double arrow

I- и II- ГРУППЫ


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА S-ЭЛЕМЕНТОВ

Бериллий и его соединения крайне токсичны.

Кальций, стронций и барий образуют сильные основания.

Магний образует основание средней силы,

БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Щелочные металлы относятся к первой группе и включают: литий(Li), натрий(Na), калий(К), рубидий (Rb), цезий(Сs) и франций(Fr).

На внешнем энер­гетическом уровне данных ато­мов находится один электрон, который атомы щелочных металлов легко отдают, пре­вращаясь в однозарядные катионы. С увеличением по­рядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, что приводит к усилению восстановительной активности.

Щелочные металлы характеризуются незначительной твёрдостью, малой плотностью и низкими температурами плавления.

Наиболее важными соединениями данных металлов являются:

гидроксид натрия (каустическая сода) – NаОН,

карбонат натрия (кальцинированная сода) – Nа2СО3,

гидрокарбонат натрия (питьевая сода) – NаНСО3.

Калий относится к элементам необходимым для питания растений. Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей.

Бериллий(Ве), магний(Мg) и щелочноземельные ме­талы(Са, Sr, Ва) являются S-элементами второй группы.

Бе­риллий и магний существенно отличаются от остальных элементов данной группы:

бе­риллий является амфотерным металлом,

Данные металлы имеют на внешнем уровне два электрона и сравнительно легко их теряют, превращаясь в двухзарядные катионы. Они имеют большую, чем щелочные металлы, твёрдость и довольно высокие темпера­туры плавления.

Магний нужен растениям, так как входит в состав хлорофилла.

Кальций относится к числу наиболее распространенных элементов в природе:

оксид кальция (негашеная известь) – СаО,

гидроксид кальция (гашеная известь) – Са(ОН)2,

сульфат кальция (гипс) – СаSО4·2Н2О.

Карбонат кальция (известняк, мел) –СаСО3.

При термическом разложении получают негашеную известь и углекислый газ

СаСО3 = СаО + СО2↑.

Данные металлы обладают высокой химической активностью. Сравнительную химическую активность их можно определить по положению в электрохимическом ряду.

Следует обратить внимание на то, что литий по положению в электрохимическом ряду самый активный металл (φ0 = -3,045 В), хотя по значению энергии ионизации (Е = 5,39 эВ) он, в сравнении с остальными щелочными металлами, является самым слабым восстановителем. Положение металла в электрохимическом ряду определяется суммой трех величин:

1) Энергией разрушения кристаллической решетки,

2) Энергией ионизации металла,

3) Энергией гидратации образовавшегося иона.

Энергии разрушения кристаллической решетки для данных металлов примерно одинаковы. Энергия ионизации атома лития самая высокая, но энергия гидратации иона лития, благодаря малому радиусу, аномально высокая, что по сумме данных трех величин делает литий электрохимически самым активным. В неводных растворителях, где энергия гидратации отсутствует, восстановительная активность лития согласуется с его положением в периодической таблице.

При взаимодействии щелочных металлов с кислородом воздуха образуют:

литий оксид – Li2О,

натрий пероксид – Nа2О2,

калий, рубидий и цезий надпероксиды – КО2.

Бериллий, магний и щелочноземельные ме­таллы довольно быстро окисляются на воздухе с образованием оксидов.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с об­разованием гидроксидов:

К2О + Н2О → 2 КОН,

СаО + Н2О → Са(ОН)2.

Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов способны взаимодей­ствовать с углекислым газом с выделением кислорода, что позволяет использовать их в системах регенерации воздуха

2 ВаО2 + 2 СО2 → 2 ВаСО3 + О2.

.

Щелочные и щелочноземельные металлы также реагируют с другими неме­таллами: галогенами, серой, азотом, водородом. При этом образуются соответст­вующие галогениды, сульфиды, нитриды и гидриды.

Пример – 2Na + Н2 → 2NaН.

Гидриды полностью разлагаются водой с образованием водорода и гидроксида металла

СаН2 + 2 НОН → Са(ОН)2 + 2 Н2.

Данные металлы вытесняют водород из воды, так как в элекрохимическом ряду стоят левее водорода.

Пример – Са + 2 НОН → Са(ОН)2 + Н2.

Ве(ОН)2 обладает амфотерными свойствами ,т.е. взаимодействует с кислотами и щелочами:

Ве(ОН)2 + 2НСl = ВеСl2 + 2Н2О,

Ве(ОН)2 + 2NaОН → Na2[Ве(ОН)4] (в растворе),

Ве(ОН)2 + 2NaОН → Na2ВеО2 + 2 Н2О (в расплаве) .

4. ФИЗИКО–ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА И ГЕЛИЯ


Сейчас читают про: