Металлические свойства элементов 2 группы

Обновлено: 16.05.2024

Атомы элементов IА–IIIА групп имеют сходство в строении электронных оболочек и закономерностях изменения свойств, что приводит к некоторому сходству их химических свойств и свойств их соединений.

Металлы IA (первой группы главной подгруппы) также называются «щелочные металлы«. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий. Франций – радиоактивный элемент, в природе практически не встречается. У всех металлов IA группы на внешнем энергетическом уровне, на s-подуровне в основном состоянии есть один неспаренный электрон:

… ns 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня щелочных металлов

Металлы IA группы — s-элементы. В химических реакциях они отдают один валентный электрон, поэтому для них характерна постоянная степень окисления +1.

Рассмотрим характеристики элементов IA группы:

Все щелочные металлы — сильные восстановители. Это самые активные металлы, которые могут непосредственно взаимодействовать с неметаллами. С ростом порядкового номера и уменьшением энергии ионизации металлические свойства элементов усиливаются. Щелочные металлы образуют с кислородом оксиды Э₂О. Оксиды щелочных металлов реагируют с водой с образованием основания (щелочи):

Водородные соединения щелочных металлов — это гидриды с общей формулой ЭН. Степень окисления водорода в гидридах равна -1.

Металлы IIA (второй группы главной подгруппы) — щелочноземельные. Раньше к щелочноземельным металлам относили только кальций, стронций, барий и радий, но по решению ИЮПАК бериллий и магний также называются щелочноземельными.

У щелочноземельных металлов на внешнем энергетическом уровне расположены два электрона. В основном состоянии это два спаренных электрона на s-подуровне:

… ns 2 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIA группы

Щелочноземельные металлы — s-элементы. Отдавая два валентных электрона, они проявляют постоянную степень окисления +2. Все элементы подгруппы бериллия — сильные восстановители, но восстановительные свойства выражены слабее, чем у щелочных металлов.

Характеристики элементов IIA группы:

Металлы подгруппы бериллия довольно активны. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды с общей формулой ЭО. Этим оксидам соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂.

Первый элемент IIA группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию (диагональное сходство). Это проявляется в свойствах бериллия. Например, он не взаимодействует с водой. Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Кальций, стронций и барий — это типичные металлы. Они реагируют с водой при обычных условиях.

Элементам IIA группы соответствуют гидриды с общей формулой ЭН₂.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns 2 nр 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Металлические свойства у элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов IIA подгруппы. Элмент бор относится к неметаллам. Энергия ионизации атома у бора наибольшая среди элментов IIIA подгруппы. Алюминий относится к типичным металлам, но оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства. У таллия более сильно выражены металлические свойства, в степени окисления +1 он близок по свойствам к щелочным металлам. Наибольшее практическое значение среди элементов IIIA подгруппы имеет алюминий.

Общая характеристика подгруппы

Групповое сходство элементов обусловлено наличием 2-х спаренных электронов на внешнем электронном слое и заключается в следующем:

- постоянная валентность II

- постоянная степень окисления +2

- легкость образования 2-зарядных ионов Me +2

С ростом заряда ядра и радиуса атомов свойства элементов закономерно изменяются:

- энергия ионизации Е_ион уменьшается

- сродство атомов к электрону уменьшается

- металлические свойства усиливаются

По важнейшим атомным характеристикам и по физико-химическим свойствам металлов и их соединений наибольшим сходством между собой обладают Са, Sr , Ba , имеющие общее название - щелочноземельные металлы. Эти элементы имеют практически одинаковые значения ЭО, находятся рядом в электрохимическом ряду напряжений; химическая активность в целом от Са к Ва возрастает незначительно; они во многих отношениях сходны со щелочными металлами.

Среди s 2 -элементов резко выделяется бериллий, который обнаруживает более значительное сходство с алюминием (диагональное сходство). По распространенности в природе и по практической значимости важнейшими элементами являются Са и Mg.
В свободном состоянии в виде простых веществ все s 2 -элементы - белые твердые вещества с металлическим блеском на срезе, обладающие всеми общими свойствами металлов. Лишь бериллий хрупкий и плохо поддается обработке.

Характеристические соединения

отношение к воде

не растворимый, не взаимодействует

хорошо растворимые, взаимодействуют

Магний

Изотопы 24 Mg (78.60 %)

Кларк в земной коре 2,35 % по массе. В свободном виде не встречается. Является одним из самых распространенных породообразующих элементов (более 200 минералов). Основные из них:
- магнезит MgCO₃ - доломит СаСО₃ • МgСО₃
- карналлит КСl • МgСl₂ • 6Н₂O
- горькая (английская) соль MgS0₄• 7H₂O В виде катионов Mg 2+ находится в природных водах (в 1 м 3 морской воды содержится около 1 кг Mg 2+ ). Наряду с ионами Са 2+ обусловливает жесткость воды.

Магний и его соединения играют важную роль в биологических процессах. В качестве комплексообразователя Mg входит в молекулы хлорофилла, а также в другие важные биокомплексы.
Магний - единственный элемент гл. подгр. II группы, применяемый в сравнительно больших количествах в металлическом состоянии (как свободный металл).

Физические свойства

В чистом виде магний - блестящий серебристобелый металл, быстро тускнеющий на воздухе вследствие окисления. Это легкий, относительно мягкий и пластичный металл, легкоплавкий и обладающий хорошей электропроводностью. В сплавах с Al является основным конструкционным материалом в авиа-, судо- и ракетостроении.

Способы получения

1. Электролитический (основной). Электролизу подвергают тщательно обезвоженный расплав хлорида магния (t ≈ 800°C):

2. Карботермический (t ˃ 2000°C)

MgO + С = Mg↑(пары) + СО ↑

Химические свойства

Mg - химически активный металл, особенно в порошкообразном состоянии или в виде ленты. Во всех реакциях магний ведет себя как очень сильный восстановитель:

Как и другие активные металлы, Mg взаимодействует с кислотами, растворами солей менее активных металлов, со многими неметаллами. Ниже приведены реакции, в которых проявляются некоторые особенности химического поведения магния.

Взаимодействие с кислородом и азотом при горении на воздухе

Реакция сопровождается выделением болышого количества энергии. в т. ч в виде света. При этом ослепительно белое пламя обогащено фотохимически активными лучами (магниевая вспышка).

Происходит одновременное образование оксида и нитрида:

Взаимодействие с водой

При обычной температуре Мg с водой не реагирует, так как сразу покрывается плотной пленкой - нерастворимым в воде Мg(ОН)₂

1) Мg активно реагирует с кипящей водой:

2) особенно активно реагирует с водяным паром (Т > 380°С), поэтому совершенно недопустимо тушить горящий Мg водой - это может привести к взрыву.

3) Мд легко растворяется в воде в присутствии NH4CI:

Протеканию реакции способствует кислая среда, образующаяся в результате гидролиза NH₄Cl

Взаимодействие с углекислым газом и др. оксидами

Благодаря сильному сродству к кислороду Мg отнимает его у многих оксидов, например, зажженный Мg продолжает гореть в атмосфере CO₂ восстанавливая его до свободного углерода:

2Мg + CO₂ = 2МgО + С

Взаимодействие с оксидами и солями металлов

См. «Основные способы получения металлов. Магнийтермия».

Взаимодействие с галогенопроизводными УВ (в среде безводного эфира)

Образующиеся Мg-органические соединения носят общее название реактивов Гриньяра и широко используются в органическом синтезе.

Положение в ПСХЭ. Электронное строение атомов

Находясь только в больших периодах (IV, V, VI), d-элементы образуют «вставные декады» (по 10 элементов) между s- и р- элементами, поэтому имеют общее название - переходные элементы.

Кроме этих 30 d-элементов, имеющих стабильные изотопы, искусственно синтезированы несколько радиоактивных d- элементов, занимающих свои места внезавершенном VII периоде.

В атомах d-элементов содержится от 1 до 10 электронов на d-подуровне предвнешнего электронного слоя и 2 (или 1 в случае проскока е-) электрона на s-подуровне внешнего электронного слоя. Общая формула электронной конфигурации валентных подуровней в атомах d -элементов.

Сравнение d -металлов с щел. Me и щел.-зем. Me

В каждом большом периоде d-элементы располагаются после двух s-элементов, которые являются щелочным и щелочноземельным металлами:

Радиусы атомов уменьшаются

Заряды ядер атомов увеличиваются

Поэтому d-металлы являются менее активными, чем щелочные и щелочноземельные металлы.

Возможные валентности и степени окисления

Вотличие от щелочных и щелочноземельных Me, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными в атомах d-элементовявляются не только s-электроны внешнего слоя, но и все или некоторые d -электроны предвнешнего слоя.

Положение в ПСЭ. Электронное строение атомов

Для d-металлов III - VII групп высшая Ви высшая С.О. равны номеру группы, т. е. суммарному числу е - на (n -1)d и ns-подуровнях; например у d -элементов четвертого периода:

Высшая степень окисления

Для d-металлов VIII группы высшая В и высшая с о., как правило, меньше суммарного числа е - на (n - 1)d и ns -подуровнях;

d-Металлы II группы, атомы которых имеют завершенную структуру d-подуровня (n -1)d10, проявляют в своих соединениях постоянную В = II и постоянную с.о. = +2.

Наиболее характерными валентностями и степенями окисления для d-металлов I группы являются: Сu - II и +2; Ag - I и +1; Au - III и +3.

Способность к комплексообразованию

Важной особенностью атомов d-металлов является наличие свободных орбиталей (на (n - 1)d -, ns - образованию и nр-подуровнях), что позволяет им образовывать донорно-акцепторные (координационные) связи с различными донорами неподеленных электронных пар (молекулы NH₃, Н₂O, ионы ОН - , CN - и др.).

Вследствие этого d-металлы образуют многочисленные и разнообразные комплексные соединения; например:

В свободном состоянии d -металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Восстановительная активность различных d - металлов изменяется в широких пределах: среди них есть металлы средней активности, находящиеся в ряду напряжений до водорода (Fe, Cr , Zn , Mn и др.); малоактивные металлы (Сu, Нg и др.) и благородные металлы (Au , Pt и др.), располагающиеся в ряду напряжений после водорода.

Окислительно-восстановительные свойства d-металлов и их соединений

Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с невысокими степенями окисления являются восстановителями, а соединения с высокими степенями окисления - окислителями;

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-металлов

При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер усиливается:

Периодический закон

Периодический закон — это фундаментальный закон, который был сформулирован Д.И. Менделеевым в 1869 году.

В формулировке Дмитрия Ивановича Менделеева периодическ ий закон звучал так: « Свойства элементов, формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы .» Периодическое изменение свойств элементов Менделеев связывал с атомной массой. Понимание периодичности изменения многих свойств позволило Дмитрию Ивановичу определить и описать свойства веществ, образованных еще не открытыми химическими элементами, предсказать природные рудные источники и даже места их залегания.

Более поздние исследования показали, что свойства атомов и их соединений зависят в первую очередь от электронного строения атома. А электронное строение определяется свойствами атомного ядра. В частности, зарядом ядра атома .

Поэтому современная формулировка периодического закона звучит так:

« Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов «.

Следствие периодического закона – изменение свойств элементов в определенных совокупностях, а также повторение свойств по периодам, т.е. через определенное число элементов. Такие совокупности Менделеев назвал периодами.

Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом ( s -элементом), а заканчиваются благородным газом.

Группы – вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns— и np— подуровнях.

1. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра.

Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородными газами (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которым предшествуют типичные неметаллы.

В периодах слева направо возрастает число электронов на внешнем уровне.

В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.

1) Li 2) Ca 3) Cs 4) N 5) S

Ответ: 154

1) Be 2) Ba 3) Mg 4) N 5) F

Ответ: 541

В первом периоде имеются два элемента – водород и гелий. При этом водород условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и щелочные металлы, водород является восстановителем. Отдавая один электрон, водород образует однозарядный катион H + . Как и галогены, водород – неметалл, образует двухатомную молекулу H₂ и может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с активными металлами:

2Na + H₂ → 2NaH

В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (от скандия Sc до цинка Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода ( от галлия Ga до криптона Кr). Аналогично построен пятый период. Переходными элементами обычно называют любые элементы с валентными d– или f–электронами.

Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположены десять d–элементов (от лантана La — до ртути Hg), а после первого переходного элемента лантана La следуют 14 f–элементов — лантаноидов (Се — Lu). После ртути Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).

В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.

В Периодической системе каждый элемент расположен в строго определенном месте, которое соответствует его порядковому номеру .

Элементы в Периодической системе разделены на восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные , или подгруппы А и побочные , или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Внутри каждой подгруппы элементы проявляют похожие свойства и схожи по химическому строению. А именно:

В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

В зависимости от того, какая энергетическая орбиталь заполняется в атоме последней, химические элементы можно разделить на s-элементы, р-элементы, d- и f-элементы.

У атомов s-элементов заполняются s-орбитали на внешних энергетических уровнях. К s-элементам относятся водород и гелий, а также все элементы I и II групп главных подгрупп (литий, бериллий, натрий и др.). У p-элементов электронами заполняются p-орбитали. К ним относятся элементы III-VIII групп, главных подгрупп. У d-элементов заполняются, соответственно, d-орбитали. К ним относятся элементы побочных подгрупп.

Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.

Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).

Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома. Но есть исключения!

О каких же еще свойствах говорится в Периодическом законе?

Периодически зависят от заряда ядра такие характеристики атомов, как орбитальный радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, энергия ионизации, степень окисления и др.

2. Радиус атома

Рассмотрим, как меняется атомный радиус . Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.

Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.

Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .

Орбитальный радиус – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.

Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.

Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.

Например , в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.

Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.

Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:

Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.

Например , в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.

В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.

В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.

В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.

В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.

1) O 2) Se 3) F 4) S 5) Na

Решение:

В одной группе Периодической системы находятся элементы кислород O, селен Se и сера S.

В группе снизу вверх атомный радиус уменьшается, а сверху вниз – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: O, S, Se или 142.

Ответ: 142

1) K 2) Li 3) F 4) B 5) Na

Решение:

В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na.

В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243.

Ответ: 243

1) Ca 2) P 3) N 4) О 5) Ti

p-элементы это фосфор Р, азот N, кислород О.

В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. В группе — сверху вниз увеличивается. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 234.

Ответ: 234

Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов : катионов и анионов.

Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.

Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.

Например , радиус иона Na + меньше радиуса атома натрия Na:

Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.

Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.

Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.

Например , радиус иона Cl – больше радиуса атома хлора Cl.

Изоэлектронные ионы – это ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.

Например : частицы Na + и F ‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na + меньше радиуса иона F ‒ .

3. Электроотрицательность

Еще одно очень важное свойство атомов – электроотрицательность (ЭО).

Электроотрицательность – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – шкала Полинга.

По Полингу наиболее электроотрицательный атом – фтор (значение ЭО≈4). Наименее элекроотрицательный атом –франций (ЭО = 0,7).

В главных подгруппах сверху вниз уменьшается электроотрицательность.

В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается.

1) Mg 2) P 3) O 4) N 5) Ti

Элементы-неметаллы – это фосфор Р, кислород О и азот N.

Электроотрицательность увеличивается в группах снизу вверх и слева направо в периодах. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 243.

I группа главная подгруппа Периодической системы Менделеева (щелочные металлы)

I группа главная подгруппа Периодической системы Менделеева представляет собой щелочные металлы. К щелочным металлам относят химические элементы:

Литий Li,

Натрий Na,

Калий K,

Цезий Cs,

Рубидий Rb

Франций Fr

Эти металлы очень активны, поэтому их хранят под слоем вазелина или керосина.

Общая характеристика щелочных металлов

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:

атомного радиуса,
металлических, основных, восстановительных свойств,
реакционной способности.

Уменьшается

электроотрицательность,
энергия ионизация,
сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 1 электрон на внешнем уровне ns 1 :

Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Нахождение щелочных металлов в природе

Способы получения щелочных металлов

Литий

Литий получают в промышленности электролизом расплавахлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

Известен также способ получения лития из его оксида в вакууме при 300°С:

Натрий

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Натрий можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях, пары металла конденсируются на крышке тигля, выход реакции невысокий:

Калий

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия, однако на практике таким способом их не получают из-за высокой химической активности

Наиболее распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов.:

KCl + Na = K + NaCl

KOH + Na = K + NaOH

В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний

Цезий, Рубидий

Цезий и рубидий получают восстановлением их хлоридов специально подготовленным кальцием при 700–800 °С:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В качестве восстановителя также используют цирконий, реакция протекает при 650 °С:

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме

Химические свойства щелочных металлов

Качественные реакции — окрашивание пламени солями щелочных металлов

Цвет пламени:

Li — карминно-красный
Na — желтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Взаимодействие щелочных металлов с простыми веществами — неметаллами

С кислородом

С галогенами (F, Cl, Br, I)

Щелочные металлы образуют галогениды:

С водородом

Щелочные металлы образуют гидриды:

С серой

Щелочные металлы образуют сульфиды:

С азотом

При комнатной температуре взаимодействует только литий:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании:

С углеродом

Щелочные металлы при нагревании образуют карбиды, преимущественно ацетилениды:

С фосфором

Щелочные металлы активно реагируют с фосфором образуя фосфиды:

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

С водой

Щелочные металлы реагируют с водой при обычных условиях:

С кислотами

С растворами HCl, H₂SO₄щелочные металлы взаимодействуют с образованием соли и выделением водорода:

с концентрированной серной:

с разбавленной азотной

с концентрированной азотной

С солями

В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Запомните! В растворе щелочные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.

Читайте также: