Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

Щелочны́е мета́ллы - это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации - элементы главной подгруппы I группы) : литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, и унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами .

Химические свойства щелочных металлов

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие с водой . Важное свойство щелочных металлов - их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водойлитий:

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом . Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

· Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

· При горении натрия в основном образуется пероксид Na 2 O 2 с небольшой примесью надпероксида NaO 2:

· В продуктах горения калия , рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О 2 2− и надпероксид-ион O 2 − .

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО 3 . Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей :

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

3. Взаимодействие с другими веществами . Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованиемгидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов , сульфидов , нитридов , фосфидов , карбидов исилицидов :

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды . Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы скислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных - аминах и амидах:

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиесяамиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

4. Качественное определение щелочных металлов . Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Щелочноземельные металлы.

Щё́лочноземе́льные мета́ллы - химические элементы II-й группы периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций,стронций, барий и радий .

Физические свойства

Все щёлочноземельные металлы - серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение - стронций). Плотность щёлочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который имеет минимальную среди них плотность (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый - радий, плотность которого примерно равна плотности железа.

Химические свойства

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns ², 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 галогенамидаже 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, так же и как щелочные металлы (и кальций), хранят под слоем керосина.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH) 2 - амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH) 2 - слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH) 2 - сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH) 2 - лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH) 2 - сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, иRa(OH) 2 - одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество

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 урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1·10 −10 % (от массы земной коры)

Алюминий.

Алюми́ний - элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium ). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).

Простое вещество алюминий - лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- иэлектропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.

Впервые алюминий был получен датским физиком Гансом Эрстедом в 1825 году действием амальгамы калия нахлорид алюминия с последующей отгонкой ртути.Современный метод получения был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al 2 O 3 в расплаве криолита Na 3 AlF 6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.

Для производства 1000 кг чернового алюминия требуется 1920 кг глинозёма, 65 кг криолита, 35 кг фторида алюминия, 600 кг анодной массы и 17 тыс. кВт·ч электроэнергии постоянного тока

Относятся к числу s-элементов. Электрон внешнего электронного слоя атома щелочного металла по сравнению с другими элементами того же периода наиболее удален от ядра, т. е. радиус атома щелочного металла наибольший по сравнению с радиусами атомов других элементов того же периода. В связи

с этим валентный электрон внешнего слоя атомов щелочных металлов легко отрывается, превращая их в положительные однозарядные ионы. Этим обусловлено , что соединения щелочных металлов с другими элементами построены по типу ионной связи.

В окислительно-восстановительных реакциях щелочные ведут себя как сильные восстановители, и эта способность возрастает от металла к металлу с увеличением заряда ядра атома.

Среди металлов щелочные металлы проявляют наиболее высокую химическую активность. В ряду напряжений все щелочные металлы располагаются в начале ряда. Электрон внешнего электронного слоя является единственным валентным электроном, поэтому щелочные металлы в любых соединениях одновалентны. Степень окисления щелочных металлов обычно +1.
Физические свойства щелочных металлов приведены в табл. 19.

Типичными представителями щелочных металлов являются натрий и калий.
■ 26. Составьте общую характеристику щелочных металлов по следующему плану:
а) сходство и различие в строении атомов щелочных металлов;
б) особенности поведения щелочных металлов в окислительно-восстановительных реакциях;
в) тип кристаллической решетки в соединениях щелочных металлов;
г) особенности изменения физических свойств металлов в зависимости от радиуса атома.

Натрий

Электронная конфигурация атома натрия ls 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Структура его внешнего слоя:

Натрий встречается в природе только в виде солей. Наиболее распространенной солью натрия является поваренная соль NaCl, а также минерал сильвинит КCl · NaCl и некоторые сернокислые соли, например глауберова соль Na2SO4 · 10H2O, встречающаяся в больших количествах в заливе Каспийского моря Кара-Богаз-Гол.
Из поваренной соли NaCl металлический натрий получают путем электролиза расплава этой соли. Установка для электролиза изображена на рис. 76. В расплавленную соль опускают электроды. Анодное и катодное пространство разделено диафрагмой, которая изолирует образующийся от натрия, чтобы не произошло обратной реакции. Положительный ион натрия принимает с катода электрон и превращается в нейтральный атом натрия. Нейтральные атомы натрия собираются на катоде в виде расплавленного металла. Происходящий на катоде процесс можно изобразить следующей схемой:
Na + + Na 0 .
Поскольку на катоде происходит принятие электронов, а всякое принятие электронов атомом или ионом является восстановлением, ионы натрия на катоде восстанавливаются. На аноде ионы хлора отдают электроны, т. е. происходит процесс окисления и выделение свободного

газообразного хлора, что можно изобразить следующей схемой:

Cl — — е — → Cl 0

Полученный металлический натрий имеет серебристо-белый цвет, легко режется ножом. Срез у натрия, если его рассмотреть сразу после разреза, имеет яркий металлический блеск, но быстро тускнеет вследствие крайне быстрого окисления металла.

Рис. 76. Схема установки для электролиза расплава поваренной соли. 1 - кольцевой катод; 2 - колокол для выведения газообразного хлора из анодного пространства

Если натрий окислять в небольшом количестве кислорода при температуре около 180°, получается окись натрия:
4Na + О2 = 2Na2O.
При горении в кислороде получается перекись натрия:
2Na + O2 = Na2O2.
При этом натрий сгорает ослепительно желтым пламенем.
В связи с легкой и быстрой окисляемостью натрия его хранят под слоем керосина или парафина, причем предпочтительнее, так как в керосине все же растворяется некоторое количество воздуха и окисление натрия хотя и медленно, но все же происходит.

Натрий может давать соединение с водородом - гидрид NaH, в котором проявляет степень окисления - 1. Это солеподобное соединение, которое по характеру химической связи и величине степени окисления отличается от летучих гидридов элементов главных подгрупп IV-VII группы.
Металлический натрий может реагировать не только с кислородом и водородом, но и с многими простыми и сложными веществами. Например, при растирании в ступке с серой натрий бурно реагирует с ней, образуя :
2Na + S = Na2S

Реакция сопровождается вспышками, поэтому ступку нужно держать подальше от глаз и обернуть руку полотенцем. Для реакции следует брать небольшие кусочки натрия.
Натрий энергично сгорает в хлоре с образованием хлорида натрия, что особенно хорошо наблюдать в хлор-кальциевой трубке, в которой через расплавленный и сильно разогретый натрий пропускают ток хлора:
2Na + Сl2 = 2NaCl
Натрий реагирует не только с простыми, но и со сложными веществами, например с водой, вытесняя из нее , так как является весьма активным металлом, в ряду напряжений стоит намного левее водорода и легко вытесняет последний из воды:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2
Загоревшийся щелочной металл нельзя тушить водой. Лучше всего засыпать его порошком кальцинированной соды. В присутствии натрия бесцветное пламя газовой горелки окрашивается в желтый цвет.
Металлический натрий можно использовать как катализатор в органическом синтезе, например при производстве синтетического каучука из бутадиена. Он служит исходным веществом для получения других соединений натрия, например перекиси натрия.

■ 27. Докажите с помощью приведенных в тексте уравнений реакций с участием металлического натрия, что он ведет себя как восстановитель.

28. Почему натрий нельзя хранить на воздухе?

29. Ученик опустил в раствор сульфата меди кусочек натрия, надеясь вытеснить из соли металлическую . Вместо металла красного цвета получился студенистый голубой осадок. Опишите происшедшие реакции и напишите их уравнения в молекулярной и ионной формах. Как следовало изменить условия реакции, чтобы реакция привела к желаемому результату? Уравнения напишите в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах.
30. В сосуд с 45 мл воды поместили 2,3 г металлического натрия. Какова едкого натра, образовавшегося по окончании реакции.
31. Какие средства можно применять при тушении загоревшегося натрия? Дайте обоснованный ответ.

Кислородные соединения натрия. Едкий натр

Кислородными соединениями натрия, как уже было сказано, являются окись натрия Na2O и перекись натрия Na2O2.
Окись натрия Na2O особого значения не имеет. Она энергично реагирует с водой, образуя едкий натр:
Na2O + Н2O = 2NaOH
Перекись натрия Na202 - желтоватый порошок. Ее можно рассматривать как своеобразную соль перекиси водорода, ибо структура ее такая же, как у Н2O2. Как и , перекись натрия является сильнейшим окислителем. При действии воды она образует щелочь и :
Na2O2 + Н2O = Н2O2 + 2NaOH
образуется и при действии разбавленных кислот на перекись натрия:
Na2O2 + H2SO4 = Н2O2 + Na2SO4
Все указанные выше свойства перекиси натрия позволяют использовать ее для отбелки все возможных материалов.

Рис. 77. Схема установки для электролиза раствора поваренной соли. 1 - анод; 2 - диафрагма, разделяющее анодное и катодное пространство; 3 -катод

Очень важным соединением натрия является гидроокись натрия, или едкий натр, NaOH. Его называют также каустической содой, или просто каустиком.
Для получения едкого натра используют поваренную соль - наиболее дешевое природное соединение натрия, подвергая ее электролизу, но в этом случае применяют не расплав, а раствор соли (рис. 77). Описание процесса электролиза раствора поваренной соли см. § 33. На рис. 77 показано, что анодное и катодное пространство разделено диафрагмой. Это сделано с той целью, чтобы образующиеся продукты не вступали между собой во взаимодействие, например Сl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + Н2O.

Едкий натр - твердое кристаллическое вещество белого цвета, прекрасно растворимое в воде. При растворении едкого натра в воде выделяется большое количество тепла и раствор сильно разогревается. Едкий натр необходимо хранить в хорошо закупоренных сосудах, чтобы предохранить его от проникновения водяных паров, под действием которых он может сильно увлажниться, а также двуокиси углерода, под действием которой едкий натр может постепенно превратиться в карбонат натрия:
2NaOH + СO2 = Na2CO3+ Н2O.
Едкий натр-типичная щелочь, поэтому меры предосторожности при работе с ним такие же, как и при работе с любыми другими щелочами.
Едкий натр применяется во многих отраслях промышленности, например для очистки нефтепродуктов, производства мыла из жиров, в бумажной промышленности, в производстве искусственного волокна и красителей, производстве медикаментов и др. (рис. 78).

Запишите в тетрадь области применения едкого натра.

Из солей натрия следует отметить в первую очередь поваренную соль NaCl, которая служит основным сырьем для получения едкого натра и металлического натрия (подробно об этой соли см. стр. 164), соду Na2CO3 (см. стр. 278), Na2SO4 (см. стр. 224), NaNO3 (см. стр. 250) и др.

Рис. 78. Применение едкого натра

■ 32. Опишите способ получения едкого натра электролизом поваренной соли.
33. Едкий натр можно получить действием на карбонат натрия гашеной известью. Составьте молекулярную и ионные формы уравнения этой реакции, а также рассчитайте, сколько соды, содержащей 95% карбоната, потребуется для получения 40 кг едкого натра.
34. Почему при хранении раствора едкого натра в склянках с притертыми пробками пробки «заедают» и их нельзя вынуть? Если же в течение некоторого срока подержать склянку опрокинутой в воду, то пробка свободно вынимается. Объясните, приведя уравнения реакций, что за процессы имеют место в данном случае.
35. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионных формах, характеризующих свойства едкого натра как типичной щелочи.
36. Какие меры предосторожности следует соблюдать при работе с едким натром? Какие меры первой помощи следует оказать при ожогах едким натром?

Калий

Калий К - также довольно распространенный щелочной металл, отличающийся от натрия величиной атомного радиуса (четвертый период) и потому обладающий большей химической активностью, чем натрий. Электронная конфигурация атома калия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
Структура его внешнего электронного слоя

Калий - мягкий металл, который хорошо режется ножом. Во избежание окисления его, как и натрий, хранят под слоем керосина.
С водой калий реагирует еще более бурно, чем натрий, с образованием щелочи и с выделением водорода, который загорается:
2К + 2Н2O = 2КОН + Н2.
При сжигании в кислороде (при этом для сжигания рекомендуется брать еще более мелкие кусочки металла, чем для сжигания натрия) он, подобно натрию, сгорает очень энергично с образованием перекиси калия.
Следует отметить, что в обращении калий гораздо опаснее натрия. Сильный взрыв может произойти даже при разрезании калия, поэтому обращаться с ним нужно еще осторожнее.
Гидроокись калия, или едкое кали КОН - белое кристаллическое вещество. Едкое кали во всех отношениях сходно с едким натром. Они широко применяются в мыловаренной промышленности, но его получение обходится несколько дороже, поэтому такого применения, как NaOH, оно не находит.
Соли калия следует отметить особо, так как некоторые из них широко используются в качестве удобрения. Таковы хлорид калия КСl, нитрат калия KNO3, который является также азотным удобрением.

■ 37. Чем объяснить то, что едкое кали химически активнее едкого натра?
38. В кристаллизатор с водой опустили кусочек калия. После того как реакция закончилась, туда же поместили немного цинка в виде белого студенистого осадка. Осадок исчез, а при испытании раствора фенолфталеином последний окрасился в малиновый цвет. Какие химические процессы здесь произошли?
Какие 34

Щелочные металлы – s-элементы. На внешнем электронном слое каждый из них имеет один электрон (ns1). Радиусы атомов сверху вниз в подгруппе увеличиваются, энергия ионизации уменьшается, восстановительная активность, как и способность отдавать валентные электроны с внешнего слоя, увеличивается.

Рассматриваемые металлы очень активны, поэтому в свободном состоянии они в природе не встречаются. Их можно обнаружить в виде соединений, в составе минералов (поваренной соли NaCl, сильвинита NaCl∙KCl, глауберовой соли NaSO4∙10H2O и других) или в виде ионов в морской воде.

Физические свойства щелочных металлов

Все щелочные металлы при обычных условиях представляют собой серебристо-белые кристаллические вещества, обладающие высокой тепло- и электропроводностью. Они имеют объемно-центрированную кубическую упаковку (ОЦКУ). Плотности, температуры кипения и плавления у металлов I группы относительно низкие. Сверху вниз в подгруппе плотности увеличиваются, а температуры плавления уменьшаются.

Получение щелочных металлов

Щелочные металлы получают обычно электролизом расплавленных солей (чаще хлоридов) или щелочей. При электролизе расплава NaCl, к примеру, на катоде выделяется чистый натрий, а на аноде – газообразный хлор: 2NaCl(расплав)=2Na+Cl2.

Химические свойства щелочных металлов

По химическим свойствам литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций – это наиболее активные металлы и одни из самых сильных восстановителей. В реакциях они легко отдают электроны с внешнего слоя, превращаясь в положительно заряженные ионы. В образуемых щелочными металлами соединениях преобладает ионная связь.

При взаимодействии щелочных металлов с кислородом в качестве основного продукта образуются пероксиды, и в качестве побочного – оксиды:

4Na+O2=2Na2O (оксид натрия).

С галогенами они дают галогениды, с серой – сульфиды, с водородом – гидриды:

2Na+Cl2=2NaCl (хлорид натрия),

2Na+S=Na2S (сульфид натрия),

2Na+H2=2NaH (гидрид натрия).

Гидрид натрия – неустойчивое соединение. Он разлагается водой, давая щелочь и свободный водород:

NaH+H2O=NaOH+H2.

Свободный водород образуются также при взаимодействии с водой самих щелочных металлов:

2Na+2H2O=2NaOH+H2.

Эти металлы также взаимодействуют с разбавленными кислотами, вытесняя из них водород:

2Na+2HCl=2NaCl+H2.

С органическими галогенидами щелочные металлы взаимодействуют по реакции Вюрца.

Особенности соединений лития по сравнению с соединениями других щелочных металлов.

Гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды щелочных металлов: химическая связь в соединениях, получение и свойства.

Получение натрия, гидроксида натрия и карбоната натрия в промышленности.

Взаимодействие с растворами щелочей: а)амфотерных металлов; б)неметаллов; в)кислотных оксидов; г)амфотерных оксидов.

Металлы подгруппы IA периодической системы элементов I. И. Менделеева Li, Na, К, Rb, Cs и Fr называются щелочными.

Щелочные, щелочноземельные металлы, Be и Mg относятся к наиболее электроположительным, элементам. В соединениях с други­ми элементами для металлов подгруппы IA типична степень окисления + 1, а для металлов подгруппы ПА +2. С ростом числа электронных слоев и увеличением радиусов энергия ионизации атомов уменьшается. Вследствие этого химическая активность элементов в подгруппах увеличивается с ростом их порядкового номера. С малой энергией ионизации связан характерный для них фотоэффект, а также окрашивание их солями пламени" газовой горелки. Благодаря легкой отдаче наружных электронов щелочные и щелочноземельные металлы образуют соединения преимуществен­но с ионной связью.

Щелочные и щелочноземельные металлы проявляют высокую

химическую активность. При нагревании в водороде они образуют

гидриды - солеподобные соединения, в которых водород находится

а виде отрицательно заряженного иона. На воздухе щелочные

металлы быстро окисляются, образуя в зависимости от их активности

оксиды, пероксиды, надпероксиды или озониды.

При этом Ci, Na и К"загораются на воздухе или в атмосфере сухого кислорода только

при нагревании, a, Rb и Cs самовоспламеняются без нагревания.

Образование при горении оксида состава М 2 О характерно только

для лития. Натрий образует пероксид состава М 2 O 2 , калий, рубидий

и цезий - надпероксиды состава МО 2 .

Щелочные металлы энергично взаимодействуют с водой, вытес-из нее водород и образуя соответствующие гидроксиды. Активность взаимодействия этих металлов с водой возрастает по мере увеличения порядкового номера элемента. Так,- литий реагирует с водой без плавления, натрий - плавится, калий - самовозгорает-ся, взаимодействие рубидия и цезия протекает еще более энергично. Щелочные металлы энергично взаимодействуют с галогенами, а при нагревании - с серой.

Гидроксиды щелочных металлов - соединения с преимуществен-

но ионной связью. В водных растворах они нацело диссоциируют

ным характером связи объясняется и их высокая термическая

устойчнвость:они не, отщепляют воду дажепри нагревании до температуры кипения (выше 1300 °С) Исключение составляет, гидроксид лития, который при нагревании разлагается с отщепле-нием,воды. Поведение лития отличается и в других отношениях от поведения остальных щелочных металлов. Это объясняется его неполной электронной аналогией с остальными элементами группы.

Из щелочных металлов только литий при сравнительно не­большом нагревании взаимодействует с азотом, углеродом и крем-нием, образуя соответственно нитрид Li 3 N, карбид Li 2 С 2 и силицид Li 6 Si 2 . В присутствии влаги образование нитрида идёт уже при ком­натной температуре.

В отличие от щелочных металлов, почти все соли которых хорошо растворимы в воде, литий образует малорастворимый фторид LiF карбонат Li 2 CO 3 и фосфат Li 3 PO 4 .

Кальций, стронций и барий по отношению к кислороду и воде ведут себя подобно щелочным металлам. Они разлагают воду с выде­лением водорода и образованием гидроксидов М(ОН) 2 . Взаимодей­ствуя с кислородом, образуют оксиды (СаО) и пероксиды (SrO 2 , ВаО 2), которые реагируют с водой подобно аналогичным соедине­ниям щелочных металлов.

Магний также существенно отличается от щелочноземельных металлов. Например, из-за малой растворимости его гидроксида он не взаимодействует с холодной водой. При нагревании процесс облегчается.

В целом металлы подгруппы ПА химически активны: при нагревании они взаимодействуют с Галогенами и серой с.образо­ванием соответствующих солей, соединяются с молекулярным азотом.

Соли щелочноземельных металлов, как и соли щелочных метал­лов, состоят из ионов. Соли этих металлов окрашивают пламя го­релки в характерные цвета, для соединений Be и Mg этого не наблю­дается.

В отличие от солей щелочных металлов многие соли металлов подгруппы ПА малорастворимы, в частности фториды (кроме BeF 2). сульфаты (кроме BeSО 4 и MgSO 4), карбонаты. Из водных раствороэ Ве 2+ осаждается в виде основных карбонатов перемен-.ного состава, Mg 2+ - в виде 4MgCO 3 -Mg(OH) 2 -5H 2 O, а Са 2+ , Sr 2 + и Ва 2+ осаждаются в виде средних карбонатов МСОз.

А ) Be+2NaOH= Na2BeO2+H2

Al+NaOH+H2O=NaAlO2+H2

Б) Неметаллы, за исключением галогенов, не реагируют с растворами щелочей

Cl2+NaOH=NaClO3+NaCl+H2O

В) кислотные оксиды растворяются только в щелочах с образование соли и воды

SO3+2NaOH=Na2So4+H2o

Г) Амф ме реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O Амфотерные оксиды могут реагировать с щелочами двояко: в растворе и в расплаве.

При реакции с щёлочью в расплаве образуется обычная средняя соль(как показано на примере выше).

При реакции с щёлочью в растворе образуется комплексная соль.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (В данном случае образуется тетрагидроксоаллюминат натрия)

ВЫБОР РЕДАКТОРА

Правильное чтение немецких слов

2024-05-17 02:16:19

Тутмос III – краткая биография

2024-05-16 01:33:08

Мелитопольский государственный педагогический университет им

2024-05-16 01:33:08

ПОПУЛЯРНЫЕ ЗАПИСИ

Что нужно для академического отпуска

2024-05-15 01:35:08

Интересные факты Возлюбленная григория мелехова

2024-05-14 01:34:31

Симуляционное обучение в лабораторной диагностике разработка

2024-05-10 01:39:14

ПОПУЛЯРНАЯ КАТЕГОРИЯ

• Уход и здоровье
• Дизайн ногтей
• Педикюр
• Инструменты
• Французский
• Виды и техники
• Как научиться