от большинства обычных солей, хорошо растворимы в воде:

Ag2O + 2NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH(aqu.).

Золото - химически инертный металл. Практическое значение имеют реакции его извлечения из рудных месторождений путем окисления в присутствии цианид-ионов CN- :

Au + O2 + 8KCN + 2H2O = 4K[Au(CN)2] + 4KOH;

или растворения в жидкой ртути с образованием амальгамы золота:

nAu + mHg = AunHgm

d - металлы II группы

Подгруппа IIB состоит из трех элементов - цинка, кадмия и ртути. Это последние элементы в своих d - семействах. Все они металлы; некоторые их свойства приведены в Таблице 8.14.

В природе цинк и ртуть встречаются в виде сульфидных минералов: киновари, HgS, и сфалерита , ZnS. Кадмий обычно присутствует в виде примеси в месторождениях меди и цинка.

Таблица 8.14. Некоторые свойства d - металлов I группы

Элемент	Степени окисления	Атомный радиус, нм	Плотность, г.см-3	Tплавл.oC	o, В (Me2+ + 2e = Me)
Zn 3d104s2	+2	0,139	7,1	419	-0,76
Cd 4d105s2	+2	0,156	8,7	321	-0,40
Hg 5d106s2	+1, +2	0,160	13,55	-39	+0,80

При получении цинка, его руду сначала подвергают обжигу:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2.

Затем, ZnO, полученный при обжиге, восстанавливают углем в металлический цинк:

ZnO + C = Zn + CO.

При этом температура поднимается намного выше температуры кипения цинка; цинк испаряется, а затем конденсируется в более холодной части плавильной печи в виде пыли, состоящей из чистого металла. Если в руде присутствует кадмий, с он восстанавливается и перегоняется вместе с цинком, а в дальнейшем, производится их разделение путем перегонки при более низкой температуре.

Ртуть получают простым нагреванием ее руды:

HgS + O2 = Hg + SO2.

Цинк используется в составе сплавов с медью, - латуней, а также, в чистом виде для изготовления анодов гальванических элементов и для защитных покрытий стальных изделий. Цинк более активный металл, чем железо, и поэтому, служит ему анодным покрытием; при действии агрессивной среды, он разрушается в первую очередь. В то же время, поверхность самого цинка покрыта защитным слоем основной соли Zn2CO3(OH)2.

Кадмий используется как компонент легкоплавких сплавов, как материал для анодов гальванических элементов и аккумуляторов и для защитного покрытия железа, однако, его использование ограничено тем, что все его соединения очень ядовиты.

Ртуть используется в термометрах, барометрах, электрических выключателях большой мощности, гальванических элементах и других электрохимических устройствах и в ртутных газоразрядных лампах, в т. ч., в люминесцентных лампах. Ртуть также используется в виде амальгам - растворов других металлов в ртути; при обычной температуре, амальгамы могут быть жидкими или твердями веществами.

При обычных условиях, все d - металлы второй группы устойчивы к коррозии, потому что ртуть имеет высокий окислительно-восстановительный потенциал, а поверхность цинка и кадмия защищена оксидно-солевой пленкой.

Цинк - амфотерный металл, он способен реагировать с водными растворами как кислот, так и щелочей:

Zn + 2H+ + 4H2O = [Zn(H2O)4]2+ + H2

Zn + 2H2O + 2OH- = [Zn(OH)4]2- + H2

В водных растворах, ионы Zn2+ образуют тетраэдрические комплексы с различными лигандами. Примеры таких комплексов: [Zn(OH)4]2-, [Zn(OH)3H2O]-, [Zn(CN)4]2-, [Zn(NH3)4]2+ и [Zn(C2O4)2]2-. Во многих случаях, комплексы цинка менее стабильны, чем соответствующие комплексы других переходных металлов.

Кадмий в химических реакциях ведет себя во многом подобно цинку, но его реакции протекают намного медленнее, а его комплексы имеют октаэдрическую форму. Комплексные соединения цинка и кадмия бесцветны.

Ртуть реагирует только с кислотами - окислителями; при этом образуются катионы одновалентной ртути Hg22+, или двухвалентной, Hg2+:

6Hg + 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O

3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Первая реакция представляет собой начальную ступень второй.

Подобно серебру, ртуть не имеет устойчивых гидроксидов, поэтому, из щелочных растворов ионы ртути(II) осаждаются в виде оксида:

Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + 2NaNO3 + H2O.

Осаждение соединений ртути (I) в щелочной среде сопрвждается диспропорционированием:

Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg + HgO + 2NaNO3.

Подобно солям серебра, большинство неорганических солей ртути нерастворимо в воде; исключение составляют Hg(NO3)2, Hg2(NO3)2 и HgCl2. Ртуть(II) образует бесцветные тетраэдрические комплексы с ионами галогенов, например.

HgI2 + 2KI = K2[HgI4].

Применение ртути создает серьезную экологическую проблему, потому что все ее соединения, особенно растворимые в воде, очень ядовиты. Соединения ртути из сточных вод промышленных предприятий накапливаются в живых организмах и передаются через пищевые цепи; больше всего их накапливается в рыбьем жире. В течение многих столетий, использование ртути было бесконтрольным во всем мире; ртутные загрязнения накопившиеся за это время на дне водоемов (рек, озер и морей) потребуют еще большего времени для своего устранения.

Уменьшение восстановительных способностей атомов металлов	Ряд активности металлов ( Бекетова )
	Li,К,Са,Na	Mg, А1, Мп, Zn, Cr,Fe, Cd, Со, Ni, Sn, РЬ	H2	Cu, Hg, Ag, Pt, Аu
Взаимодействие с воздухом	активно окисляются, окислы основные, растворимы вводе .	Окисляются, пассивируются защитной пленкой окислы .	-	окисляются при t, не активные	инертные не окисляются
Взаимодействие с Н2О (окислитель-катион водорода воды )	Активно вытесняют водород, образуя щелочи	Взаимодействуют при нагревании, вытесняя водород, т.е. при обычной температуре пассивируют пленкой гидроокиси, растворимость которых уменьшается слева на право.		инертные
Взаимодействие с кислотами класса А: HCI, HBr, HJ HzSO4 (разб.) и другими. Окисл - катион Н+ кислоты	Активно растворяются, выделяя водород и образуя соли	То же		инертные
Класс В: HNO3 -- всех концентраций Н2SО4- концентрированная окислитель N+5 и S+6 но не Н+ кислоты	растворяются в разбавленной HNO3 без нагрева, а с концентрированными серной и азотной кислотами при нагревании. Продукты реакции: N+5: NO2, N2O3, NO, N2О; S+6: :SO2, H2S	То же
Взаимодействие с водными растворами щелочей. Окислитель-Н+2, А12О	Окисляются активные металлы, гидрооксиды которых- амфотерные	То же

Контрольные вопросы

1. Какие металлы относятся к d- элементам?

2. Каковы физические и химические свойства d- элементов?

3. Назовите d - металлы IV группы и их физ - химические свойства.

4. Назовите d - металлы I группы и их физ - химические свойства.

5. Назовите d - металлы II группы и их физ - химические свойства

Лекция 15. Общая характеристика неметаллов, их аллотропия, распространение в природе, получение, применение, физико - химические свойства р - элементов

Цель: Изучить общие характеристики неметаллов, физико - химичексие свойства, получение и приминение р - элементов.

Литература

1. Ахметова Н.С. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М. 1981 г.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд. «Химия», Ленинград, 1987г.

3. Некрасов В.Б. Основы общей химии. Изд. «Химия», М. 1971г

4. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М.1983г

5. Коржуков Н.Г. Неорганическая химия. Москва «МИСИС», 2001г

6. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия Изд. ТПУ. Томск 2003г.

7. Курнакова Н.С. Современные проблемы общей и неорганической химии. М. «Химия» М., 2004г.

Основное содержание

p - металлы III группы

Подгруппа IIIА состоит из пяти элементов, свойства которых приведены в Таблице 8.3. Четыре из пяти элементов подгруппы являются металлами; это алюминий, галлий, индий и таллий. Наибольшее практическое значение имеет алюминий, применяемый в виде плавов как легкий конструкционный материал, а в чистом виде - как хороший проводник электрического тока и упаковочный материал. Галлий, индий и таллий используются для производства современных полупроводниковых и светотехнических материалов.

Таблица 8.3. Свойства p - элементов III группы периодической системы

Элемент	B	Al	Ga	In	Tl
Электронная конфигурация	2s22p1	3s23p1	4s23d104s1	5s24d105p1	6s24f145d106p1
Температура плавления, C	2300	660	30	156	449
плотность, г.см3	2,4	2,7	5,9	7,3	11,8
Энергия ионизации, кДж.мольl1	801	577	579	557	589
Окислительно-восстановитель-ный потенциал (M/M3+), В	-	-1,66	-0,56	-0,34	-0,34

Алюминий

Алюминий - третий по распространенности элемент в земной коре. Большая часть алюминия находится в связанном виде (то есть в виде соединений) в алюмосиликатах, таких как глина, слюда, полевой шпат. Источник сырья для производства алюминия - это бокситы; они представляют собой гидроксиды алюминия Al2O3.xH2O, которые имеют примеси (то есть загрязнены). Примесями являются, прежде всего, оксид железа(III) и диоксид кремния.

Получение алюминия. Получение алюминия из природного сырья осуществляется в2 этапа, которые сильно отличаются друг от друга по характеру химических процессов.

Первый этап - получение чистого оксида алюминия из бокситовой руды. Природные бокситы перерабатывают по методу Байера:

Сначала боксит растворяют в горячем концентрированном растворе гидроксида натрия. Амфотерный оксид алюминия и кислотный оксид кремния растворяются, а основной оксид железа остается нерастворенным. При растворении оксида алюминия образуется алюминат натрия:

Al2O3.H2O+2NaOH+2H2O =2 Na[Al(OH)4].

После этого раствор охлаждают, разбавляют, продувают воздухом, который содержит CO2, и добавляют в него немного кристаллов Al(OH)3 для того, чтобы начался гидролиз алюмината и осаждение Al(OH)3 из раствора:

Na[Al(OH)4] = Al(OH)3 + NaOH.

Углекислый газ, который находится в воздухе, способствует более полному осаждению:

Na[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)3 + NaHCO3

Кремний остается в растворе в форме Na2SiO3. Гидроксид алюминия, который только что получили, не имеет определенного стехиометрического состава; его правильнее называть гидратированным оксидом алюминия Al2O3.xH2O.

Нагреванием гидроксида до 950oC.получают безводный оксид алюминия (его называют глиноземом)

Второй этап - это получение металлического алюминия путем электролиза Al2O3, предварительно растворенного в расплавленном криолите (гекса-фтороалюминате натрия), при температуре около 1000оС. Это сложный электрохимический процесс, для которого невозможно записать простые уравнения для электродных реакций на катоде и аноде:

На катоде кислородные и фтористые комплексы алюминия восстанавливаются в жидкий металлический алюминий (Tплавлt= 660oC).

На графитовом аноде образуется смесь продуктов, она содержит O2 и F2. Это очень активные газы, особенно при высокой температуре; поэтому анод постепенно разрушается и должен периодически обновляться. Жидкий алюминий сливается из нижней части электролизёра в разливается по формам. Годовое производство алюминия в России составляет около 30 млн тонн.

Пример. Предложите реакцию, которая может описать электролиз расплавленной смеси Al2O3 + Na3AlF6.

Решение. Al2O3, растворенный в расплавленном криолите может рассматриваться как алюминат алюминия - Al(AlO3), который диссоциирует на катионы алюминия и анионы алюмината:

Al(AlO3) = Al3+ + AlO33-

Катодное восстановление будет идти как:

Al3+ + 3e = Al

а анодное окисление будет :

2AlO33- - 6e = Al2O3 + 3/2O2

Полностью реакция записывается как:

Al2O3 = Al + 3/2O2.

Алюминий - очень разносторонний материал. Его можно легко прокатывать, прессовать, отливать в формы, гнуть, выдавливать через отверстия и вытягивать, придавая ему любую форму (то есть он имеет высокую пластичность). Высокая пластичность алюминия позволяет изготавливать из него очень тонкую фольгу, которую производят в больших количествах. Чистый алюминий имеет отличную электропроводность( 4. 105 -1. см-1) и низкую плотность, что ставит его среди лучших электротехнических материалов. В виде сплавов алюминий используют в авиа и в автомобилестроении, как конструкционный материал его используют в строительстве.

Наиболее распространенные сплавы алюминия - это дюралюминий (94% Al, остальное Cu, Mg, Mn, Fe, и Si) и силумин (около 85% Al, 10-12% Si , остальное Na). В виде порошка алюминий входит в состав многих взрывчатых и горючих смесей. Его добавляют в ракетное топливо, чтобы придать ему большую мощность. Алюминий добавляют к переходным металлам, чтобы придать им большую термостойкость (NiAl, Ni3Al, CoAl, TiAl, Ti3Al, и т. д.).

Термодинамически, алюминий - очень активный металл. Но его реакционная способность в большой степени понижается, так как на его поверхности образуется пленка оксида алюминия Al2O3. Это гладкий, упругий и твердый поверхностный слой, он защищает алюминий и большинство его сплавов от коррозионного воздействия окружающей среды. Более толстый слой оксида можно осадить на поверхность алюминия электролитически с помощью процесса, который носит название анодирование.

Алюминий - амфотерный металл:

Al + 4H2O + 3H+ = Al(H2O)43+ + 3/2 H2

Al + 3H2O + OH- = Al(OH)4- + 3/2 H2.

Гидроксид алюминия также амвотерен, он может рассматриваться и как кислота, и как основание:

Al(OH)3 = H3AlO3 HAlO2 = AlOOH.

С кислотами он реагирует с образованием трехвалентных катионов Al(H2O)43+ или Al(H2O)63+.

2Al(OH)3+ 6HCl +2H2O = 2 [Al(H2O)4]Cl3

А со щелочами он ведет себя как кислота (алюминиевая кислота) и дает при этом соли, которые называются алюминатами:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Растворимые в воде соли алюминия испытывают сильный гидролиз, так как ион алюминия имеет малые размеры и большой электрически заряд. Ионное уравнение первой ступени гидролиза можно записать как

Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+

или более точно как

Al(H2O)63++ H2O = Al(OH)(H2O)52+ +

+ H3O+.

Впервые алюминий был открыт в ряде солей, которые называют квасцы. Это гидратированные сульфаты, они содержат одновременно одно- и трехвалентные катионы: X+Y3+(SO4)2.12H2O. Обычные квасцы - это KAl(SO4)2.12H2O. Одновалентные катионы, такие как Li+, Na+ и NH4+ могут замещать K+, а трехвалентные катионы, такие как Cr3+ и Fe3+ могут замещать Al3+, при этом образуется целый ряд различных квасцов.

Квасцы используют в производстве бумаги, красителей и при выделке кожи.

Другая важная соль - это хлорид алюминия. Из водных растворов его получают в виде кристаллогидрата AlCl3.6H2O, или точнее, [Al(H2O)6]Cl3. Это ионное соединение, которое из-за гидролиза не может быть дегидратировано при помощи нагревания. Безводный AlCl3 можно получить с помощью прямого синтеза из простых веществ. Это полимер с мостиковыми связями -Al - Cl - Al -.

Галлий, индий и таллий

Галлий, индий и таллий - химические аналоги алюминия. Это редкие и рассеянные элементы, они встречаютс, главным образом, в виде примесей в сульфидных рудах цинка, свинца и кадмия и в минералах алюминия; они производятся в ограниченных количествах. Арсенид галлия, GaAs, и фосфид индия, InP, являются полупроводниками и используются для изготовления полупроводниковых лазеров. Таллий используется для изготовление фотоэлементов, инфракрасных детекторов и для поиводства специального стекла. Соли таллия очень ядовиты.

Галлий, индий и таллий не настолько активные металлы, как, на первый взгляд, следовало бы из их положения в периодической таблице. Они не более, как можно было бы ожидать, а менее активны, чем алюминий. Дело в том, что, в отличие от алюминия, в периодической системе каждому из них предшествует семейство из 10 d- элементов, имеющих небольшие атомные радиусы (d - сжатие); в результате этого, атомные радиусы галлия, индия и таллия также относительно невелики.

Гидроксид галлия Ga(OH)3 очень похож по свойствам на гидроксид алюминия - это амфотерный гидроксид , константы диссоциации которого по кислотному и по основному типу равны между собой. Амфотерность гидроксида индия менее заметна. Таллий в своих соединениях имеет две устойчивые степени окисления, +1 и +3. В той и в другой, он проявляет только основные свойства, причем гидроксид таллия (I) является сильным основанием.

Пример. Al, Ga и In в реакциях с кислотами образуют трехвалентные катионы M3+ , в то время как таллий образует одновалентный катион Tl+. Напишите уравнения реакций и объясните это различие в химических свойствах.

Решение. В группе IIIA находятся металлы высокой средней активности, стоящие в ряду напряжений перед водородом; поэтому они способны вытеснять водород:

2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2;

2Ga + 6H+ = 2Al3+ + 3H2

2In + 6H+ = 2Al3+ + 3H2;

2Tl + 2H+ = 2Tl+ + H2

У таллия Tl , как и у всех тяжелых p-элементов (Pb, Bi, Po и At) низшая степень окисления стабилизируется, потому что с увеличением главного квантового числа n разница в энергиях валентных ns- и np- АО возрастает, и из-за этого, ns - электроны, имеющие более низкую энергию, с большими затруднениями переходят в возбужденное состояние, которое необходимо для приобретения высшей валентности III.

p - металлы IV группы

Подгруппа IVA состоит из пяти элементов: углерода, кремния, германия, олова и свинца. Для сравнения, некоторые их свойства приведены в Таблице 8.4. Лишь два элемента этой подгруппы, олово и свинец, являются металлами. Кремний и германий - элементы с полуметаллическими свойствами (полупроводники), углерод - типичный неметалл.

Таблица 8.4. Свойства p - элементов IV группы периодической системы

Элемент	C	Si	Ge	Sn	Pb
Электронна конфигурация	2s22p2	3s23p2	4s23d104s2	5s24d105p2	6s24f145d106p2
Температура плавления, oC	-	1423	937,2	231,9	327,4
Плотность, г.см-3	2,26	2,33	5,32	7,30	11,34
Энергия ионизации, кДж.моль-1	1086	786	760	708	716
Окислительно - восстановительный потенциал (M/M2+),В	-	-	0	-0,14	-0,13

Формально, по его положению в периодической таблице, германий также иногда называют металлом. Однако, он не обладает одним из общих свойств металлов - неспособен к образованию простых катионов. Для сравнения, мы рассмотрим его свойства совместно оловом и свинцом.

Германий, олово и свинец

Металлические свойства резко усиливаются от германия, который является неметаллом с некоторыми признаками металличности, к олову, которое имеет две металлические и одну неметаллическую аллотропную форму, и далее к свинцу, который является типичным металлом. Усиление металлических свойств от германия к свинцу хорошо иллюстрируется примером их взаимодействия с азотной кислотой: