Merkmale der Struktur von Erdalkalimetallen. Chemische Eigenschaften von Erdalkalimetallen und ihren Verbindungen

Die chemischen Eigenschaften von Alkali- und Erdalkalimetallen sind ähnlich. Das äußere Energieniveau der Alkalimetalle hat ein Elektron, das der Erdalkalimetalle zwei. Bei Reaktionen geben Metalle leicht Valenzelektronen ab und weisen die Eigenschaften eines starken Reduktionsmittels auf.

Alkalisch

Gruppe I des Periodensystems umfasst Alkalimetalle:

• Lithium;
• Natrium;
• Kalium;
• Rubidium;
• Cäsium;
• Französisch

Reis. 1. Alkalimetalle.

Sie zeichnen sich durch ihre Weichheit (kann mit einem Messer geschnitten werden), niedrige Schmelz- und Siedepunkte aus. Dies sind die aktivsten Metalle.

Die chemischen Eigenschaften von Alkalimetallen sind in der Tabelle dargestellt.

Kann mit organischen Säuren und Alkoholen reagieren.

Alkalische Erde

In der Gruppe II des Periodensystems gibt es Erdalkalimetalle:

• Beryllium;
• Magnesium;
• Kalzium;
• Strontium;
• Barium;
• Radium.

Reis. 2. Erdalkalimetalle.

Im Gegensatz zu Alkalimetallen sind sie härter. Nur Strontium kann mit einem Messer geschnitten werden. Das dichteste Metall ist Radium (5,5 g/cm3).

Beryllium reagiert mit Sauerstoff nur, wenn es auf 900 °C erhitzt wird. Reagiert unter keinen Umständen mit Wasserstoff und Wasser. Magnesium oxidiert bei einer Temperatur von 650 °C und reagiert unter hohem Druck mit Wasserstoff.

Die Tabelle zeigt die wichtigsten chemischen Eigenschaften von Erdalkalimetallen.

Alkali- und Erdalkalimetallionen in Salzen sind leicht an der Veränderung der Flammenfarbe zu erkennen. Natriumsalze brennen mit gelber Flamme, Kalium – violett, Rubidium – rot, Kalzium – ziegelrot, Barium – gelbgrün. Salze dieser Metalle werden zur Herstellung von Feuerwerkskörpern verwendet.

Reis. 3. Qualitative Reaktion.

Was haben wir gelernt?

Alkali- und Erdalkalimetalle sind aktive Elemente des Periodensystems, die mit einfachen und komplexen Substanzen reagieren. Alkalimetalle sind weicher, reagieren heftig mit Wasser und Halogenen, oxidieren leicht an der Luft, bilden Oxide, Peroxide und Superoxide und interagieren mit Säuren und Ammoniak. Beim Erhitzen reagieren sie mit Nichtmetallen. Erdalkalimetalle reagieren mit Nichtmetallen, Säuren und Wasser. Beryllium reagiert nicht mit Wasserstoff und Wasser, sondern bei hohen Temperaturen mit Alkalien und Sauerstoff.

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Die Lektion behandelt das Thema „Metalle und ihre Eigenschaften“. Alkali Metalle. Erdalkalimetalle. Aluminium". Sie lernen die allgemeinen Eigenschaften und Muster von Alkali- und Erdalkalielementen kennen und studieren separat die chemischen Eigenschaften von Alkali- und Erdalkalimetallen und ihren Verbindungen. Anhand chemischer Gleichungen werden wir ein Konzept wie die Wasserhärte betrachten. Machen Sie sich mit Aluminium, seinen Eigenschaften und Legierungen vertraut. Sie erfahren etwas über sauerstoffregenerierende Gemische, Ozonide, Bariumperoxid und die Sauerstoffproduktion.

Thema: Grundmetalle und Nichtmetalle

Lektion: Metalle und ihre Eigenschaften. Alkali Metalle. Erdalkalimetalle. Aluminium

Die Hauptuntergruppe der Gruppe I des Periodensystems D.I. Mendelejews Elemente sind Lithium Li, Natrium Na, Kalium K, Rubidium Rb, Cäsium Cs und Francium Fr. Elemente dieser Untergruppe gehören zu. Ihr gebräuchlicher Name ist Alkalimetalle.

Erdalkalimetalle gehören zur Hauptuntergruppe der Gruppe II des D.I.-Periodensystems. Mendelejew. Dies sind Magnesium Mg, Calcium Ca, Strontium Sr, Barium Ba und Radium Ra.

Als typische Metalle weisen Alkali- und Erdalkalimetalle ausgeprägte reduzierende Eigenschaften auf. Bei Elementen der Hauptuntergruppen nehmen die metallischen Eigenschaften mit zunehmendem Radius zu. Alkalimetalle weisen besonders stark reduzierende Eigenschaften auf. So stark, dass es fast unmöglich ist, ihre Reaktionen mit verdünnten wässrigen Lösungen durchzuführen, da die Reaktion ihrer Wechselwirkung mit Wasser zuerst erfolgt. Ähnlich verhält es sich mit den Erdalkalimetallen. Sie interagieren auch mit Wasser, allerdings deutlich weniger intensiv als Alkalimetalle.

Elektronische Konfigurationen Valenzschicht von Alkalimetallen - ns 1 , wobei n die Nummer der elektronischen Schicht ist. Sie werden als S-Elemente klassifiziert. Für Erdalkalimetalle - ns 2 (s-Elemente). Aluminium hat Valenzelektronen …3 S 2 3р 1(p-Element). Diese Elemente bilden Verbindungen mit ionischem Bindungstyp. Bei der Bildung von Verbindungen entspricht deren Oxidationsstufe der Gruppennummer.

Nachweis von Metallionen in Salzen

Metallionen lassen sich leicht an der Veränderung der Flammenfarbe erkennen. Reis. 1.

Lithiumsalze – karminrote Farbe der Flamme. Natriumsalze – gelb. Kaliumsalze – violett durch Kobaltglas. Rubidium ist rot, Cäsium ist violettblau.

Reis. 1

Salze der Erdalkalimetalle: Calcium – ziegelrot, Strontium – karminrot und Barium – gelbgrün. Aluminiumsalze verändern die Farbe der Flamme nicht. Zur Herstellung von Feuerwerkskörpern werden Salze von Alkali- und Erdalkalimetallen verwendet. Und Sie können anhand der Farbe leicht erkennen, welche Metallsalze verwendet wurden.

Eigenschaften von Metallen

Alkali Metalle- Dabei handelt es sich um silbrig-weiße Stoffe mit charakteristischem metallischem Glanz. Durch Oxidation verblassen sie an der Luft schnell. Dies sind weiche Metalle; die Weichheit von Na, K, Rb, Cs ist ähnlich wie Wachs. Sie lassen sich leicht mit einem Messer schneiden. Sie sind leicht. Lithium ist mit einer Dichte von 0,5 g/cm 3 das leichteste Metall.

Chemische Eigenschaften von Alkalimetallen

1. Wechselwirkung mit Nichtmetallen

Aufgrund ihrer stark reduzierenden Eigenschaften reagieren Alkalimetalle heftig mit Halogenen unter Bildung des entsprechenden Halogenids. Beim Erhitzen reagieren sie mit Schwefel, Phosphor und Wasserstoff unter Bildung von Sulfiden, Hydriden und Phosphiden.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

Lithium ist das einzige Metall, das bereits bei Raumtemperatur mit Stickstoff reagiert.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, das resultierende Lithiumnitrid unterliegt einer irreversiblen Hydrolyse.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

2. Wechselwirkung mit Sauerstoff

Nur bei Lithium entsteht sofort Lithiumoxid.

4Li + O 2 = 2Li 2 O, und wenn Sauerstoff mit Natrium reagiert, entsteht Natriumperoxid.

2Na + O 2 = Na 2 O 2. Beim Verbrennen aller anderen Metalle entstehen Superoxide.

K + O 2 = KO 2

3. Wechselwirkung mit Wasser

Durch die Reaktion mit Wasser kann man deutlich erkennen, wie sich die Aktivität dieser Metalle in der Gruppe von oben nach unten verändert. Lithium und Natrium reagieren ruhig mit Wasser, Kalium blitzartig und Cäsium explosionsartig.

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

4.

8K + 10HNO 3 (konz.) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O

8Na + 5H 2 SO 4 (konz.) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Herstellung von Alkalimetallen

Aufgrund der hohen Aktivität von Metallen können sie durch Elektrolyse von Salzen, meist Chloriden, gewonnen werden.

Alkalimetallverbindungen werden in verschiedenen Branchen häufig eingesetzt. Siehe Tabelle. 1.

Ihr Name ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass die Hydroxide dieser Metalle Alkalien sind und die Oxide früher „Erden“ genannt wurden. Bariumoxid BaO ist beispielsweise Bariumerde. Beryllium und Magnesium werden meist nicht zu den Erdalkalimetallen gezählt. Auch Radium kommen wir nicht in Betracht, da es radioaktiv ist.

Chemische Eigenschaften von Erdalkalimetallen.

1. Interaktion mitNichtmetalle

Сa + Cl 2 → 2СaCl 2

Ca + H 2 CaH 2

3Ca + 2P Ca 3 P 2-

2. Wechselwirkung mit Sauerstoff

2Ca + O 2 → 2CaO

3. Wechselwirkung mit Wasser

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, aber die Wechselwirkung ist ruhiger als bei Alkalimetallen.

4. Wechselwirkung mit Säuren – starke Oxidationsmittel

4Sr + 5HNO 3 (konz.) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O

4Ca + 10H 2 SO 4 (konz.) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O

Herstellung von Erdalkalimetallen

Metallisches Calcium und Strontium werden durch Elektrolyse geschmolzener Salze, meist Chloride, gewonnen.

CaCl 2 Ca + Cl 2

Hochreines Barium kann aluminothermisch aus Bariumoxid gewonnen werden

3BaO +2Al 3Ba + Al 2 O 3

GEMEINSAME ERDALKALMETALLVERBINDUNGEN

Die bekanntesten Verbindungen der Erdalkalimetalle sind: CaO - Branntkalk. Ca(OH) 2 - gelöschte Limette, oder Kalkwasser. Wenn Kohlendioxid durch Kalkwasser geleitet wird, entsteht Trübung, da sich unlösliches Calciumcarbonat CaCO 3 bildet. Wir müssen jedoch bedenken, dass sich bei weiterem Durchgang von Kohlendioxid lösliches Bicarbonat bildet und der Niederschlag verschwindet.

Reis. 2

СaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O

CaCO 3 ↓+ H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2

Gips - das ist CaSO 4 ∙2H 2 O, Alabaster ist CaSO 4 ∙0,5H 2 O. Gips und Alabaster werden im Bauwesen, in der Medizin und zur Herstellung von Dekorationsgegenständen verwendet. Reis. 2.

Kalziumkarbonat CaCO 3 bildet viele verschiedene Mineralien. Reis. 3.

Reis. 3

Calciumphosphat Ca 3 (PO 4) 2 - Phosphorit, Phosphormehl wird als Mineraldünger verwendet.

Rein wasserfrei Calciumchlorid CaCl 2 ist eine hygroskopische Substanz und wird daher in Laboratorien häufig als Trockenmittel verwendet.

Calciumcarbid- CaC2. Sie können es so bekommen:

CaO + 2C →CaC 2 +CO. Eine seiner Verwendungszwecke ist die Herstellung von Acetylen.

CaC 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Bariumsulfat BaSO 4 - Baryt. Reis. 4. Wird in einigen Studien als Weißstandard verwendet.

Reis. 4

Härte des Wassers

Natürliches Wasser enthält Calcium- und Magnesiumsalze. Sind sie in nennenswerten Konzentrationen enthalten, schäumt die Seife in diesem Wasser aufgrund der Bildung unlöslicher Stearate nicht. Wenn es kocht, bilden sich Ablagerungen.

Vorübergehende Härte aufgrund des Vorhandenseins der Calcium- und Magnesiumhydrogencarbonate Ca(HCO 3) 2 und Mg(HCO 3) 2. Diese Wasserhärte lässt sich durch Abkochen beseitigen.

Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Konstante Wasserhärte wird durch das Vorhandensein der Kationen Ca 2+, Mg 2+ und Anionen H 2 PO 4 -, Cl -, NO 3 - usw. verursacht. Die konstante Wasserhärte wird nur durch Ionenaustauschreaktionen beseitigt, wodurch Magnesium und Calciumionen werden auf das Sediment übertragen.

Hausaufgaben

1. Nr. 3, 4, 5-a (S. 173) Gabrielyan O.S. Chemie. Klasse 11. Ein Grundniveau von. 2. Aufl., gelöscht. - M.: Bustard, 2007. - 220 S.

2. Welche Reaktion des Mediums hat eine wässrige Lösung von Kaliumsulfid? Bestätigen Sie Ihre Antwort mit der Gleichung der Hydrolysereaktion.

3. Bestimmen Sie den Massenanteil von Natrium im Meerwasser, das 1,5 % Natriumchlorid enthält.

Zu den Erdalkalimetallen zählen Metalle der Gruppe IIA des Periodensystems D.I. Mendelejew – Kalzium (Ca), Strontium (Sr), Barium (Ba) und Radium (Ra). Zur Hauptuntergruppe der Gruppe II gehören außerdem Beryllium (Be) und Magnesium (Mg). Das äußerste Energieniveau der Erdalkalimetalle enthält zwei Valenzelektronen. Die elektronische Konfiguration des äußeren Energieniveaus von Erdalkalimetallen beträgt ns 2. In ihren Verbindungen weisen sie eine einzige Oxidationsstufe von +2 auf. Im OVR sind sie Reduktionsmittel, d.h. ein Elektron abgeben.

Mit zunehmender Ladung des Atomkerns von Elementen der Erdalkalimetallgruppe nimmt die Ionisierungsenergie der Atome ab und die Radien von Atomen und Ionen nehmen zu, die metallischen Eigenschaften chemischer Elemente nehmen zu.

Physikalische Eigenschaften von Erdalkalimetallen

Im freien Zustand ist Be ein stahlgraues Metall mit einem dichten hexagonalen Kristallgitter, ziemlich hart und spröde. An der Luft wird Be mit einem Oxidfilm bedeckt, der ihm einen matten Farbton verleiht und seine chemische Reaktivität verringert.

Magnesium in Form einer einfachen Substanz ist ein weißes Metall, das wie Be an der Luft durch die Bildung eines Oxidfilms einen matten Farbton annimmt. Mg ist weicher und duktiler als Beryllium. Das Mg-Kristallgitter ist sechseckig.

Ca, Ba und Sr in freier Form sind silberweiße Metalle. Wenn sie der Luft ausgesetzt werden, überziehen sie sich sofort mit einem gelblichen Film, der durch die Wechselwirkung mit den Bestandteilen der Luft entsteht. Calcium ist ein ziemlich hartes Metall, Ba und Sr sind weicher.

Ca und Sr haben ein kubisch-flächenzentriertes Kristallgitter, Barium ein kubisch-raumzentriertes Kristallgitter.

Alle Erdalkalimetalle zeichnen sich durch das Vorhandensein einer metallischen chemischen Bindung aus, die ihre hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit bestimmt. Die Siede- und Schmelzpunkte von Erdalkalimetallen liegen höher als die von Alkalimetallen.

Herstellung von Erdalkalimetallen

Be entsteht durch die Reduktionsreaktion seines Fluorids. Beim Erhitzen findet die Reaktion statt:

BeF 2 + Mg = Be + MgF 2

Magnesium, Calcium und Strontium werden durch Elektrolyse geschmolzener Salze, meist Chloride, gewonnen:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Darüber hinaus wird bei der Herstellung von Mg durch Elektrolyse einer Dichloridschmelze NaCl zur Reaktionsmischung gegeben, um den Schmelzpunkt zu senken.

Um Mg in der Industrie zu gewinnen, werden metall- und kohlenstoffthermische Verfahren eingesetzt:

2(CaO×MgO) (Dolomit) + Si = Ca 2 SiO 4 + Mg

Die Hauptmethode zur Gewinnung von Ba ist die Reduktion des Oxids:

3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3

Chemische Eigenschaften von Erdalkalimetallen

Da in Nr. Die Oberfläche von Be und Mg ist mit einem Oxidfilm bedeckt – diese Metalle sind gegenüber Wasser inert. Ca, Sr und Ba lösen sich in Wasser und bilden Hydroxide mit stark basischen Eigenschaften:

Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Erdalkalimetalle sind in der Lage, mit Sauerstoff zu reagieren, und alle mit Ausnahme von Barium bilden durch diese Wechselwirkung Oxide, Barium - Peroxid:

2Ca + O2 = 2CaO

Ba + O 2 = BaO 2

Oxide von Erdalkalimetallen, mit Ausnahme von Beryllium, weisen basische Eigenschaften auf, Be – amphotere Eigenschaften.

Erdalkalimetalle können beim Erhitzen mit Nichtmetallen (Halogenen, Schwefel, Stickstoff usw.) interagieren:

Mg + Br 2 =2MgBr

3Sr + N 2 = Sr 3 N 2

2Mg + 2C = Mg 2 C 2

2Ba + 2P = Ba 3 P 2

Ba + H 2 = BaH 2

Erdalkalimetalle reagieren mit Säuren und lösen sich darin auf:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

Beryllium reagiert mit wässrigen Alkalilösungen - löst sich darin auf:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Qualitative Reaktionen

Eine qualitative Reaktion auf Erdalkalimetalle ist die Färbung der Flamme durch deren Kationen: Ca 2+ färbt die Flamme dunkelorange, Sr 2+ - dunkelrot, Ba 2+ - hellgrün.

Eine qualitative Reaktion auf das Bariumkation Ba 2+ ist SO 4 2- Anionen, was zur Bildung eines weißen Niederschlags von Bariumsulfat (BaSO 4) führt, der in anorganischen Säuren unlöslich ist.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Die frische Oberfläche von E verdunkelt sich aufgrund der Bildung eines Oxidfilms schnell. Dieser Film ist relativ dicht – mit der Zeit oxidiert das gesamte Metall langsam. Der Film besteht aus EO, sowie EO 2 und E 3 N 2. Die normalen Elektrodenpotentiale der Reaktionen E-2e = E 2+ betragen = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). Dies sind sehr aktive Elemente: Sie lösen sich in Wasser und Säuren und verdrängen die meisten Metalle aus ihren Oxiden, Halogeniden und Sulfiden. Primäres (200–300 °C) Calcium interagiert mit Wasserdampf nach folgendem Schema:

2Ca + H 2 O = CaO + CaH 2.

Sekundärreaktionen haben die Form:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2 und CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.

E ist in starker Schwefelsäure aufgrund der Bildung eines Films aus schwerlöslichem ESO 4 nahezu unlöslich. E reagieren heftig mit verdünnten Mineralsäuren unter Freisetzung von Wasserstoff. Wenn Calcium über 800 °C erhitzt wird, reagiert es mit Methan nach folgendem Schema:

3Ca + CH 4 = CaH 2 + CaC 2.

Beim Erhitzen reagieren sie mit Wasserstoff, Schwefel und Ammoniakgas. In Bezug auf die chemischen Eigenschaften kommt Radium Ba am nächsten, ist jedoch aktiver. Bei Raumtemperatur verbindet es sich merklich mit Sauerstoff und Stickstoff der Luft. Im Allgemeinen sind seine chemischen Eigenschaften etwas ausgeprägter als die seiner Analoga. Alle Radiumverbindungen zerfallen unter dem Einfluss ihrer eigenen Strahlung langsam und nehmen eine gelbliche oder braune Farbe an. Radiumverbindungen besitzen die Eigenschaft der Autolumineszenz. Durch den radioaktiven Zerfall setzt 1 g Ra stündlich 553,7 J Wärme frei. Daher ist die Temperatur von Radium und seinen Verbindungen immer 1,5 Grad höher als die Umgebungstemperatur. Es ist auch bekannt, dass 1 g Radium pro Tag 1 mm 3 Radon (226 Ra = 222 Rn + 4 He) freisetzt, worauf seine Verwendung als Radonquelle für Radonbäder beruht.

Hydride E – weiße, kristalline salzartige Substanzen. Sie werden durch Erhitzen direkt aus den Elementen gewonnen. Die Starttemperaturen der Reaktion E + H 2 = EN 2 betragen 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba). Die thermische Dissoziation von EN 2 beginnt bei 600 °C. In einer Wasserstoffatmosphäre zersetzt sich CaH 2 am Schmelzpunkt (816 °C) nicht. In Abwesenheit von Feuchtigkeit sind Erdalkalimetallhydride an der Luft bei normalen Temperaturen stabil. Sie reagieren nicht mit Halogenen. Beim Erhitzen nimmt jedoch die chemische Aktivität von EN 2 zu. Sie sind in der Lage, Oxide beispielsweise zu Metallen (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta) zu reduzieren

2CaH 2 + TiO 2 = 2CaO + 2H 2 + Ti.

Die Reaktion von CaH 2 mit Al 2 O 3 erfolgt bei 750 ° C:

3CaH 2 + Al 2 O 3 = 3CaO + 3H 2 + 2Al,

CaH 2 + 2Al = CaAl 2 + H 2.

CaH2 reagiert mit Stickstoff bei 600 °C nach folgendem Schema:

3CaH 2 + N 2 = Ca 3 N 2 + 3H 2.

Wenn EN 2 gezündet wird, brennen sie langsam:

EN 2 + O 2 = H 2 O + CaO.

In Mischung mit festen Oxidationsmitteln explosionsgefährlich. Wenn Wasser auf EN 2 einwirkt, werden Hydroxid und Wasserstoff freigesetzt. Diese Reaktion ist stark exotherm: Mit Wasser angefeuchtetes EN 2 an der Luft entzündet sich spontan. EN 2 reagiert mit Säuren beispielsweise nach folgendem Schema:

2HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2H 2.

EN 2 dient zur Gewinnung von reinem Wasserstoff sowie zur Bestimmung von Wasserspuren in organischen Lösungsmitteln. Nitride E sind farblose, feuerfeste Stoffe. Sie werden direkt aus Elementen bei erhöhten Temperaturen gewonnen. Sie zersetzen sich mit Wasser nach folgendem Schema:

E 3 N 2 + 6H 2 O = 3E(OH) 2 + 2NH 3.

E 3 N 2 reagiert beim Erhitzen mit CO nach folgendem Schema:

E 3 N 2 + 3CO = 3EO + N 2 + 3C.

Die Prozesse, die beim Erhitzen von E 3 N 2 mit Kohle ablaufen, sehen folgendermaßen aus:

E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;

Strontiumnitrid reagiert mit HCl zu Sr und Ammoniumchloriden. Phosphide E 3 R 2 werden direkt aus Elementen oder durch Kalzinierung trisubstituierter Phosphate mit Kohle gebildet:

Ca 3 (PO 4) 2 + 4C = Ca 3 P 2 + 4CO

Sie werden durch Wasser nach folgendem Schema hydrolysiert:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.

Phosphide von Erdalkalimetallen ergeben mit Säuren das entsprechende Salz und Phosphin. Dies ist die Grundlage für ihren Einsatz zur Phosphingewinnung im Labor.

Komplexes Ammoniak Zusammensetzung E(NH 3) 6 – Feststoffe mit metallischem Glanz und hoher elektrischer Leitfähigkeit. Sie werden durch die Einwirkung von flüssigem Ammoniak auf E gewonnen. Sie entzünden sich spontan an der Luft. Ohne Luftzugang zerfallen sie in die entsprechenden Amide: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. Beim Erhitzen zersetzen sie sich heftig nach dem gleichen Muster.

Karbide Erdalkalimetalle, die durch Kalzinierung von E mit Kohle gewonnen werden, zersetzen sich mit Wasser unter Freisetzung von Acetylen:

ES 2 + 2H 2 O = E(OH) 2 + C 2 H 2.

Die Reaktion mit BaC 2 ist so heftig, dass es sich bei Kontakt mit Wasser entzündet. Die Bildungswärmen von ES 2 aus Elementen für Ca und Ba betragen 14 und 12 kcalmol. Beim Erhitzen mit Stickstoff ergibt ES 2 CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2. Bekannt Silizide (ESi und ESi 2). Sie können durch Erhitzen direkt aus den Elementen gewonnen werden. Sie werden durch Wasser hydrolysiert und reagieren mit Säuren zu H 2 Si 2 O 5, SiH 4, der entsprechenden Verbindung E und Wasserstoff. Bekannt Boride EV 6, erhalten aus Elementen beim Erhitzen.

Oxide Calcium und seine Analoga sind weiße, feuerfeste (T bp CaO = 2850 o C) Substanzen, die kräftig Wasser absorbieren. Dies ist die Grundlage für die Verwendung von BaO zur Gewinnung von absolutem Alkohol. Sie reagieren heftig mit Wasser und setzen dabei viel Wärme frei (mit Ausnahme von SrO, dessen Auflösung endotherm ist). EOs lösen sich in Säuren und Ammoniumchlorid:

EO + 2NH 4 Cl = SrCl 2 + 2NH 3 + H 2 O.

EO wird durch Kalzinierung von Carbonaten, Nitraten, Peroxiden oder Hydroxiden der entsprechenden Metalle gewonnen. Die effektiven Ladungen von Barium und Sauerstoff in BaO betragen 0,86. SrO reagiert bei 700 °C mit Kaliumcyanid:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

Strontiumoxid löst sich in Methanol unter Bildung von Sr(OSH 3) 2. Bei der Magnesium-thermischen Reduktion von BaO kann das Zwischenoxid Ba2O entstehen, das instabil und disproportional ist.

Hydroxide Erdalkalimetalle sind weiße, wasserlösliche Stoffe. Sie sind starke Stützpunkte. In der Ca-Sr-Ba-Reihe nehmen die basische Natur und die Löslichkeit der Hydroxide zu. pPR(Ca(OH) 2) = 5,26, pPR(Sr(OH) 2) = 3,5, pPR(Ba(OH) 2) = 2,3. Ba(OH)2 wird üblicherweise aus Hydroxidlösungen freigesetzt. 8H 2 O, Sr(OH) 2. 8H 2 O, Ca(OH) 2. H 2 O. EO fügt Wasser hinzu, um Hydroxide zu bilden. Dies ist die Grundlage für den Einsatz von CaO im Bauwesen. Eine enge Mischung aus Ca(OH) 2 und NaOH im Gewichtsverhältnis 2:1 wird Natronkalk genannt und wird häufig als CO 2 -Absorber verwendet. Ca(OH) 2 absorbiert, wenn es an der Luft steht, CO 2 nach folgendem Schema:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

Bei etwa 400 °C reagiert Ca(OH) 2 mit Kohlenmonoxid:

CO + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2.

Barytwasser reagiert mit CS 2 bei 100 o C:

CS 2 + 2Ba(OH) 2 = BaCO 3 + Ba(HS) 2 + H 2 O.

Aluminium reagiert mit Barytwasser:

2Al + Ba(OH) 2 + 10H 2 O = Ba 2 + 3H 2. E(OH) 2

zur Entdeckung von Kohlensäureanhydrid verwendet.

E-Form Peroxid Weiß. Sie sind im Gegensatz zu Oxiden deutlich weniger stabil und starke Oxidationsmittel. Von praktischer Bedeutung ist das stabilste BaO 2, ein weißes, paramagnetisches Pulver mit einer Dichte von 4,96 g1cm 3 usw. 450°. BaO 2 ist bei normalen Temperaturen stabil (kann jahrelang gelagert werden), ist in Wasser, Alkohol und Ether schlecht löslich und löst sich in verdünnten Säuren unter Freisetzung von Salz und Wasserstoffperoxid. Die thermische Zersetzung von Bariumperoxid wird durch Oxide Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 und CuO beschleunigt. Bariumperoxid reagiert beim Erhitzen mit Wasserstoff, Schwefel, Kohlenstoff, Ammoniak, Ammoniumsalzen, Kaliumferricyanid usw. Bariumperoxid reagiert mit konzentrierter Salzsäure und setzt Chlor frei:

BaO 2 + 4HCl = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

Es oxidiert Wasser zu Wasserstoffperoxid:

H 2 O + BaO 2 = Ba(OH) 2 + H 2 O 2.

Diese Reaktion ist reversibel und selbst in Gegenwart von Kohlensäure verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts. BaO 2 wird als Ausgangsprodukt für die Herstellung von H 2 O 2 sowie als Oxidationsmittel in pyrotechnischen Zusammensetzungen verwendet. BaO 2 kann jedoch auch als Reduktionsmittel wirken:

HgCl 2 + BaO 2 = Hg + BaCl 2 + O 2.

BaO 2 wird durch Erhitzen von BaO in einem Luftstrom auf 500 °C nach folgendem Schema gewonnen:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

Bei steigender Temperatur erfolgt der umgekehrte Vorgang. Daher wird beim Verbrennen von Ba nur Oxid freigesetzt. SrO 2 und CaO 2 sind weniger stabil. Eine allgemeine Methode zur Gewinnung von EO 2 ist die Wechselwirkung von E(OH) 2 mit H 2 O 2, wodurch EO 2 freigesetzt wird. 8H 2 O. Die thermische Zersetzung von EO 2 beginnt bei 380 °C (Ca), 480 °C (Sr), 790 °C (Ba). Beim Erhitzen von EO 2 mit konzentriertem Wasserstoffperoxid können gelbe instabile Substanzen erhalten werden – EO 4-Superoxide.

E-Salze sind normalerweise farblos. Chloride, Bromide, Jodide und Nitrate sind gut wasserlöslich. Fluoride, Sulfate, Carbonate und Phosphate sind schwer löslich. Das Ba 2+ -Ion ist giftig. Halogenide E werden in zwei Gruppen eingeteilt: Fluoride und alle anderen. Fluoride sind in Wasser und Säuren nahezu unlöslich und bilden keine kristallinen Hydrate. Im Gegensatz dazu sind Chloride, Bromide und Iodide gut wasserlöslich und werden aus Lösungen in Form kristalliner Hydrate freigesetzt. Nachfolgend werden einige Eigenschaften von EG 2 dargestellt:

Bei der Gewinnung durch Austauschzersetzung in Lösung werden Fluoride in Form voluminöser Schleimablagerungen freigesetzt, die recht leicht kolloidale Lösungen bilden. EG 2 kann durch Einwirkung der entsprechenden Halogene auf das entsprechende E erhalten werden. Schmelzen von EG 2 sind in der Lage, bis zu 30 % E aufzulösen. Bei der Untersuchung der elektrischen Leitfähigkeit von Schmelzen von Chloriden von Elementen der zweiten Gruppe der Hauptuntergruppe, Es wurde festgestellt, dass ihre molekulare Ionenzusammensetzung sehr unterschiedlich ist. Die Dissoziationsgrade nach dem Schema ESl 2 = E 2+ + 2Cl- sind gleich: BeCl 2 – 0,009 %, MgCl 2 – 14,6 %, CaCl 2 – 43,3 %, SrCl 2 – 60,6 %, BaCl 2 – 80, 2 %. Halogenide (außer Fluoride) E enthalten Kristallwasser: CaCl 2. 6H 2 O, SrCl 2. 6H 2 O und BaCl 2. 2H 2 O. Die Röntgenstrukturanalyse ergab die Struktur von E[(OH 2) 6 ]G 2 für kristalline Hydrate von Ca und Sr. Durch langsames Erhitzen kristalliner Hydrate von EG 2 können wasserfreie Salze erhalten werden. CaCl 2 bildet leicht übersättigte Lösungen. Natürliches CaF 2 (Fluorit) wird in der Keramikindustrie verwendet, außerdem wird es zur Herstellung von HF verwendet und ist ein Fluoridmineral. Wasserfreies CaCl 2 wird aufgrund seiner Hygroskopizität als Trockenmittel verwendet. Kristallines Calciumchloridhydrat wird zur Herstellung von Kühlmischungen verwendet. BaCl 2 – wird in cx und zum Öffnen verwendet

SO 4 2- (Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4).

Durch Fusion von EG2 und EN2 können folgende Hydrohalogenide erhalten werden:

EG 2 + EN 2 = 2ENG.

Diese Stoffe schmelzen ohne Zersetzung, werden aber durch Wasser hydrolysiert:

2ENH + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2.

Löslichkeit in Wasser Chlorate , Bromate Und Jodate in Wasser nimmt es entlang der Reihen Ca – Sr – Ba und Cl – Br – I ab. Ba(ClO 3) 2 – wird in der Pyrotechnik verwendet. Perchlorate E sind nicht nur in Wasser, sondern auch in organischen Lösungsmitteln gut löslich. Das wichtigste E(ClO 4) 2 ist Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. Wasserfreies Bariumperchlorat ist ein gutes Trockenmittel. Seine thermische Zersetzung beginnt erst bei 400 °C. Hypochlorit Calcium Ca(ClO) 2. nH 2 O (n=2,3,4) wird durch Einwirkung von Chlor auf Kalkmilch gewonnen. Es ist ein Oxidationsmittel und gut wasserlöslich. Bleichen kann durch Behandlung von festem Löschkalk mit Chlor gewonnen werden. Es zersetzt sich mit Wasser und riecht in Gegenwart von Feuchtigkeit nach Chlor. Reagiert mit CO 2 in der Luft:

CO 2 + 2CaOCl 2 = CaCO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O.

Bleichmittel werden als Oxidationsmittel, Bleichmittel und als Desinfektionsmittel verwendet.

Für Erdalkalimetalle ist es bekannt Azide E(N 3) 2 und Thiocyanate E(CNS) 2 . 3H 2 O. Azide sind viel weniger explosiv als Bleiazid. Rodanide verlieren beim Erhitzen leicht Wasser. Sie sind in Wasser und organischen Lösungsmitteln gut löslich. Ba(N 3) 2 und Ba(CNS) 2 können verwendet werden, um aus Sulfaten durch eine Austauschreaktion Azide und Thiocyanate anderer Metalle zu gewinnen.

Nitrate Calcium und Strontium liegen üblicherweise in Form kristalliner Ca(NO 3) 2-Hydrate vor. 4H 2 O und Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. Bariumnitrat zeichnet sich nicht durch die Bildung von kristallinem Hydrat aus. Beim Erhitzen entsteht Ca(NO 3) 2. 4H 2 O und Sr(NO 3) 2. 4H 2 O verliert leicht Wasser. In einer inerten Atmosphäre sind E-Nitrate bis zu 455 °C (Ca), 480 °C (Sr) und 495 °C (Ba) thermisch stabil. Die Schmelze von kristallinem Calciumnitrathydrat weist bei 75 °C ein saures Milieu auf. Ein Merkmal von Bariumnitrat ist die geringe Auflösungsgeschwindigkeit seiner Kristalle in Wasser. Lediglich Bariumnitrat, für das ein instabiler K2-Komplex bekannt ist, neigt zur Komplexbildung. Calciumnitrat ist in Alkoholen, Methylacetat und Aceton löslich. Strontium- und Bariumnitrate sind dort nahezu unlöslich. Der Schmelzpunkt von E-Nitraten wird auf 600 °C geschätzt, aber bei derselben Temperatur beginnt die Zersetzung:

E(NO 3) 2 = E(NO 2) 2 + O 2.

Bei höheren Temperaturen erfolgt eine weitere Zersetzung:

E(NO 2) 2 = EO + NO 2 + NO.

E-Nitrat wird seit langem in der Pyrotechnik eingesetzt. Leichtflüchtige E-Salze färben die Flamme in den entsprechenden Farben: Ca – Orange-Gelb, Sr – Rot-Karmin, Ba – Gelb-Grün. Lassen Sie uns das Wesentliche am Beispiel von Sr verstehen: Sr 2+ hat zwei VAOs: 5s und 5p oder 5s und 4d. Geben wir diesem System Energie – erhitzen wir es. Elektronen aus Orbitalen, die näher am Kern liegen, bewegen sich zu diesen VAOs. Ein solches System ist jedoch nicht stabil und wird Energie in Form eines Lichtquants freisetzen. Es ist Sr 2+, das Quanten mit einer Frequenz emittiert, die den roten Wellenlängen entspricht. Bei der Herstellung pyrotechnischer Zusammensetzungen ist es praktisch, Salpeter zu verwenden, weil Es färbt nicht nur die Flamme, sondern ist auch ein Oxidationsmittel, das beim Erhitzen Sauerstoff freisetzt. Pyrotechnische Zusammensetzungen bestehen aus einem festen Oxidationsmittel, einem festen Reduktionsmittel und einigen organischen Substanzen, die die Flamme des Reduktionsmittels entfärben und als Bindemittel wirken. Als Dünger wird Calciumnitrat verwendet.

Alle Phosphate Und Hydrophosphate E sind in Wasser schlecht löslich. Sie können durch Auflösen der entsprechenden Menge CaO oder CaCO 3 in Orthophosphorsäure gewonnen werden. Sie fallen auch bei Austauschreaktionen aus, wie zum Beispiel:

(3-x)Ca 2+ + 2H x PO 4 -(3-x) = Ca (3-x) (H x PO 4) 2.

Von praktischer Bedeutung (als Düngemittel) ist monosubstituiertes Calciumorthophosphat, das neben Ca(SO 4) enthalten ist Superphosphat. Es wird nach dem Schema erhalten:

Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4

Oxalate auch in Wasser schwer löslich. Von praktischer Bedeutung ist Calciumoxalat, das bei 200 °C dehydriert wird und sich bei 430 °C nach folgendem Schema zersetzt:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

Acetate E werden in Form kristalliner Hydrate isoliert und sind in Wasser gut löslich.

MIT Sulfate E – weiße, schwerlösliche Stoffe in Wasser. Löslichkeit CaSO 4 . 2H 2 O pro 1000 g Wasser beträgt bei normaler Temperatur 8. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, BaSO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10 -6 Mol. In der Ca-Ra-Reihe nimmt die Löslichkeit von Sulfaten schnell ab. Ba 2+ ist ein Reagens für Sulfationen. Calciumsulfat enthält Kristallwasser. Oberhalb von 66 °C wird wasserfreies Calciumsulfat aus der Lösung freigesetzt, darunter Gips CaSO 4. 2H 2 O. Das Erhitzen von Gips über 170 °C geht mit der Freisetzung von Hydratwasser einher. Beim Mischen von Gips mit Wasser härtet diese Masse durch die Bildung von kristallinem Hydrat schnell aus. Diese Eigenschaft von Gips wird im Bauwesen genutzt. Die Ägypter nutzten dieses Wissen bereits vor 2000 Jahren. Die Löslichkeit von ESO 4 in starker Schwefelsäure ist viel höher als in Wasser (BaSO 4 bis zu 10 %), was auf eine Komplexbildung hinweist. Entsprechende ESO 4-Komplexe. H 2 SO 4 kann im freien Zustand erhalten werden. Doppelsalze mit Alkalimetall- und Ammoniumsulfaten sind nur für Ca und Sr bekannt. (NH 4) 2 ist wasserlöslich und wird in der analytischen Chemie zur Trennung von Ca von Sr verwendet, weil (NH 4) 2 ist schwer löslich. Gips wird zur kombinierten Herstellung von Schwefelsäure und Zement verwendet, weil Beim Erhitzen mit einem Reduktionsmittel (Kohle) zersetzt sich Gips:

CaSO 4 + C = CaO + SO 2 + CO.

Bei einer höheren Temperatur (900 °C) wird Schwefel nach folgendem Schema noch stärker reduziert:

CaSO 4 + 3C = CaS + CO 2 + 2CO.

Eine ähnliche Zersetzung von Sr- und Ba-Sulfaten beginnt bei höheren Temperaturen. BaSO 4 ist ungiftig und wird in der Medizin und bei der Herstellung von Mineralfarben verwendet.

Sulfide E sind weiße Feststoffe, die wie NaCl kristallisieren. Ihre Bildungswärmen und die Energien der Kristallgitter sind gleich (kcalmol): 110 und 722 (Ca), 108 und 687 (Sr), 106 und 656 (Ba). Kann durch Synthese aus Elementen durch Erhitzen oder Kalzinieren von Sulfaten mit Kohle gewonnen werden:

ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO.

Am wenigsten löslich ist CaS (0,2 hl). ES geht beim Erhitzen folgende Reaktionen ein:

ES + H 2 O = EO + H 2 S; ES + G 2 = S + EG 2; ES + 2O 2 = ESO 4; ES + xS = ES x+1 (x=2,3).

Sulfide von Erdalkalimetallen in neutraler Lösung werden nach folgendem Schema vollständig hydrolysiert:

2ES + 2H 2 O = E(HS) 2 + E(OH) 2.

Säuresulfide kann auch in freiem Zustand durch Eindampfen einer Sulfidlösung gewonnen werden. Sie reagieren mit Schwefel:

E(HS) 2 + xS = ES x+1 + H 2 S (x=2,3,4).

BaS ist aus kristallinen Hydraten bekannt. 6H 2 O und Ca(HS) 2. 6H 2 O, Ba(HS) 2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 wird zur Haarentfernung verwendet. ES unterliegen dem Phänomen der Phosphoreszenz. Bekannt Polysulfide E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. Sie werden durch Kochen einer Suspension von ES in Wasser mit Schwefel gewonnen. An der Luft werden ES oxidiert: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. Man kann Luft durch eine CaS-Suspension leiten Thiosulfat Ca nach dem Schema:

2CaS + 2O2 + H2O = Ca(OH)2 + CaS2O3

Es ist gut wasserlöslich. In der Reihe Ca – Sr – Ba nimmt die Löslichkeit der Thiosulfate ab. Telluride E sind in Wasser schwer löslich und unterliegen ebenfalls einer Hydrolyse, jedoch in geringerem Maße als Sulfide.

Löslichkeit Chromate E fällt in der Ca-Ba-Reihe ebenso stark ab wie bei Sulfaten. Diese gelben Substanzen werden durch die Wechselwirkung löslicher Salze von E mit Chromaten (oder Dichromaten) von Alkalimetallen erhalten:

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

Calciumchromat wird in Form von kristallinem Hydrat – CaCrO 4 – freigesetzt. 2H 2 O (pPR CaCrO 4 = 3,15). Schon vor dem Schmelzpunkt verliert es Wasser. SrCrO 4 und BaCrO 4 bilden keine kristallinen Hydrate. pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93.

Karbonate E weiße, schwerlösliche Stoffe in Wasser. Beim Erhitzen wandelt sich ECO 3 in EO um und spaltet dabei CO 2 ab. In der Ca-Ba-Reihe nimmt die thermische Stabilität von Carbonaten zu. Das praktisch wichtigste davon ist Calciumcarbonat (Kalkstein). Es wird direkt im Bauwesen verwendet und dient auch als Rohstoff für die Herstellung von Kalk und Zement. Die jährliche weltweite Produktion von Kalk aus Kalkstein beläuft sich auf mehrere zehn Millionen Tonnen. Die thermische Dissoziation von CaCO 3 ist endotherm:

CaCO 3 = CaO + CO 2

und erfordert Kosten von 43 kcal pro Mol Kalkstein. Die CaCO 3 -Brennung erfolgt in Schachtöfen. Als Nebenprodukt beim Rösten entsteht wertvolles Kohlendioxid. CaO ist ein wichtiger Baustoff. Beim Mischen mit Wasser erfolgt die Kristallisation durch die Bildung von Hydroxid und anschließend von Carbonat nach den folgenden Schemata:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 und Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

Eine enorm wichtige praktische Rolle spielt Zement – ​​ein grünlich-graues Pulver, das aus einer Mischung verschiedener Silikate und Calciumaluminate besteht. Beim Mischen mit Wasser härtet es durch Hydratation aus. Bei der Herstellung wird eine Mischung aus CaCO 3 und Ton gebrannt, bevor die Sinterung beginnt (1400–1500 °C). Anschließend wird die Mischung gemahlen. Die Zusammensetzung von Zement kann als Prozentsatz der Komponenten CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3 ausgedrückt werden, wobei CaO die Base darstellt und der Rest Säureanhydride sind. Die Zusammensetzung von Silikatzement (Portlad) besteht hauptsächlich aus Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 und Ca (FeO 2) 2. Seine Einstellung erfolgt nach folgenden Schemata:

Ca 3 SiO 5 + 3H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H 2 O + Ca(OH) 2

Ca 2 SiO 4 + 2H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H 2 O

Ca 3 (AlO 3) 2 + 6H 2 O = Ca 3 (AlO 3) 2. 6H 2 O

Ca(FeO 2) 2 + nH 2 O = Ca(FeO 2) 2. nH2O.

Verschiedenen Spachtelmassen wird natürliche Kreide zugesetzt. Aus einer Lösung ausgefälltes feinkristallines CaCO 3 ist in der Zusammensetzung von Zahnpulvern enthalten. BaO wird aus BaCO 3 durch Kalzinierung mit Kohle nach folgendem Schema gewonnen:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

Wird der Prozess bei höherer Temperatur im Stickstoffstrom durchgeführt, Zyanid Barium:

BaCO 3 + 4C + N 2 = 3CO + Ba(CN) 2.

Ba(CN) 2 ist in Wasser gut löslich. Ba(CN) 2 kann zur Herstellung von Cyaniden anderer Metalle durch Austauschzersetzung mit Sulfaten verwendet werden. Hydrokarbonate E sind wasserlöslich und können nur in Lösung gewonnen werden, beispielsweise durch Einleiten von Kohlendioxid in eine Suspension von CaCO 3 in Wasser:

CO 2 + CaCO 3 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.

Diese Reaktion ist reversibel und verschiebt sich beim Erhitzen nach links. Das Vorhandensein von Kalzium- und Magnesiumbikarbonaten in natürlichen Gewässern führt zu einer Wasserhärte.

Die aktivsten Metalle sind die Alkali- und Erdalkalimetalle. Dabei handelt es sich um weiche Leichtmetalle, die mit einfachen und komplexen Stoffen reagieren.

allgemeine Beschreibung

Aktive Metalle besetzen die erste und zweite Gruppe des Periodensystems. Vollständige Liste der Alkali- und Erdalkalimetalle:

• Lithium (Li);
• Natrium (Na);
• Kalium (K);
• Rubidium (Rb);
• Cäsium (Cs);
• Francium (Fr);
• Beryllium (Be);
• Magnesium (Mg);
• Kalzium (Ca);
• Strontium (Sr);
• Barium (Ba);
• Radium (Ra).

Reis. 1. Alkali- und Erdalkalimetalle im Periodensystem.

Die elektronische Konfiguration von Alkalimetallen ist ns 1, die von Erdalkalimetallen ist ns 2.

Dementsprechend ist die konstante Wertigkeit von Alkalimetallen I, Erdalkalimetalle II. Aufgrund der geringen Anzahl an Valenzelektronen auf dem äußeren Energieniveau weisen aktive Metalle starke reduzierende Eigenschaften auf und geben bei Reaktionen äußere Elektronen ab. Je mehr Energieniveaus vorhanden sind, desto geringer ist die Verbindung der äußeren Elektronen mit dem Atomkern. Daher nehmen die metallischen Eigenschaften gruppenweise von oben nach unten zu.

Aufgrund ihrer Aktivität kommen Metalle der Gruppen I und II in der Natur nur in Gesteinen vor. Reine Metalle werden durch Elektrolyse, Kalzinierung und Substitutionsreaktionen isoliert.

Physikalische Eigenschaften

Alkalimetalle haben eine silberweiße Farbe mit metallischem Glanz. Cäsium ist ein silbergelbes Metall. Dies sind die aktivsten und weichsten Metalle. Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium werden mit einem Messer geschnitten. Sie ähneln in ihrer Weichheit Wachs.

Reis. 2. Natrium mit einem Messer schneiden.

Erdalkalimetalle haben eine graue Farbe. Im Vergleich zu Alkalimetallen handelt es sich um härtere und dichtere Stoffe. Nur Strontium kann mit einem Messer geschnitten werden. Das dichteste Metall ist Radium (5,5 g/cm3).

Die leichtesten Metalle sind Lithium, Natrium und Kalium. Sie schwimmen auf der Wasseroberfläche.

Chemische Eigenschaften

Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren mit einfachen Stoffen und komplexen Verbindungen unter Bildung von Salzen, Oxiden und Alkalien. Die Haupteigenschaften aktiver Metalle sind in der Tabelle beschrieben.

Reis. 3. Reaktion von Kalium mit Wasser.

Mittels einer qualitativen Reaktion können Alkali- und Erdalkalimetalle nachgewiesen werden. Beim Brennen erhalten Metalle eine bestimmte Farbe. Natrium brennt beispielsweise mit gelber Flamme, Kalium mit violetter Flamme, Barium mit hellgrüner Flamme und Kalzium mit dunkeloranger Flamme.

Was haben wir gelernt?

Alkali- und Erdalkalimetalle sind die aktivsten Metalle. Dies sind weiche, einfache Substanzen von grauer oder silberner Farbe mit geringer Dichte. Lithium, Natrium, Kalium schwimmen auf der Wasseroberfläche. Erdalkalimetalle sind härter und dichter als Alkalimetalle. Sie oxidieren schnell an der Luft. Alkalimetalle bilden Superoxide und Peroxide; nur Lithium bildet ein Oxid. Reagiert bei Raumtemperatur heftig mit Wasser. Sie reagieren beim Erhitzen mit Nichtmetallen. Erdalkalimetalle reagieren mit Oxiden und verdrängen dabei weniger aktive Metalle. Nur Beryllium reagiert mit Alkalien.

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