Χαρακτηριστικά της δομής των μετάλλων αλκαλικών γαιών. Χημικές ιδιότητες μετάλλων αλκαλικών γαιών και των ενώσεων τους

Οι χημικές ιδιότητες των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών είναι παρόμοιες. Το εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο των αλκαλιμετάλλων έχει ένα ηλεκτρόνιο και αυτό των μετάλλων των αλκαλικών γαιών έχει δύο. Κατά τη διάρκεια των αντιδράσεων, τα μέταλλα χωρίζονται εύκολα με τα ηλεκτρόνια σθένους, παρουσιάζοντας τις ιδιότητες ενός ισχυρού αναγωγικού παράγοντα.

Αλκαλική

Η ομάδα I του περιοδικού πίνακα περιλαμβάνει τα αλκαλικά μέταλλα:

• λίθιο;
• νάτριο;
• κάλιο;
• ρουβίνιο;
• καίσιο;
• γαλλική γλώσσα

Ρύζι. 1. Αλκαλιμέταλλα.

Διακρίνονται για την απαλότητά τους (μπορούν να κοπούν με μαχαίρι), τα χαμηλά σημεία τήξης και βρασμού. Αυτά είναι τα πιο ενεργά μέταλλα.

Οι χημικές ιδιότητες των αλκαλιμετάλλων παρουσιάζονται στον πίνακα.

Μπορεί να αντιδράσει με οργανικά οξέα και αλκοόλες.

Αλκαλική γη

Στην ομάδα II του περιοδικού πίνακα υπάρχουν μέταλλα αλκαλικών γαιών:

• βηρύλλιο;
• μαγνήσιο;
• ασβέστιο;
• στρόντιο;
• βάριο;
• ράδιο.

Ρύζι. 2. Μέταλλα αλκαλικών γαιών.

Σε αντίθεση με τα αλκαλικά μέταλλα, είναι πιο σκληρά. Μόνο το στρόντιο μπορεί να κοπεί με ένα μαχαίρι. Το πιο πυκνό μέταλλο είναι το ράδιο (5,5 g/cm3).

Το βηρύλλιο αντιδρά με το οξυγόνο μόνο όταν θερμαίνεται στους 900°C. Δεν αντιδρά με υδρογόνο και νερό σε καμία περίπτωση. Το μαγνήσιο οξειδώνεται σε θερμοκρασία 650°C και αντιδρά με το υδρογόνο υπό υψηλή πίεση.

Ο πίνακας δείχνει τις κύριες χημικές ιδιότητες των μετάλλων αλκαλικών γαιών.

Τα ιόντα αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών σε άλατα ανιχνεύονται εύκολα από αλλαγές στο χρώμα της φλόγας. Τα άλατα νατρίου καίγονται με κίτρινη φλόγα, το κάλιο - βιολετί, το ρουβίδιο - κόκκινο, το ασβέστιο - τούβλο-κόκκινο, το βάριο - το κίτρινο-πράσινο. Τα άλατα αυτών των μετάλλων χρησιμοποιούνται για τη δημιουργία πυροτεχνημάτων.

Ρύζι. 3. Ποιοτική αντίδραση.

Τι μάθαμε;

Τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών είναι ενεργά στοιχεία του περιοδικού πίνακα που αντιδρούν με απλές και σύνθετες ουσίες. Τα αλκαλικά μέταλλα είναι πιο μαλακά, αντιδρούν βίαια με το νερό και τα αλογόνα, οξειδώνονται εύκολα στον αέρα, σχηματίζοντας οξείδια, υπεροξείδια, υπεροξείδια και αλληλεπιδρούν με οξέα και αμμωνία. Όταν θερμαίνονται, αντιδρούν με αμέταλλα. Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών αντιδρούν με αμέταλλα, οξέα και νερό. Το βηρύλλιο δεν αντιδρά με υδρογόνο και νερό, αλλά αντιδρά με αλκάλια και οξυγόνο σε υψηλές θερμοκρασίες.

Δοκιμή για το θέμα

Αξιολόγηση της έκθεσης

Μέση βαθμολογία: 4.3. Συνολικές βαθμολογίες που ελήφθησαν: 113.

Το μάθημα θα καλύψει το θέμα «Μέταλλα και οι ιδιότητές τους. Αλκαλιμέταλλα. Μέταλλα αλκαλικών γαιών. Αλουμίνιο". Θα μάθετε τις γενικές ιδιότητες και τα μοτίβα των στοιχείων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών, θα μελετήσετε ξεχωριστά τις χημικές ιδιότητες των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών και τις ενώσεις τους. Χρησιμοποιώντας χημικές εξισώσεις, θα εξετάσουμε μια τέτοια έννοια όπως η σκληρότητα του νερού. Εξοικειωθείτε με το αλουμίνιο, τις ιδιότητες και τα κράματά του. Θα μάθετε για τα μείγματα αναγέννησης οξυγόνου, τα οζονίδια, το υπεροξείδιο του βαρίου και την παραγωγή οξυγόνου.

Θέμα: Βασικά μέταλλα και αμέταλλα

Μάθημα: Τα μέταλλα και οι ιδιότητές τους. Αλκαλιμέταλλα. Μέταλλα αλκαλικών γαιών. Αλουμίνιο

Η κύρια υποομάδα της ομάδας Ι του Περιοδικού Συστήματος Δ.Ι. Τα στοιχεία του Mendeleev είναι το λίθιο Li, το νάτριο Na, το κάλιο K, το ρουβίδιο Rb, το καίσιο Cs και το φράγκιο Fr. Στοιχεία αυτής της υποομάδας ανήκουν. Η κοινή τους ονομασία είναι αλκαλικά μέταλλα.

Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών ανήκουν στην κύρια υποομάδα της ομάδας II του Περιοδικού Πίνακα. Μεντελέεφ. Αυτά είναι το μαγνήσιο Mg, το ασβέστιο Ca, το στρόντιο Sr, το βάριο Ba και το ράδιο Ra.

Τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών, ως τυπικά μέταλλα, παρουσιάζουν έντονες αναγωγικές ιδιότητες. Για στοιχεία των κύριων υποομάδων, οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται με την αύξηση της ακτίνας. Τα αλκαλικά μέταλλα παρουσιάζουν ιδιαίτερα ισχυρές αναγωγικές ιδιότητες. Τόσο ισχυρά που είναι σχεδόν αδύνατο να πραγματοποιηθούν οι αντιδράσεις τους με αραιά υδατικά διαλύματα, αφού πρώτα θα συμβεί η αντίδραση της αλληλεπίδρασής τους με το νερό. Η κατάσταση είναι παρόμοια με τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών. Αλληλεπιδρούν επίσης με το νερό, αλλά πολύ λιγότερο έντονα από τα αλκαλικά μέταλλα.

Ηλεκτρονικές διαμορφώσειςστρώμα σθένους αλκαλικών μετάλλων - ns 1 , όπου n είναι ο αριθμός του ηλεκτρονικού στρώματος. Ταξινομούνται ως s-στοιχεία. Για μέταλλα αλκαλικών γαιών - ns 2 (s-στοιχεία). Το αλουμίνιο έχει ηλεκτρόνια σθένους …3 μικρό 2 3ρ 1(ρ-στοιχείο). Αυτά τα στοιχεία σχηματίζουν ενώσεις με τύπο ιοντικού δεσμού. Όταν σχηματίζονται ενώσεις, η κατάσταση οξείδωσής τους αντιστοιχεί στον αριθμό της ομάδας.

Ανίχνευση μεταλλικών ιόντων σε άλατα

Τα μεταλλικά ιόντα μπορούν εύκολα να αναγνωριστούν από αλλαγές στο χρώμα της φλόγας. Ρύζι. 1.

Άλατα λιθίου - καρμίνη-κόκκινο χρώμα της φλόγας. Άλατα νατρίου - κίτρινα. Άλατα καλίου - μωβ μέσω γυαλιού κοβαλτίου. Το ρουβίδιο είναι κόκκινο, το καίσιο είναι ιώδες-μπλε.

Ρύζι. 1

Άλατα μετάλλων αλκαλικών γαιών: ασβέστιο - τούβλο-κόκκινο, στρόντιο - κόκκινο-καρμίνη και βάριο - κιτρινωπό-πράσινο. Τα άλατα αλουμινίου δεν αλλάζουν το χρώμα της φλόγας. Άλατα αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών χρησιμοποιούνται για τη δημιουργία πυροτεχνημάτων. Και μπορείτε εύκολα να προσδιορίσετε από το χρώμα ποια μεταλλικά άλατα χρησιμοποιήθηκαν.

Ιδιότητες μετάλλων

Αλκαλικά μέταλλα- Πρόκειται για ασημόλευκες ουσίες με χαρακτηριστική μεταλλική λάμψη. Εξασθενούν γρήγορα στον αέρα λόγω της οξείδωσης. Αυτά είναι μαλακά μέταλλα η απαλότητα των Na, K, Rb, Cs είναι παρόμοια με το κερί. Κόβονται εύκολα με ένα μαχαίρι. Είναι ελαφριά. Το λίθιο είναι το ελαφρύτερο μέταλλο με πυκνότητα 0,5 g/cm 3 .

Χημικές ιδιότητες αλκαλιμετάλλων

1. Αλληλεπίδραση με αμέταλλα

Λόγω των υψηλών αναγωγικών τους ιδιοτήτων, τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν βίαια με τα αλογόνα για να σχηματίσουν το αντίστοιχο αλογονίδιο. Όταν θερμαίνονται, αντιδρούν με θείο, φώσφορο και υδρογόνο για να σχηματίσουν σουλφίδια, υδρίδια και φωσφίδια.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

Το λίθιο είναι το μόνο μέταλλο που αντιδρά με άζωτο ήδη σε θερμοκρασία δωματίου.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, το νιτρίδιο του λιθίου που προκύπτει υφίσταται μη αναστρέψιμη υδρόλυση.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

2. Αλληλεπίδραση με το οξυγόνο

Μόνο με το λίθιο σχηματίζεται αμέσως οξείδιο του λιθίου.

4Li + O 2 = 2Li 2 O, και όταν το οξυγόνο αντιδρά με το νάτριο, σχηματίζεται υπεροξείδιο του νατρίου.

2Na + O 2 = Na 2 O 2. Όταν όλα τα άλλα μέταλλα καίγονται, σχηματίζονται υπεροξείδια.

K + O 2 = KO 2

3. Αλληλεπίδραση με το νερό

Με την αντίδραση με το νερό, μπορείτε να δείτε καθαρά πώς η δραστηριότητα αυτών των μετάλλων αλλάζει στην ομάδα από πάνω προς τα κάτω. Το λίθιο και το νάτριο αντιδρούν ήρεμα με το νερό, το κάλιο με μια έκρηξη και το καίσιο με μια έκρηξη.

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

4.

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

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

Παρασκευή αλκαλιμετάλλων

Λόγω της υψηλής δραστικότητας των μετάλλων, μπορούν να ληφθούν με ηλεκτρόλυση αλάτων, πιο συχνά χλωριούχων.

Οι ενώσεις αλκαλιμετάλλων χρησιμοποιούνται ευρέως σε διάφορες βιομηχανίες. Βλέπε Πίνακα. 1.

Το όνομά τους οφείλεται στο γεγονός ότι τα υδροξείδια αυτών των μετάλλων είναι αλκάλια, και τα οξείδια ονομάζονταν προηγουμένως «γη». Για παράδειγμα, το οξείδιο του βαρίου BaO είναι η γη του βαρίου. Το βηρύλλιο και το μαγνήσιο τις περισσότερες φορές δεν ταξινομούνται ως μέταλλα αλκαλικών γαιών. Δεν θα εξετάσουμε ούτε το ράδιο, αφού είναι ραδιενεργό.

Χημικές ιδιότητες μετάλλων αλκαλικών γαιών.

1. Αλληλεπίδραση μεαμέταλλα

Сa + Cl 2 → 2СaCl 2

Ca + H 2 CaH 2

3Ca + 2P Ca 3 P 2-

2. Αλληλεπίδραση με το οξυγόνο

2Ca + O 2 → 2CaO

3. Αλληλεπίδραση με το νερό

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, αλλά η αλληλεπίδραση είναι πιο ήρεμη από ό,τι με τα αλκαλικά μέταλλα.

4. Αλληλεπίδραση με οξέα - ισχυρά οξειδωτικά μέσα

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

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

Παρασκευή μετάλλων αλκαλικών γαιών

Το μεταλλικό ασβέστιο και το στρόντιο λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων, πιο συχνά χλωριούχων.

CaCl 2 Ca + Cl 2

Βάριο υψηλής καθαρότητας μπορεί να ληφθεί αλουμινοθερμικά από οξείδιο του βαρίου

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

ΚΟΙΝΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΜΕΤΑΛΛΩΝ ΑΛΚΑΛΙΚΗΣ ΓΗΣ

Οι πιο γνωστές ενώσεις μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι: CaO - άσβεστος. Ca(OH) 2 - σβησμένο ασβέστη,ή ασβεστόνερο. Όταν το διοξείδιο του άνθρακα διέρχεται από ασβεστόνερο, εμφανίζεται θολότητα, καθώς σχηματίζεται αδιάλυτο ανθρακικό ασβέστιο CaCO 3, αλλά πρέπει να θυμόμαστε ότι με περαιτέρω διέλευση του διοξειδίου του άνθρακα, σχηματίζεται διαλυτό διττανθρακικό και το ίζημα εξαφανίζεται.

Ρύζι. 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

Γύψος -αυτό είναι CaSO 4 ∙2H 2 O, αλάβαστρο είναι CaSO 4 ∙0,5H 2 O. Ο γύψος και ο αλάβαστρος χρησιμοποιούνται στις κατασκευές, στην ιατρική και στην κατασκευή διακοσμητικών αντικειμένων. Ρύζι. 2.

Ανθρακικό ασβέστιοΤο CaCO 3 σχηματίζει πολλά διαφορετικά μέταλλα. Ρύζι. 3.

Ρύζι. 3

Φωσφορικό ασβέστιο Ca 3 (PO 4) 2 - φωσφορίτης, αλεύρι φωσφόρου χρησιμοποιείται ως ορυκτό λίπασμα.

Καθαρό άνυδρο χλωριούχο ασβέστιοΤο CaCl 2 είναι υγροσκοπική ουσία, επομένως χρησιμοποιείται ευρέως στα εργαστήρια ως ξηραντικό.

Καρβίδιο ασβεστίου- CaC2. Μπορείτε να το αποκτήσετε ως εξής:

CaO + 2C →CaC 2 +CO. Μία από τις χρήσεις του είναι η παραγωγή ακετυλενίου.

CaC 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Θειικό βάριο BaSO 4 - βαρίτης. Ρύζι. 4. Χρησιμοποιείται ως λευκό πρότυπο σε ορισμένες μελέτες.

Ρύζι. 4

Σκληρότητα νερού

Το φυσικό νερό περιέχει άλατα ασβεστίου και μαγνησίου. Εάν περιέχονται σε αξιοσημείωτες συγκεντρώσεις, τότε το σαπούνι δεν σχηματίζει αφρό σε τέτοιο νερό λόγω του σχηματισμού αδιάλυτων στεατικών. Όταν βράσει, σχηματίζονται λέπια.

Προσωρινή σκληρότηταλόγω της παρουσίας υδρογονανθρακικών ασβεστίου και μαγνησίου Ca(HCO 3) 2 και Mg(HCO 3) 2. Αυτός ο τύπος σκληρότητας νερού μπορεί να αφαιρεθεί με βράσιμο.

Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Σταθερή σκληρότητα νερούπροκαλείται από την παρουσία κατιόντων Ca 2+, Mg 2+ και ανιόντων H 2 PO 4 -, Cl -, NO 3 - κ.λπ. Η σταθερή σκληρότητα του νερού εξαλείφεται μόνο λόγω των αντιδράσεων ανταλλαγής ιόντων, ως αποτέλεσμα των οποίων το μαγνήσιο και ιόντα ασβεστίου θα μεταφερθούν στο ίζημα.

Εργασία για το σπίτι

1. Νο. 3, 4, 5-α (σελ. 173) Gabrielyan O.S. Χημεία. Βαθμός 11. Ένα βασικό επίπεδο του. 2η έκδ., διαγράφεται. - M.: Bustard, 2007. - 220 σελ.

2. Τι αντίδραση του μέσου έχει ένα υδατικό διάλυμα θειούχου καλίου; Επιβεβαιώστε την απάντησή σας με την εξίσωση της αντίδρασης υδρόλυσης.

3. Προσδιορίστε το κλάσμα μάζας του νατρίου στο θαλασσινό νερό, το οποίο περιέχει 1,5% χλωριούχο νάτριο.

Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών περιλαμβάνουν μέταλλα της ομάδας ΙΙΑ του Περιοδικού Πίνακα D.I. Mendeleev - ασβέστιο (Ca), στρόντιο (Sr), βάριο (Ba) και ράδιο (Ra). Εκτός από αυτά, η κύρια υποομάδα της ομάδας II περιλαμβάνει το βηρύλλιο (Be) και το μαγνήσιο (Mg). Το πιο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας των μετάλλων αλκαλικής γαίας περιέχει δύο ηλεκτρόνια σθένους. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου των μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι ns 2. Στις ενώσεις τους παρουσιάζουν μια ενιαία κατάσταση οξείδωσης +2. Στην OVR είναι αναγωγικοί παράγοντες, δηλ. παραδώσει ένα ηλεκτρόνιο.

Με την αύξηση του φορτίου του πυρήνα των ατόμων των στοιχείων που περιλαμβάνονται στην ομάδα μετάλλων αλκαλικών γαιών, η ενέργεια ιονισμού των ατόμων μειώνεται και οι ακτίνες των ατόμων και των ιόντων αυξάνονται, τα μεταλλικά χαρακτηριστικά των χημικών στοιχείων αυξάνονται.

Φυσικές ιδιότητες μετάλλων αλκαλικών γαιών

Στην ελεύθερη κατάσταση, το Be είναι ένα ατσάλι-γκρι μέταλλο με ένα πυκνό εξαγωνικό κρυσταλλικό πλέγμα, αρκετά σκληρό και εύθραυστο. Στον αέρα, το Be καλύπτεται με ένα φιλμ οξειδίου, το οποίο του δίνει μια ματ απόχρωση και μειώνει τη χημική του αντιδραστικότητα.

Το μαγνήσιο με τη μορφή απλής ουσίας είναι ένα λευκό μέταλλο, το οποίο, όπως το Be, όταν εκτίθεται στον αέρα αποκτά ματ απόχρωση λόγω του σχηματισμού μιας μεμβράνης οξειδίου. Το Mg είναι πιο μαλακό και πιο όλκιμο από το βηρύλλιο. Το κρυσταλλικό πλέγμα Mg είναι εξαγωνικό.

Το Ca, το Ba και το Sr σε ελεύθερη μορφή είναι ασημί-λευκά μέταλλα. Όταν εκτίθενται στον αέρα, καλύπτονται αμέσως με ένα κιτρινωπό φιλμ, το οποίο είναι το προϊόν της αλληλεπίδρασής τους με τα συστατικά του αέρα. Το ασβέστιο είναι ένα αρκετά σκληρό μέταλλο, το Ba και το Sr είναι πιο μαλακά.

Τα Ca και Sr έχουν ένα κυβικό κρυσταλλικό πλέγμα με επίκεντρο το πρόσωπο, το βάριο έχει ένα κυβικό κρυσταλλικό πλέγμα με κέντρο το σώμα.

Όλα τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών χαρακτηρίζονται από την παρουσία ενός μεταλλικού τύπου χημικού δεσμού, ο οποίος καθορίζει την υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητά τους. Τα σημεία βρασμού και τήξης των μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι υψηλότερα από αυτά των αλκαλικών μετάλλων.

Παρασκευή μετάλλων αλκαλικών γαιών

Το Be παράγεται από την αντίδραση αναγωγής του φθοριούχου του. Η αντίδραση λαμβάνει χώρα όταν θερμαίνεται:

BeF 2 + Mg = Be + MgF 2

Το μαγνήσιο, το ασβέστιο και το στρόντιο λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων, πιο συχνά χλωριούχων:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Επιπλέον, όταν παράγεται Mg με ηλεκτρόλυση ενός διχλωριούχου τήγματος, προστίθεται NaCl στο μίγμα της αντίδρασης για να μειωθεί το σημείο τήξης.

Για τη λήψη Mg στη βιομηχανία, χρησιμοποιούνται θερμικές μέθοδοι μετάλλου και άνθρακα:

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

Η κύρια μέθοδος λήψης του Ba είναι η αναγωγή του οξειδίου:

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

Χημικές ιδιότητες μετάλλων αλκαλικών γαιών

Αφού στο αρ. η επιφάνεια του Be και του Mg καλύπτεται με ένα φιλμ οξειδίου - αυτά τα μέταλλα είναι αδρανή προς το νερό. Τα Ca, Sr και Ba διαλύονται στο νερό για να σχηματίσουν υδροξείδια που παρουσιάζουν ισχυρές βασικές ιδιότητες:

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

Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι ικανά να αντιδρούν με το οξυγόνο και όλα, με εξαίρεση το βάριο, ως αποτέλεσμα αυτής της αλληλεπίδρασης σχηματίζουν οξείδια, βάριο - υπεροξείδιο:

2Ca + O2 = 2CaO

Ba + O 2 = BaO 2

Τα οξείδια των μετάλλων των αλκαλικών γαιών, με εξαίρεση το βηρύλλιο, παρουσιάζουν βασικές ιδιότητες, Be - αμφοτερικές ιδιότητες.

Όταν θερμαίνονται, τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι ικανά να αλληλεπιδρούν με αμέταλλα (αλογόνα, θείο, άζωτο κ.λπ.):

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

Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών αντιδρούν με οξέα και διαλύονται σε αυτά:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2

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

Το βηρύλλιο αντιδρά με υδατικά διαλύματα αλκαλίων - διαλύεται σε αυτά:

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

Ποιοτικές αντιδράσεις

Μια ποιοτική αντίδραση στα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι ο χρωματισμός της φλόγας από τα κατιόντα τους: το Ca 2+ χρωματίζει τη φλόγα σκούρο πορτοκαλί, Sr 2+ - σκούρο κόκκινο, Ba 2+ - ανοιχτό πράσινο.

Μια ποιοτική αντίδραση στο κατιόν του βαρίου Ba 2+ είναι τα ανιόντα SO 4 2-, με αποτέλεσμα το σχηματισμό ενός λευκού ιζήματος θειικού βαρίου (BaSO 4), αδιάλυτο σε ανόργανα οξέα.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

Η φρέσκια επιφάνεια του Ε γρήγορα σκουραίνει λόγω του σχηματισμού ενός φιλμ οξειδίου. Αυτή η μεμβράνη είναι σχετικά πυκνή - με την πάροδο του χρόνου, όλο το μέταλλο οξειδώνεται αργά. Η ταινία αποτελείται από EO, καθώς και EO 2 και E 3 N 2. Τα κανονικά δυναμικά ηλεκτροδίων των αντιδράσεων E-2e = E 2+ είναι ίσα με = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). Αυτά είναι πολύ ενεργά στοιχεία: διαλύονται σε νερό και οξέα, εκτοπίζουν τα περισσότερα μέταλλα από τα οξείδια, τα αλογονίδια και τα σουλφίδια τους. Το πρωτογενές (200-300 o C) ασβέστιο αλληλεπιδρά με τους υδρατμούς σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

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

Οι δευτερεύουσες αντιδράσεις έχουν τη μορφή:

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

Το Ε είναι σχεδόν αδιάλυτο σε ισχυρό θειικό οξύ λόγω του σχηματισμού μιας μεμβράνης από κακώς διαλυτό ESO 4 . Το Ε αντιδρά βίαια με αραιά ορυκτά οξέα, απελευθερώνοντας υδρογόνο. Το ασβέστιο, όταν θερμαίνεται πάνω από 800 o C, αντιδρά με το μεθάνιο σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

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

Όταν θερμαίνονται, αντιδρούν με υδρογόνο, θείο και αέριο αμμωνία. Όσον αφορά τις χημικές ιδιότητες, το ράδιο είναι πιο κοντά στο Ba, αλλά είναι πιο ενεργό. Σε θερμοκρασία δωματίου, συνδυάζεται αισθητά με το οξυγόνο και το άζωτο του αέρα. Γενικά, οι χημικές του ιδιότητες είναι ελαφρώς πιο έντονες από εκείνες των αναλόγων του. Όλες οι ενώσεις του ραδίου αποσυντίθενται αργά υπό την επίδραση της δικής τους ακτινοβολίας, αποκτώντας ένα κιτρινωπό ή καφέ χρώμα. Οι ενώσεις του ραδίου έχουν την ιδιότητα της αυτοφωταύγειας. Ως αποτέλεσμα της ραδιενεργής διάσπασης, 1 g Ra απελευθερώνει 553,7 J θερμότητας κάθε ώρα. Επομένως, η θερμοκρασία του ραδίου και των ενώσεων του είναι πάντα 1,5 βαθμούς υψηλότερη από τη θερμοκρασία περιβάλλοντος. Είναι επίσης γνωστό ότι 1 g ραδίου την ημέρα απελευθερώνει 1 mm 3 ραδόνιο (226 Ra = 222 Rn + 4 He), στο οποίο βασίζεται η χρήση του ως πηγή ραδονίου για λουτρά ραδονίου.

Υδρίδια E - λευκές, κρυσταλλικές ουσίες που μοιάζουν με αλάτι. Λαμβάνονται απευθείας από τα στοιχεία με θέρμανση. Οι θερμοκρασίες έναρξης της αντίδρασης E + H 2 = EN 2 είναι 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba). Η θερμική διάσταση του EN 2 ξεκινά στους 600 o C. Σε ατμόσφαιρα υδρογόνου, το CaH 2 δεν αποσυντίθεται στο σημείο τήξης (816 o C). Ελλείψει υγρασίας, τα υδρίδια μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι σταθερά στον αέρα σε συνηθισμένες θερμοκρασίες. Δεν αντιδρούν με αλογόνα. Ωστόσο, όταν θερμαίνεται, η χημική δραστηριότητα του EN 2 αυξάνεται. Είναι ικανά να ανάγουν οξείδια σε μέταλλα (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), για παράδειγμα

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

Η αντίδραση του CaH 2 με το Al 2 O 3 συμβαίνει στους 750 o C:

3CaH2 + Al 2 O 3 = 3CaO + 3H 2 + 2Al,

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

Το CaH2 αντιδρά με άζωτο στους 600°C σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

3CaH2 + N 2 = Ca 3 N 2 + 3H 2.

Όταν το EN 2 αναφλέγεται, καίγονται αργά:

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

Εκρηκτικό όταν αναμιγνύεται με στερεά οξειδωτικά μέσα. Όταν το νερό δρα στο EN 2, απελευθερώνεται υδροξείδιο και υδρογόνο. Αυτή η αντίδραση είναι εξαιρετικά εξώθερμη: το EN 2 που έχει υγρανθεί με νερό στον αέρα αναφλέγεται αυθόρμητα. Το EN 2 αντιδρά με οξέα, για παράδειγμα, σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

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

Το EN 2 χρησιμοποιείται για τη λήψη καθαρού υδρογόνου, καθώς και για τον προσδιορισμό ιχνών νερού σε οργανικούς διαλύτες. Νιτρίδια Τα Ε είναι άχρωμες, πυρίμαχες ουσίες. Λαμβάνονται απευθείας από στοιχεία σε υψηλές θερμοκρασίες. Αποσυντίθενται με νερό σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

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

Το E 3 N 2 αντιδρά όταν θερμαίνεται με CO σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

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

Οι διαδικασίες που συμβαίνουν κατά τη θέρμανση του E 3 N 2 με άνθρακα μοιάζουν με αυτό:

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

Το νιτρίδιο του στροντίου αντιδρά με το HCl για να παράγει Sr και χλωριούχα αμμώνιο. Φωσφίδια Τα E 3 R 2 σχηματίζονται απευθείας από στοιχεία ή με πύρωση τριυποκατεστειμένων φωσφορικών αλάτων με άνθρακα:

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

Υδρολύονται με νερό σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2RN 3 + 3E(OH) 2.

Με τα οξέα, τα φωσφίδια των μετάλλων των αλκαλικών γαιών δίνουν το αντίστοιχο αλάτι και φωσφίνη. Αυτή είναι η βάση για τη χρήση τους για τη λήψη φωσφίνης στο εργαστήριο.

Σύνθετη αμμωνία σύνθεση E(NH 3) 6 - στερεά με μεταλλική λάμψη και υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Λαμβάνονται από τη δράση υγρής αμμωνίας στο Ε. Αναφλέγονται αυθόρμητα στον αέρα. Χωρίς πρόσβαση στον αέρα, αποσυντίθενται στα αντίστοιχα αμίδια: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. Όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται έντονα σύμφωνα με το ίδιο σχέδιο.

Καρβίδια Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών που λαμβάνονται με φρύξη του Ε με άνθρακα αποσυντίθενται με νερό, απελευθερώνοντας ακετυλένιο:

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

Η αντίδραση με το BaC 2 είναι τόσο βίαιη που αναφλέγεται σε επαφή με το νερό. Οι θερμότητες σχηματισμού του ES 2 από στοιχεία για Ca και Ba είναι 14 και 12 kcalmol. Όταν θερμαίνεται με άζωτο, το ES 2 δίνει CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2. Γνωστός πυριτικά (ESi και ESi 2). Μπορούν να ληφθούν με θέρμανση απευθείας από τα στοιχεία. Υδρολύονται με νερό και αντιδρούν με οξέα, δίνοντας H 2 Si 2 O 5, SiH 4, την αντίστοιχη ένωση Ε και υδρογόνο. Γνωστός βορίδες EV 6 που λαμβάνεται από στοιχεία όταν θερμαίνεται.

Οξείδια Το ασβέστιο και τα ανάλογα του είναι λευκές, πυρίμαχες (T bp CaO = 2850 o C) ουσίες που απορροφούν έντονα το νερό. Αυτή είναι η βάση για τη χρήση του BaO για τη λήψη απόλυτης αλκοόλης. Αντιδρούν βίαια με το νερό, απελευθερώνοντας πολλή θερμότητα (εκτός από το SrO, η διάλυση του οποίου είναι ενδόθερμη). Τα EOs διαλύονται σε οξέα και χλωριούχο αμμώνιο:

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

Το EO λαμβάνεται με φρύξη ανθρακικών, νιτρικών, υπεροξειδίων ή υδροξειδίων των αντίστοιχων μετάλλων. Τα ενεργά φορτία βαρίου και οξυγόνου σε BaO είναι 0,86. Το SrO στους 700 o C αντιδρά με το κυανιούχο κάλιο:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

Το οξείδιο του στροντίου διαλύεται σε μεθανόλη για να σχηματίσει Sr(OSH 3) 2. Κατά τη διάρκεια της θερμικής αναγωγής μαγνησίου του BaO, μπορεί να ληφθεί το ενδιάμεσο οξείδιο Ba2O, το οποίο είναι ασταθές και δυσανάλογο.

Υδροξείδια Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι λευκές, υδατοδιαλυτές ουσίες. Είναι ισχυρές βάσεις. Στη σειρά Ca-Sr-Ba, η βασική φύση και η διαλυτότητα των υδροξειδίων αυξάνονται. pPR(Ca(OH) 2) = 5,26, pPR(Sr(OH) 2) = 3,5, pPR(Ba(OH) 2) = 2,3. Το Ba(OH)2 συνήθως απελευθερώνεται από διαλύματα υδροξειδίου. 8Η2Ο, Sr(OH) 2. 8Η2Ο, Ca(OH) 2. H 2 O. EO προσθέτουμε νερό για να σχηματιστούν υδροξείδια. Αυτή είναι η βάση για τη χρήση του CaO στην κατασκευή. Ένα στενό μείγμα Ca(OH) 2 και NaOH σε αναλογία βάρους 2:1 ονομάζεται νατράσβεστος και χρησιμοποιείται ευρέως ως απορροφητής CO 2. Το Ca(OH) 2, όταν στέκεται στον αέρα, απορροφά CO 2 σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

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

Σε περίπου 400 o C, το Ca(OH) 2 αντιδρά με το μονοξείδιο του άνθρακα:

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

Το νερό βαρίτη αντιδρά με το CS 2 στους 100 o C:

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

Το αλουμίνιο αντιδρά με νερό βαρίτη:

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

χρησιμοποιείται για την ανακάλυψη ανθρακικού ανυδρίτη.

Ε μορφή υπεροξείδιο άσπρο. Είναι σημαντικά λιγότερο σταθερά, σε αντίθεση με τα οξείδια, και είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Πρακτικής σημασίας είναι το πιο σταθερό BaO 2, το οποίο είναι μια λευκή, παραμαγνητική σκόνη με πυκνότητα 4,96 g1cm 3 και τα λοιπά. 450°. Το BaO 2 είναι σταθερό σε συνηθισμένες θερμοκρασίες (μπορεί να αποθηκευτεί για χρόνια), είναι ελάχιστα διαλυτό σε νερό, αλκοόλη και αιθέρα και διαλύεται σε αραιά οξέα με την απελευθέρωση αλατιού και υπεροξειδίου του υδρογόνου. Η θερμική αποσύνθεση του υπεροξειδίου του βαρίου επιταχύνεται από τα οξείδια, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 και CuO. Το υπεροξείδιο του βαρίου αντιδρά όταν θερμαίνεται με υδρογόνο, θείο, άνθρακα, αμμωνία, άλατα αμμωνίου, σιδηροκυανιούχο κάλιο κ.λπ. Το υπεροξείδιο του βαρίου αντιδρά με πυκνό υδροχλωρικό οξύ, απελευθερώνοντας χλώριο:

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

Οξειδώνει το νερό σε υπεροξείδιο του υδρογόνου:

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

Αυτή η αντίδραση είναι αναστρέψιμη και, ακόμη και με την παρουσία ανθρακικού οξέος, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Το BaO 2 χρησιμοποιείται ως προϊόν έναρξης για την παραγωγή H 2 O 2, και επίσης ως οξειδωτικό παράγοντα σε πυροτεχνικές συνθέσεις. Ωστόσο, το BaO 2 μπορεί επίσης να δράσει ως αναγωγικός παράγοντας:

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

Το BaO 2 λαμβάνεται με θέρμανση του BaO σε ρεύμα αέρα στους 500 o C σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, συμβαίνει η αντίστροφη διαδικασία. Επομένως, όταν το Ba καίγεται, απελευθερώνεται μόνο οξείδιο. Το SrO 2 και το CaO 2 είναι λιγότερο σταθερά. Μια γενική μέθοδος για τη λήψη EO 2 είναι η αλληλεπίδραση του E(OH) 2 με το H 2 O 2, το οποίο απελευθερώνει EO 2. 8H 2 O. Η θερμική αποσύνθεση του EO 2 ξεκινά στους 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba). Κατά τη θέρμανση του EO 2 με συμπυκνωμένο υπεροξείδιο του υδρογόνου, μπορούν να ληφθούν κίτρινες ασταθείς ουσίες - υπεροξείδια EO 4.

Τα άλατα Ε είναι συνήθως άχρωμα. Τα χλωρίδια, τα βρωμίδια, τα ιωδίδια και τα νιτρικά άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Τα φθόριο, τα θειικά, τα ανθρακικά και τα φωσφορικά άλατα είναι ελάχιστα διαλυτά. Το ιόν Ba 2+ είναι τοξικό. Χαλίδες Τα Ε χωρίζονται σε δύο ομάδες: τα φθοριούχα και όλα τα άλλα. Τα φθορίδια είναι σχεδόν αδιάλυτα στο νερό και τα οξέα και δεν σχηματίζουν κρυσταλλικούς υδρίτες. Αντίθετα, τα χλωρίδια, τα βρωμίδια και τα ιωδίδια είναι πολύ διαλυτά στο νερό και απελευθερώνονται από τα διαλύματα με τη μορφή κρυσταλλικών υδριτών. Μερικές ιδιότητες του EG 2 παρουσιάζονται παρακάτω:

Όταν λαμβάνονται με αποσύνθεση ανταλλαγής σε διάλυμα, τα φθορίδια απελευθερώνονται με τη μορφή ογκωδών βλεννογόνων εναποθέσεων, οι οποίες σχηματίζουν πολύ εύκολα κολλοειδή διαλύματα. Το EG 2 μπορεί να ληφθεί ενεργώντας με τα αντίστοιχα αλογόνα στο αντίστοιχο E. Τα τήγματα του EG 2 είναι ικανά να διαλύσουν έως και 30% E. Κατά τη μελέτη της ηλεκτρικής αγωγιμότητας τήγματος χλωριδίων στοιχείων της δεύτερης ομάδας της κύριας υποομάδας, διαπιστώθηκε ότι η μοριακή ιοντική τους σύσταση είναι πολύ διαφορετική. Οι βαθμοί διάστασης σύμφωνα με το σχήμα ESl 2 = E 2+ + 2Cl- είναι ίσοι με: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. Τα αλογονίδια (εκτός από φθοριούχα) Ε περιέχουν νερό κρυστάλλωσης: CaCl 2. 6Η2Ο, SrCl2. 6H2O και BaCl2. 2H 2 O. Η δομική ανάλυση ακτίνων Χ καθόρισε τη δομή του E[(OH 2) 6 ]G 2 για κρυσταλλικές ένυδρες ενώσεις Ca και Sr. Με αργή θέρμανση κρυσταλλικών υδριτών του EG 2, μπορούν να ληφθούν άνυδρα άλατα. Το CaCl 2 σχηματίζει εύκολα υπερκορεσμένα διαλύματα. Το φυσικό CaF 2 (φθορίτης) χρησιμοποιείται στην κεραμική βιομηχανία και χρησιμοποιείται επίσης για την παραγωγή HF και είναι ένα ορυκτό φθορίου. Το άνυδρο CaCl 2 χρησιμοποιείται ως ξηραντικό λόγω της υγροσκοπικότητας του. Το κρυσταλλικό ένυδρο χλωριούχο ασβέστιο χρησιμοποιείται για την παρασκευή μιγμάτων ψύξης. BaCl 2 - χρησιμοποιείται σε cx και για άνοιγμα

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

Με τη σύντηξη EG2 και EN2 μπορούν να ληφθούν τα ακόλουθα υδροαλογονίδια:

EG 2 + EN 2 = 2ENG.

Αυτές οι ουσίες λιώνουν χωρίς αποσύνθεση αλλά υδρολύονται από το νερό:

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

Διαλυτότητα στο νερό χλωρικά , βρωμικά Και ιωδικά στο νερό μειώνεται κατά μήκος των σειρών Ca - Sr - Ba και Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - που χρησιμοποιείται στην πυροτεχνία. Υπερχλωρικά Τα Ε είναι πολύ διαλυτά όχι μόνο στο νερό αλλά και σε οργανικούς διαλύτες. Το πιο σημαντικό από τα E(ClO 4) 2 είναι το Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. Το άνυδρο υπερχλωρικό βάριο είναι καλό ξηραντικό. Η θερμική αποσύνθεσή του ξεκινά μόνο στους 400 o C. Υποχλωριώδες ασβέστιο Ca(ClO) 2. Το nH 2 O (n=2,3,4) προκύπτει από τη δράση του χλωρίου στο γάλα ασβέστη. Είναι οξειδωτικός παράγοντας και είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Λευκαντικό μπορεί να ληφθεί με επεξεργασία στερεού σβησμένου ασβέστη με χλώριο. Αποσυντίθεται με το νερό και μυρίζει χλώριο παρουσία υγρασίας. Αντιδρά με το CO 2 στον αέρα:

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

Η χλωρίνη χρησιμοποιείται ως οξειδωτικό, λευκαντικό και ως απολυμαντικό.

Για τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι γνωστό αζίδια Ε(Ν 3) 2 και θειοκυανικά E(CNS) 2 . 3H 2 O. Τα αζίδια είναι πολύ λιγότερο εκρηκτικά από το αζίδιο του μολύβδου. Οι Ροδανίδες χάνουν εύκολα νερό όταν θερμαίνονται. Είναι πολύ διαλυτά στο νερό και σε οργανικούς διαλύτες. Το Ba(N 3) 2 και το Ba(CNS) 2 μπορούν να χρησιμοποιηθούν για τη λήψη αζιδίων και θειοκυανικών άλλων μετάλλων από θειικά άλατα με αντίδραση ανταλλαγής.

Νιτρικά το ασβέστιο και το στρόντιο υπάρχουν συνήθως με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων αλάτων Ca(NO 3) 2. 4H 2 O και Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. Το νιτρικό βάριο δεν χαρακτηρίζεται από το σχηματισμό κρυσταλλικού ένυδρου. Όταν θερμαίνεται, Ca(NO 3) 2. 4H 2 O και Sr(NO 3) 2. 4H 2 O χάνει εύκολα νερό. Σε μια αδρανή ατμόσφαιρα, τα νιτρικά E είναι θερμικά σταθερά μέχρι τους 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). Το τήγμα του κρυσταλλικού ένυδρου νιτρικού ασβεστίου έχει όξινο περιβάλλον στους 75 o C. Χαρακτηριστικό του νιτρικού βαρίου είναι ο χαμηλός ρυθμός διάλυσης των κρυστάλλων του στο νερό. Μόνο το νιτρικό βάριο, για το οποίο είναι γνωστό ένα ασταθές σύμπλοκο Κ2, εμφανίζει την τάση να σχηματίζει σύμπλοκα. Το νιτρικό ασβέστιο είναι διαλυτό σε αλκοόλες, οξικό μεθυλεστέρα και ακετόνη. Το στρόντιο και το νιτρικό βάριο είναι σχεδόν αδιάλυτα εκεί. Το σημείο τήξης των νιτρικών Ε υπολογίζεται στους 600 o C, αλλά στην ίδια θερμοκρασία αρχίζει η αποσύνθεση:

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

Περαιτέρω αποσύνθεση συμβαίνει σε υψηλότερες θερμοκρασίες:

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

Τα νιτρικά Ε χρησιμοποιούνται από καιρό στην πυροτεχνία. Τα εξαιρετικά πτητικά άλατα Ε χρωματίζουν τη φλόγα στα αντίστοιχα χρώματα: Ca - πορτοκαλοκίτρινο, Sr - κόκκινο-καρμίνη, Ba - κιτρινοπράσινο. Ας κατανοήσουμε την ουσία αυτού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του Sr: Το Sr 2+ έχει δύο VAO: 5s και 5p ή 5s και 4d. Ας μεταδώσουμε ενέργεια σε αυτό το σύστημα - ας το ζεστάνουμε. Τα ηλεκτρόνια από τροχιακά πιο κοντά στον πυρήνα θα μετακινηθούν σε αυτά τα VAO. Αλλά ένα τέτοιο σύστημα δεν είναι σταθερό και θα απελευθερώσει ενέργεια με τη μορφή ενός ελαφρού κβαντικού. Είναι το Sr 2+ που εκπέμπει κβάντα με συχνότητα που αντιστοιχεί στα κόκκινα μήκη κύματος. Κατά την παρασκευή πυροτεχνικών συνθέσεων, είναι βολικό να χρησιμοποιείτε αλάτι, επειδή Δεν χρωματίζει μόνο τη φλόγα, αλλά είναι επίσης ένας οξειδωτικός παράγοντας, απελευθερώνοντας οξυγόνο όταν θερμαίνεται. Οι πυροτεχνικές συνθέσεις αποτελούνται από ένα στερεό οξειδωτικό, έναν στερεό αναγωγικό παράγοντα και ορισμένες οργανικές ουσίες που αποχρωματίζουν τη φλόγα του αναγωγικού παράγοντα και δρουν ως συνδετικός παράγοντας. Το νιτρικό ασβέστιο χρησιμοποιείται ως λίπασμα.

Ολα φωσφορικά άλατα Και υδροφωσφορικά Τα Ε είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό. Μπορούν να ληφθούν με διάλυση της κατάλληλης ποσότητας CaO ή CaCO 3 σε ορθοφωσφορικό οξύ. Επίσης καθιζάνουν κατά τη διάρκεια αντιδράσεων ανταλλαγής όπως:

(3-x)Ca2+ + 2H x PO4 -(3-x) = Ca (3-x) (Η x PO 4) 2.

Πρακτικής σημασίας (ως λίπασμα) είναι το μονουποκατεστημένο ορθοφωσφορικό ασβέστιο, το οποίο μαζί με το Ca(SO 4) περιλαμβάνεται στο υπερφωσφορικό. Λαμβάνεται σύμφωνα με το σχήμα:

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

Οξαλικά επίσης ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Πρακτικής σημασίας είναι το οξαλικό ασβέστιο, το οποίο αφυδατώνεται στους 200 o C και αποσυντίθεται στους 430 o C σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

Οξεικά Τα Ε απομονώνονται με τη μορφή κρυσταλλικών υδριτών και είναι πολύ διαλυτά στο νερό.

ΜΕ θειικά E - λευκές, ελάχιστα διαλυτές ουσίες στο νερό. Διαλυτότητα CaSO 4 . 2H 2 O ανά 1000 g νερού σε κανονική θερμοκρασία είναι 8. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, BaSO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10 -6 mol. Στη σειρά Ca - Ra, η διαλυτότητα των θειικών μειώνεται γρήγορα. Το Ba 2+ είναι ένα αντιδραστήριο για θειικά ιόντα. Το θειικό ασβέστιο περιέχει νερό κρυστάλλωσης. Πάνω από 66 o C, απελευθερώνεται άνυδρο θειικό ασβέστιο από το διάλυμα, κάτω - γύψος CaSO 4. 2H 2 O. Η θέρμανση γύψου πάνω από 170 o C συνοδεύεται από απελευθέρωση ένυδρου νερού. Όταν ο γύψος αναμιγνύεται με νερό, αυτή η μάζα σκληραίνει γρήγορα λόγω του σχηματισμού κρυσταλλικού ένυδρου. Αυτή η ιδιότητα του γύψου χρησιμοποιείται στην κατασκευή. Οι Αιγύπτιοι χρησιμοποίησαν αυτή τη γνώση πριν από 2000 χρόνια. Η διαλυτότητα του ESO 4 σε ισχυρό θειικό οξύ είναι πολύ υψηλότερη από ότι στο νερό (BaSO 4 έως 10%), γεγονός που υποδηλώνει σχηματισμό συμπλόκου. Αντίστοιχα σύμπλοκα ESO 4. Το H 2 SO 4 μπορεί να ληφθεί σε ελεύθερη κατάσταση. Τα διπλά άλατα με θειικά αλκάλια και αμμώνιο είναι γνωστά μόνο για Ca και Sr. (NH 4) 2 είναι διαλυτό στο νερό και χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημεία για να διαχωρίσει το Ca από το Sr, επειδή (NH 4) 2 είναι ελαφρώς διαλυτό. Ο γύψος χρησιμοποιείται για τη συνδυασμένη παραγωγή θειικού οξέος και τσιμέντου, επειδή Όταν θερμαίνεται με αναγωγικό παράγοντα (κάρβουνο), ο γύψος αποσυντίθεται:

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

Σε υψηλότερη θερμοκρασία (900 o C), το θείο μειώνεται ακόμη περισσότερο σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

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

Μια παρόμοια αποσύνθεση των θειικών Sr και Ba ξεκινά σε υψηλότερες θερμοκρασίες. Το BaSO 4 είναι μη τοξικό και χρησιμοποιείται στην ιατρική και την παραγωγή ορυκτών χρωμάτων.

Σουλφίδια Τα Ε είναι λευκά στερεά που κρυσταλλώνονται όπως το NaCl. Οι θερμότητες του σχηματισμού τους και οι ενέργειες των κρυσταλλικών δικτυωμάτων είναι ίσες (kcalmol): 110 και 722 (Ca), 108 και 687 (Sr), 106 και 656 (Ba). Μπορεί να ληφθεί με σύνθεση από στοιχεία με θέρμανση ή φρύξη θειικών αλάτων με άνθρακα:

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

Το λιγότερο διαλυτό είναι το CaS (0,2 hl). Το ES εισέρχεται στις ακόλουθες αντιδράσεις όταν θερμαίνεται:

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).

Τα σουλφίδια μετάλλων αλκαλικών γαιών σε ουδέτερο διάλυμα υδρολύονται πλήρως σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

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

Θειούχα οξέα μπορεί επίσης να ληφθεί σε ελεύθερη κατάσταση με εξάτμιση διαλύματος σουλφιδίων. Αντιδρούν με θείο:

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

Το BaS είναι γνωστό από τους κρυσταλλικούς υδρίτες. 6H2O και Ca(HS) 2. 6H2O, Ba(HS) 2. 4H 2 O. Το Ca(HS) 2 χρησιμοποιείται για αποτρίχωση. Τα ES υπόκεινται στο φαινόμενο του φωσφορισμού. Γνωστός πολυσουλφίδια E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. Λαμβάνονται με βρασμό ενός εναιωρήματος ES σε νερό με θείο. Στον αέρα, τα ES οξειδώνονται: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. Περνώντας αέρα μέσα από μια ανάρτηση CaS μπορεί κανείς να αποκτήσει θειοθειικό Ca σύμφωνα με το σχήμα:

2CaS + 2O 2 + H 2 O = Ca(OH) 2 + CaS 2 O 3

Είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Στη σειρά Ca - Sr - Ba, η διαλυτότητα των θειοθειικών μειώνεται. Τελλουρίδης Τα E είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό και υπόκεινται επίσης σε υδρόλυση, αλλά σε μικρότερο βαθμό από τα σουλφίδια.

Διαλυτότητα χρωμικά Το E στη σειρά Ca - Ba πέφτει εξίσου απότομα όπως και στην περίπτωση των θειικών αλάτων. Αυτές οι κίτρινες ουσίες λαμβάνονται από την αλληλεπίδραση διαλυτών αλάτων του Ε με χρωμικά (ή διχρωμικά) αλκαλικών μετάλλων:

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

Το χρωμικό ασβέστιο απελευθερώνεται με τη μορφή κρυσταλλικού ένυδρου - CaCrO 4 . 2Η2Ο (pPR CaCrO4 = 3,15). Ακόμη και πριν από το σημείο τήξης, χάνει νερό. Το SrCrO 4 και το BaCrO 4 δεν σχηματίζουν κρυσταλλικούς υδρίτες. pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93.

Ανθρακικά Ε λευκές, δυσδιάλυτες ουσίες στο νερό. Όταν θερμαίνεται, το ESO 3 μετατρέπεται σε EO, διασπώντας το CO 2. Στη σειρά Ca - Ba αυξάνεται η θερμική σταθερότητα των ανθρακικών αλάτων. Το πιο πρακτικά σημαντικό από αυτά είναι το ανθρακικό ασβέστιο (ασβεστόλιθος). Χρησιμοποιείται άμεσα στην κατασκευή και χρησιμεύει επίσης ως πρώτη ύλη για την παραγωγή ασβέστη και τσιμέντου. Η ετήσια παγκόσμια παραγωγή ασβέστη από ασβεστόλιθο ανέρχεται σε δεκάδες εκατομμύρια τόνους. Η θερμική διάσταση του CaCO 3 είναι ενδόθερμη:

CaCO 3 = CaO + CO 2

και απαιτεί κόστος 43 kcal ανά mol ασβεστόλιθου. Η πυροδότηση CaCO 3 πραγματοποιείται σε φρεατικούς κλιβάνους. Ένα υποπροϊόν του ψησίματος είναι το πολύτιμο διοξείδιο του άνθρακα. Το CaO είναι ένα σημαντικό οικοδομικό υλικό. Όταν αναμιγνύεται με νερό, η κρυστάλλωση συμβαίνει λόγω του σχηματισμού υδροξειδίου και στη συνέχεια ανθρακικού σύμφωνα με τα ακόλουθα σχήματα:

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

Ένας εξαιρετικά σημαντικός πρακτικός ρόλος διαδραματίζει το τσιμέντο - μια πρασινωπό-γκρι σκόνη που αποτελείται από ένα μείγμα διαφόρων πυριτικών αλάτων και αργιλικού ασβεστίου. Όταν αναμιγνύεται με νερό σκληραίνει λόγω της ενυδάτωσης. Κατά την παραγωγή του, ένα μείγμα CaCO 3 και αργίλου ψήνεται πριν αρχίσει η πυροσυσσωμάτωση (1400-1500 o C). Στη συνέχεια το μείγμα αλέθεται. Η σύνθεση του τσιμέντου μπορεί να εκφραστεί ως το ποσοστό των συστατικών CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, με το CaO να αντιπροσωπεύει τη βάση και τα υπόλοιπα να είναι όξινα ανυδρίτες. Η σύνθεση του πυριτικού τσιμέντου (Portlad) αποτελείται κυρίως από Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 και Ca (FeO 2) 2. Η ρύθμισή του γίνεται σύμφωνα με τα ακόλουθα σχήματα:

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. 2Η 2 Ο

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

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

Σε διάφορους στόκους προστίθεται φυσική κιμωλία. Το λεπτόκρυσταλλο CaCO 3 που κατακρημνίζεται από ένα διάλυμα περιλαμβάνεται στη σύνθεση των σκονών δοντιών. Το BaO λαμβάνεται από το BaCO 3 με πύρωση με άνθρακα σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

Εάν η διαδικασία εκτελείται σε υψηλότερη θερμοκρασία σε ρεύμα αζώτου, κυανιούχο βάριο:

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

Το Ba(CN) 2 είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Το Ba(CN) 2 μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την παραγωγή κυανιδίων άλλων μετάλλων μέσω ανταλλαγής αποσύνθεσης με θειικά άλατα. Υδρογονανθρακικά Το E είναι διαλυτό στο νερό και μπορεί να ληφθεί μόνο σε διάλυμα, για παράδειγμα, με διοχέτευση διοξειδίου του άνθρακα σε ένα εναιώρημα CaCO 3 σε νερό:

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

Αυτή η αντίδραση είναι αναστρέψιμη και μετατοπίζεται προς τα αριστερά όταν θερμαίνεται. Η παρουσία διττανθρακικών ασβεστίου και μαγνησίου στα φυσικά νερά προκαλεί σκληρότητα του νερού.

Τα πιο ενεργά μεταξύ της ομάδας μετάλλων είναι τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών. Πρόκειται για μαλακά ελαφρά μέταλλα που αντιδρούν με απλές και πολύπλοκες ουσίες.

γενική περιγραφή

Τα ενεργά μέταλλα καταλαμβάνουν την πρώτη και τη δεύτερη ομάδα του περιοδικού πίνακα. Πλήρης κατάλογος μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών:

• λίθιο (Li);
• νάτριο (Na);
• κάλιο (Κ);
• ρουβίδιο (Rb);
• καίσιο (Cs);
• φράγκιο (Fr);
• βηρύλλιο (Be);
• μαγνήσιο (Mg);
• ασβέστιο (Ca);
• στρόντιο (Sr);
• βάριο (Ba);
• ράδιο (Ra).

Ρύζι. 1. Μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών στον περιοδικό πίνακα.

Η ηλεκτρονική διαμόρφωση των αλκαλιμετάλλων είναι ns 1, τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι ns 2.

Συνεπώς, το σταθερό σθένος των αλκαλιμετάλλων είναι I, τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι II. Λόγω του μικρού αριθμού ηλεκτρονίων σθένους στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας, τα ενεργά μέταλλα παρουσιάζουν ισχυρές αναγωγικές ιδιότητες, δίνοντας εξωτερικά ηλεκτρόνια στις αντιδράσεις. Όσο περισσότερα επίπεδα ενέργειας, τόσο λιγότερη σύνδεση από τα εξωτερικά ηλεκτρόνια με τον πυρήνα του ατόμου. Επομένως, οι μεταλλικές ιδιότητες αυξάνονται σε ομάδες από πάνω προς τα κάτω.

Λόγω της δραστηριότητάς τους, τα μέταλλα των ομάδων I και II βρίσκονται στη φύση μόνο σε πετρώματα. Τα καθαρά μέταλλα απομονώνονται χρησιμοποιώντας αντιδράσεις ηλεκτρόλυσης, πύρωσης και υποκατάστασης.

Φυσικές ιδιότητες

Τα αλκαλικά μέταλλα έχουν ασημί-λευκό χρώμα με μεταλλική λάμψη. Το καίσιο είναι ένα ασημί-κίτρινο μέταλλο. Αυτά είναι τα πιο ενεργά και μαλακά μέταλλα. Το νάτριο, το κάλιο, το ρουβίδιο, το καίσιο κόβονται με ένα μαχαίρι. Μοιάζουν με κερί στην απαλότητά τους.

Ρύζι. 2. Κόψτε το νάτριο με ένα μαχαίρι.

Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών έχουν γκρι χρώμα. Σε σύγκριση με τα αλκαλικά μέταλλα, είναι πιο σκληρές, πυκνότερες ουσίες. Μόνο το στρόντιο μπορεί να κοπεί με ένα μαχαίρι. Το πιο πυκνό μέταλλο είναι το ράδιο (5,5 g/cm3).

Τα ελαφρύτερα μέταλλα είναι το λίθιο, το νάτριο και το κάλιο. Επιπλέουν στην επιφάνεια του νερού.

Χημικές ιδιότητες

Τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών αντιδρούν με απλές ουσίες και σύνθετες ενώσεις, σχηματίζοντας άλατα, οξείδια και αλκάλια. Οι κύριες ιδιότητες των ενεργών μετάλλων περιγράφονται στον πίνακα.

Ρύζι. 3. Αντίδραση καλίου με νερό.

Τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών μπορούν να ανιχνευθούν χρησιμοποιώντας μια ποιοτική αντίδραση. Κατά την καύση, τα μέταλλα βάφονται με ένα συγκεκριμένο χρώμα. Για παράδειγμα, το νάτριο καίγεται με μια κίτρινη φλόγα, το κάλιο με μια βιολετί φλόγα, το βάριο με μια ανοιχτό πράσινο φλόγα και το ασβέστιο με μια σκούρα πορτοκαλί φλόγα.

Τι μάθαμε;

Τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών είναι τα πιο ενεργά μέταλλα. Πρόκειται για μαλακές απλές ουσίες γκρι ή ασημί χρώματος με χαμηλή πυκνότητα. Λίθιο, νάτριο, κάλιο επιπλέουν στην επιφάνεια του νερού. Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι πιο σκληρά και πυκνότερα από τα αλκαλικά μέταλλα. Οξειδώνονται γρήγορα στον αέρα. Τα αλκαλικά μέταλλα σχηματίζουν υπεροξείδια και υπεροξείδια μόνο το λίθιο σχηματίζει οξείδιο. Αντιδρά βίαια με νερό σε θερμοκρασία δωματίου. Αντιδρούν με τα αμέταλλα όταν θερμαίνονται. Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών αντιδρούν με οξείδια, εκτοπίζοντας λιγότερο ενεργά μέταλλα. Μόνο το βηρύλλιο αντιδρά με τα αλκάλια.

Δοκιμή για το θέμα

Αξιολόγηση της έκθεσης

Μέση βαθμολογία: 4.6. Συνολικές βαθμολογίες που ελήφθησαν: 294.