Физические свойства щелочноземельных. Характерные химические свойства Be, Mg и щелочноземельных металлов
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
IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами .
Все элементы IIA группы относятся к s -элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s -подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns 2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.
Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:
Ме 0 – 2e — → Ме +2
Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.
Взаимодействие с простыми веществами
с кислородом
Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.
Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO 2):
2Mg + O 2 = 2MgO
2Ca + O 2 = 2CaO
2Ba + O 2 = 2BaO
Ba + O 2 = BaO 2
Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me 3 N 2 .
с галогенами
Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:
Мg + I 2 = MgI 2 – иодид магния
Са + Br 2 = СаBr 2 – бромид кальция
Ва + Cl 2 = ВаCl 2 – хлорид бария
с неметаллами IV–VI групп
Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно бо льшая температура.
Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C 2 2- , фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:
Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:
С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me 2 Si, с азотом – нитриды (Me 3 N 2), фосфором – фосфиды (Me 3 P 2):
с водородом
Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.
Взаимодействие со сложными веществами
с водой
Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:
c кислотами-неокислителями
Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:
Ве + Н 2 SO 4(разб.) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
c кислотами-окислителями
− разбавленной азотной кислотой
С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N 2 O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO 3( разб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO 3(сильно разб.) = 4Mg(NO 3) 2 + NН 4 NO 3 + 3H 2 O
− концентрированной азотной кислотой
Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:
Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.
− концентрированной серной кислотой
Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.
Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы может происходить до SO 2 , H 2 S и S в зависимости от активности металла, температуры проведения реакции и концентрации кислоты:
Mg + H 2 SO 4( конц .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H 2 SO 4( конц .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H 2 SO 4( конц .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O
с щелочами
Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:
Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 — тетрагидроксобериллат калия
При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород
Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 — бериллат калия
с оксидами
Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:
Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
В земной коре содержится бериллия - 0,00053%, магния - 1,95%, кальция - 3,38%, стронция - 0,014%, бария - 0,026%, радий - искусственный элемент.
Встречаются в природе только в виде соединений - силикатов, алюмосиликатов, карбонатов, фосфатов, сульфатов и т.д.
ПОЛУЧЕНИЕ
1. Бериллий получают восстановлением фторида:
BeF 2 + Mg t ˚ C → Be + MgF 2
2. Барий получают восстановлением оксида:
3BaO + 2Al t ˚ C → 3Ba + Al 2 O 3
3. Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:
Т.к. металлы данной подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют CaCl 2 (c добавкой CaF 2 для снижения температуры плавления)
CaCl 2 =Ca+Cl 2
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип, плотностями и твердостью.
ПРИМЕНЕНИЕ
| Бериллий (Амфотерен) | Магний | Ca, Sr, Ba, Ra |
| 1. Изготовление теплозащитных конструкций для косм. кораблей (жаропрочность, теплоёмкость бериллия) 2. Бериллиевые бронзы (лёгкость, твёрдость, жаростойкость, антикоррозионность сплавов, прочность на разрыв выше стали, можно прокатывать в ленты толщиной 0,1 мм) 3. В атомных реакторах, рентгенотехнике, радиоэлектронике 4. Сплав Be, Ni, W- в Швейцарии делают пружины для часов Но Be –хрупок, ядовит и очень дорогой | 1. Получение металлов – магнийтермия (титан, уран, цирконий и др) 2. Для получения сверхлёгких сплавов (самолётостроение, производство автомобилей) 3. В оргсинтезе 4. Для изготовления осветительных и зажигательных ракет. | 1. Изготовление свинцово-кадмиевых сплавов, необходимых при производстве подшипников. 2. Стронций – восстановитель в производстве урана. Люминофоры - соли стронция. 3. Используют в качестве геттеров, веществ для создания вакуума в электроприборах. Кальций Получение редких металлов, входит в состав сплавов. Барий Газопоглотитель в электронно-лучевых трубках. Радий Рентгенодиагностика, исследовательские работы. |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
1. Очень реакционноспособны, сильные восстановители. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba
2. Обладают степенью окисления +2.
3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.
4. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH 2 .
5. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.
Реакция с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде, но с горячей водой магний образует основание Mg(OH) 2.
В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:
Ве + H 2 O → ВеO+ H 2
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
Реакция с кислородом.
Все металлы образуют оксиды RO, барий образует 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:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓
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 ˚ C → CaO + CO 2
2Mg(NO 3) 2 t˚C → 2MgO + 4NO 2 + O 2
Химические свойства
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO и MgO), кислотными оксидами и кислотами
СаO + H 2 O → Са(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
Са(OH) 2 - щелочь
остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
1) Реакции с кислотными оксидами:
Ca(OH) 2 + СO 2 → CaСO 3 ↓ + H 2 O ! Качественная реакция на углекислый газ
Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ + H 2 O
2) Реакции с кислотами:
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+
Химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов схожи. На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один электрон, щелочноземельных - два. При реакциях металлы легко расстаются с валентными электронами, проявляя свойства сильного восстановителя.
Щелочные
В I группу периодической таблицы входят щелочные металлы:
- литий;
- натрий;
- калий;
- рубидий;
- цезий;
- франций.
Рис. 1. Щелочные металлы.
Они отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), низкими температурами плавления и кипения. Это наиболее активные металлы.
Химические свойства щелочных металлов представлены в таблице.
|
Реакция |
Особенности |
Уравнение |
|
С кислородом |
Быстро окисляются на воздухе. Литий образует оксид при температуре выше 200°C. Натрий образует смесь - 80 % пероксида (R 2 O 2) и 20 % оксида. Остальные металлы образуют надпероксиды (RO 2) |
4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + О 2 → Na 2 O 2 ; Rb + O 2 → RbO 2 |
|
Реагирует только литий при комнатной температуре |
6Li + N 2 → 2Li 3 N |
|
|
С галогенами |
Реакция проходит бурно |
2Na + Cl 2 → 2NaCl |
|
С неметаллами |
При нагревании. Образуют сульфиды, гидриды, фосфиды, силициды. С углеродом реагируют только литий и натрий, образуя карбиды |
2K + S → K 2 S; 2Na + H 2 → 2NaH; 2Cs + 5P → Cs 2 P 5 ; Rb + Si → RbSi; 2Li + 2C → Li 2 C 2 |
|
Спокойно реагирует только литий. Натрий горит жёлтым пламенем. Калий реагирует со вспышкой. Цезий и рубидий взрываются |
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 - |
|
|
С кислотами |
С соляной, фосфорной, разбавленной серной кислотами реагируют с взрывом. При реакции с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород, с концентрированной азотной кислотой образует оксид азота (I), с разбавленной азотной кислотой - азот |
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 ; 8Na + 5H 2 SO 4 (конц) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O; 8K + 10HNO 3 (конц) → 8KNO 3 + N 2 O + 5H 2 O; 10Na + 12HNO 3 (разб) → N 2 + 10NaNO 3 + 6H 2 O |
|
С аммиаком |
Образуют амины |
2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2 |
Могут реагировать с органическими кислотами и спиртами.
Щелочноземельные
Во II группе таблицы Менделеева находятся щелочноземельные металлы:
- бериллий;
- магний;
- кальций;
- стронций;
- барий;
- радий.
Рис. 2. Щелочноземельные металлы.
В отличие от щелочных металлов они более твёрдые. Ножом можно разрезать только стронций. Наиболее плотный металл - радий (5,5 г/см 3).
Бериллий взаимодействует с кислородом только при нагревании до 900°С. С водородом и водой не реагирует при любых условиях. Магний окисляется при температуре 650°С и взаимодействует с водородом под высоким давлением.
В таблице отражены основные химические свойства щелочноземельных металлов.
|
Реакция |
Особенности |
Уравнение |
|
С кислородом |
Образуют оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются |
2Mg + O 2 → 2MgO |
|
С водородом |
При высокой температуре образуют гидриды |
Sr + H 2 → SrH 2 |
|
С галогенами и неметаллами |
Реагируют при нагревании |
Be + Cl 2 → BeCl 2 ; Mg + S → MgS; 3Ca + 2P → Ca 3 P 2 ; 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2 ; Ba + 2C → BaC 2 |
|
При комнатной температуре |
Mg + 2H 2 O → Mg(OH) 2 + H 2 |
|
|
С кислотами |
Реагируют все металлы с образованием солей |
4Ca + 10HNO 3 (конц.) → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O |
|
Со щелочами |
Реагирует только бериллий |
Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 |
|
Замещение |
Замещают менее активные металлы в оксидах. Исключение - бериллий |
2Mg + ZrO 2 → Zr + 2MgO |
Ионы щелочных и щелочноземельных металлов в солях легко обнаружить по изменению цвета пламени. Соли натрия горят жёлтым пламенем, калия - фиолетовым, рубидия - красным, кальция - кирпично-красным, бария - жёлто-зелёным. Соли этих металлов используют для создания фейерверков.
Рис. 3. Качественная реакция.
Что мы узнали?
Щелочные и щелочноземельные металлы - активные элементы периодической таблицы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами. Щелочные металлы более мягкие, бурно реагируют с водой и галогенами, легко окисляются на воздухе, образуя оксиды, пероксиды, надпероксиды, взаимодействуют с кислотами и аммиаком. При нагревании вступают в реакцию с неметаллами. Щелочноземельные металлы реагируют с неметаллами, кислотами, водой. Бериллий не взаимодействует с водородом и водой, но реагирует со щелочами и с кислородом при высокой температуре.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.3 . Всего получено оценок: 113.
Класс: 9
Тип урока: изучение нового материала.
Вид урока: комбинированный урок
Задачи урока:
Обучающие: формирование знаний учащихся о щелочноземельных элементах как типичных металлах, понятия о взаимосвязи строения атомов со свойствами (физическими и химическими).
Развивающие: развитие умений исследовательской деятельности, умения добывать информацию из различных источников, сравнивать, обобщать, делать выводы.
Воспитывающие: воспитание устойчивого интереса к предмету, воспитание таких нравственных качеств как аккуратность, дисциплина, самостоятельность, ответственное отношение к порученному делу.
Методы: проблемные, поисковые, лабораторная работа, самостоятельная работа учащихся.
Оснащение: компьютер, таблица по технике безопасности, диск “Виртуальная лаборатория по химии”, презентация .
Ход урока
1. Организационный момент.
2. Вводное слово учителя.
Мы изучаем раздел, металлы, и вы знаете, что металлы имеют большое значение в жизни современного человека. На предыдущих уроках мы познакомились с элементами I группы главной подгруппы – щелочными металлами. Сегодня приступаем к изучению металлов II группы главной подгруппы - щелочноземельных металлов. Для того чтобы усвоить материал урока, нам необходимо вспомнить наиболее важные вопросы, которые рассматривали на предыдущих уроках.
3. Актуализация знаний.
Беседа.
Где находятся щелочные металлы в периодической системе Д.И. Менделеева?
Ученик:
В периодической системе щелочные металлы расположены в I группе главной подгруппе, на внешнем уровне 1 электрон, который щелочные металлы легко отдают, поэтому во всех соединениях они проявляют степень окисления +1. С увеличением размеров атомов от лития к францию энергия ионизации атомов уменьшается и, как правило, возрастает их химическая активность.
Учитель:
Физические свойства щелочных металлов?
Ученик:
Все щелочные металлы серебристо-белого цвета с незначительными оттенками, лёгкие, мягкие и легкоплавкие. Их твёрдость и температура плавления закономерно снижаются от лития к цезию.
Учитель:
Знания Химических свойств щелочных металлов проверим в виде небольшой проверочной работы по вариантам:
- I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия натрия с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.
- I I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия лития с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.
- I I I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия калия с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.
Учитель: Тема нашего урока “Щелочноземельные металлы”
Задачи урока: Дать общую характеристику щелочноземельным металлам.
Рассмотреть их электронное строение, сравнить физические и химические свойства.
Узнать о важнейших соединениях этих металлов.
Определить области применения этих соединений.
Наш план урока написан на доске, будем работать соответственно плана, просмотрим презентацию .
- Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева.
- Строение атома щелочных металлов.
- Физические свойства.
- Химические свойства.
- Применение щелочноземельных металлов.
Беседа.
Учитель:
Исходя, из полученных ранее знаний ответим на следующие вопросы: Для ответа воспользуемся периодической системой химических элементов Д.И. Менделеева.
1. Перечислите щелочноземельные металлы
Ученик:
Это магний, кальций, стронций, барий, радий.
Учитель:
2. Почему данные металлы назвали щелочноземельными?
Ученик:
Происхождение этого названия связано с тем, что их гидроксиды являются щелочами, а оксиды по тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и железа, носившими ранее общее название "земли"
Учитель:
3. Расположение щелочноземельные металлы в ПСХЭ Д.И. Менделеева.
Ученик:
II группа главная подгруппа. У металлов II группы главной подгруппы на внешнем энергетическом уровне содержится по 2 электрона, находящихся на меньшем удалении от ядра, чем у щелочных металлов. Поэтому их восстановительные свойства хотя и велики, но все же менее, чем у элементов I группы. Усиление восстановительных свойств также наблюдается при переходе от Mg к Ba, что связано с увеличением радиусов их атомов, во всех соединениях проявляют степень окисления +2.
Учитель: Физические свойства щелочноземельных металлов?
Ученик:
Металлы II группы главной подгруппы - это серебристо-белые вещества, хорошо проводящие тепло и электрический ток. Плотность их возрастает от Be к Ba, а температура плавления, наоборот, уменьшается. Они значительно тверже щелочных металлов. Все, кроме бериллия, обладают способностью окрашивать пламя в разные цвета.
Проблема: В каком виде щелочноземельные металлы встречаются в природе?
Почему в природе щелочноземельные металлы в основном существуют в виде соединений?
Ответ: В природе щелочноземельные металлы находятся в виде соединений, потому что обладают высокой химической активностью, которая в свою очередь, зависит от особенностей электронного строения атомов (наличие двух неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне)
Физкультминутка – отдых глазам.
Учитель:
Зная общие физические свойства, активность металлов, предположите химические свойства щелочноземельных металлов. С какими веществами взаимодействуют щелочные металлы?
Ученик:
Щелочноземельные металлы взаимодействуют как с простыми веществами, и сложными. Активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами (с галогенами, водородом, образуя гидриды). Из сложных веществ с водой – образуя растворимые в воде основания – щелочи и с кислотами.
Учитель:
А теперь на опытах убедимся, в правильности наших предположениях о химических свойствах щелочноземельных металлов.
4. Лабораторная работа по виртуальной лаборатории.
Цель: провести реакции, подтверждающие химические свойства щелочноземельных металлов.
Повторяем правила техники безопасности для работы со щелочноземельными металлами.
- работать в вытяжном шкафу
- на подносе
- сухими руками
- брать в малых количествах
Работаем с текстом, который читаем по виртуальной лаборатории.
Опыт № 1.Взаимодействие кальция с водой.
Опыт № 2. Горение магния, кальция, стронция, бария
Записать уравнения реакции и наблюдения в тетрадь.
5. Подведение итогов урока, выставление оценок.
5. Рефлексия.
Что запомнилось на уроке, что понравилось.
6. Домашнее задание.
§ 12 упр.1(б) упр.4
Литература.
- Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия 9.- Москва.: Просвещение, 2001
- Габриелян О.С. Химия 9.-Москва.:Дрофа, 2008
- Габриелян О.С., Остроумов И.Г. Настольная книга учителя. Химия 9.-Москва.:Дрофа 2002
- Габриелян О.С. Контрольные и проверочные работы. Химия 9.-Москва.:Дрофа, 2005.
- Коллекция Виртуальной лаборатории. Учебное электронное издание
