Ciri-ciri struktur logam alkali tanah. Sifat kimia logam alkali tanah dan senyawanya

Sifat kimia logam alkali dan alkali tanah serupa. Tingkat energi terluar logam alkali memiliki satu elektron, dan tingkat energi terluar logam alkali tanah memiliki dua elektron. Selama reaksi, logam dengan mudah berpisah dengan elektron valensi, menunjukkan sifat-sifat zat pereduksi kuat.

basa

Golongan I tabel periodik meliputi logam alkali:

• litium;
• sodium;
• kalium;
• rubidium;
• sesium;
• Perancis

Beras. 1. Logam alkali.

Mereka dibedakan berdasarkan kelembutannya (dapat dipotong dengan pisau), titik leleh dan titik didih yang rendah. Ini adalah logam yang paling aktif.

Sifat kimia logam alkali disajikan dalam tabel.

Dapat bereaksi dengan asam organik dan alkohol.

Tanah alkali

Pada golongan II tabel periodik terdapat logam alkali tanah:

• berilium;
• magnesium;
• kalsium;
• strontium;
• barium;
• radium.

Beras. 2. Logam alkali tanah.

Berbeda dengan logam alkali, logam ini lebih keras. Hanya strontium yang bisa dipotong dengan pisau. Logam terpadat adalah radium (5,5 g/cm3).

Berilium bereaksi dengan oksigen hanya jika dipanaskan hingga 900°C. Tidak bereaksi dengan hidrogen dan air dalam kondisi apapun. Magnesium teroksidasi pada suhu 650°C dan bereaksi dengan hidrogen pada tekanan tinggi.

Tabel tersebut menunjukkan sifat kimia utama logam alkali tanah.

Ion logam alkali dan alkali tanah dalam garam mudah dideteksi melalui perubahan warna nyala api. Garam natrium terbakar dengan nyala api kuning, kalium - ungu, rubidium - merah, kalsium - merah bata, barium - kuning-hijau. Garam dari logam ini digunakan untuk membuat kembang api.

Beras. 3. Reaksi kualitatif.

Apa yang telah kita pelajari?

Logam alkali dan alkali tanah merupakan unsur aktif tabel periodik yang bereaksi dengan zat sederhana dan kompleks. Logam alkali lebih lembut, bereaksi hebat dengan air dan halogen, mudah teroksidasi di udara, membentuk oksida, peroksida, superoksida, dan berinteraksi dengan asam dan amonia. Ketika dipanaskan, mereka bereaksi dengan non-logam. Logam alkali tanah bereaksi dengan nonlogam, asam, dan air. Berilium tidak bereaksi dengan hidrogen dan air, tetapi bereaksi dengan basa dan oksigen pada suhu tinggi.

Uji topiknya

Evaluasi laporan

Penilaian rata-rata: 4.3. Total peringkat yang diterima: 113.

Pelajaran akan membahas topik “Logam dan sifat-sifatnya. Logam alkali. Logam alkali tanah. Aluminium". Anda akan mempelajari sifat umum dan pola unsur alkali dan alkali tanah, mempelajari secara terpisah sifat kimia logam alkali dan alkali tanah serta senyawanya. Dengan menggunakan persamaan kimia, kita akan mempertimbangkan konsep kesadahan air. Kenali aluminium, sifat dan paduannya. Anda akan belajar tentang campuran regenerasi oksigen, ozonida, barium peroksida, dan produksi oksigen.

Topik: Logam dasar dan nonlogam

Pelajaran: Logam dan sifat-sifatnya. Logam alkali. Logam alkali tanah. Aluminium

Subgrup utama golongan I Sistem Periodik D.I. Unsur Mendeleev adalah litium Li, natrium Na, kalium K, rubidium Rb, cesium Cs, dan fransium Fr. Elemen-elemen dari subgrup ini termasuk dalam. Nama umum mereka adalah logam alkali.

Logam alkali tanah termasuk dalam subkelompok utama golongan II Tabel Periodik D.I. Mendeleev. Ini adalah magnesium Mg, kalsium Ca, strontium Sr, barium Ba dan radium Ra.

Logam alkali dan alkali tanah, sebagai logam khas, menunjukkan sifat pereduksi yang nyata. Untuk unsur-unsur subkelompok utama, sifat logam meningkat seiring dengan bertambahnya jari-jari. Logam alkali menunjukkan sifat pereduksi yang sangat kuat. Begitu kuatnya sehingga hampir tidak mungkin untuk melakukan reaksinya dengan larutan encer, karena reaksi interaksinya dengan air akan terjadi terlebih dahulu. Situasi serupa terjadi pada logam alkali tanah. Mereka juga berinteraksi dengan air, tetapi lebih lemah dibandingkan logam alkali.

Konfigurasi elektronik lapisan valensi logam alkali - ns 1 , dimana n adalah nomor lapisan elektronik. Mereka diklasifikasikan sebagai elemen-s. Untuk logam alkali tanah - ns 2 (s-elemen). Aluminium memiliki elektron valensi …3 S 2 3р 1(elemen-p). Unsur-unsur ini membentuk senyawa dengan jenis ikatan ionik. Ketika senyawa terbentuk, bilangan oksidasinya sesuai dengan nomor golongannya.

Deteksi ion logam dalam garam

Ion logam dapat dengan mudah dikenali melalui perubahan warna nyala api. Beras. 1.

Garam litium - warna api merah tua. Garam natrium berwarna kuning. Garam kalium - ungu melalui gelas kobalt. Rubidium berwarna merah, cesium berwarna ungu-biru.

Beras. 1

Garam logam alkali tanah: kalsium - merah bata, strontium - merah tua dan barium - hijau kekuningan. Garam aluminium tidak mengubah warna nyala api. Garam logam alkali dan alkali tanah digunakan untuk membuat kembang api. Dan Anda dapat dengan mudah menentukan berdasarkan warna garam logam mana yang digunakan.

Sifat-sifat logam

Logam alkali- Ini adalah zat berwarna putih keperakan dengan kilau logam yang khas. Mereka dengan cepat memudar di udara karena oksidasi. Ini adalah logam lunak; kelembutan Na, K, Rb, Cs mirip dengan lilin. Mereka mudah dipotong dengan pisau. Mereka ringan. Litium merupakan logam paling ringan dengan massa jenis 0,5 g/cm 3 .

Sifat kimia logam alkali

1. Interaksi dengan nonlogam

Karena sifat pereduksinya yang tinggi, logam alkali bereaksi hebat dengan halogen membentuk halida yang sesuai. Ketika dipanaskan, mereka bereaksi dengan belerang, fosfor dan hidrogen membentuk sulfida, hidrida, dan fosfida.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

Litium adalah satu-satunya logam yang bereaksi dengan nitrogen pada suhu kamar.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, litium nitrida yang dihasilkan mengalami hidrolisis ireversibel.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

2. Interaksi dengan oksigen

Hanya dengan litium litium oksida segera terbentuk.

4Li + O 2 = 2Li 2 O, dan ketika oksigen bereaksi dengan natrium, terbentuk natrium peroksida.

2Na + O 2 = Na 2 O 2. Ketika semua logam lain terbakar, superoksida terbentuk.

K + O 2 = KO 2

3. Interaksi dengan air

Melalui reaksi dengan air, Anda dapat melihat dengan jelas bagaimana aktivitas logam-logam ini berubah dalam golongan dari atas ke bawah. Litium dan natrium bereaksi dengan tenang dengan air, kalium dengan cepat, dan cesium dengan ledakan.

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

4.

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

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

Persiapan logam alkali

Karena aktivitas logam yang tinggi, logam dapat diperoleh dengan elektrolisis garam, paling sering klorida.

Senyawa logam alkali banyak digunakan di berbagai industri. Lihat Tabel. 1.

Namanya disebabkan oleh fakta bahwa hidroksida dari logam-logam ini bersifat basa, dan oksidanya sebelumnya disebut “bumi”. Misalnya barium oksida BaO adalah barium tanah. Berilium dan magnesium seringkali tidak diklasifikasikan sebagai logam alkali tanah. Kami juga tidak akan mempertimbangkan radium, karena bersifat radioaktif.

Sifat kimia logam alkali tanah.

1. Interaksi dengannon-logam

Ca + Cl 2 → 2СaCl 2

Ca + H 2 CaH 2

3Ca + 2P Ca 3 P 2-

2. Interaksi dengan oksigen

2Ca + O 2 → 2CaO

3. Interaksi dengan air

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, tetapi interaksinya lebih tenang dibandingkan dengan logam alkali.

4. Interaksi dengan asam - zat pengoksidasi kuat

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

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

Persiapan logam alkali tanah

Kalsium logam dan strontium diperoleh dengan elektrolisis garam cair, paling sering klorida.

CaCl 2 Ca + Cl 2

Barium dengan kemurnian tinggi dapat diperoleh secara aluminotermal dari barium oksida

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

SENYAWA LOGAM ALKALI BUMI YANG UMUM

Senyawa logam alkali tanah yang paling terkenal adalah: CaO - kapur mentah. Ca(OH) 2 - kapur mati, atau air kapur. Ketika karbon dioksida dilewatkan melalui air kapur, terjadi kekeruhan, karena terbentuknya kalsium karbonat CaCO 3 yang tidak larut. Tetapi kita harus ingat bahwa dengan aliran karbon dioksida lebih lanjut, bikarbonat yang larut terbentuk dan endapannya hilang.

Beras. 2

CaO + 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

Plester - ini CaSO 4 ∙2H 2 O, pualam adalah CaSO 4 ∙0.5H 2 O. Gipsum dan pualam digunakan dalam konstruksi, pengobatan, dan pembuatan barang-barang dekoratif. Beras. 2.

Kalsium karbonat CaCO 3 membentuk banyak mineral berbeda. Beras. 3.

Beras. 3

Kalsium fosfat Ca 3 (PO 4) 2 - fosfor, tepung fosfor digunakan sebagai pupuk mineral.

Anhidrat murni kalsium klorida CaCl 2 merupakan zat higroskopis sehingga banyak digunakan di laboratorium sebagai bahan pengering.

Kalsium karbida- CaC2. Anda bisa mendapatkannya seperti ini:

CaO + 2C →CaC 2 +CO. Salah satu kegunaannya adalah untuk menghasilkan asetilena.

CaC 2 + 2H 2 O →Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Barium sulfat BaSO 4 - barit. Beras. 4. Digunakan sebagai standar putih dalam beberapa penelitian.

Beras. 4

Kesadahan air

Air alami mengandung garam kalsium dan magnesium. Jika terkandung dalam konsentrasi yang nyata, maka sabun tidak berbusa dalam air tersebut karena pembentukan stearat yang tidak larut. Saat mendidih, kerak terbentuk.

Kekerasan sementara karena adanya kalsium dan magnesium hidrokarbonat Ca(HCO 3) 2 dan Mg(HCO 3) 2. Kesadahan air jenis ini dapat dihilangkan dengan cara direbus.

Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Kesadahan air yang konstan disebabkan oleh adanya kation Ca 2+, Mg 2+ dan anion H 2 PO 4 -, Cl -, NO 3 -, dll. Kesadahan air yang konstan dihilangkan hanya karena reaksi pertukaran ion, sebagai akibatnya magnesium dan ion kalsium akan dipindahkan ke sedimen.

Pekerjaan rumah

1. No.3, 4, 5-a (hlm. 173) Gabrielyan O.S. Kimia. Kelas 11. Tingkat dasar. edisi ke-2, terhapus. - M.: Bustard, 2007. - 220 hal.

2. Reaksi medium apa yang terjadi pada larutan kalium sulfida dalam air? Konfirmasikan jawaban Anda dengan persamaan reaksi hidrolisis.

3. Tentukan fraksi massa natrium dalam air laut yang mengandung 1,5% natrium klorida.

Logam alkali tanah termasuk logam golongan IIA pada Tabel Periodik D.I. Mendeleev - kalsium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) dan radium (Ra). Selain itu, subkelompok utama kelompok II meliputi berilium (Be) dan magnesium (Mg). Tingkat energi terluar logam alkali tanah mengandung dua elektron valensi. Konfigurasi elektron tingkat energi terluar logam alkali tanah adalah ns 2. Dalam senyawanya, mereka menunjukkan bilangan oksidasi tunggal +2. Dalam OVR mereka adalah agen pereduksi, mis. melepaskan satu elektron.

Dengan bertambahnya muatan inti atom unsur-unsur yang termasuk dalam golongan logam alkali tanah, energi ionisasi atom berkurang, jari-jari atom dan ion bertambah, dan sifat logam unsur kimia meningkat.

Sifat fisik logam alkali tanah

Dalam keadaan bebas, Be merupakan logam abu-abu baja dengan kisi kristal heksagonal padat, cukup keras dan rapuh. Di udara, Be ditutupi dengan lapisan oksida, yang memberikan warna matte dan mengurangi reaktivitas kimianya.

Magnesium dalam bentuk zat sederhana adalah logam putih, yang, seperti Be, bila terkena udara memperoleh warna matte karena pembentukan lapisan oksida. Mg lebih lunak dan lebih ulet dibandingkan berilium. Kisi kristal Mg berbentuk heksagonal.

Ca, Ba dan Sr dalam bentuk bebas merupakan logam berwarna putih keperakan. Saat terkena udara, mereka langsung tertutup lapisan kekuningan, yang merupakan produk interaksinya dengan komponen udara. Kalsium merupakan logam yang cukup keras, Ba dan Sr lebih lunak.

Ca dan Sr mempunyai kisi kristal kubik berpusat muka, barium mempunyai kisi kristal kubik berpusat badan.

Semua logam alkali tanah dicirikan oleh adanya ikatan kimia jenis logam, yang menentukan konduktivitas termal dan listriknya yang tinggi. Titik didih dan titik leleh logam alkali tanah lebih tinggi dibandingkan logam alkali.

Persiapan logam alkali tanah

Be dihasilkan melalui reaksi reduksi fluoridanya. Reaksi yang terjadi ketika dipanaskan:

BeF 2 + Mg = Menjadi + MgF 2

Magnesium, kalsium dan strontium diperoleh dengan elektrolisis garam cair, paling sering klorida:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Selain itu, ketika memproduksi Mg melalui elektrolisis lelehan diklorida, NaCl ditambahkan ke dalam campuran reaksi untuk menurunkan titik leleh.

Untuk memperoleh Mg dalam industri, metode termal logam dan karbon digunakan:

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

Metode utama untuk memperoleh Ba adalah reduksi oksida:

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

Sifat kimia logam alkali tanah

Sejak di no. permukaan Be dan Mg ditutupi dengan lapisan oksida - logam ini lembam terhadap air. Ca, Sr dan Ba ​​larut dalam air membentuk hidroksida yang menunjukkan sifat basa kuat:

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

Logam alkali tanah mampu bereaksi dengan oksigen, dan semuanya, kecuali barium, sebagai hasil interaksi ini membentuk oksida, barium - peroksida:

2Ca + O2 = 2CaO

Ba + O 2 = BaO 2

Oksida logam alkali tanah, kecuali berilium, menunjukkan sifat basa, sifat Be - amfoter.

Ketika dipanaskan, logam alkali tanah mampu berinteraksi dengan nonlogam (halogen, belerang, nitrogen, dll.):

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

Logam alkali tanah bereaksi dengan asam dan larut di dalamnya:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 JADI 4 = MgSO 4 + H 2

Berilium bereaksi dengan larutan alkali berair - larut di dalamnya:

Menjadi + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Reaksi kualitatif

Reaksi kualitatif terhadap logam alkali tanah adalah pewarnaan nyala api dengan kationnya: Ca 2+ mewarnai nyala api oranye tua, Sr 2+ - merah tua, Ba 2+ - hijau muda.

Reaksi kualitatif terhadap kation barium Ba 2+ adalah anion SO 4 2-, menghasilkan pembentukan endapan putih barium sulfat (BaSO 4), tidak larut dalam asam anorganik.

Ba 2+ + JADI 4 2- = BaSO 4 ↓

Contoh pemecahan masalah

CONTOH 1

Permukaan segar E dengan cepat menjadi gelap karena pembentukan lapisan oksida. Film ini relatif padat - seiring waktu, semua logam teroksidasi secara perlahan. Film ini terdiri dari EO, serta EO 2 dan E 3 N 2. Potensial elektroda normal reaksi E-2e = E 2+ adalah = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). Ini adalah unsur yang sangat aktif: mereka larut dalam air dan asam, menggantikan sebagian besar logam dari oksida, halida, dan sulfidanya. Kalsium primer (200-300 o C) berinteraksi dengan uap air menurut skema berikut:

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

Reaksi sekunder berbentuk:

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

E hampir tidak larut dalam asam sulfat kuat karena pembentukan lapisan ESO 4 yang sukar larut. E bereaksi hebat dengan asam mineral encer, melepaskan hidrogen. Kalsium, bila dipanaskan di atas 800 o C, bereaksi dengan metana menurut skema berikut:

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

Ketika dipanaskan, mereka bereaksi dengan gas hidrogen, belerang dan amonia. Dari segi sifat kimianya, radium paling dekat dengan Ba, namun lebih aktif. Pada suhu kamar, ia bercampur dengan oksigen dan nitrogen di udara. Secara umum, sifat kimianya sedikit lebih menonjol dibandingkan analognya. Semua senyawa radium terurai perlahan di bawah pengaruh radiasinya sendiri, menghasilkan warna kekuningan atau coklat. Senyawa radium memiliki sifat autoluminesensi. Akibat peluruhan radioaktif, 1 g Ra melepaskan 553,7 J panas setiap jam. Oleh karena itu, suhu radium dan senyawanya selalu 1,5 derajat lebih tinggi dari suhu lingkungan. Diketahui juga bahwa 1 g radium per hari melepaskan 1 mm 3 radon (226 Ra = 222 Rn + 4 He), yang menjadi dasar penggunaannya sebagai sumber radon untuk mandi radon.

Hidrida E - zat putih seperti garam kristal. Mereka diperoleh langsung dari unsur-unsurnya dengan pemanasan. Suhu awal reaksi E + H 2 = EN 2 adalah 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba). Disosiasi termal EN 2 dimulai pada 600 o C. Dalam atmosfer hidrogen, CaH 2 tidak terurai pada titik leleh (816 o C). Dengan tidak adanya uap air, hidrida logam alkali tanah stabil di udara pada suhu biasa. Mereka tidak bereaksi dengan halogen. Namun bila dipanaskan, aktivitas kimia EN 2 meningkat. Mereka mampu mereduksi oksida menjadi logam (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), misalnya

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

Reaksi CaH 2 dengan Al 2 O 3 terjadi pada suhu 750 o C:

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

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

CaH2 bereaksi dengan nitrogen pada suhu 600°C menurut skema berikut:

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

Ketika EN 2 dinyalakan, mereka terbakar perlahan:

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

Mudah meledak jika dicampur dengan zat pengoksidasi padat. Ketika air bekerja pada EN 2, hidroksida dan hidrogen dilepaskan. Reaksi ini sangat eksotermik: EN 2 yang dibasahi dengan air di udara akan menyala secara spontan. EN 2 bereaksi dengan asam, misalnya menurut skema berikut:

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

EN 2 digunakan untuk memperoleh hidrogen murni, serta untuk menentukan jejak air dalam pelarut organik. Nitrida E adalah zat yang tidak berwarna dan tahan api. Mereka diperoleh langsung dari unsur-unsur pada suhu tinggi. Mereka terurai dengan air sesuai dengan skema berikut:

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

E 3 N 2 bereaksi jika dipanaskan dengan CO menurut skema berikut:

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

Proses yang terjadi ketika E 3 N 2 dipanaskan dengan batubara adalah sebagai berikut:

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

Strontium nitrida bereaksi dengan HCl menghasilkan Sr dan amonium klorida. Fosfida E 3 R 2 terbentuk langsung dari unsur-unsur atau dengan kalsinasi fosfat tersubstitusi dengan batubara:

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

Mereka dihidrolisis oleh air sesuai dengan skema berikut:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.

Dengan asam, fosfida logam alkali tanah menghasilkan garam dan fosfin yang sesuai. Hal ini menjadi dasar penggunaannya dalam memperoleh fosfin di laboratorium.

Amonia kompleks komposisi E(NH 3) 6 - padatan dengan kilau logam dan konduktivitas listrik yang tinggi. Mereka diperoleh dengan aksi amonia cair pada E. Mereka terbakar secara spontan di udara. Tanpa akses ke udara, mereka terurai menjadi Amida yang sesuai: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. Saat dipanaskan, mereka terurai dengan kuat menurut pola yang sama.

Karbida logam alkali tanah yang diperoleh dengan kalsinasi E dengan batubara terurai dengan air, melepaskan asetilena:

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

Reaksi dengan BaC 2 sangat hebat sehingga dapat terbakar jika terkena air. Kalor pembentukan ES 2 dari unsur Ca dan Ba ​​adalah 14 dan 12 kkalmol. Jika dipanaskan dengan nitrogen, ES 2 menghasilkan CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2. Diketahui silisida (ESi dan ESi 2). Mereka dapat diperoleh dengan memanaskan langsung dari elemennya. Mereka dihidrolisis oleh air dan bereaksi dengan asam, menghasilkan H 2 Si 2 O 5, SiH 4, senyawa E dan hidrogen yang sesuai. Diketahui borida EV 6 diperoleh dari unsur bila dipanaskan.

Oksida kalsium dan analognya berwarna putih, zat tahan api (T bp CaO = 2850 o C) yang kuat menyerap air. Hal inilah yang menjadi dasar penggunaan BaO untuk memperoleh alkohol absolut. Mereka bereaksi hebat dengan air, melepaskan banyak panas (kecuali SrO, yang pelarutannya bersifat endotermik). EO larut dalam asam dan amonium klorida:

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

EO diperoleh dengan kalsinasi karbonat, nitrat, peroksida atau hidroksida dari logam terkait. Muatan efektif barium dan oksigen dalam BaO adalah 0,86. SrO pada 700 o C bereaksi dengan kalium sianida:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

Strontium oksida larut dalam metanol membentuk Sr(OSH 3) 2. Selama reduksi BaO magnesium-termal, oksida antara Ba2O dapat diperoleh, yang tidak stabil dan tidak proporsional.

Hidroksida Logam alkali tanah adalah zat berwarna putih yang larut dalam air. Mereka adalah basis yang kuat. Pada deret Ca-Sr-Ba, sifat dasar dan kelarutan hidroksida meningkat. pPR(Ca(OH) 2) = 5,26, pPR(Sr(OH) 2) = 3,5, pPR(Ba(OH) 2) = 2,3. Ba(OH)2 biasanya dilepaskan dari larutan hidroksida. 8H 2 O, Sr(OH) 2. 8H 2 O, Ca(OH) 2. H 2 O. EO tambahkan air untuk membentuk hidroksida. Hal inilah yang menjadi dasar penggunaan CaO dalam konstruksi. Campuran dekat Ca(OH) 2 dan NaOH dengan perbandingan berat 2:1 disebut soda kapur, dan banyak digunakan sebagai penyerap CO 2. Ca(OH) 2, ketika berada di udara, menyerap CO 2 dengan skema berikut:

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

Pada suhu sekitar 400 o C, Ca(OH) 2 bereaksi dengan karbon monoksida:

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

Air barit bereaksi dengan CS 2 pada 100 o C:

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

Aluminium bereaksi dengan air barit:

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

digunakan untuk menemukan karbonat anhidrida.

bentuk E peroksida putih. Mereka jauh lebih tidak stabil, tidak seperti oksida, dan merupakan oksidator kuat. Yang penting secara praktis adalah BaO 2 yang paling stabil, yaitu bubuk paramagnetik berwarna putih dengan kepadatan 4,96 g1cm 3 dll. 450°. BaO 2 stabil pada suhu biasa (dapat disimpan bertahun-tahun), sukar larut dalam air, alkohol, dan eter, serta larut dalam asam encer dengan pelepasan garam dan hidrogen peroksida. Dekomposisi termal barium peroksida dipercepat oleh oksida, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 dan CuO. Barium peroksida bereaksi jika dipanaskan dengan hidrogen, belerang, karbon, amonia, garam amonium, kalium ferricyanide, dll. Barium peroksida bereaksi dengan asam klorida pekat, melepaskan klorin:

BaO2 + 4HCl = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

Ini mengoksidasi air menjadi hidrogen peroksida:

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

Reaksi ini bersifat reversibel dan, bahkan dengan adanya asam karbonat, kesetimbangan bergeser ke kanan. BaO 2 digunakan sebagai produk awal untuk produksi H 2 O 2, dan juga sebagai zat pengoksidasi dalam komposisi kembang api. Namun, BaO 2 juga dapat bertindak sebagai zat pereduksi:

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

BaO 2 diperoleh dengan memanaskan BaO dalam aliran udara hingga 500 o C sesuai skema berikut:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

Ketika suhu meningkat, proses sebaliknya terjadi. Oleh karena itu, ketika Ba terbakar, hanya oksida yang dilepaskan. SrO 2 dan CaO 2 kurang stabil. Metode umum untuk memperoleh EO 2 adalah interaksi E(OH) 2 dengan H 2 O 2, yang melepaskan EO 2. 8H 2 O. Dekomposisi termal EO 2 dimulai pada 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba). Saat memanaskan EO 2 dengan hidrogen peroksida pekat, zat kuning yang tidak stabil dapat diperoleh - superoksida EO 4.

Garam E biasanya tidak berwarna. Klorida, bromida, iodida, dan nitrat sangat larut dalam air. Fluorida, sulfat, karbonat, dan fosfat sulit larut. Ion Ba 2+ bersifat racun. Halida E dibagi menjadi dua kelompok: fluorida dan lainnya. Fluorida hampir tidak larut dalam air dan asam, dan tidak membentuk kristal hidrat. Sebaliknya, klorida, bromida, dan iodida sangat larut dalam air dan dilepaskan dari larutan dalam bentuk kristal hidrat. Beberapa properti EG 2 disajikan di bawah ini:

Ketika diperoleh melalui dekomposisi pertukaran dalam larutan, fluorida dilepaskan dalam bentuk endapan lendir yang banyak, yang dengan mudah membentuk larutan koloid. EG 2 dapat diperoleh dengan bekerja dengan halogen yang sesuai pada E yang sesuai. Lelehan EG 2 mampu melarutkan hingga 30% E. Saat mempelajari konduktivitas listrik lelehan klorida unsur-unsur kelompok kedua dari subkelompok utama, ditemukan bahwa komposisi ionik molekulnya sangat berbeda. Derajat disosiasi menurut skema ESl 2 = E 2+ + 2Cl- adalah: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. Halida (kecuali fluorida) E mengandung air kristalisasi: CaCl 2. 6H 2 O, SrCl 2. 6H 2 O dan BaCl 2. 2H 2 O. Analisis struktur sinar-X menentukan struktur E[(OH 2) 6 ]G 2 untuk kristal hidrat Ca dan Sr. Dengan memanaskan kristal hidrat EG 2 secara perlahan, garam anhidrat dapat diperoleh. CaCl 2 dengan mudah membentuk larutan lewat jenuh. CaF 2 alami (fluorit) digunakan dalam industri keramik, dan juga digunakan untuk produksi HF dan merupakan mineral fluorida. CaCl 2 anhidrat digunakan sebagai pengering karena higroskopisitasnya. Kalsium klorida kristal hidrat digunakan untuk menyiapkan campuran pendingin. BaCl 2 - digunakan dalam cx dan untuk pembukaan

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

Dengan menggabungkan EG2 dan EN2, hidrohalida berikut dapat diperoleh:

MISALNYA 2 + EN 2 = 2ENG.

Zat-zat ini meleleh tanpa terurai tetapi dihidrolisis oleh air:

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

Kelarutan dalam air klorat , bromat Dan iodat dalam air berkurang sepanjang baris Ca - Sr - Ba dan Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - digunakan dalam kembang api. Perklorat E sangat larut tidak hanya dalam air tetapi juga dalam pelarut organik. E(ClO 4) 2 yang terpenting adalah Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. Barium perklorat anhidrat adalah bahan pengering yang baik. Dekomposisi termalnya dimulai hanya pada 400 o C. Hipoklorit kalsium Ca(ClO)2. nH 2 O (n=2,3,4) diperoleh dengan aksi klorin pada susu jeruk nipis. Ini adalah zat pengoksidasi dan sangat larut dalam air. Pemutih dapat diperoleh dengan mengolah kapur mati padat dengan klorin. Ini terurai dengan air dan berbau klorin jika ada uap air. Bereaksi dengan CO 2 di udara:

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

Pemutih digunakan sebagai zat pengoksidasi, zat pemutih dan sebagai desinfektan.

Untuk logam alkali tanah diketahui azida E(N 3) 2 dan tiosianat E(SSP) 2 . 3H 2 O. Azida jauh lebih mudah meledak dibandingkan timbal azida. Rodanida mudah kehilangan air saat dipanaskan. Mereka sangat larut dalam air dan pelarut organik. Ba(N 3) 2 dan Ba(CNS) 2 dapat digunakan untuk memperoleh azida dan tiosianat logam lain dari sulfat melalui reaksi pertukaran.

Nitrat kalsium dan strontium biasanya ada dalam bentuk kristal hidrat Ca(NO 3) 2. 4H 2 O dan Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. Barium nitrat tidak ditandai dengan pembentukan kristal hidrat. Saat dipanaskan, Ca(NO 3) 2. 4H 2 O dan Sr(NO 3) 2. 4H 2 O mudah kehilangan air. Dalam atmosfer inert, E nitrat stabil secara termal hingga 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). Lelehan kristal hidrat kalsium nitrat memiliki lingkungan asam pada 75 o C. Ciri barium nitrat adalah rendahnya laju pelarutan kristalnya dalam air. Hanya barium nitrat, yang diketahui memiliki kompleks K2 tidak stabil, yang menunjukkan kecenderungan membentuk kompleks. Kalsium nitrat larut dalam alkohol, metil asetat, dan aseton. Strontium dan barium nitrat hampir tidak larut di sana. Titik leleh E nitrat diperkirakan 600 o C, tetapi pada suhu yang sama dekomposisi dimulai:

E(TIDAK 3) 2 = E(TIDAK 2) 2 + O 2.

Dekomposisi lebih lanjut terjadi pada suhu yang lebih tinggi:

E(TIDAK 2) 2 = EO + TIDAK 2 + TIDAK.

E nitrat telah lama digunakan dalam kembang api. Garam E yang sangat mudah menguap mewarnai nyala api dengan warna yang sesuai: Ca - oranye-kuning, Sr - merah-merah tua, Ba - kuning-hijau. Mari kita pahami esensinya menggunakan contoh Sr: Sr 2+ memiliki dua VAO: 5s dan 5p atau 5s dan 4d. Mari kita berikan energi ke sistem ini - panaskan. Elektron dari orbital yang lebih dekat ke inti akan berpindah ke VAO tersebut. Namun sistem seperti itu tidak stabil dan akan melepaskan energi dalam bentuk kuantum cahaya. Sr 2+lah yang memancarkan kuanta dengan frekuensi yang sesuai dengan panjang gelombang merah. Saat menyiapkan komposisi kembang api, akan lebih mudah menggunakan sendawa, karena Ini tidak hanya mewarnai nyala api, tetapi juga merupakan zat pengoksidasi, melepaskan oksigen saat dipanaskan. Komposisi kembang api terdiri dari zat pengoksidasi padat, zat pereduksi padat dan beberapa zat organik yang menghilangkan warna nyala zat pereduksi dan bertindak sebagai zat pengikat. Kalsium nitrat digunakan sebagai pupuk.

Semua fosfat Dan hidrofosfat E sulit larut dalam air. Mereka dapat diperoleh dengan melarutkan CaO atau CaCO 3 dalam jumlah yang sesuai dalam asam ortofosfat. Mereka juga mengendap selama reaksi pertukaran seperti:

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

Yang penting secara praktis (sebagai pupuk) adalah kalsium ortofosfat tersubstitusi tunggal, yang bersama dengan Ca(SO 4), termasuk dalam superfosfat. Itu diperoleh sesuai dengan skema:

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

Oksalat juga sedikit larut dalam air. Yang penting secara praktis adalah kalsium oksalat, yang mengalami dehidrasi pada 200 o C, dan terurai pada 430 o C menurut skema berikut:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

Asetat E diisolasi dalam bentuk kristal hidrat dan sangat larut dalam air.

DENGAN sulfat E - zat putih yang sulit larut dalam air. Kelarutan CaSO 4 . 2H 2 O per 1000 g air pada suhu normal adalah 8. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, BaSO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10 -6 mol. Pada deret Ca - Ra, kelarutan sulfat menurun dengan cepat. Ba 2+ adalah reagen untuk ion sulfat. Kalsium sulfat mengandung air kristalisasi. Di atas 66 o C, kalsium sulfat anhidrat dilepaskan dari larutan, di bawah - gipsum CaSO 4. 2H 2 O. Pemanasan gipsum di atas 170 o C disertai dengan keluarnya air hidrat. Ketika gipsum dicampur dengan air, massa ini dengan cepat mengeras karena pembentukan kristal hidrat. Properti gipsum ini digunakan dalam konstruksi. Orang Mesir menggunakan pengetahuan ini 2000 tahun yang lalu. Kelarutan ESO 4 dalam asam sulfat kuat jauh lebih tinggi dibandingkan dalam air (BaSO 4 hingga 10%), yang menunjukkan terbentuknya kompleks. Kompleks ESO 4 yang sesuai. H 2 SO 4 dapat diperoleh dalam keadaan bebas. Garam ganda dengan logam alkali dan amonium sulfat hanya diketahui untuk Ca dan Sr. (NH 4) 2 larut dalam air dan digunakan dalam kimia analitik untuk memisahkan Ca dari Sr, karena (NH 4) 2 sedikit larut. Gypsum digunakan untuk produksi gabungan asam sulfat dan semen, karena Ketika dipanaskan dengan zat pereduksi (batubara), gipsum terurai:

CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO.

Pada suhu yang lebih tinggi (900 o C), sulfur semakin berkurang sesuai skema berikut:

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

Dekomposisi serupa dari sulfat Sr dan Ba ​​dimulai pada suhu yang lebih tinggi. BaSO 4 tidak beracun dan digunakan dalam pengobatan dan produksi cat mineral.

Sulfida E adalah padatan putih yang mengkristal seperti NaCl. Panas pembentukannya dan energi kisi kristal adalah sama (kcalmol): 110 dan 722 (Ca), 108 dan 687 (Sr), 106 dan 656 (Ba). Dapat diperoleh dengan sintesis dari unsur-unsur dengan pemanasan atau kalsinasi sulfat dengan batubara:

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

Yang paling sedikit larut adalah CaS (0,2 hl). ES mengalami reaksi berikut ketika dipanaskan:

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).

Sulfida logam alkali tanah dalam larutan netral dihidrolisis sempurna sesuai dengan skema berikut:

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

Sulfida asam juga dapat diperoleh dalam keadaan bebas dengan menguapkan larutan sulfida. Mereka bereaksi dengan belerang:

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

BaS diketahui dari kristal hidrat. 6H 2 O dan Ca(HS) 2. 6H 2 O, Ba(HS) 2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 digunakan untuk menghilangkan bulu. ES tunduk pada fenomena pendar. Diketahui polisulfida E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. Mereka diperoleh dengan merebus suspensi ES dalam air dengan belerang. Di udara, ES teroksidasi: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. Dengan melewatkan udara melalui suspensi CaS seseorang dapat memperolehnya tiosulfat Ca sesuai skema:

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

Ini sangat larut dalam air. Pada deret Ca - Sr - Ba kelarutan tiosulfat menurun. Tellurida E sedikit larut dalam air dan juga mengalami hidrolisis, tetapi pada tingkat yang lebih rendah dibandingkan sulfida.

Kelarutan kromat E dalam seri Ca - Ba turun tajam seperti dalam kasus sulfat. Zat kuning ini diperoleh melalui interaksi garam E yang larut dengan kromat (atau dikromat) logam alkali:

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

Kalsium kromat dilepaskan dalam bentuk kristal hidrat - CaCrO 4 . 2H 2 O (pPR CaCrO 4 = 3,15). Bahkan sebelum titik lelehnya, ia kehilangan air. SrCrO 4 dan BaCrO 4 tidak membentuk kristal hidrat. pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93.

Karbonat E berwarna putih, zat yang sulit larut dalam air. Saat dipanaskan, ESO 3 berubah menjadi EO, memisahkan CO 2. Pada deret Ca - Ba, stabilitas termal karbonat meningkat. Yang paling penting secara praktis adalah kalsium karbonat (batu kapur). Ini langsung digunakan dalam konstruksi dan juga berfungsi sebagai bahan baku produksi kapur dan semen. Produksi kapur dunia tahunan dari batu kapur berjumlah puluhan juta ton. Disosiasi termal CaCO 3 bersifat endotermik:

CaCO3 = CaO + CO2

dan membutuhkan biaya 43 kkal per mol batu kapur. Penembakan CaCO 3 dilakukan di tungku poros. Produk sampingan dari pemanggangan adalah karbon dioksida yang berharga. CaO adalah bahan bangunan yang penting. Bila dicampur dengan air, terjadi kristalisasi karena terbentuknya hidroksida dan kemudian karbonat dengan skema sebagai berikut:

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

Peran praktis yang sangat penting dimainkan oleh semen - bubuk abu-abu kehijauan yang terdiri dari campuran berbagai silikat dan kalsium aluminat. Ketika dicampur dengan air akan mengeras karena hidrasi. Selama produksinya, campuran CaCO 3 dan tanah liat dibakar sebelum sintering dimulai (1400-1500 o C). Kemudian campuran tersebut digiling. Komposisi semen dapat dinyatakan sebagai persentase komponen CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, dengan CaO mewakili basa, dan sisanya merupakan asam anhidrida. Komposisi semen silikat (Portlad) terutama terdiri dari Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 dan Ca (FeO 2) 2. Pengaturannya berlangsung sesuai dengan skema berikut:

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. 6 jam 2 o

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

Kapur alami ditambahkan ke berbagai dempul. CaCO 3 kristal halus yang diendapkan dari suatu larutan termasuk dalam komposisi bubuk gigi. BaO diperoleh dari BaCO 3 melalui kalsinasi dengan batubara dengan skema sebagai berikut:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

Jika proses dilakukan pada suhu yang lebih tinggi dalam aliran nitrogen, sianida barium:

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

Ba(CN) 2 sangat larut dalam air. Ba(CN) 2 dapat digunakan untuk menghasilkan sianida dari logam lain melalui dekomposisi pertukaran dengan sulfat. Hidrokarbonat E larut dalam air dan hanya dapat diperoleh dalam larutan, misalnya dengan melewatkan karbon dioksida ke dalam suspensi CaCO 3 dalam air:

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

Reaksi ini bersifat reversibel dan bergeser ke kiri bila dipanaskan. Kehadiran kalsium dan magnesium bikarbonat di perairan alami menyebabkan kesadahan air.

Yang paling aktif di antara golongan logam adalah logam alkali dan alkali tanah. Ini adalah logam ringan lunak yang bereaksi dengan zat sederhana dan kompleks.

gambaran umum

Logam aktif menempati kelompok pertama dan kedua dalam tabel periodik. Daftar lengkap logam alkali dan alkali tanah:

• litium (Li);
• natrium (Na);
• kalium (K);
• rubidium (Rb);
• sesium (Cs);
• fransium (Fr);
• berilium (Jadilah);
• magnesium (Mg);
• kalsium (Ca);
• strontium (Sr);
• barium (Ba);
• radium (Ra).

Beras. 1. Logam alkali dan alkali tanah dalam tabel periodik.

Konfigurasi elektron logam alkali adalah ns 1, logam alkali tanah adalah ns 2.

Dengan demikian, valensi konstan logam alkali adalah I, logam alkali tanah adalah II. Karena sedikitnya jumlah elektron valensi pada tingkat energi terluar, logam aktif menunjukkan sifat pereduksi yang kuat, menyumbangkan elektron terluar dalam reaksi. Semakin banyak tingkat energi, semakin sedikit ikatan elektron terluar dengan inti atom. Oleh karena itu, sifat logam meningkat secara berkelompok dari atas ke bawah.

Karena aktivitasnya, logam golongan I dan II di alam hanya terdapat pada batuan. Logam murni diisolasi menggunakan reaksi elektrolisis, kalsinasi, dan substitusi.

Properti fisik

Logam alkali mempunyai warna putih keperakan dengan kilau metalik. Cesium adalah logam berwarna kuning keperakan. Ini adalah logam paling aktif dan lunak. Natrium, kalium, rubidium, cesium dipotong dengan pisau. Mereka menyerupai lilin dalam kelembutannya.

Beras. 2. Memotong natrium dengan pisau.

Logam alkali tanah berwarna abu-abu. Dibandingkan dengan logam alkali, logam ini lebih keras dan lebih padat. Hanya strontium yang bisa dipotong dengan pisau. Logam terpadat adalah radium (5,5 g/cm3).

Logam paling ringan adalah litium, natrium, dan kalium. Mereka mengapung di permukaan air.

Sifat kimia

Logam alkali dan alkali tanah bereaksi dengan zat sederhana dan senyawa kompleks membentuk garam, oksida, dan basa. Sifat utama logam aktif dijelaskan dalam tabel.

Beras. 3. Reaksi kalium dengan air.

Logam alkali dan alkali tanah dapat dideteksi menggunakan reaksi kualitatif. Saat terbakar, logam dicat dengan warna tertentu. Misalnya natrium terbakar dengan nyala api kuning, kalium dengan nyala api ungu, barium dengan nyala api hijau muda, dan kalsium dengan nyala api jingga tua.

Apa yang telah kita pelajari?

Logam alkali dan alkali tanah merupakan logam yang paling aktif. Ini adalah zat lunak sederhana berwarna abu-abu atau perak dengan kepadatan rendah. Litium, natrium, kalium mengapung di permukaan air. Logam alkali tanah lebih keras dan padat dibandingkan logam alkali. Mereka teroksidasi dengan cepat di udara. Logam alkali membentuk superoksida dan peroksida; hanya litium yang membentuk oksida. Bereaksi hebat dengan air pada suhu kamar. Mereka bereaksi dengan non-logam ketika dipanaskan. Logam alkali tanah bereaksi dengan oksida, menggantikan logam yang kurang aktif. Hanya berilium yang bereaksi dengan basa.

Uji topiknya

Evaluasi laporan

Penilaian rata-rata: 4.6. Total peringkat yang diterima: 294.