18.1 Периодичность (Periodicity)

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• классифицировать элементы;
• предсказывать периодические закономерности свойств элементов главных групп.

В этом разделе мы рассмотрим поведение представительных металлов в связи с их положением в периодической таблице. Основное внимание будет уделено применению периодичности к представительным металлам.

Элементы можно разделить на группы по их электронным конфигурациям. Элементы главных групп (representative elements) — это элементы, у которых заполняются \(s\)- и \(p\)-орбитали. Переходные элементы (transition elements) — это элементы, у которых заполняются \(d\)-орбитали (группы 3–11 периодической таблицы), а внутренние переходные металлы (inner transition metals) — те, у которых заполняются \(f\)-орбитали. \(d\)-Орбитали полностью заполняются на элементах группы 11; поэтому элементы группы 12 относят к элементам главных групп, поскольку их последний электрон поступает на \(s\)-орбиталь. Металлы среди элементов главных групп называют представительными металлами (representative metals). Металлический характер обусловлен способностью элемента терять внешние валентные электроны и проявляется, в частности, в высокой теплопроводности и электропроводности, а также в других физических и химических свойствах. Существует 20 нерадиоактивных представительных металлов в группах 1, 2, 3, 12, 13, 14 и 15 периодической таблицы (на рис. 18.2 они выделены жёлтым цветом). Радиоактивные элементы коперниций, флеровий, полоний и ливерморий также являются металлами, но их рассмотрение выходит за рамки этой главы.

Помимо представительных металлов, часть элементов главных групп относится к металлоидам. Металлоид (metalloid) — это элемент, свойства которого занимают промежуточное положение между свойствами металлов и неметаллов; обычно это полупроводники.

Остальные элементы главных групп — неметаллы. В отличие от металлов, которые, как правило, образуют катионы и ионные соединения (содержащие ионные связи), неметаллы склонны образовывать анионы или молекулярные соединения. В общем случае сочетание металла и неметалла даёт соль. Соль (salt) — это ионное соединение, состоящее из катионов и анионов.

Рис. 18.2. Положение представительных металлов показано в периодической таблице. Неметаллы выделены зелёным цветом, металлоиды — фиолетовым, а переходные и внутренние переходные металлы — синим.

Большинство представительных металлов не встречается в природе в свободном состоянии, поскольку они легко реагируют с водой и кислородом воздуха. Однако бериллий, магний, цинк, кадмий, ртуть, алюминий, олово и свинец можно выделить из природных минералов в элементарном виде и использовать, так как они реагируют с воздухом очень медленно. Отчасти это связано с тем, что при контакте с воздухом на их поверхности образуется защитная плёнка. Образование такой защитной плёнки называют пассивацией (passivation). Эта плёнка представляет собой инертный слой оксида или иного соединения. Элементарные магний, алюминий, цинк и олово широко используют при изготовлении многих привычных предметов, включая проволоку, кухонную утварь, фольгу и разнообразные бытовые и личные изделия. Хотя бериллий, кадмий, ртуть и свинец доступны, область их применения ограничена из-за их токсичности.

Группа 1: щелочные металлы

Щелочные металлы (alkali metals) — литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций — составляют группу 1 периодической таблицы. Хотя водород также находится в группе 1 (а заодно и в группе 17), он является неметаллом и будет рассмотрен отдельно ниже в этой главе. Название «щелочной металл» отражает тот факт, что эти металлы и их оксиды реагируют с водой с образованием сильнощелочных растворов.

Свойства щелочных металлов схожи между собой, как и следовало ожидать для элементов одного семейства. У щелочных металлов наибольшие атомные радиусы и наименьшая первая энергия ионизации среди элементов своего периода. Это сочетание позволяет очень легко удалить единственный электрон во внешней (валентной) оболочке каждого из них. Лёгкость потери этого валентного электрона приводит к тому, что эти металлы охотно образуют устойчивые катионы с зарядом \(1+\). Реакционная способность щелочных металлов растёт с увеличением порядкового номера благодаря всё более лёгкой потере одиночного валентного электрона (уменьшающаяся энергия ионизации). Поскольку окисление протекает очень легко, обратный процесс — восстановление — затруднён, что объясняет, почему щелочные металлы трудно выделить в свободном виде. Твёрдые щелочные металлы очень мягкие; литий, показанный на рис. 18.3, имеет самую низкую плотность среди всех металлов (\(0{,}5\ \text{г/см}^3\)).

Все щелочные металлы бурно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочного раствора гидроксида металла. Это означает, что они окисляются легче, чем водород. Например, реакция лития с водой:

\[ \ce{2Li(s) + 2H2O(l) -> 2LiOH(aq) + H2(g)} \]

Рис. 18.3. Литий плавает в парафиновом масле, поскольку его плотность меньше плотности парафинового масла.

Щелочные металлы непосредственно реагируют со всеми неметаллами (кроме благородных газов), образуя бинарные ионные соединения, содержащие ионы металла с зарядом \(1+\). Эти металлы настолько реакционноспособны, что необходимо избегать их контакта как с влагой, так и с кислородом воздуха. Поэтому их хранят в герметично закрытых сосудах под слоем минерального масла, как показано на рис. 18.4, чтобы исключить контакт с воздухом и влагой. В природе чистые металлы никогда не встречаются в свободном (несвязанном) состоянии из-за их высокой реакционной способности. Кроме того, эта же высокая реакционная способность вынуждает получать металлы электролизом их соединений.

Рис. 18.4. Чтобы исключить контакт с воздухом и водой, калий для лабораторного использования поставляют в виде палочек или горошин, хранящихся под керосином, минеральным маслом или в герметичных сосудах. (credit: http://images-of-elements.com/potassium.php)

В отличие от многих других металлов, реакционная способность и мягкость щелочных металлов делают их непригодными для конструкционных применений. Тем не менее существуют области, в которых реакционная способность щелочных металлов оказывается преимуществом. Например, получение таких металлов, как титан и цирконий, отчасти основано на способности натрия восстанавливать их соединения. Производство многих органических соединений, включая некоторые красители, лекарственные препараты и парфюмерные вещества, использует восстановление литием или натрием.

Натрий и его соединения окрашивают пламя в ярко-жёлтый цвет (см. рис. 18.5). Тот же цвет возникает при пропускании электрического разряда через пары натрия. В обоих случаях это пример спектра испускания (emission spectrum), рассмотренного в главе об электронном строении. В уличных фонарях иногда применяют натриевые лампы, поскольку пары натрия дают свет, лучше пробивающий туман, чем большинство других источников. Это объясняется тем, что туман рассеивает жёлтый свет слабее, чем белый. Другие щелочные металлы и их соли также окрашивают пламя. Литий придаёт пламени яркий малиновый цвет, тогда как остальные — бледно-фиолетовый.

Рис. 18.5. Если опустить проволоку в раствор соли натрия и затем нагреть её, наблюдается излучение яркого жёлтого света, характерного для натрия.

Дополнительно

Это видео демонстрирует реакции щелочных металлов с водой.

Группа 2: щёлочноземельные металлы

Щёлочноземельные металлы (alkaline earth metals) — бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий — составляют группу 2 периодической таблицы. Название «щёлочноземельный металл» происходит от того, что оксиды наиболее тяжёлых членов этой группы реагируют с водой с образованием щелочных растворов. При переходе от группы 1 к группе 2 заряд ядра возрастает. Из-за этого увеличения заряда атомы щёлочноземельных металлов меньше по размеру и обладают более высокими первыми энергиями ионизации, чем атомы щелочных металлов того же периода. Более высокая энергия ионизации делает щёлочноземельные металлы менее реакционноспособными, чем щелочные, однако они по-прежнему остаются очень реакционноспособными элементами. Их реакционная способность, как и следовало ожидать, растёт с увеличением размера атома и уменьшением энергии ионизации. В химических реакциях эти металлы охотно теряют оба валентных электрона, образуя соединения, в которых проявляют степень окисления \(2+\). Из-за высокой реакционной способности щёлочноземельные металлы, как и щелочные, обычно получают электролизом. Хотя энергии ионизации низки, два металла с наибольшими энергиями ионизации (бериллий и магний) всё же образуют соединения, проявляющие некоторую долю ковалентности. Как и щелочные металлы, тяжёлые щёлочноземельные металлы окрашивают пламя. Как и в случае щелочных металлов, это часть спектра испускания этих элементов. Кальций и стронций дают оттенки красного, а барий — зелёный цвет.

Магний — серебристо-белый металл, ковкий и пластичный при высоких температурах. Пассивация снижает реакционную способность металлического магния. При контакте с воздухом на его поверхности образуется плотно прилегающий слой оксикарбоната магния, препятствующий дальнейшей реакции. (Карбонатная часть образуется в результате реакции с углекислым газом атмосферы.) Магний — самый лёгкий из широко применяемых конструкционных металлов, поэтому большая часть его производства идёт на изготовление лёгких сплавов.

Магний (показан на рис. 18.6), кальций, стронций и барий реагируют с водой и воздухом. При комнатной температуре наиболее энергично реагирует барий. Продукты реакции с водой — водород и гидроксид металла. Выделение газообразного водорода указывает на то, что более тяжёлые щёлочноземельные металлы являются лучшими восстановителями (легче окисляются), чем водород. Как и следовало ожидать, эти металлы реагируют как с кислотами, так и с неметаллами с образованием ионных соединений. В отличие от большинства солей щелочных металлов, многие распространённые соли щёлочноземельных металлов плохо растворимы в воде из-за высокой энергии кристаллической решётки этих соединений, содержащих двухзарядный катион металла.

Рис. 18.6. Металлический магний (левая склянка) медленно реагирует с горячей водой (средняя склянка) с образованием \(\ce{Mg^{2+}}\) и \(\ce{OH-}\) и щелочного раствора (правая склянка после добавления индикатора фенолфталеина). (credit: modification of work by Sahar Atwa)

Сильное восстановительное действие горячего магния полезно при получении некоторых металлов из их оксидов. Сродство магния к кислороду столь велико, что горящий магний реагирует с углекислым газом с образованием элементарного углерода:

\[ \ce{2Mg(s) + CO2(g) -> 2MgO(s) + C(s)} \]

По этой причине \(\ce{CO2}\)-огнетушитель не способен погасить горение магния. Кроме того, ярко-белый свет, излучаемый горящим магнием, делает его пригодным для использования в сигнальных огнях и фейерверках.

Группа 12

Элементы группы 12 относятся к переходным элементам, однако последний добавляемый электрон — не \(d\)-, а \(s\)-электрон. Поскольку последний добавляемый электрон является \(s\)-электроном, эти элементы относят к представительным металлам, или постпереходным металлам (post-transition metals). Элементы группы 12 ведут себя ближе к щелочноземельным металлам, чем к переходным. В группу 12 входят четыре элемента: цинк, кадмий, ртуть и коперниций. У каждого из них на внешней оболочке по два электрона (\(ns^{2}\)). Когда атомы этих металлов образуют катионы с зарядом \(2+\), теряя два внешних электрона, они приобретают псевдоконфигурацию благородного газа (pseudo-noble gas electron configuration). Ртуть иногда составляет исключение, так как она также проявляет степень окисления \(1+\) в соединениях, содержащих двухатомный ион \(\ce{Hg2^{2+}}\). И в элементарном виде, и в соединениях кадмий и ртуть токсичны.

Цинк — самый реакционноспособный элемент группы 12, а ртуть — наименее. (Это обратный порядок по сравнению с тенденцией реакционной способности металлов групп 1 и 2, в которых реакционная способность увеличивается сверху вниз по группе. Возрастание реакционной способности с увеличением порядкового номера характерно только для металлов групп 1 и 2.) Уменьшение реакционной способности обусловлено образованием ионов с псевдоконфигурацией благородного газа, а также другими факторами, рассмотрение которых выходит за рамки настоящего обсуждения. Химическое поведение цинка и кадмия весьма сходно, но отличается от поведения ртути.

Цинк и кадмий имеют меньшие потенциалы восстановления, чем водород, и, подобно щелочным и щёлочноземельным металлам, выделяют газообразный водород при взаимодействии с кислотами. Реакция цинка с соляной кислотой, показанная на рис. 18.7, имеет вид:

\[ \ce{Zn(s) + 2H3O+(aq) + 2Cl-(aq) -> H2(g) + Zn^{2+}(aq) + 2Cl-(aq) + 2H2O(l)} \]

Рис. 18.7. Цинк — активный металл. Он растворяется в соляной кислоте, образуя раствор бесцветных ионов \(\ce{Zn^{2+}}\), ионов \(\ce{Cl-}\) и газообразный водород.

Цинк — серебристый металл, быстро тускнеющий до сине-серого оттенка. Это изменение цвета связано с прилегающим слоем основного карбоната \(\ce{Zn2(OH)2CO3}\), который пассивирует металл и препятствует дальнейшей коррозии. В сухих и щелочных батареях цинк служит анодом. Латунь (\(\ce{Cu}\) и \(\ce{Zn}\)) и некоторые бронзы (\(\ce{Cu}\), \(\ce{Sn}\), а иногда и \(\ce{Zn}\)) — важные сплавы цинка. Около половины производимого цинка идёт на защиту железа и других металлов от коррозии. Такая защита может реализовываться в виде протектора (жертвенного анода) (sacrificial anode) — он же гальванический анод, обеспечивающий катодную защиту различных металлов — или в виде тонкого покрытия на защищаемом металле. Оцинкованная сталь — это сталь с защитным покрытием из цинка.

Химия в повседневной жизни. Жертвенные аноды

Протектор, или жертвенный анод, — это способ обеспечения катодной защиты различных металлов. Катодная защита (cathodic protection) состоит в предотвращении коррозии за счёт превращения корродирующего металла в катод. Будучи катодом, металл устойчив к коррозии, представляющей собой процесс окисления. Коррозия идёт на жертвенном аноде, а не на катоде.

Устройство такой системы начинается с присоединения более активного металла (с более отрицательным потенциалом восстановления) к металлу, нуждающемуся в защите. Соединение может быть прямым или через провод. Чтобы замкнуть цепь, необходим солевой мостик. Этим солевым мостиком часто служит морская или грунтовая вода. После замыкания цепи окисление (коррозия) протекает на аноде, а не на катоде.

В качестве жертвенных анодов обычно применяют магний, алюминий и цинк. У магния наиболее отрицательный потенциал восстановления среди трёх и он лучше работает там, где солевой мостик менее эффективен из-за низкой концентрации электролита, например в пресной воде. Цинк и алюминий лучше магния работают в солёной воде. Алюминий легче цинка и имеет большую ёмкость; однако оксидная плёнка может пассивировать алюминий. В особых случаях полезны и другие материалы. Например, железо защищает медь.

Ртуть очень отличается от цинка и кадмия. Ртуть — единственный металл, остающийся жидким при \(25\ \text{°C}\). Многие металлы растворяются в ртути, образуя растворы, называемые амальгамами (amalgams) (см. врезку об амальгамах); амальгамы представляют собой сплавы ртути с одним или несколькими другими металлами. Ртуть, показанная на рис. 18.8, — нереакционноспособный элемент, окислить который труднее, чем водород. Поэтому она не вытесняет водород из кислот; однако она реагирует с сильными окисляющими кислотами, такими как азотная:

\[ \ce{Hg(l) + HCl(aq) -> }\ \text{нет реакции} \]

\[ \ce{3Hg(l) + 8HNO3(aq) -> 3Hg(NO3)2(aq) + 4H2O(l) + 2NO(g)} \]

Первоначально образующийся бесцветный \(\ce{NO}\) быстро доокисляется до красно-бурого \(\ce{NO2}\).

Рис. 18.8. Слева направо: \(\ce{Hg(l)}\), \(\ce{Hg}\) + концентрированная \(\ce{HCl}\), \(\ce{Hg}\) + концентрированная \(\ce{HNO3}\). (credit: Sahar Atwa)

Большинство соединений ртути разлагается при нагревании. В большинстве соединений ртуть находится в степени окисления \(2+\). При большом избытке ртути возможно получение соединений, содержащих ион \(\ce{Hg2^{2+}}\). Все соединения ртути токсичны, и при их синтезе необходимо соблюдать большую осторожность.

Химия в повседневной жизни. Амальгамы

Амальгама — это сплав ртути с одним или несколькими другими металлами. Это аналогично тому, как сталь считают сплавом железа с другими металлами. Большинство металлов образуют с ртутью амальгамы; основные исключения — железо, платина, вольфрам и тантал.

В связи с проблемами токсичности ртути использование амальгам существенно сократилось. Исторически амальгамы играли важную роль в электролитических ячейках и при извлечении золота. Амальгамы щелочных металлов по-прежнему применяют, поскольку они являются сильными восстановителями и с ними проще обращаться, чем с чистыми щелочными металлами.

У старателей возникала проблема, когда они находили мелкодисперсное золото. Они обнаружили, что добавление ртути в их лотки собирало золото в ртуть, образуя амальгаму, которую было легче собрать. К сожалению, потери небольших количеств ртути на протяжении многих лет привели к тому, что многие реки Калифорнии оказались загрязнены ртутью.

Стоматологи применяют амальгамы, содержащие серебро и другие металлы, для пломбирования полостей. Использовать амальгаму выгодно по нескольким причинам, в том числе из-за низкой стоимости, удобства работы и долговечности по сравнению с альтернативными материалами. Стоматологические амальгамы содержат около 50 % ртути по массе, что в последние годы стало вызывать беспокойство в связи с её токсичностью.

После рассмотрения наиболее достоверных данных Управление по контролю качества пищевых продуктов и лекарственных средств США (FDA) считает пломбы на основе амальгам безопасными для взрослых и детей старше шести лет. Даже при нескольких пломбах содержание ртути в организме пациентов остаётся значительно ниже минимальных уровней, ассоциирующихся с вредом. Клинические исследования не выявили связи между стоматологическими амальгамами и проблемами со здоровьем. Применительно к детям младше шести лет и беременным женщинам выводы могут отличаться. Заключения FDA согласуются с мнением Агентства по охране окружающей среды США (EPA) и Центров по контролю и профилактике заболеваний (CDC). Единственное отмеченное соображение касается того, что у некоторых людей возможна аллергия на амальгаму или один из её компонентов.

Группа 13

Группа 13 содержит металлоид бор и металлы алюминий, галлий, индий и таллий. Самый лёгкий элемент группы — бор — является полупроводником, и его бинарные соединения, как правило, ковалентны, а не ионны. Остальные элементы группы — металлы, но характер их оксидов и гидроксидов меняется. Оксиды и гидроксиды алюминия и галлия проявляют как кислотные, так и основные свойства. Вещество, такое как эти два, реагирующее и с кислотами, и с основаниями, называют амфотерным (amphoteric). Эта особенность отражает сочетание неметаллических и металлических свойств у этих двух элементов. Оксиды и гидроксиды индия и таллия проявляют только основные свойства, что согласуется с явно выраженным металлическим характером этих двух элементов. Температура плавления галлия необычно низка (около \(30\ \text{°C}\)), и галлий плавится в руке.

Алюминий амфотерен, так как реагирует и с кислотами, и с основаниями. Типичная реакция с кислотой:

\[ \ce{2Al(s) + 6HCl(aq) -> 2AlCl3(aq) + 3H2(g)} \]

Продукты реакции алюминия с основанием зависят от условий, при этом возможен, например, такой вариант:

\[ \ce{2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H2O(l) -> 2Na[Al(OH)4](aq) + 3H2(g)} \]

И с кислотами, и с основаниями реакция алюминия сопровождается выделением газообразного водорода.

Элементы группы 13 имеют конфигурацию валентной оболочки \(ns^{2}np^{1}\). Алюминий обычно использует все валентные электроны при реакциях, образуя соединения, в которых проявляет степень окисления \(3+\). Хотя многие из этих соединений ковалентны, другие, такие как \(\ce{AlF3}\) и \(\ce{Al2(SO4)3}\), являются ионными. Водные растворы солей алюминия содержат катион \(\ce{[Al(H2O)6]^{3+}}\), сокращённо обозначаемый как \(\ce{Al^{3+}(aq)}\). Галлий, индий и таллий также образуют ионные соединения, содержащие ионы \(\ce{M^{3+}}\). Эти три элемента проявляют не только ожидаемую степень окисления \(3+\), соответствующую трём валентным электронам, но и степень окисления (в данном случае \(1+\)), которая на две единицы ниже ожидаемой. Это явление, называемое эффектом инертной пары (inert pair effect), относится к образованию устойчивого иона со степенью окисления на две единицы ниже ожидаемой для группы. Пара электронов соответствует валентной \(s\)-орбитали этих элементов. В общем случае эффект инертной пары важен для нижних элементов \(p\)-блока. В водном растворе ион \(\ce{Tl+(aq)}\) устойчивее, чем \(\ce{Tl^{3+}(aq)}\). В целом эти металлы реагируют с воздухом и водой с образованием ионов \(3+\); однако таллий даёт производные таллия(I). Все металлы группы 13 непосредственно реагируют с такими неметаллами, как сера, фосфор и галогены, образуя бинарные соединения.

Все металлы группы 13 (\(\ce{Al}\), \(\ce{Ga}\), \(\ce{In}\) и \(\ce{Tl}\)) реакционноспособны. Однако при контакте с воздухом происходит пассивация — образуется плотная, твёрдая, тонкая плёнка оксида металла. Нарушение этой плёнки может снять пассивацию, что позволяет металлу вступать в реакции. Один из способов разрушить эту плёнку — выставить пассивированный металл на контакт с ртутью. Часть металла растворяется в ртути с образованием амальгамы, которая сбрасывает защитный оксидный слой и обнажает металл для дальнейшей реакции. Образование амальгамы позволяет металлу реагировать с воздухом и водой.

Дополнительно

Несмотря на лёгкую окисляемость, пассивация алюминия делает его очень полезным в качестве прочного и лёгкого строительного материала. Из-за образования амальгамы ртуть разрушительно действует на конструкционные элементы из алюминия. Это видео демонстрирует, как целостность алюминиевой балки может быть разрушена добавлением небольшого количества элементарной ртути.

Наиболее важные применения алюминия — в строительстве и на транспорте, а также в производстве алюминиевых банок и алюминиевой фольги. Эти области применения опираются на лёгкость, прочность и упругость металла, а также на его устойчивость к коррозии. Поскольку алюминий — отличный проводник тепла и устойчив к коррозии, он полезен в производстве кухонной утвари.

Алюминий — очень хороший восстановитель и может заменять другие восстановители при выделении некоторых металлов из их оксидов. Хотя такой способ дороже восстановления углеродом, алюминий важен при выделении \(\ce{Mo}\), \(\ce{W}\) и \(\ce{Cr}\) из их оксидов.

Группа 14

К металлическим членам группы 14 относятся олово, свинец и флеровий. Углерод — типичный неметалл. Остальные элементы группы — кремний и германий — являются примерами полуметаллов или металлоидов. Олово и свинец образуют устойчивые двухзарядные катионы \(\ce{Sn^{2+}}\) и \(\ce{Pb^{2+}}\) со степенями окисления на две единицы ниже групповой степени окисления \(4+\). Устойчивость этой степени окисления является следствием эффекта инертной пары. Олово и свинец также образуют ковалентные соединения с формальной степенью окисления \(4+\). Например, \(\ce{SnCl4}\) и \(\ce{PbCl4}\) — низкокипящие ковалентные жидкости.

Рис. 18.9. (a) Хлорид олова(II) — ионное твёрдое вещество; (b) хлорид олова(IV) — ковалентная жидкость.

Олово легко реагирует с неметаллами и кислотами с образованием соединений олова(II) (что указывает на более лёгкое его окисление по сравнению с водородом), а с неметаллами — с образованием либо соединений олова(II), либо олова(IV) (см. рис. 18.9) в зависимости от стехиометрии и условий реакции. Свинец менее реакционноспособен. Его лишь немного легче окислить, чем водород, и для окисления обычно требуется горячая концентрированная кислота.

Многие из этих элементов существуют в виде аллотропных модификаций. Аллотропные модификации (allotropes) — это две или более формы одного и того же элемента в одном и том же агрегатном состоянии, отличающиеся химическими и физическими свойствами. Существуют две распространённые аллотропные модификации олова: серое (хрупкое) олово и белое олово. Как и для других аллотропов, различие между этими формами олова состоит в расположении атомов. Белое олово устойчиво выше \(13{,}2\ \text{°C}\) и ковко, как и другие металлы. При низких температурах более устойчивой формой является серое олово. Серое олово хрупко и склонно рассыпаться в порошок. Из-за этого изделия из олова разрушаются при холодной погоде, особенно если холода затягиваются. Изменение медленно распространяется от места возникновения, причём первая образующаяся серая модификация катализирует дальнейшее превращение. В каком-то смысле этот эффект напоминает распространение инфекции в растении или животном организме, что побудило назвать это явление «оловянной болезнью» или «оловянной чумой».

Главное применение олова — нанесение покрытия на сталь для получения жести (тонкого листового железа), из которой делают так называемые «оловянные» консервные банки. Важные сплавы олова — бронза (\(\ce{Cu}\) и \(\ce{Sn}\)) и припой (\(\ce{Sn}\) и \(\ce{Pb}\)). Свинец важен в свинцовых аккумуляторах автомобилей.

Группа 15

Висмут, самый тяжёлый член группы 15, — менее реакционноспособный металл, чем остальные представительные металлы. Он охотно отдаёт три из своих пяти валентных электронов активным неметаллам, образуя положительно заряженный ион \(\ce{Bi^{3+}}\). Соединения с групповой степенью окисления \(5+\) висмут образует только при действии сильных окислителей. Устойчивость степени окисления \(3+\) — ещё один пример эффекта инертной пары.