Щелочноземельные металлы и их соединения в современных материалах

Обновлено: 17.05.2024

А) Оксиды щелочноземельных металлов – очень устойчивые вещества, обладают большим сродством к кислороду, плавятся при высоких температурах. Проявляют основные свойства, кроме оксида бериллия, имеющего амфотерный характер. Получают путем обжига карбонатов. Бурно взаимодействует с водой, кроме оксида магния.

Б) Гидроксиды – белые кристаллические вещества, их растворимость в воде увеличивается сверху вниз. Получают путем соответствующего оксида с водой. Все гидроксиды кроме бериллия, вступают в реакции, характерные для сильных оснований.

В)Соли щелочноземельных металлов представляют собой в основном белые кристаллические вещества.Соли сильных кислот в воде не гидролизуются. По группе сверху вниз уменьшается растворимость солей.

Г) Галогениды – белые кристаллические вещества, большинство из них растворимо в воде.

Применение

Магний широко применяют в машиностроении и авиации в сплавах с другими металлами. Магний также является необходимым биоэлементом, играя роль стимулятора обмена веществ. Кальций вводят в сплавы железа для удаления углерода и серы. Кальций имеет важное значение для живых организмов, это материал для постройки костного скелета.

3)К р-элементам относятся элементы, у которых происходит заполнение р-подуровня. К p-элементамотносятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групппериодическойсистемы. Атомы элементов на внешнем энергетическом уровне имеют от трех до восьми электронов. Их количество на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы. Усиливаютсяметаллическиесвойства p-элементавгруппесувеличениемпорядковогономера. Восстановительные свойства p-элементов в группе сверху вниз усиливаются, а окислительные ослабевают. Характер изменения свойств в группах элементов определяется в основном изменением радиусов атомов. Наряду с этим, необходимо учитывать, что при переходе в группе от одного периода к другому свойства элементов меняются настолько резко, что объяснить это одним лишь изменением радиуса атома нельзя. Поэтому у алюминия металлические свойства проявляются значительно сильнее, чем у бора. Это имеет место в каждой группе - от III А до VII А, за исключением VIII А группы.

4) Инертные газы — группа химических элементов со схожими свойствами: при нормальных условиях они представляют собой одноатомные газы без цвета, запахавкуса, а также не возгораются при нормальных условиях.Инертные газы отличаются химической неактивностью. Тем не менее, в 1962 году Нил Барлетт показал, что все они при определённых условиях могут образовывать соединения. Наиболее «инертны» неон и гелий: чтобы заставить их вступить в реакцию, нужно применить много усилий, искусственно ионизируя каждый атом. Ксенон же, наоборот, слишком активен и реагирует даже при нормальных условиях, демонстрируя чуть ли не все возможные степени окисления (+1, +2, +4, +6, +8). Радон тоже имеет высокую химическую активность, но он радиоактивен и быстро распадается, поэтому подробное изучение его химических свойств осложнено.Инертные газы имеют очень низкие точки кипения и плавления, что позволяет их использовать в качестве холодильного агента в криогенной технике.В небольшом количестве они присутствуют в воздухе и некоторых горных породах, а также в атмосферах некоторых планет-гигантов.

6)Халькогены — химические элементы 16-й группы периодической таблицы химических элементов.При переходе от кислорода к полонию размер атомов и их возможные координационные числа увеличиваются, а энергия ионизации и электроотрицательность уменьшаются. В соединениях серы, селена, теллура с кислородом и галогенами реализуются степени окисления +6, +4 и +2. С большинством других элементов они образуют халькогениды, где находятся в степени окисления -2.В свойствах серы, селена и теллура прослеживается больше аналогий, чем с кислородом и полонием. Так, в соединениях с отрицательными степенями окисления от серы к теллуру увеличиваются восстановительные, а в соединениях с положительными степенями окисления - окислительные свойства.В природе халькогены сосредоточены в рудных месторождениях, где они связаны преимущественно с металлами.

6. Struktura, vlastnosti a chování d prvků

d – prvky (nejdůležitější prvky – železo, měď, zlato, stříbro, rtuť)

charakteristika, výskyt, výroba, použití

6. Строение, свойства и поведение d—элементов d–элементы (самые важные элементы – железо, медь, золото, серебро, ртуть)

характеристика, распространенность, производство, использование

К d-элементамотносятся 32 элементапериодическойсистемы,в электронных конфигурациях которых заполняется d-подуровень.D-элементы принято называть переходными.Все d-элементы в свободном виде являются металлами, обладающими высокой твердостью, прочностью, высокими температурами плавления и кипения, высокими значениями тепло- и электропроводности. Высокая прочность и твердость кристаллических решеток d-металлов объясняется большой долей ковалентных связей.Многие d-элементы растворяются в минеральных кислотах- не окислителях, в ряду стандартных потенциалов стоят до водорода.Но есть и устойчивые металлы, которые с кислотами не реагируют.

1) Железо –металл средней активности, в своих соединениях проявляет степени окисления +2 и +3,также существует степень окисления +6. Температура плавления 1539°С, очень пластичный, обладает способностью намагничиваться и размагничиваться. Ему можно придать большую твердость и плотность методами термического и механического воздействия. Железо взаимодействует с кислотами, кислородом, с галогенами, с неметаллами. Железо восстанавливает металлы, которые в ряду активности стоят правее него, из растворов солей.В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита и магнетита. Существуют различные способы извлечения железа из руд. Наиболее распространённым является доменный процесс.Железо — один из самых используемых металлов, на него приходится до 95 % мирового металлургического производства. Железо является основным компонентом сталей и чугунов — важнейших конструкционных материалов.В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания).

2) Медь -золотисто-розовый пластичный металл, находится в 4-м периоде, в 1 группе, побочной подгруппе, наиболее устойчивые степени окисления +1 и +2. В необычных условиях можно получить соединения со степенью окисления +3 и даже +5. Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь имеет относительно большой температурный коэффициент сопротивления и в широком диапазоне температур слабо зависит от нее; является диамагнетиком. Медь является слабым восстановителем, не вступает в реакцию с водой и разбавленной соляной кислотой.Окисляется концентрированнымисерной и азотнойкислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидаминеметаллов. Вступает в реакцию при нагревании с галогеноводородами.Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — пирометаллургия, гидрометаллургия и электролиз. Медь широко применяется в электротехнике для изготовления кабелей, проводов или других проводников. Медные бесшовные трубы круглого сечения получили широкое применение для транспортировки жидкостей и газов. В ювелирном деле часто используются сплавы меди с золотом для увеличения прочности изделий к деформациям.

3) Золото -мягкий металлжёлтого цвета, наиболее устойчивая степень окисления золота в соединениях +3, относительно устойчивы также соединения со степенью окисления +1,существуют соединения золота со степенью окисления −1, называемые ауридами.Золото обладает высокой теплопроводностью и низким электрическим сопротивлением. Очень тяжёлый металл, с высокой плотностью и пластичностью. Температура плавления золота 1064 °C, кипит при 2856. Плотность жидкого золота меньше, чем твёрдого, и составляет 17 г/см 3 при температуре плавления. Жидкое золото довольно летуче, и активно испаряется задолго до температуры кипения. При нормальных условиях оно не взаимодействует с большинством кислот и не образует оксидов, поэтому его относят к благородным металлам. Из чистых кислот золото растворяется только в концентрированной селеновой кислоте при 200 °C, кроме того растворяется в хлорной воде и ртути. Сравнительно легко реагирует с кислородом и другими окислителями при участии комплексообразователей. При нагревании может реагировать с хлором.

Для получения золота используются его основные физические и химические свойства: присутствие в природе в самородном состоянии, способность реагировать лишь с немногими веществами. С развитием современных технологий более популярными становятся химические способы – амальгамация, цианирование и регенерация. Имеющееся в настоящее время в мире золото распределено так: около 10 % — в промышленных изделиях, остальное делится приблизительно поровну между централизованными запасами (в основном, в виде стандартных слитков химически чистого золота), собственностью частных лиц в виде слитков и ювелирными изделиями.

4) Серебро -элемент 11 группы, пятого периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 47. Ковкий, пластичныйблагородныйметалл серебристо-белого цвета с температурой плавления — 962 °. Обладает самой высокой тепло- и электропроводностью среди всех известных металлов. Наиболее устойчивой степенью окисления серебра в соединениях является +1.Более высокие степени окисления (+2, +3) серебро проявляет только в соединении с кислородом и фтором. Не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах. Однако в окислительной среде (в азотной, горячей концентрированной серной кислоте, а также в соляной кислоте в присутствии свободного кислорода) серебро растворяется, растворяется оно также в хлорном железе и в ртути. Не окисляется кислородом даже при высоких температурах, однако может быть окислено кислородной плазмой или озоном в виде тонких пленок. За счет своих свойств, серебро активно применяется в электротехнике, так же серебро используют в качестве ювелирных украшений. Используется как дезинфицирующее вещество, в основном для обеззараживания воды.

5) Ртуть -элемент шестого периода периодической системы химических элементов с атомным номером 80. Переходныйметалл, при комнатной температуре представляющий собой тяжёлую серебристо-белую жидкость, пары которой чрезвычайно ядовиты. Обладает свойствами диамагнетика, образует со многими металлами жидкие и твёрдые сплавы — амальгамы. Для ртути характерны две степени окисления: +1 и +2.Ртуть — малоактивный металл. Она не растворяется в растворах кислот, не обладающих окислительными свойствами, но растворяется в царской водке и азотной кислоте. При нагревании до 300 °C ртуть вступает в реакцию с кислородом, при этом образуется оксид ртути(II) красного цвета. Реакция разложения оксида ртути исторически является одним из первых способов получения кислорода. Ртуть также реагирует с галогенами (причём на холоде — медленно). Ртуть можно окислить также щелочнымраствором перманганата калия и различными хлорсодержащими отбеливателями. Ртуть получают обжигомкиновари (сульфида ртути(II)) или металлотермическим методом. Ртуть используется как рабочее тело в ртутных термометрах, Парами ртути заполняют люминесцентные лампы, поскольку пары светятся в тлеющем разряде.

7. Základy chemické kinetiky a termochemie, chemický rovnovážný stav

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Li - 2s 1
Na - 3s 1
K - 4s 1
Rb - 5s 1
Cs - 6s 1
Fr - 7s 1

Природные соединения

NaCl - галит (каменная соль)
KCl - сильвин
NaCl*KCl - сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора - невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно - безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий - пероксид, калий, рубидий и цезий - супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда - взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH - натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: ". в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет". Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий - в желтый, калий - в фиолетовый, рубидий - синевато-красный, цезий - синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание - реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание - мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам - растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH - едкий натр, KOH - едкое кали.

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде - хлор)

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке - получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке - получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 - получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 - получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов - смешанных оксидов (при высоких температурах - прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел - смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам - и азотной, и азотистой.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Щелочноземельные металлы

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Be - 2s 2
Mg - 3s 2
Ca - 4s 2
Sr - 5s 2
Ba - 6s 2
Ra - 7s 2

Be - BeO*Al₂O₃*6SiO₂ - берилл
Mg - MgCO₃ - магнезит, MgO*Al₂O₃ - шпинель, 2MgO*SiO₂ - оливин
Ca - CaCO₃ - мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO₄*2H₂O - гипс, CaF₂ - флюорит

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

MgCl₂ → (t) Mg + Cl₂ (электролиз расплава)

CaO + Al → Al₂O₃ + Ca (алюминотермия - способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании.

Щелочноземельные металлы - активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот:

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I). Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

Mg + O₂ → MgO (оксид магния)

При нагревании реагируют с серой, азотом, водородом и углеродом.

Mg + S → (t) MgS (сульфид магния)

Ca + H₂ → (t) CaH₂ (гидрид кальция)

Ba + C → (t) BaC₂ (карбид бария)

Ba + TiO₂ → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO - амфотерного оксида.

В нее вступают все, кроме оксида бериллия.

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

BeO + NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)

Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:

BeO + NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия - амфотерного гидроксида.

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)₂)

Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.

Реакции с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).

Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящую от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить - каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках - CaCO₃ - бесспорное доказательство устранения жесткости:

Также временную жесткость можно устранить, добавив Na₂CO₃ в воду:

С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na₂CO₃:

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

Применение и биологическая роль щелочноземельных металлов и их соединений

Щелочноземельными металлами называют 4 химических элемента IIA группы Периодической системы Д. И. Менделеева, начиная с кальция:

кальций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra.

Электронное строение атомов

На внешнем энергетическом уровне атомы металлов IIA группы имеют два электрона.

Поэтому для всех щелочноземельных металлов характерна степень окисления +2.

Этим объясняется сходство их свойств.

Для металлов IIA группы (сверху вниз) характерно:

увеличение радиуса атомов;
уменьшение электроотрицательности;
усиление восстановительных, металлических свойств.

Нахождение в природе

Из щелочноземельных металлов кальций наиболее широко распространён в природе, а радиоактивный радий — менее всего.

Все щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, поэтому встречаются в природе только в виде соединений.

Основными источниками кальция являются его карбонаты CaCO3 (мел, мрамор, известняк).

В свободном виде простые вещества представляют собой типичные металлы от серого до серебристого цвета.

Физические свойства простых веществ

В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Это обусловливает общие физические свойства простых веществ металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.

Тем не менее, металлы IIA группы имеют разные значения температуры плавления, плотности и других физических свойств.

Химические свойства

Щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, реагируют с кислородом, водородом, другими неметаллами, оксидами, кислотами, солями.

Они являются сильными восстановителями.

Щелочноземельные металлы активно реагируют с:

водой, образуя соответствующие гидроксиды и выделяя водород:

Ba+2H2O=Ba(OH)2+H2↑⏐;

кислотами, легко растворяясь в их растворах с образованием соответствующих солей:

Ba+2HCl=BaCl2+H2↑;

с неметаллами, образуя оксиды или соответствующие соли (гидриды, галогениды, сульфиды и др.):

2Ca+O2=2CaO,

Ca+H2=CaH2,

Bа+Cl2=BаCl2,

Bа+S=BаS.

Получение

Щелочноземельные металлы получают в основном электролизом расплавов галогенидов. Чаще используются хлориды металлов.

При этом на катоде восстанавливаются катионы, а на аноде окисляются анионы.

Суммарное уравнение реакции электролиза расплава хлорида кальция:

CaCl2=Ca+Cl2↑.

Оксиды и гидроксиды щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы образуют оксиды общей формулы ЭО:

CaO, SrO, BaO, RaO.

Все оксиды обладают выраженными основными свойствами.

В ряду от оксида кальция к оксиду бария основные свойства усиливаются.

Оксиды щелочно-земельных металлов реагируют с:

CaO+H2O=Ca(OH)2.

Реакция взаимодействия оксида кальция с водой протекает с выделением большого количества теплоты. Её называют реакцией гашения извести, так как оксид кальция входит в состав негашёной извести, а гидроксид кальция — гашёной извести.

CaO+CO2=CaCO3.

BaO+2HCl=BaCl2+H2O.

Щелочноземельные металлы при их взаимодействии (или их оксидов) с водой образуют основные гидроксиды (основания).

Сила оснований увеличивается в группе сверху вниз.

Гидроксиды щелочноземельных металлов являются сильными основаниями, растворимыми в воде— щелочами.

Гидроксиды щелочноземельных металлов проявляют все характерные свойства оснований, взаимодействуя с кислотными (и амфотерными) оксидами, кислотами (и амфотерными гидроксидами), солями.

При нагревании гидроксиды разлагаются на соответствующий оксид и воду:

Ca(OH)2−→−tCaO+H2O.

Гидроксид кальция является сильным основанием, но малорастворим в воде. Его насыщенный раствор называется известковой водой.

На воздухе раствор постепенно мутнеет, так как поглощает углекислый газ, из которого образуется карбонат кальция:

Ca(OH)2+CO2=CaCO3⏐↓+H2O.

Эта реакция используется как качественная реакция для обнаружения углекислого газа.

Соли щелочноземельных металлов

Соли щелочноземельных металлов можно получить при взаимодействии оксидов или гидроксидов металлов с соответствующими кислотами:

CaO+2HCl=CaCl2+H2O,

Ba(OH)2+2HCl=BaCl2+H2O.

Соли бескислородных кислот образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ:

Ca+S=CaS,

2Ba+I2=2BaI2.

Важнейшие соли кальция: его карбонаты и сульфаты.

Карбонат кальция CaCO3 (мел, мрамор, известняк),

гидрокарбонат кальция Ca(HCO3)2,

сульфат кальция CaSO4 и его кристаллогидраты:

CaSO4⋅2H2O (гипс), CaSO4⋅0,5H2O (алебастр).

Соли щелочноземельных металлов реагируют с кислотами, солями.

При нагревании разлагаются:

CaCO3−→−tCaO+CO2.

Качественный анализ

Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет.

Ионы бария можно обнаружить в растворе с помощью раствора серной кислоты или её солей. При этом образуется нерастворимый сульфата бария, который выпадает в осадок:

Качественная реакция на ионы бария:

Применение и биологическая роль щелочноземельных металлов и их соединений

Металлический кальций используется в производстве стали, чугуна, для их очистки от кислорода, серы и фосфора, для получения сплавов.

Благодаря химической активности металлический кальций также находит применение в восстановлении некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий и др.) из их оксидов.

В периодической системе элементов металлы в основном располагаются в главных подгруппах I—Ill групп, а также в побочных подгруппах.

В IA группе у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1 электрон в состоянии s 1 , во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2 электрона в состоянии s 2 . Эти элементы относятся к s-элементам. В IIIA группе у всех элементов на внешнем ЭУ 3 электрона в состоянии s 2 p 1 . Они относятся к p-элементам.

В IA группу входят щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность которых при движении сверху вниз увеличивается вследствие увеличения радиуса атомов, металлические свойства возрастают также, как и у щелочеземельных металлов IIA группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra и металлов IIIA группы Al, Ga, In, Tl.

Оксиды типа R₂O характерны только для Li, для всех остальных щелочных металлов характерны пероксиды R₂O₂, которые являются сильными окислителями.

Все металлы этих групп образуют основные оксиды и гидроксиды, кроме Be и Al, которые проявляют амфотерные свойства.

Физические свойства

В свободном состоянии все металлы – серебристо-белые вещества. Магний и щелочноземельные металлы – ковкие и пластичные, довольно мягкие, хотя тверже щелочных. Бериллий отличается значительной твердостью и хрупкостью, барий при резком ударе раскалывается.

В кристаллическом состоянии при обычных условиях бериллий и магний имеют гексагональную кристаллическую решетку, кальций, стронций – кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку, барий – кубическую объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность.

Металлы имеют температуры плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла изменяется немонотонно, что связано с изменением типа кристаллической решетки.

Бериллий и магний покрыты прочной оксидной пленкой и не изменяются на воздухе. Щелочноземельные металлы очень активны, их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.

Некоторые физические свойства бериллия, магния и щелочно-земельных металлов приведены в таблице.

Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см 3 .

Химические свойства щелочных металлов

Свойство	Be	Mg	Ca	Sr	Ba
Плотность, кг/м 3
Температура плавления,°С
Температура кипения,°С

1. Взаимодействие с неметаллами

Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.

Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.

6Li + N₂ = 2Li₃N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.

2. Взаимодействие с кислородом

Только с литием сразу образуется оксид лития.

4Li + О₂ = 2Li₂О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.

2Na + О₂ = Na₂О₂. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.

3. Взаимодействие с водой

По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

Получение щелочных металлов

Из-за высокой активности металлов, получать их можно при помощи электролиза солей, чаще всего хлоридов.

Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности.

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
NaOH	Едкий натр (каустическая сода)
NaCl	Поваренная соль
NaNO₃	Чилийская селитра
Na₂SO₄∙10H₂O	Глауберова соль
Na₂CO₃∙10H₂O	Сода кристаллическая
KOH	Едкое кали
KCl	Хлорид калия (сильвин)
KNO₃	Индийская селитра
K₂CO₃	Поташ

Щелочноземельные металлы

Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.

Химические свойства щелочноземельных металлов

Sr + 2H₂O → Sr(OH)₂ + H₂↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

Получение щелочноземельных металлов

Металлический кальций и стронций получают электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.

Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария

Читайте также: