Реакции щелочноземельных металлов с кислотами. Химические свойства щелочноземельных металлов и их соединений

Наиболее активными среди металлической группы являются щелочные и щелочноземельные металлы. Это мягкие лёгкие металлы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами.

Общее описание

Активные металлы занимают первую и вторую группы периодической таблицы Менделеева. Полный список щелочных и щелочноземельных металлов:

• литий (Li);
• натрий (Na);
• калий (K);
• рубидий (Rb);
• цезий (Cs);
• франций (Fr);
• бериллий (Be);
• магний (Mg);
• кальций (Ca);
• стронций (Sr);
• барий (Ba);
• радий (Ra).

Рис. 1. Щелочные и щелочноземельные металлы в таблице Менделеева.

Электронная конфигурация щелочных металлов - ns 1 , щелочноземельных металлов - ns 2 .

Соответственно, постоянная валентность щелочных металлов - I, щелочноземельных - II. За счёт небольшого количества валентных электронов на внешнем энергетическом уровне активные металлы проявляют мощные свойства восстановителя, отдавая внешние электроны в реакциях. Чем больше энергетических уровней, тем меньше связь с внешних электронов с ядром атома. Поэтому металлические свойства возрастают в группах сверху вниз.

Из-за активности металлы I и II групп находятся в природе только в составе горных пород. Чистые металлы выделяют с помощью электролиза, прокаливания, реакции замещения.

Физические свойства

Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет с металлическим блеском. Цезий - серебристо-жёлтый металл. Это наиболее активные и мягкие металлы. Натрий, калий, рубидий, цезий режутся ножом. По мягкости напоминают воск.

Рис. 2. Разрезание натрия ножом.

Щелочноземельные металлы имеют серый цвет. По сравнению со щелочными металлами являются более твёрдыми, плотными веществами. Ножом можно разрезать только стронций. Самый плотный металл - радий (5,5 г/см 3).

Наиболее лёгкими металлами являются литий, натрий и калий. Они плавают на поверхности воды.

Химические свойства

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с простыми веществами и сложными соединениями, образуя соли, оксиды, щёлочи. Основные свойства активных металлов описаны в таблице.

Взаимодействие	Щелочные металлы	Щелочноземельные металлы
С кислородом	Самовоспламеняются на воздухе. Образуют надпероксиды (RO 2), кроме лития и натрия. Литий образует оксид при нагревании выше 200°C. Натрий образует смесь пероксида и оксида. 4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + О 2 → Na 2 O 2 ; Rb + O 2 → RbO 2	На воздухе быстро образуются защитные оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются. 2Mg + O 2 → 2MgO; 2Ca + O 2 → 2CaO
С неметаллами	Реагируют при нагревании с серой, водородом, фосфором: 2K + S → K 2 S; 2Na + H 2 → 2NaH; 2Cs + 5P → Cs 2 P 5 . С азотом реагирует только литий, с углеродом - литий и натрий: 6Li + N 2 → 2Li 3 N; 2Na + 2C → Li 2 C 2	Реагируют при нагревании: Ca + Br 2 → CaBr 2 ; Be + Cl 2 → BeCl 2 ; Mg + S → MgS; 3Ca + 2P → Ca 3 P 2 ; Sr + H 2 → SrH 2
С галогенами	Бурно реагируют с образованием галогенидов: 2Na + Cl 2 → 2NaCl
	Образуются щёлочи. Чем ниже металл расположен в группе, тем более активно протекает реакция. Литий взаимодействует спокойно, натрий горит жёлтым пламенем, калий - со вспышкой, цезий и рубидий взрываются. 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 -; 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2	Менее активно, чем щелочные металлы, реагируют при комнатной температуре: Mg + 2H 2 O → Mg(OH) 2 + H 2 ; Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
С кислотами	Со слабыми и разбавленными кислотами реагируют с взрывом. С органическими кислотами образуют соли. 8K + 10HNO 3 (конц) → 8KNO 3 + N 2 O + 5H 2 O; 8Na + 5H 2 SO 4 (конц) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O; 10Na + 12HNO 3 (разб) → N 2 + 10NaNO 3 + 6H 2 O; 2Na + 2CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + H 2	Образуют соли: 4Sr + 5HNO 3 (конц) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O; 4Ca + 10H 2 SO 4 (конц) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O
Со щелочами		Из всех металлов реагирует только бериллий: Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
С оксидами		Вступают в реакцию все металлы, кроме бериллия. Замещают менее активные металлы: 2Mg + ZrO 2 → Zr + 2MgO

Рис. 3. Реакция калия с водой.

Щелочные и щелочноземельные металлы можно обнаружить с помощью качественной реакции. При горении металлы окрашиваются в определённый цвет. Например, натрий горит жёлтым пламенем, калий - фиолетовым, барий - светло-зелёным, кальций - тёмно-оранжевым.

Что мы узнали?

Щелочные и щелочноземельные - наиболее активные металлы. Это мягкие простые вещества серого или серебристого цвета с небольшой плотностью. Литий, натрий, калий плавают на поверхности воды. Щелочноземельные металлы более твёрдые и плотные, чем щелочные. На воздухе быстро окисляются. Щелочные металлы образуют надпероксиды и пероксиды, оксид образует только литий. Бурно реагируют с водой при комнатной температуре. С неметаллами реагируют при нагревании. Щелочноземельные металлы вступают в реакцию с оксидами, вытесняя менее активные металлы. Со щелочами реагирует только бериллий.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.6 . Всего получено оценок: 294.

На уроке будет раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий». Вы узнаете общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучите по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений будет рассмотрено такое понятие, как жесткость воды. Познакомитесь с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнаете, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.

Тема: Основные металлы и неметаллы

Урок: Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий

Главную подгруппу I группы Периодической системы Д.И. Менделеева составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Элементы этой подгруппы относят к . Их общее название - щелочные металлы.

Щелочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы Периодической системы Д.И. Менделеева. Это магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Щелочные и щелочноземельные металлы как типичные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. У элементов главных подгрупп металлические свойства с увеличением радиуса возрастают. Особенно сильно восстановительные свойства проявляются у щелочных металлов. Настолько сильно, что практически невозможно проводить их реакции с разбавленными водными растворами, так как в первую очередь будет идти реакция взаимодействия их с водой. У щелочноземельных металлов ситуация аналогичная. Они тоже взаимодействуют с водой, но гораздо менее интенсивно, чем щелочные металлы.

Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов - ns 1 , где n - номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов - ns 2 (s-элементы). У алюминия валентные электроны …3 s 2 3р 1 (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.

Обнаружение ионов металла в солях

Ионы металлов легко определить по изменению окраски пламени. Рис. 1.

Соли лития - карминово-красная окраска пламени. Соли натрия - желтый. Соли калия - фиолетовый через кобальтовое стекло. Рубидия - красный, цезия - фиолетово-синий.

Рис. 1

Соли щелочноземельных металлов: кальция - кирпично-красный, стронция - карминово-красный и бария - желтовато-зеленый. Соли алюминия окраску пламени не меняют. Соли щелочных и щелочноземельных металлов используются для создания фейерверков. И можно легко определить по окраске, соли какого металла применялись.

Свойства металлов

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

Химические свойства щелочных металлов

1. Взаимодействие с неметаллами

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

2Na + Cl 2 → 2NaCl

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

6Li + N 2 = 2Li 3 N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

2. Взаимодействие с кислородом

Только с литием сразу образуется оксид лития.

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

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

К + О 2 = КО 2

3. Взаимодействие с водой

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

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

4.

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

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

Получение щелочных металлов

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

Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
	Едкий натр (каустическая сода)
	Поваренная соль
	Чилийская селитра
Na 2 SO 4 ∙10H 2 O	Глауберова соль
Na 2 CO 3 ∙10H 2 O	Сода кристаллическая
	Едкое кали
	Хлорид калия (сильвин)
	Индийская селитра

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

Химические свойства щелочноземельных металлов.

1. Взаимодействие с неметаллами

Сa + Cl 2 → 2СaCl 2

Сa + H 2 СaH 2

3Сa + 2P Сa 3 P 2-

2. Взаимодействие с кислородом

2Сa + O 2 → 2CaO

3. Взаимодействие с водой

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2 , но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.

4. Взаимодействие с кислотами - сильными окислителями

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

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

Получение щелочноземельных металлов

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

CaCl 2 Сa + Cl 2

Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария

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

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ

Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО - негашеная известь. Ca(OH) 2 - гашеная известь, или известковая вода. При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО 3. Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.

Рис. 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

Гипс - это CaSO 4 ∙2H 2 O, алебастр - CaSO 4 ∙0,5H 2 O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.

Карбонат кальция CaCO 3 образует множество различных минералов. Рис. 3.

Рис. 3

Фосфат кальция Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.

Чистый безводный хлорид кальция CaCl 2 - это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.

Карбид кальция - CaC 2 . Его можно получить так:

СaO + 2C →CaC 2 +CO. Одно из его применений - это получение ацетилена.

CaC 2 + 2H 2 O →Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Сульфат бария BaSO 4 - барит. Рис. 4. Используется как эталон белого в некоторых исследованиях.

Рис. 4

Жесткость воды

В природной воде содержатся соли кальция и магния. Если они содержатся в заметных концентрациях, то в такой воде не мылится мыло из-за образования нерастворимых стеаратов. При её кипячении образуется накипь.

Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO 3) 2 и Mg(HCO 3) 2 . Такую жесткость воды можно устранить кипячением.

Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + СО 2 + Н 2 О

Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca 2+ ., Mg 2+ и анионов H 2 PO 4 - ,Cl - , NO 3 - и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.

Домашнее задание

1. №№3, 4, 5-а (с. 173) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.

2. Какую реакцию среды имеет водный раствор сульфида калия? Ответ подтвердите уравнением реакции гидролиза.

3. Определите массовую долю натрия в морской воде, которая содержит 1,5% хлорида натрия.

Все элементы главных подгрупп I и II групп Периодической системы, а также водород и гелий относятся к s-элементам. Кроме водорода и гелия, все эти элементы - металлы. Металлы I группы Периодической системы называют щелочными, так как они реагируют с водой, образуя щелочи. Металлы II группы Периодической системы, за исключением бериллия и магния, называют щелочноземельными. Франций, завершающий I группу, и радий, завершающий II группу, - радиоактивные элементы.

Некоторые свойства s-металлов 3

Таблица 15.1

	Металлический радиус, нм	Ионный радиус, нм		ЭО по Полингу
I группа
11 группа

а ПИ - потенциал (энергия) ионизации; ЭО - электроотрицательность.

Все s-металлы имеют на внешней оболочке по одному или по два электрона и могут легко их отдавать, образуя ионы с устойчивой электронной конфигурацией благородных газов. Высокая восстановительная активность этих металлов проявляется в очень низких потенциалах ионизации (ПИ) и небольшой электроотрицательности (ЭО) (табл. 15.1). Сравните потенциалы ионизации щелочных металлов и благородных газов (среди всех элементов у благородных газов самая низкая ЭО и самый высокий ПИ; см. табл. 18.1).

Физические свойства. При обычных условиях s-металлы находятся в твердом состоянии, образуя кристаллы с металлической связью. Все металлы I группы имеют объемноцентрированную кубическую решетку (ОЦК, см. § 4.4). Для бериллия и магния характерна гексагональная плотнейшая упаковка (ГПУ), у кальция и стронция гранецентрированная кубическая решетка (ГЦК), у бария объемно- центрированная кубическая (ОЦК).

Металлы I группы мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней. Металлы II группы тверже и плотнее щелочных. Низкие температуры плавления и кипения s-металлов (см. табл. 15.1) объясняются сравнительно слабой металлической связью в кристаллических решетках; энергия связи (в эВ): литий 1,65, натрий 1,11, калий 0,92, рубидий 0,84, цезий 0,79, бериллий 3,36, магний 1,53, кальций 1,85, стронций 1,70, барий 1,87.

Для сравнения энергии связи (в эВ): алюминий 3,38, цинк 1,35, железо 4,31, медь 3,51, серебро 2,94, титан 4,87, молибден 6,82, вольфрам 8,80.

Металлическая связь образуется делокализованными валентными электронами, удерживающими положительные ионы атомов металла вместе (см. § 3.6). Чем больше металлический радиус, тем больше делокализованных электронов, которые распределяются «тонким слоем» между положительными ионами, и тем меньше прочность кристаллической решетки. Этим и объясняются низкие температуры плавления и кипения металлов I и II групп. Температуры плавления и кипения элементов II группы в отличие от щелочных металлов изменяются несистематически, что объясняется различиями кристаллических структур (см. выше).

Распространенность в природе. Все s-металлы встречаются в природе только в виде соединений: ископаемые минеральные соли и их залежи (КС1, NaCl, СаС0 3 и другие) и ионов в морской воде. Кальций, натрий, калий и магний по распространенности на Земле занимают пятое, шестое, седьмое и восьмое места соответственно. Стронций распространен в умеренных количествах. Содержание остальных s-металлов в земной коре и океанических водах незначительно. Например, содержание натрия в земной коре 2,3% ив морской воде 1,1%, цезия в земной коре 3 10~ 4 % и в морской воде 3 10 -8 %.

Натрий, цезий и бериллий имеют только по одному стабильному изотопу, литий, калий и рубидий по два: |Li 7,5% и |Li 92,5%; 93,26% и ЦК 6,74%; f^Rb 72,17% и fpRb 27,83%. У магния три устойчивых изотопа (| 2 Mg 79,0%, j|Mg 10,0% и j|Mg 11,0%). У других щелочноземельных металлов число стабильных изотопов больше; главные из них: 4 °Са 96,94% и ЦСа 2,09%; ||Sr 82,58%, 8 |Sr 9,86% и ||Sr 7,0%; 1 ||Ва 71,7%, 18 |Ва 11,23%, 18 ®Ва 7,85% и 18 |Ва 6,59%.

Свойства щелочноземельных металлов

Физические свойства

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t╟пл. и t╟кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства

1. Очень реакционноспособны.

2. Обладают положительной валентностью +2.

3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.

4. Обладают большим сродством к кислороду (восстановители).

5. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH 2 .

6. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.

Нахождение в природе

3BeO ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2 берилл

Mg

MgCO 3 магнезит

CaCO 3 ∙ MgCO 3 доломит

KCl ∙ MgSO 4 ∙ 3H 2 O каинит

KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O карналлит

CaCO 3 кальцит (известняк, мрамор и др.)

Ca 3 (PO 4) 2 апатит, фосфорит

CaSO 4 ∙ 2H 2 O гипс

CaSO 4 ангидрит

CaF 2 плавиковый шпат (флюорит)

SrSO 4 целестин

SrCO 3 стронцианит

BaSO 4 барит

BaCO 3 витерит

Получение

Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF 2 + Mg═ t ═ Be + MgF 2

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al═ t ═ 3Ba + Al 2 O 3

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

CaCl 2 = Ca + Cl 2 ╜

катод: Ca 2+ + 2ē = Ca 0

анод: 2Cl - - 2ē = Cl 0 2

MgO + C = Mg + CO

Металлы главной подгруппы II группы - сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be Mg Ca Sr Ba╝

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:

Mg + 2H 2 O═ t ═ Mg(OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ╜

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид BaO 2:

2Mg + O 2 = 2MgO

Ba + O 2 = BaO 2

3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:

Be + Cl 2 = BeCl 2 (галогениды)

Ba + S = BaS (сульфиды)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нитриды)

Ca + H 2 = CaH 2 (гидриды)

Ca + 2C = CaC 2 (карбиды)

3Ba + 2P = Ba 3 P 2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ╜

Mg + H 2 SO 4 (разб.) = MgSO 4 + H 2 ╜

Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ╜

5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

Ca 2+ - темно-оранжевый

Sr 2+ - темно-красный

Ba 2+ - светло-зеленый

Катион Ba 2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

Сульфат бария - белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

Оксиды щелочноземельных металлов

Получение

1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO 3 ═ t ═ CaO + CO 2 ╜

2Mg(NO 3) 2 ═ t ═ 2MgO + 4NO 2 ╜ + O 2 ╜

Химические свойства

Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами

MgO + H 2 O = Mg(OH) 2

3CaO + P 2 O 5 = Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 = Be(NO 3) 2 + H 2 O

BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH) 2

Получение

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой: Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

CaO(негашеная известь) + H 2 O = Ca(OH) 2 (гашеная известь)

Химические свойства

Гидроксиды R(OH) 2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH) 2 - нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH) 2 увеличивается с увеличением атомного номера:

Be(OH) 2 - амфотерный гидроксид

Mg(OH) 2 - слабое основание

остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).

1) Реакции с кислотными оксидами:

Ca(OH) 2 + SO 2 = CaSO 3 ¯ + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ¯ + H 2 O

2) Реакции с кислотами:

Mg(OH) 2 + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O

Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O

3) Реакции обмена с солями:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ¯+ 2KOH

4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

Жесткость воды

Природная вода, содержащая ионы Ca 2+ и Mg 2+ , называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость - хлоридов и сульфатов.

Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.

Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca 2+ и Mg 2+ :

1) кипячением:

Сa(HCO 3) 2 ═ t ═ CaCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O

Mg(HCO 3) 2 ═ t═ MgCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O

2) добавлением известкового молока:

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ¯ + 2H 2 O

3) добавлением соды:

Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ¯+ 2NaHCO 3

CaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ¯ + Na 2 SO 4

MgCl 2 + Na 2 CO 3 = MgCO 3 ¯ + 2NaCl

Для удаления временной жесткости используют все четыре способа, а для постоянной - только два последних.

Термическое разложение нитратов.

Э(NO3)2 =t= ЭO + 2NO2 + 1/2O2

Особенности химиии берилия.

Be(OH)2 + 2NaOH (изб) = Na2

Al(OH)3 + 3NaOH (изб) = Na3

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Al + 3NaOH + 3H2O = Na3 + 3/2H2

Be, Al + HNO3 (Конц) = пассивация

щёлочноземельные металлы и, щёлочноземельные металлы химия
Щёлочноземе́льные мета́ллы - химические элементы 2-й группы периодической таблицы элементов: кальций, стронций, барий и радий.

• 1 Физические свойства
• 2 Химические свойства
  • 2.1 Простые вещества
  • 2.2 Оксиды
  • 2.3 Гидроксиды
• 3 Нахождение в природе
• 4 Биологическая роль
• 5 Примечания

Физические свойства

К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний. Первый элемент этой подгруппы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогами группы, в которую он входит. Второй элемент этой группы, магний, в некоторых отношениях значительно отличается от щелочноземельных металлов по ряду химических свойств. Все щёлочноземельные металлы серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение - стронций. Рост плотности щёлочноземельных металлов наблюдается только начиная с кальция. Самый тяжёлый - радий, по плотности сравнимый с германием (ρ= 5,5 г/см3).

Некоторые атомные и физические свойства щелочноземельных металлов

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж моль−1	Сродство к электрону, кДж моль−1	ЭО	Металл. радиус, нм	Ионный радиус, нм	tпл, °C	tкип, °C	ρ, г/см³	ΔHпл, кДж моль−1	ΔHкип, кДж моль−1
4	Бериллий Be	1+11а	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,034	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Магний Mg	3+19а	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,066	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Кальций Ca	5+19а	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Стронций Sr	4+35а	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,112	769	1384	2,54	9,2	144
56	Барий Ba	7+43а	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,134	729	1637	3,5	7,66	142
88	Радий Ra	46а	226,0254	509,3	-	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113

а Радиоактивные изотопы

Химические свойства

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор - исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, подобно щелочным металлам и кальцию, хранят под слоем керосина.

Также, в отличие от щелочных металлов, щелочноземельные металлы не образуют надпероксиды и озониды.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера.

Простые вещества

Бериллий реагирует со слабыми и сильными растворами кислот с образованием солей:

однако пассивируется холодной концентрированной азотной кислотой.

Реакция бериллия с водными растворами щелочей сопровождается выделением водорода и образованием гидроксобериллатов:

При проведении реакции с расплавом щелочи при 400-500 °C образуются диоксобериллаты:

Магний, кальций, стронций, барий и радий реагируют с водой с образованием щелочей (кроме магния, реакция которого с водой происходит только при внесении раскалённого порошка магния в воду):

Также, кальций, стронций, барий и радий реагируют с водородом, азотом, бором, углеродом и другими неметаллами с образованием соответствующих бинарных соединений:

Оксиды

Оксид бериллия - амфотерный оксид, растворяется в концентрированных минеральных кислотах и щелочах с образованием солей:

но с менее сильными кислотами и основаниями реакция уже не идет.

Оксид магния не реагирует с разбавленными и концентрированными основаниями, но легко реагирует с кислотами и водой:

Оксиды кальция, стронция, бария и радия - основные оксиды, реагируют с водой, сильными и слабыми растворами кислот и амфотерными оксидами и гидроксидами:

Гидроксиды

Гидроксид бериллия амфотерен, при реакциях с сильными основаниями образует бериллаты, с кислотами - бериллиевые соли кислот:

Гидроксиды магния, кальция, стронция, бария и радия - основания, сила увеличивается от слабого до очень сильного, являющегося сильнейшим коррозионным веществом, по активности превышающим гидроксид калия. Хорошо растворяются в воде (кроме гидроксидов магния и кальция). Для них характерны реакции с кислотами и кислотными оксидами и с амфотерными оксидами и гидроксидами:

Нахождение в природе

Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры). Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6·10−4% от массы земной коры. Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щёлочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в уранновых рудах. частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1·10−10% (от массы земной коры).

Биологическая роль

Магний содержится в тканях животных и растений (хлорофилл), является кофактором многих ферметативных реакций, необходим при синтезе АТФ, участвует в передаче нервных импульсов, активно применяется в медицине (бишофитотерапия и др.). Кальций - распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят «скелеты» большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы - мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Стронций может замещать кальций в природных тканях, так как схож с ним по свойствам. организме человека масса стронция составляет около 1 % от массы кальция.

На данный момент о биологической роли бериллия, бария и радия ничего не известно. Все соединения бария и бериллия ядовиты. Радий чрезвычайно радиотоксичен. организме он ведёт себя подобно кальцию - около 80 % поступившего в организм радия накапливается в костной ткани. Большие концентрации радия вызывают остеопороз, самопроизвольные переломы костей и злокачественные опухоли костей и кроветворной ткани. Опасность представляет также радон - газообразный радиоактивный продукт распада радия.

Примечания

1. По новой классификации ИЮПАК. По устаревшей классификации относятся к главной подгруппе II группы периодической таблицы.
2. Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005. - International Union of Pure and Applied Chemistry, 2005. - P. 51.
3. Group 2 - Alkaline Earth Metals, Royal Society of Chemistry.
4. Золотой фонд. Школьная энциклопедия. Химия. М.: Дрофа, 2003.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	H																															He
2	Li	Be																									B	C	N	O	F	Ne
3	Na	Mg																									Al	Si	P	S	Cl	Ar
4	K	Ca															Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
5	Rb	Sr															Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
6	Cs	Ba	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
7	Fr	Ra	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Uut	Fl	Uup	Lv	Uus	Uuo
8	Uue	Ubn	Ubu	Ubb	Ubt	Ubq	Ubp	Ubh

щёлочноземельные металлы в, щёлочноземельные металлы и, щёлочноземельные металлы химия, щёлочноземельные металлын