Нахождение в природе щелочноземельных металлов: Щелочноземельные металлы и их соединения

Содержание

Щелочноземельные металлы и их соединения

Элементы II группы главной подгруппы

1. Положение в Периодической системе химических элементов
2. Электронное строение и закономерности изменения свойств
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
7.1.3. Взаимодействие с водородом
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие с оксидами неметаллов
7.2.6. Взаимодействие с солями и оксидами металлов

Оксиды щелочноземельных металлов

1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Амфотерные свойства оксида бериллия

Гидроксиды щелочноземельных металлов
1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие с кислыми солями
2.5. Взаимодействие с неметаллами
2.6. Взаимодействие с металлами
2.7. Взаимодействие с солями
2.8. Разложение при нагревании
2.9. Диссоциация
2.10. Амфотерные свойства гидроскида бериллия

Соли щелочноземельных металлов
Жесткость
1. Постоянная и временная жесткость
2. Способы устранения жесткости

Элементы II группы главной подгруппы

Положение в периодической системе химических элементов

Щелочноземельные металлы расположены во

второй группе главной подгруппе периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто во 2 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). На практике к щелочноземельным металлам относят только кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них. Однако, согласно номенклатуре ИЮПАК, щелочноземельными принято считать все металлы II группы главной подгруппы.

Электронное строение и закономерности изменения свойств

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов: ns², на внешнем энергетическом уровне в основном состоянии находится 2 s-электрона. Следовательно, типичная степень окисления щелочноземельных металлов в соединениях

+2.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочноземельных металлов.

В ряду Be—Mg—Ca—Sr—Ba—Ra, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрицательность.

Физические свойства

Все щелочноземельные металлы — вещества серого цвета и гораздо более твердые, чем щелочные металлы.

Бериллий Be устойчив на воздухе. Магний и кальций (Mg и Ca) устойчивы в сухом воздухе. Стронций Sr и барий Ba хранят под слоем керосина.

Кристаллическая решетка щелочноземельных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, они обладают

высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при высоких температурах.

Нахождение в природе

Как правило, щелочноземельные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы, в которых присутствуют щелочноземельные металлы:

Доломит — CaCO₃ · MgCO₃— карбонат кальция-магния.

Магнезит MgCO₃– карбонат магния.

Кальцит CaCO₃ – карбонат кальция.

Гипс CaSO₄ · 2H₂O – дигидрат сульфата кальция.

Барит BaSO₄ — сульфат бария.

Витерит BaCO₃ – карбонат бария.

Способы получения

Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

MgCl₂ → Mg + Cl₂

или восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:

2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca₂SiO₄

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:

CaCl₂ → Ca + Cl₂

Барий получают восстановлением оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:

4BaO+ 2Al → 3Ba + Ba(AlO₂)₂

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочноземельные металлы — окрашивание пламени солями щелочноземельных металлов.

Цвет пламени:
Ca —

кирпично-красный
Sr — карминово-красный (алый)
Ba — яблочно-зеленый

Качественная реакция на ионы магния: взаимодействие с щелочами. Ионы магния осаждаются щелочами с образованием белого осадка гидроксида магния:

Mg²⁺ + 2OH^— → Mg(OH)₂↓

Качественная реакция на ионы кальция, стронция, бария: взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей кальция, стронция и бария с карбонатами выпадает белый осадок карбоната кальция, стронция или бария:

Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃↓

Ba²⁺ + CO₃^2- → BaCO₃↓

Качественная реакция на ионы стронция и бария

: взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей стронция и бария с сульфатами выпадает белый осадок сульфата бария и сульфата стронция:

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Sr²⁺ + SO₄^2- → SrSO₄↓

Также осадки белого цвета образуются при взаимодействии солей кальция, стронция и бария с сульфитами и фосфатами.

Например, при взаимодействии хлорида кальция с фосфатом натрия образуется белый осадок фосфата кальция:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → 6NaCl + 2Ca₃(PO₄)₂↓

Химические свойства

1. Щелочноземельные металлы —

сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов при нагревании.

Например, бериллий взаимодействует с хлором с образованием хлорида бериллия:

Be + Cl₂ → BeCl₂

1.2. Щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с серой и фосфором с образованием сульфидов и фосфоридов.

Например, кальций взаимодействует с серой при нагревании:

Ca + S → CaS

Кальций взаимодействует с фосфором с образованием фосфидов:

3Ca + 2P → Ca₃P₂

1.3. Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании. При этом образуются бинарные соединения — гидриды. Бериллий с водородом не взаимодействует, магний реагирует лишь при повышенном давлении.

Mg + H₂ → MgH₂

1.4. С азотом магний взаимодействует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Mg + 2N₂ → 2Mg₃N₂

Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов.

Например, кальций взаимодействует с

углеродом с образованием карбида кальция:

Ca + 2C → CaC₂

Бериллий реагирует с углеродом при нагревании с образованием карбида — метанида:

2Be + C → Be₂C

1.6. Бериллий сгорает на воздухе при температуре около 900°С:

2Be + O₂ → 2BeO

Магний горит на воздухе при 650°С с выделением большого количества света. При этом образуются оксиды и нитриды:

2Mg + O₂ → 2MgO

3Mg + N₂ → Mg₃N₂

Щелочноземельные металлы горят на воздухе при температуре около 500°С, в результате также образуются оксиды и нитриды.

Видеоопыт: горение кальция

на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочноземельные металлы взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочноземельные металлы реагируют с водой. Взаимодействие с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Бериллий с водой не реагирует. Магний реагирует с водой при кипячении. Кальций, стронций и барий реагируют с водой при комнатной температуре.

Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:

2Ca⁰ + 2H₂⁺O = 2Ca⁺(OH)₂ + H₂⁰

2.2. Щелочноземельные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной, разбавленной серной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.

Например, магний реагирует с соляной кислотой:

2Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочноземельных металлов с концентрированной серной кислотой образуется сера.

Например, при взаимодействии кальция с концентрированной серной кислотой образуется сульфат кальция, сера и вода:

4Ca + 5H₂SO₄₍_конц_.) → 4CaSO₄ + S + 5H₂O

2.4. Щелочноземельные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии кальция и магния с концентрированной или разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

4Ca + 10HNO_{3 (конц)} → N₂O + 4Сa(NO₃)₂ + 5H₂O

При взаимодействии щелочноземельных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

4Ba + 10HNO₃ → 4Ba(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

2.5. Щелочноземельные металлы могут восстанавливать некоторые неметаллы (кремний, бор, углерод) из оксидов.

Например, при взаимодействии кальция с оксидом кремния (IV) образуются кремний и оксид кальция:

2Ca + SiO₂ → 2CaO + Si

Магний горит в атмосфере углекислого газа. При этом образуется сажа и оксид магния:

2Mg + CO₂ → 2MgO + C

2.6. В расплаве щелочноземельные металлы могут вытеснять менее активные металлы из солей и оксидов. Обратите внимание! В растворе щелочноземельные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, кальций вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Ca + CuCl₂ → CaCl₂ + Cu

Оксиды щелочноземельных металлов

Способы получения

1. Оксиды щелочноземельных металлов можно получить из простых веществ — окислением металлов кислородом:

2Ca + O₂ → 2CaO

2. Оксиды щелочноземельных металлов можно получить термическим разложением некоторых кислородсодержащих солей — карбонатов, нитратов.

Например, нитрат кальция разлагается на оксид кальция, оксид азота (IV) и кислород:

2Ca(NO₃)₂ → 2CaO + 4NO₂ + O₂

MgCO₃ → MgO + CO₂

СаСО₃ → СаО + СО₂

3. Оксиды магния и бериллия можно получить термическим разложением гидроксидов:

Mg(OH)₂ → MgO + H₂O

Химические свойства

Оксиды кальция, стронция, бария и магния — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой. Оксид бериллия — амфотерный.

1. Оксиды кальция, стронция, бария и магния взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Например, оксид магния взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната магния:

MgO + CO₂ → MgCO₃

2. Оксиды щелочноземельных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например, оксид кальция взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида кальция и воды:

CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

3. Оксиды кальция, стронция и бария активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например, оксид кальция взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция:

CaO + H₂O → 2Ca(OH)₂

Оксид магния реагирует с водой при нагревании:

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

Оксид бериллия не взаимодействует с водой.

4. Оксид бериллия взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

При взаимодействии оксида бериллия с щелочами в расплаве или с основными оксидами образуются соли-бериллаты.

Например, оксид натрия реагирует с оксидом бериллия с образованием бериллата натрия:

Na₂O + BeO → Na₂BeO₂

Например, гидроксид натрия реагирует с оксидом бериллия в расплаве с образованием бериллата натрия:

2NaOH + BeO → Na₂BeO₂ + H₂O

При взаимодействии оксида бериллия с щелочами в растворе образуются комплексные соли.

Например, оксид бериллия реагирует с гидроксидом калия с растворе с образованием тетрагидроксобериллата калия:

2NaOH + BeO + H₂O → Na₂[Be(OH)₄]

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Способы получения

1. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих оксидов с водой.

Например, оксид кальция (негашеная известь) при взаимодействии с водой образует гидроксид кальция (гашеная известь):

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании:

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

2. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих металлов с водой.

Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:

2Ca + 2H₂O → 2Ca(OH)₂ + H₂

Магний взаимодействует с водой только при кипячении:

2Mg + 2H₂O → 2Mg(OH)₂ + H₂

3. Гидроксиды кальция и магния можно получить при взаимодействии солей кальция и магния с щелочами.

Например, нитрат кальция с гидроксидом калия образует нитрат калия и гидроксид кальция:

Ca(NO₃)₂ + 2KOH → Ca(OH)₂↓ + 2KNO₃

Химические свойства

1. Гидроксиды кальция, стронция и бария реагируют с всеми кислотами (и сильными, и слабыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Гидроксид магния взаимодействует только с сильными кислотами.

Например, гидроксид кальция с соляной кислотой реагирует с образова-нием хлорида кальция:

Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид бария с углекислым газом реагирует с образова-нием карбонатов или гидрокарбонатов:

Ba(OH)₂₍_{избыток}₎ + CO₂ → BaCO₃ + H₂O

Ba(OH)₂ + 2CO₂₍_{избыток}₎ → Ba(HCO₃)₂

3. Гидроксиды кальция, стронция и бария реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например, гидроксид бария с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

Ba(OH)₂ + Al₂O₃ → Ba(AlO₂)₂ + H₂O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Ba(OH)₂ + Al₂O₃ + 3H₂O → Ba[Al(OH)₄]₂

4. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например: гидроксид кальция реагирует с гидрокарбонатом кальция с образованием карбоната кальция:

Ca(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ → 2CaCO₃ + 2H₂O

5. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода). Взаимодействие щелочей с неметаллами подробно рассмотрено в статье про щелочные металлы.

6. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:

Ca(OH)₂ + Zn → CaZnO₂ + H₂

В растворе образуются комплексная соль и водород:

Ca(OH)₂ + 2Al + 6Н₂О = Ca[Al(OH)₄]₂ + 3Н₂

7. Гидроксиды кальция, стронция и бария вступают в обменные реакции с растворимыми солями. Как правило, с этими гидроксидами реагируют растворимые соли тяжелых металлов (в ряду активности расположены правее алюминия), а также растворимые карбонаты, сульфиты, силикаты, и, для гидроксидов стронция и бария — растворимые сульфаты.

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом бария с образованием хлорида бария и осадка гидроксида железа (II):

Ba(OH)₂ + FeCl₂ = BaCl₂+ Fe(OH)₂↓

Также с гидроксидами кальция, стронция и бария взаимодействуют соли аммония.

Например, при взаимодействии бромида аммония и гидроксида кальция образуются бромид кальция, аммиак и вода:

2NH₄Br + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + 2H₂O + CaBr₂

8. Гидроксид кальция разлагается при нагревании до 580^оС, гидроксиды магния и бериллия разлагаются при нагревании:

Mg(OH)₂ → MgO + H₂O

9. Гидроксиды кальция, стронция и бария проявляют свойства сильных оснований. В воде практически полностью диссоциируют, образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺ + 2OH^—

Гидроксид магния — нерастворимое основание. Гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства.

10. Гидроксид и бериллия взаимодействует с щелочами. В расплаве образуются соли бериллаты, а в растворе щелочей — комплексные соли.

Например, гидроксид бериллия реагирует с расплавом гидроксида натрия:

Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂BeO₂ + 2H₂O

При взаимодействии гидроксида бериллия с избытком раствора щелочи образуется комплексная соль:

Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Be(OH)₄]

Соли щелочноземельных металлов

Нитраты щелочноземельных металлов

Нитраты кальция, стронция и бария при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат магния. Он разлагается на оксид магния, оксид азота (IV) и кислород.

Например, нитрат кальция разлагается при нагревании на нитрит кальция и молекулярный кислород:

Ca(NO₃)₂ → Ca(NO₂)₂ + O₂

Карбонаты щелочноземельных металлов

1. Карбонаты щелочноземельных металлов при нагревании разлагаются на оксид и углекислый газ.

Например, карбонат кальция разлагается при температуре 1200^оС на оксид кальция и углекислый газ:

CaCO₃ → CaO + CO₂

2. Карбонаты щелочноземельных металлов под действием воды и углекислого газа превращаются в растворимые в воде гидрокарбонаты.

Например, карбонат кальция взаимодействует с углекислым газом и водой с образованием гидрокарбоната кальция:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

3. Карбонаты щелочноземельных металлов взаимодействуют с более сильными кислотами с образованием новой соли, углекислого газа и воды.

Более сильные кислоты вытесняют менее сильные из солей.

Например, карбонат магния взаимодействует с соляной кислотой:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑+ H₂O

4. Менее летучие оксиды вытесняют углекислый газ из карбонатов при сплавлении. К менее летучим, чем углекислый газ, оксидам относятся твердые оксиды — оксид кремния (IV), оксиды амфотерных металлов.

Менее летучие оксиды вытесняют более летучие оксиды из солей при сплавлении.

Например, карбонат кальция взаимодействует с оксидом алюминия при сплавлении:

CaCO₃ + Al₂O₃ → Ca(AlO₂)₂ + CO₂↑

Жесткость воды

Постоянная и временная жесткость

Жесткость воды — это характеристика воды, обусловленная содержанием в ней растворенных солей щелочноземельных металлов, в основном кальция и магния (солей жесткости).

Временная (карбонатная) жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция Ca(HCO₃)₂ и магния Mg(HCO₃)₂ в воде.

Постоянная (некарбонатная) жесткость обусловлена присутствием солей, не выделяющихся при кипячении из раствора: хлоридов (CaCl₂) и сульфатов (MgSO₄) кальция и магния.

Способы устранения жесткости

Существуют химические и физические способы устранения жесткости. Химические способы устранения временной жесткости:

1. Кипячение. При кипячении гидрокарбонаты кальция и магния распадаются на нерастворимые карбонаты, углекислый газ и воду:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + CO₂ + H₂O

2. Добавление извести (гидроксида кальция). При добавлении щелочи растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2H₂O

Химические способы устранения постоянной жесткости — реакции ионного обмена, которые позволяют осадить ионы кальция и магния из раствора:

1. Добавление соды (карбоната натрия). Карбонат натрия связывает ионы кальция и магния в нерастворимые карбонаты:

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓+ 2NaCl

2. Добавление фосфатов. Фосфаты также связывают ионы кальция и магния:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

Щелочноземельные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Важнейшие соединения. Понятие о жёсткости воды

14.03.2012г. 51 урок 9 класс

Урок на тему: Щелочноземельные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Важнейшие соединения. Применение. Понятие о жёсткости воды.

Цель урока: Изучить естественное семейство сходных химических элементов главной подгруппы II группы периодической системы химических элементов, их свойства, выявить сходства и особенности, биологическую роль этих химических элементов.

Задачи: 1.Образовательные: продолжить работу формирования у учащихся умений давать характеристику хим. элемента по его положению в ПС, описывать физические, химические свойства элементов II группы главной подгруппы, расширить представления учащихся о соединениях химических элементов. 2.Развивающие: повысить познавательный интерес учащихся, развить навыки работы учащихся с учебной литературой, интеллектуального труда, умения логически мыслить, умения выполнять умственные операции: обобщение, сравнение, анализ, делать вывод, навыки познавательной исследовательской деятельности, умения прогнозировать результат. 3.Воспитательные: прививать постоянный интерес к предмету, навыки коммуникативности, рефлексии, воспитывать нравственные качества: волю, настойчивость, аккуратность, самостоятельность.

Тип урока: изучение новых знаний.

Методы и методические приемы: Проблемно-поисковый метод, беседа, самостоятельная работа с учебником. Работа по обсуждению результатов работы группы, выполнение опытов, выводы. Подготовка отчетов групп, выполнение упражнений на отчетном листе, проверка, взаимопроверка.

Оборудование: учебник Химия-9 (Габриелян О.С.), инструкция по подготовке к отчету, дидактический лист – паспорт элементов изучаемой группы (каждому ученику), химическая посуда — стаканы, воронки, стеклянные палочки, ложечки, реактивы для демонстрации: натрий, кальций, вода, фенолфталеин, спички, реактивы для работы группы №3: карбонаты, сульфаты, фосфаты, хлориды кальция и магния.

Ход урока:

1.Организационый момент. Целеполагание. Вступительное слово учителя. Мы изучаем тему: «Металлы». Вспомнив бронзовый и железный века на заре человечества и просто оглянувшись вокруг, мы можем осознать роль металлов в жизни людей. Металлы имеют много общего, но порой очень не похожи друг на друга. Почему одни металлы можно хранить на воздухе, а другие в специальной посуде? Почему некоторые металлы относят к макроэлементам (или биоэлементам), а другие — к микроэлементам. В конце концов, как связаны между собой такие отрасли хозяйства как строительство и медицина, производство стекла и пищевая промышленность?

Цель нашего урока: познакомиться со сходными элементами семейства бериллия, магния и щелочноземельных металлов. Вспомним вопросы, которые важно рассмотреть, давая характеристику хим. элемента. Составим план изучения материала. 1. Строение на основе положения в периодической системе. Предсказание свойств. Физические свойства металлов главной подгруппы II группы ПС. 2. Химические свойства металлов главной подгруппы II группы ПС. 3. Распространение в природе. Соединения магния и щелочноземельных металлов. 4.Биологическая роль. История открытия изучаемых элементов.

Работать будем по группам. Самоуправление, выбор лидера. Время изучения материала 15 минут, по окончании — отчет группы. Каждый ученик в течение урока заполняет «паспорт» химического элемента.

2.Изучение нового материала в группах. Задание 1 группе. Положение в периодической системе, строение атомов.

Изучить параграф 12 учебника. Стр. 50 (60) до слов: «Бериллий, магний, щелочноземельные металлы — простые вещества…»

1.Привести схемы строения атомов: Ве, Мg, Са, Sr. 2.Сделать выводы: а) что общего в строении атомов химических элементов? б) какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляют? в) какую проявляют степень окисления в соединениях? г) сравнить по активности элементы в подгруппе и в периоде.

От чего зависит активность металлов?

3.Подготовить отчет по данным вопросам.

Задание 2 группе. Химические свойства металлов.

Изучить материал учебника на стр. 45 (60) до слов: «Щелочноземельные металлы активно взаимодействуют…»

Записать уравнения реакций в паспорт химического элемента и на доске, назвать продукты реакции. Составить окислительную схему к одной реакции.
Подготовиться к рассказу о химических свойствах хим. элементов у доски.
Подготовиться к демонстрации опыта по сравнению скорости взаимодействия натрия и кальция с водой. Сделать вывод.

3 группа. Соединения химических элементов главной подгруппы II группы.

Читать и готовить рассказ со стр. 52-55 (62-65) до слов «Кальций имеет важное значение…»

1.Оксиды и гидроксиды бериллия, магния и щелочноземельных металлов. 2.Карбонат кальция. 3.Другие соли. 4.Проведите опыт по установлению растворимости солей изучаемых металлов.

4 группа. Биологическая роль щелочноземельных элементов. История их открытия.

Прочитать текст учебника и подготовить рассказ об этом в классе.

3.Отчеты групп. Демонстрация опытов. Выводы. Заполнение паспортов бериллия, магния и щелочноземельных элементов.

4.Закрепление. Работа с дидактическими карточками, составление уравнений реакций и составление окислительно-восстановительных схем к ним.

5.Итог урока:

- Рефлексия деятельности на уроке (что нового узнали ?)
- Оценка деятельности учащихся: устные ответы, выполнение опытов, работа в группах.

6.Домашнее задание: § 41, упр. 13-14, задачи 3-4 (с. 125), параграф № 12, упр.5.

Кальций,стронций …. — ХИМИЯ!FOREVER!

БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

К главной подгруппе второй группы относятся металлы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий. Щелочноземельные металлы (ЩЗМ) — кальций, стронций, барий, радий.

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.

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

РИСУНОК 1

РИСУНОК 2

Получение редких металлов, входит в состав сплавов.

Барий

Газопоглотитель в электронно-лучевых трубках.

Радий

Рентгенодиагностика, исследовательские работы.

Области применения ЩЗМ

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1. Очень реакционноспособны, сильные восстановители. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

2. Обладают положительной валентностью +2.

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

4. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH₂.

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

1. 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 реагирует и образует основание Mg(OH)_2.

В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий образует пероксид – BaO₂:

2Mg + O₂ → 2MgO

Ba + O₂ → BaO₂

Опыт «Горение кальция на воздухе»

горение кальция.wmv

3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:

Be + Cl₂ → BeCl₂(галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N₂ → Mg₃N₂(нитриды)

Ca + H₂ → CaH₂(гидриды)

Ca + 2C → CaC₂(карбиды)

3Ba + 2P → Ba₃P₂(фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl₂ + H₂

Mg + H₂SO₄(разб.) → MgSO₄ + H₂

Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Be(OH)₄] + H₂

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

Ca²⁺ — кирпично-красный (темно-оранжевый)

Sr²⁺— карминово-красный

Ba²⁺ -жёлто-зеленый

Катион Ba²⁺ обычно определяют обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺+ SO₄^2- → BaSO₄↓

Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

ПОЛУЧЕНИЕ

1. Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF₂+ Mg → Be + MgF₂

2. Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al → 3Ba + Al₂O₃

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 CaCl₂ (c добавкой CaF₂ для снижения температуры плавления)

CaCl₂=Ca+Cl₂↑

Если Вы хорошо изучили эту часть урока, ответьте на 1 вопрос теста

Почему вы испугались этого вопроса? Это МЕМ.

Прочитайте внимательно текст урока. Проанализируйте заряды ионов.

Вспомните качественные реакции на катионы и анионы.

Про любовь и дружбу сегодня не говорим. Об этом в следующий раз, сегодня всё про химию.

Я просто похлопаю вашим ответам…

( белые волосы, изменение дофамина,при виде красивой девушки и т.д.)

2 часть урока по теме «Щёлочноземельные металлы»

!!! Ищите орфографическую ошибку в тексте урока.

Читайте текст урока внимательно,именно по этому тексту я создаю тесты.

Оксиды щелочноземельных металлов

Получение

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

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO₃ → CaO + CO₂

2Mg(NO₃)₂ → 2MgO + 4NO₂ + O₂

Химические свойства

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

СаO + H₂O → Са(OH)₂

3CaO + P₂O₅ → Ca₃(PO₄)₂

BeO + 2HNO₃ → Be(NO₃)₂ + H₂O

BeO — амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

BeO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄]

Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)₂

Получение

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂

CaO (негашеная известь) + H₂O → Ca(OH)₂(гашеная известь)

Видео-опыт

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 + СO₂ → CaСO₃↓ + H₂O ! Качественная реакция на углекислый газ

углекислый газ.wmv

Ba(OH)₂ + SO₂ → BaSO₃↓ + H₂O

2) Реакции с кислотами:

Ba(OH)₂ + 2HNO₃ → Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

3) Реакции обмена с солями:

Ba(OH)₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓+ 2KOH

4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:

Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Be(OH)₄]

Жесткость воды

жесткость воды.wmv

Природная вода, содержащая ионы Ca²⁺ и Mg²⁺, называется жесткой. Жосткая 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 Ca²⁺ и Mg²⁺

Способы устранения жёсткости воды:

устранение жёсткости.wmv

1) кипячением:

Сa(HCO₃)₂ → CaCO_3↓+ CO₂ + H₂O

Mg(HCO₃)₂ → MgCO₃↓+ CO₂ + H₂O

2) добавлением известкового молока:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃↓ + 2H₂O

3) добавлением соды:

Ca(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ →CaCO₃↓+ 2NaHCO₃

CaSO₄ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + Na₂SO₄

MgCl₂ + Na₂CO₃ → MgCO₃↓ + 2NaCl

Любому читателю неприятно видеть в тексте ошибки и опечатки.

Если вы увидели ошибку или опечатку, помогите мне ее исправить!

(ошибаться я буду почти каждый день)

(орфографическую ошибку ищите в тексте урока, я их исправляю и опять ошибаюсь)

Если Вы хорошо изучили эту часть урока,ответьте на 5 вопросов теста + ошибка.

Щёлочноземельные металлы

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 » Строение атомов элементов главной подгруппы II группы и изменение свойств атомов с увеличением порядкового номера элемента»

Тренажёр №2 » Уравнения реакций магния и щелочноземельных металлов с кислородом»

Тренажёр №3 «Уравнения реакций, характеризующих химические свойства оксидов магния и щелочноземельных металлов»

Тренажёр №4 » Характеристика реакции гидроксида кальция с соляной кислотой»

Тренажёр №5 » Характеристика кальция по положению в Периодической системе Д. И. Менделеева»

II группа главная подгруппа Периодической таблицы Менделеева (щелочноземельные металлы)

К щелочноземельным металлам относят химические элементы: двувалентные металлы, составляющие IIА группу:

Бериллий Be

магний Mg

кальций Ca,

стронций Sr,

барий Ba и

радий Ra.

Хотя бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, а магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них.

Все щелочноземельные металлы — вещества серого цвета и гораздо более твердые, чем щелочные металлы.

Общая характеристка щелочноземельных металлов

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:

атомного радиуса,
металлических, основных, восстановительных свойств,
реакционной способности.

Уменьшается

электроотрицательность,
энергия ионизация,
сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 2 электрона на внешнем уровне ns²:

Be — 2s²

Mg —3s²

Ca — 4s²

Sr — 5s²

Ba — 6s²

Ra — 7s²

Нахождение в природе щелочноземельных металлов

Как правило, щелочноземельные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др.

Основные минералы, в которых присутствуют щелочноземельные металлы:

Способы получения щелочноземельных металлов

Магний

Магний получают электролизом солей, чаще всего хлоридов: расплавленного карналлита (KCl·MgCl₂6H₂O) или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

MgCl₂→ Mg + Cl₂

восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:

2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca₂SiO₄

Кальций

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:

CaCl₂ → Ca + Cl₂

Барий

Барий получают алюмотермическим способом — восстановление оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:

4BaO+ 2Al → 3Ba + Ba(AlO₂)₂

Химические свойства щелочноземельных металлов

Качественные реакции

Окрашивание пламени солями щелочных металлов

Цвет пламени:

Ca — кирпично-красный

Sr — карминово-красный (алый)

Ba — яблочно-зеленый

Взаимодействие с веществами:

Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами

С кислородом

С кислородом взаимодействуют при нагревании с образованием оксидов

2Сa + O₂ → 2CaO

Видео Горение кальция

С галогенами

(F, Cl, Br, I)

Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами при нагревании с образованием галогенидов .

Сa + Cl₂→ 2СaCl₂

С водородом

Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании с образованием гидридов:

Сa + H₂ СaH₂

Бериллий с водородом не взаимодействует.

Магний реагирует только при повышенном давлении:

Mg + H₂→ MgH₂

С серой

Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с серой с образованием сульфидов сульфидов:

Сa + S СaS

Ca + 2C → CaC₂(карбиды)

С азотом

При комнатной температуре с азотом взаимодействует только магний с образованием нитрида:

6Mg + 2N₂→ 2Mg₃N₂

Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.

С углеродом

Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

Ca + 2C → CaC₂

Бериллий при нагревании с углеродом с образует карбид — метанид:

2Be + C → Be₂C

С фосфором

Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с фосфором с образованием фосфидов:

3Сa + 2P Сa₃ P₂

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Кальций, стронций и барий взаимодействуют с водой при комнатной температуре с образованием щелочи и водорода:

Sr + 2H₂O → Sr(OH)₂+ H₂↑,

Магний реагирует с водой при кипячении, а бериллий с водой не реагирует.

С кислотами

С растворами HCl, H₂SO₄, H₃PO₄щелочноземельные металлы взаимодействуют с образованием соли и выделением водорода:
Са + H₂SO_4(разб)= СаSO₄ + H₂

С кислотами-окислителями (HNO₃ и конц. H₂SO₄):

с концентрированной серной:

4Ca + 10H₂SO_4(конц) → 4CaSO₄+ H₂S↑ + 5H₂O;

с разбавленной и концентрированной азотной:

4Sr + 5HNO_3(конц) → 4Sr(NO₃)₂+ N₂O +4H₂O

С водными растворами щелочей

В водных растворах щелочей растворяется только бериллий:

Be + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Be(OH)₄] + H₂

С солями

В расплаве щелочноземельные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:

Ca + CuCl₂→ CaCl₂+ Cu

Запомните! В растворе щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.

С оксидами

Щелочноземельные металлы могут восстанавливать из оксидов такие неметаллы как кремний, бор, углерод:

2Ca + SiO₂→ 2CaO + Si

Магний сгорает в атмосфере углекислого газа с образованием оксида магния и сажи (С):

2Mg + CO₂→ 2MgO + C

Нахождение в природе и получение щелочных металлов

Щелочные металлы в природе. Получение и применение. Высокая химическая активность щелочных металлов исключает возможность нахождения их в природе в свободном состоянии. Они встречаются в природе только в виде соединений. Содержание щелочных металлов в земной коре в вес.% составляет [c.315]

Нахождение в природе и получение щелочных металлов [c.40]

Рассмотрим результаты экспериментального поли термического исследования термохимии растворения галогенидов щелочных металлов и тетраалкиламмония в различных по своей природе неводных растворителях метиловый, этиловый и пропиловый спирты, ацетон, формамид. Измерения проводились на калориметрической установке, способной работать при низких температурах [17] в широкой области концентраций электролита и температур. Для нахождения стандартных изменений энтальпий при растворении электролитов проводилась экстраполяция на бесконечное разведение на основе теории Дебая-Хюккеля во втором приближении (уравнение (1)). Полученные результаты представлены в табл. 5. [c.163]

Каждый из элементов описывается по единой схеме сначала излагаются история открытия, нахождение в природе, получение, физические свойства, химические свойства простого вещества. Затем описываются соединения данного элемента с другими, имеющими меньший систематический номер. Они располагаются в порядке возрастания систематических номеров второго компонента сначала соединения с водородом (систематический номер 2), затем с кислородом (№ 3), азотом (№ 4), галогенами (№ 5, 6, 7, 8), халькогенами (№ 9, 10, И, 12), бором (№ 13), углеродом (№ 14), кремнием (№ 15), фосфором (№ 16), мышьяком (№ 17), сурьмой (№ 18), висмутом (№ 19). За висмутом начинаются систематические номера металлов, сгруппированные по подгруппам периодической системы щелочные металлы (№ 20—25), щелочноземельные металлы (№ 26—31) и т. д. [c.7]

ПромМетиз +7 (812) 385-76-07 Натрий

Общие сведения.

Натрий является мягким щелочным металлом, который обладает характерными для данной группы свойствами. В специализированной литературе принято обозначение Na, сокращённое от названия элемента на латыни: Natrium. В химической таблице Менделеева натрий занимает одиннадцатое место. Он расположен в главной подгруппе первой группы и относится к третьему периоду. Обладает характерным для большинства металлов светло-серебряным цветом.

История применения и открытие.

Натрий применялся человеком ещё во времена Древнего Египта. Он добывался со дна высохших озёр и использовался как химический компонент для отбеливания, бальзамирования, а также в некоторых других сферах. При этом, применялся не чистый элемент, а его соли или другие соединения. Своё название натрий получил от шведского врача Якобса Берцелиуса, поскольку являлся компонентом большинства лекарств от головной боли в восемнадцатом веке. В чистом виде элемент получен в 1807 году химиком из Англии Хэмфи Дэви, который занимался активным изучением щелочноземельных металлов.

Нахождение в природе, месторождения и выделение.

По общему содержанию в земной коре натрий считается одним из наиболее распространённых минералов, поскольку на одну тонну его приходится около 25 килограмм. В морской воде концентрация данного элемента выше в 4 раза. Чаще всего, натрий можно встретить в качестве примеси к солям. Поскольку в мире довольно много месторождений данного элемента, добыча ведётся наиболее экономически выгодным способом – открытым.

Промышленное получение металлического натрия подразумевает ряд достаточно простых реакций. Наиболее распространенным является метод Девилля, подразумевающий нагрев смеси карбонада натрия и угля до температуры в тысячу градусов. В результате возникающей реакции образуется газ и чистый металл. Другим методом получения является электролиз из солей, когда под действием электрического тока происходит скапливание натрия на катоде.

Физические и химические свойства.

Натрий является металлом, который относится к щелочной группе и является довольно ярким её представителем. Чтобы не происходило взаимодействия со средой, этот металл хранится в керосине. Именно таким способом проще всего избежать начала процессов окисления. Плотность натрия составляет 968 килограмм на один кубический метр при нормальных условиях (температура окружающей среды – 20 градусов Цельсия). Это одна из причин хранения в керосине, поскольку металл в нём будет тонуть. Натрий начинает плавиться уже при температуре 97 градусов.

Если рассматривать химические свойства, то элемент активно взаимодействует с водой. При контакте с ней он переходит в жидкое состояние, поскольку реакция сопровождается значительным выделением тепла. Практически во всех химических соединениях натрий демонстрирует степень окисления +1. Стоит отдельно отметить тот факт, что натрий активно вступает в реакции большим количеством элементов.

Применение.

Элемент нашёл широкое применение в качестве сильного восстановителя. Это обеспечили использование больших объёмов натрия в химической и металлургической промышленности. Металлический натрий может быть использован для создания проводов, по которым будет протекать ток значительных величин.

Элемент применяется для ламп, поскольку срок службы таких изделий составляет около 20 тысяч часов. Другой областью использования является анализ органических веществ. Он даёт весьма качественный результат, что очень важно.

Свойства Щелочноземельных металлов | Презентация к уроку (химия, 9 класс) по теме:

Слайд 1

Щелочноземельные металлы

Слайд 2

Положение в периодической таблице . В периодической системе находятся в главной подгруппе II группы. Являются сильными восстановителями, отдают 2 ē , во всех соединениях проявляют степень окисления +2. Общая конфигурация внешнего энергетического уровня nS ² Mg +12 2 ē , 8 ē , 2 ē Ca +20 2 ē , 8 ē , 8 ē , 2 ē Sr +38 2 ē , 8 ē , 18 ē , 8 ē , 2 ē Ba +56 2 ē , 8 ē , 18 ē , 18 ē , 8 ē , 2 ē

Слайд 3

Положение в периодической таблице Be Mg Ca Sr Ba Ra Восстановительные свойства усиливаются

Слайд 4

Строение атома +4 ) ) +12 ) ) ) +20 ) ) ) ) +38 ) ) ) ) ) +56 ) ) ) ) ) ) Ве Mg Ca Sr Ba 2 2 2 2 2

Слайд 5

Физические свойства щелочноземельных металлов Щелочноземельные металлы – серебристо-белые, твёрдые вещества. По сравнению со щелочными металлами обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью. Бериллий ( Ве ) очень твердый материал и способен оставлять царапины на стекле; твердость других элементов подгруппы уменьшается, и барий по твердости близок к свинцу

Слайд 6

Физические свойства щелочноземельных металлов. Величины Be Mg Ca Sr Ba Ra Ρ г/см 1,85 1,737 1,54 2,63 3,6 6 T пл. ° по С 1287 648 842 768 727 969

Слайд 7

Физические свойства цвет пламени þ t плавления 1,74г/ см 3 651 С 0 1,54г/ см 3 851 С 0 2,63г/ см 3 770 С 0 3,76г/ см 3 710 С 0 Mg Ca Sr Ba

Слайд 8

Нахождение в природе Бериллий: 3BeO • Al2O3 • 6SiO2 – берилл Магний : MgCO3 – магнезит Кальций: CaCO3 • MgCO3 – доломит KCl • MgSO4 • 3h3O – каинит KCl • MgCl2 • 6h3O – карналлит CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор, мел.) Ca3(PO4)2 – апатит, фосфорит CaSO4 • 2h3O – гипс CaSO4 – ангидрит CaF2 – плавиковый шпат (флюорит) Стронций: SrSO4 – целестин SrCO3 – стронцианит Барий: BaSO4 – барит BaCO3 – витерит

Слайд 9

Химические свойства С простыми веществами(неметаллами) 2Me 0 +O 2 → 2Me +2 O -2 — оксид Me 0 +H 2 → Me +2 H 2 — гидрид Me 0 +Cl 0 2 → Me +2 Cl 2 — хлорид Me 0 +S 0 → Me +2 S -2 — сульфид 2. Со сложными веществами Me 0 +2HCl → Me +2 Cl 2 + H 2 Me 0 +2HOH → Me +2 (OH) 2 + Н 2

Слайд 10

Соединения щелочноземельных металлов Оксиды щелочноземельных металлов –МеО, имеют основный характер, легко реагируют с оксидами неметаллов с образованием соответствующих солей.

Слайд 11

BaSO 4 Благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в рентгенодиагностике – баритовая каша.

Слайд 12

Ca 3 (PO 4 ) 2 Входит в состав фосфоритов и апатитов, а также в состав костей и зубов. В организме взрослого человека содержится 1 кг Са в виде фосфата кальция.

Слайд 13

CaCO 3 Карбонат кальция – одно из самых распространённых на Земле соединений. Его содержат горные породы – мел, мрамор, известняк.

Слайд 14

CaSO 4 ∙ 2H 2 O Встречается в природе в виде минерала гипса, представляющего собой кристаллогидрат. Используется в строительстве, в медицине для наложения гипсовых повязок, для получения слепков.

Слайд 15

MgCO 3 Широко применяется в производстве стекла, цемента, кирпича, а также в металлургии для перевода пустой породы в шлак.

Слайд 16

Са(ОН) 2 Гидроксид кальция или гашёная известь с песком и водой называется известковым раствором и широко используется в строительстве. При нагревании разлагается на оксид и воду.

6.10: Щелочноземельные металлы — Химия LibreTexts

Бенгальские огни делают праздничное дополнение к празднованию. Вы можете использовать их сами. Однако будьте осторожны, потому что их пламя очень горячее! Яркое белое пламя бенгальских огней возникает при горении магния. Магний — легкий металл, который горит при очень высокой температуре. Другие применения магния включают в себя фотосъемку со вспышкой, вспышки и фейерверки. Магний — это металл второй группы периодической таблицы Менделеева, о которой вы прочитаете в этом разделе.

Вторая группа

Барий \ (\ left (\ ce {Ba} \ right) \) — один из шести элементов в группе 2 периодической таблицы, которая показана ниже. Элементы этой группы называются щелочноземельных металлов . Эти металлы серебристого или серого цвета. Они относительно мягкие и имеют низкую плотность, хотя и не такие мягкие и легкие, как щелочные металлы.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \) : Период 2 периодической таблицы.

Реакционная способность щелочноземельных металлов

Все щелочноземельные металлы обладают схожими свойствами, потому что все они имеют два валентных электрона.Они легко отдают свои два валентных электрона, чтобы достичь полного внешнего энергетического уровня, который является наиболее стабильным расположением электронов. В результате они очень реакционны, хотя и не так реактивны, как щелочные металлы в группе 1. Например, щелочноземельные металлы будут реагировать с холодной водой, но не взрывоопасно, как щелочные металлы. Из-за своей реакционной способности щелочноземельные металлы никогда не существуют в природе как чистые вещества. Вместо этого они всегда сочетаются с другими элементами.

Реакционная способность щелочноземельных металлов увеличивается снизу вверх в группе.Это потому, что атомы становятся больше сверху вниз, поэтому валентные электроны находятся дальше от ядра. Когда валентные электроны дальше от ядра, они менее сильно притягиваются ядром и легче удаляются от атома. Это делает атом более реактивным.

Примеры щелочноземельных металлов

Для лучшего понимания щелочноземельных металлов давайте внимательнее рассмотрим два из них: кальций \ (\ left (\ ce {Ca} \ right) \) и стронций \ (\ left (\ ce {Sr} \ right ) \).Кальций — мягкий серый нетоксичный щелочноземельный металл. Хотя чистого кальция в природе не существует, соединения кальция очень распространены в земной коре и в морской воде. Кальций также является наиболее распространенным металлом в организме человека и встречается в виде соединений кальция, таких как фосфат кальция и карбонат кальция. Эти соединения кальция содержатся в костях и делают их твердыми и крепкими. В скелете среднего взрослого человека содержится около килограмма кальция. Поскольку кальций, как и барий, поглощает рентгеновские лучи, кости на рентгеновских изображениях выглядят белыми.Кальций — важный компонент здорового питания человека. Хорошие источники кальция в пище показаны на рисунке ниже.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Все эти продукты и напитки богаты кальцием.

Стронций — щелочноземельный металл серебристого цвета, который даже мягче, чем кальций. Соединения стронция довольно распространены и имеют множество применений — от фейерверков до цемента и зубной пасты. В фейерверках соединения стронция вызывают темно-красные взрывы. В зубной пасте, подобной изображенной на рисунке ниже, соединение хлорида стронция снижает чувствительность зубов.

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Хлорид стронция, соединение, содержащееся в некоторых зубных пастах, снижает чувствительность зубов.

Сводка

Элементы 2 группы периодической таблицы называются щелочноземельными металлами. Они серебристого или серого цвета. Они также относительно мягкие и имеют небольшую плотность.
Щелочноземельные металлы очень реактивны, потому что они легко отдают свои два валентных электрона для достижения полного внешнего энергетического уровня, который является наиболее стабильным расположением электронов.Реактивность увеличивается сверху вниз по группе.
Примеры щелочноземельных металлов включают кальций, который необходим для крепких костей, и стронций, который используется для производства цемента и других продуктов.

Узнать больше

По следующему URL-адресу посмотрите, как четыре различных щелочноземельных металла реагируют с водой. После просмотра видео ответьте на следующие вопросы:

1. Наблюдайте за реакциями на видео, а затем ранжируйте щелочноземельные металлы от наиболее до наименее активных с водой.

2. Чем объясняется разница в реактивности?

3. Предсказать реакционную способность бериллия с водой. Какое место он занял бы в вашем рейтинге?

4. Какие вещества образуются в каждой реакции, которую вы наблюдали в видео?

Авторы и авторство

Фонд CK-12 Шэрон Бьюик, Ричард Парсонс, Тереза Форсайт, Шонна Робинсон и Жан Дюпон.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файлах cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Что сохраняется в файле cookie?

Катализаторы | Бесплатный полнотекстовый | Роль щелочных и щелочноземельных металлов в реакции метанирования CO2 и комбинированном улавливании и метанировании CO2

CO2

0.06–0,4% Li, Na, K и Cs	0,5% и 5% Ru / TiO ₂	Мокрая пропитка	GHSV = 56000 ч ^–1 H ₂ / CO ₂ = 4 / 1	X _CO2 = 60%, S _Ch5 = 95% при 400 ° C (0,2% Na на 0,5% Ru / TiO ₂)	Каталитическая активность улучшается после добавления небольших количеств щелочных металлов на 0,5% Ru / TiO ₂. Менее выраженный эффект для 5% Ru / TiO ₂	[33]
10% LiNO ₃, NaNO ₃, Na ₂ CO ₃ и K ₂ CO ₃	1% Ru / Al ₂ O ₃	Пропитка начальной влажностью	GHSV = 25000 ч ^-1 H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _{60%, S _Ch5 = 99% при 350 ° C (10% LiNO ₃ на 1% Ru / Al ₂ O ₃)}	Только LiNO ₃ значительно повысил активность.Na ₂ CO ₃ и K ₂ CO ₃ замаскированные частицы Ru и подавленная активность метанирования	[35]
5% Na, K, Mg и Ca	20% Co / Al ₂ O ₃	Пропитка для начального увлажнения	H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 52%, S _Ch5 = 67% при 400 ° C (5% Na на 10% Co / Al ₂ O ₃)	Na и K увеличивают популяцию основных центров, но способствуют селективности CO.Mg и Ca также не способствовали метанированию, но предотвращали спекание наночастиц Co	[37]
0,1–1% Na	33% Ni / SiO ₂ и 13% Ni / CeO ₂	Мокрая пропитка	H ₂ / CO ₂ = 50/1	X _CO2 = 85%, S _Ch5 = 85% при 250 ° C (0,1% Na на 33% Ni / SiO ₂)	Активная поверхность Ni уменьшалась при добавлении Na.Отрицательное влияние на активность для Ni / CeO ₂, но незначительное положительное влияние на Ni / SiO ₂	[41]
16,5% K и Ba	1% Rh / Al ₂ O ₃	Пиролиз пламенным распылением	GHSV = 6000 ч ^-1 H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 25%, S _Ch5 = 0% при 375 ° C (16,5% K на 1% Rh / Al ₂ O ₃)	Добавление K привело к образованию чистого CO во всем диапазоне температур.Катализатор, модифицированный Ba, немного уступает Rh / Al ₂ O ₃ для CO ₂ метанирование	[43]
0,5–20% KOH	0,5–20% Ni / Al ₂ O ₃	Пропитка начальной влажности	H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 40%, S _Ch5 = 45% при 400 ° C (10% K на 12% Ni / Al ₂ O ₃)	Сильно адсорбированные промежуточные соединения формиата по сравнению с катализаторами, модифицированными КОН, способствовали селективности по CO	[45]
1.7–7,6% K (x = 0,1–0,4 для La _1-x K _x NiO ₃)	24–28,5% Ni / La ₂ O ₃	Цитратный золь-гель La _1-x K _x NiO ₃ синтез и восстановление	GHSV = 48000 ч ^-1 H ₂ / CO ₂ = 12,5 / 1	X _CO2 = 50% , S _Ch5 = 45% при 306 ° C (для x = 0,3 => La _0,7 K _0,3 NiO ₃)	Легко десорбируемые частицы CO, образующиеся после перемешивания K-допирования реакция на RWGS и селективность CO	[51]
4% MgO, CaO, SrO и BaO	10% Ni / SiO ₂	Мокрая пропитка	GHSV = 15000 ч ^{13 −1 H ₂ / CO ₂ = 4/1}	X _CO2 = 71%, S _Ch5 = 99% при 300 ° C (4% SrO на 10% Ni / SiO ₂ )	MgO подавлял активность, CaO оказывал незначительное влияние, SrO и BaO увеличивали активность, в то время как SrO также способствовал стабильности катализатора	[52]
1–7.5% Mg, Ca, Sr и Ba	20% Ni / Al ₂ O ₃	Пропитка начальной влажности	GHSV = 16000 ч ^-1 H ₂ / CO ₂ = 4 / 1	X _CO2 = 80%, S _Ch5 = 100% при 300 ° C (5% Ba на 20% Ni / Al ₂ O ₃)	Легкие элементы Mg и Ca способствует селективности CO, тогда как более тяжелые элементы Sr и Ba способствуют метанированию	[53]
1.4% Mg, 2,2% Ca, 4,7% Sr и 7,2% Ba (Ce _0,9 M _0,1 O _x основа)	10% Ni / Ce _0,9 M _0,1 O _x	Цитратный золь-гель модифицированный CeO ₂ синтез и пропитка начальной влажности Ni	WHSV = 36000 мл ч ^-1 г ^-1 H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 70%, S _Ch5 = 95% при 270 ° C (10% Ni / Ce _0.9 Ca _0,1 O _x)	Ca-допирование привело к наивысшей активности метанирования (Sr был вторым после лучшего). TOF _Ni может быть линейно коррелирован с количеством кислородных вакансий и умеренно сильных основных центров на поверхности носителя	[30]
1–4% MgO	10% Ni / SiO ₂	Последовательный влажная пропитка и совместная пропитка	WHSV = 36000 мл ч ^-1 г ^-1 H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 65%, S _Ch5 = 98% при 400 ° C (1% Mg на 10% Ni / SiO ₂)	1% MgO, введенный совместной пропиткой, привел к наивысшей каталитической активности и стабильности.Более высокое содержание MgO блокировало некоторые активные центры Ni	[63]
0,4–2,5% Mg (Изменение молярного отношения Ni / Mg)	6% Ni / ZrO ₂	Метод образования комплекса цитрата	WHSV = 15000 мл ч ^-1 г ^-1, p = 0,1 МПа, H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 90%, S _Ch5 = 100% при 250 ° C (1% Mg на 6% Ni / ZrO ₂)	Добавление магния привело к удержанию наночастиц Ni, а также к сопротивлению спеканию и коксообразованию	[64]
0.5–5% Mg	12% Ni / Al ₂ O ₃ (OMA)	Самосборка, вызванная испарением (EISA)	GHSV = 15000 ч ⁻¹ H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 65%, S _Ch5 = 96% при 300 ° C (2,5% Mg на 12% Ni / Al ₂ O ₃)	Mg-допант увеличивает основность катализаторов и способствует хемосорбции и активации CO ₂	[65]
1% Mg	α-Fe ₂ O ₃	Начальная влажность пропитка	GHSV = 150 000 ч ^-1, p = 8 бар, H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 22%, S _Ch5 = 9% при 400 ° C через 18 ч (2.% Mg на α-Fe ₂ O ₃)	Улучшенная адсорбция CO ₂ над катализатором Fe, модифицированным Mg, привела к высокоактивным карбидам Fe и улучшенным характеристикам метанирования	[72]
0,8– 8% Ca	12% Ni / Al ₂ O ₃ (OMA)	Самосборка, вызванная испарением (EISA)	GHSV = 15000 ч ^-1 H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 70%, S _Ch5 = 98% при 300 ° C (6.4% Ca на 12% Ni / Al ₂ O ₃)	Повышенная щелочность поверхности носителя привела к усилению хемосорбции CO ₂ и снижению энергии активации для CO ₂ метанирование	[74]
2% CaO	1% Ru, 10% Ni / Al ₂ O ₃ (OMA)	Самосборка, вызванная испарением (EISA)	WHSV = 30,000 мл ч ^-1 г ⁻¹ H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 80%, S _Ch5 = 98% при 360 ° C (2% CaO на 0.8% Ru, 8% Ni / Al ₂ O ₃)	Ступенчатое увеличение конверсии CO ₂ и селективности по CH ₄ после добавления второго металла Ru и промотора CaO	[75]
0,7% Ca	5% Ni / Ca _x Zr _1-x O _2-δ	Мокрая пропитка	H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 72%, S _Ch5 = 100% при 350 ° C (0.7% Ca на 5% Ni / Ca _x Zr _1-x O _2-δ)	Кислородные вакансии и пары координационно-ненасыщенных сайтов (cus) способствовали разрыву связи CO, что является важным этапом при CO ₂ метанирование	[82]
0,1–1% Ca (x = 0,01–0,1 для Ca _x Ni _1-x TiO _3-δ)	30% Ca-NiTiO ₃ / Al ₂ O ₃ (11,5% Ni)	Соосаждение Ca-NiTiO ₃ синтез и влажная пропитка	GHSV = 5000 ч ⁻¹ H ₂ / CO ₂ = / 1	X _CO2 = 55%, S _Ch5 = 99.7% при 350 ° C (0,5% Ca на 30% Ca-NiTiO ₃ / Al ₂ O ₃)	Легирование Ca на NiTiO ₃ A-сайт способствовал образованию кислородных вакансий в непосредственной близости от активного Ni и, следовательно, хемосорбции CO. сокращение	WHSV = 1100 мин ^-1 г ^-1 H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 70%, S _Ch5 = 90% при 315 ° C (14% Mg на 59% Ni / MgO- Al ₂ O ₃)	Стабильные характеристики, а также устойчивость к спеканию и коксованию для катализаторов на основе гидроталькита	[89]
6.1–28,5% Mg	17,2–57,8% Ni / MgO- Al ₂ O ₃	Синтез и восстановление гидротальцита соосаждением	GHSV = 2400 ч ⁻¹ H _{12 2 909 230 / CO _{12 2} / CO 90} = 4/1	X _CO2 = 97,9%, S _Ch5 = 97,5% при 250 ° C (17,3% Mg на 37,5% Ni / MgO-Al ₂ O ₃	Дальний превосходная низкотемпературная конверсия CO ₂ для Mg-содержащих катализаторов на основе гидроталькита благодаря повышенной поверхностной щелочности	[90]
0.3–12% Li, Na, K, Cs, Mg, Ca и Ba	Цеолит 15% Ni / USY	Ионообмен для катионов и пропитка начальной влажности Ni	GHSV = 43000 ч ⁻¹ H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 62%, S _Ch5 = 92% при 375 ° C (12,1% Cs в USY с 15% Ni / Cs-обменом)	Больший размер одновалентных катионов улучшает адсорбцию CO ₂ (Cs ⁺> Na ⁺> Li ⁺> H ⁺), в то время как Mg ²⁺ улучшает дисперсию Ni	[98]
0.9–13% Mg	4,8–15% цеолита Ni / USY	Ионообменная или пропитка для пропитки Mg и Ni до начальной влажности	GHSV = 43000 ч ⁻¹ H ₂ / CO ₂ = 4/1	X _CO2 = 65%, S _Ch5 = 93% при 400 ° C (0,7% Mg в 15% Ni / Mg-обменном USY)	Более мелкие и более диспергированные наночастицы Ni после пропитки Mg или ионного обмена Mg	[68]

18.1 Периодичность — Химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

Классифицируйте элементы
Сделать прогнозы относительно свойств периодичности репрезентативных элементов

Мы начинаем этот раздел с изучения поведения типичных металлов в зависимости от их положения в периодической таблице. Основное внимание в этом разделе будет уделено применению периодичности к типичным металлам.

Можно разделить элементы на группы в соответствии с их электронной конфигурацией. Репрезентативные элементы — это элементы, в которых заполняются орбитали s и p . Переходные элементы — это элементы, в которых заполняются орбитали d (группы 3–11 в периодической таблице), а внутренние переходные металлы — это элементы, в которых заполняются орбитали f . Орбитали d заполняются элементами группы 11; поэтому элементы в группе 12 квалифицируются как репрезентативные элементы, потому что последний электрон входит на орбиталь s .Металлы среди репрезентативных элементов — репрезентативных металлов . Металлический характер является результатом способности элемента терять свои внешние валентные электроны и приводит к высокой теплопроводности и электропроводности, помимо других физических и химических свойств. Есть 20 нерадиоактивных представительных металлов в группах 1, 2, 3, 12, 13, 14 и 15 периодической таблицы (элементы, заштрихованные желтым на рисунке 1). Радиоактивные элементы коперниций, флеровий, полоний и ливерморий также являются металлами, но они выходят за рамки этой главы.

Помимо типичных металлов, некоторыми типичными элементами являются металлоиды. Металлоид — это элемент, который имеет свойства, которые находятся между свойствами металлов и неметаллов; эти элементы обычно являются полупроводниками.

Остальные репрезентативные элементы — неметаллы. В отличие от металлов , которые обычно образуют катионы и ионные соединения (содержащие ионные связи), неметаллы имеют тенденцию образовывать анионы или молекулярные соединения. В общем, сочетание металла и неметалла дает соль.Соль — это ионное соединение, состоящее из катионов и анионов.

Рисунок 1. Расположение типичных металлов показано в периодической таблице. Неметаллы показаны зеленым, металлоиды — фиолетовым, а переходные металлы и внутренние переходные металлы — синим.

Большинство типичных металлов не встречаются в природе в несвязанном состоянии, потому что они легко реагируют с водой и кислородом воздуха. Однако можно выделить элементарный бериллий, магний, цинк, кадмий, ртуть, алюминий, олово и свинец из природных минералов и использовать их, поскольку они очень медленно реагируют с воздухом.Частично причина того, что эти элементы реагируют медленно, заключается в том, что эти элементы реагируют с воздухом с образованием защитного покрытия. Формирование этого защитного покрытия — пассивация . Покрытие представляет собой инертную пленку оксида или другого соединения. Элементарный магний, алюминий, цинк и олово важны для изготовления многих знакомых предметов, включая проволоку, кухонную посуду, фольгу, а также многие предметы домашнего обихода и личные вещи. Хотя бериллий, кадмий, ртуть и свинец легко доступны, существуют ограничения в их использовании из-за их токсичности.

Щелочные металлы литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций составляют группу 1 периодической таблицы. Хотя водород входит в группу 1 (а также в группу 17), он является неметаллом и заслуживает отдельного рассмотрения далее в этой главе. Название щелочной металл связано с тем фактом, что эти металлы и их оксиды реагируют с водой с образованием очень основных (щелочных) растворов.

Свойства щелочных металлов аналогичны друг другу, как и ожидалось для элементов одного семейства.Щелочные металлы имеют самые большие атомные радиусы и самую низкую энергию первой ионизации в свои периоды. Эта комбинация позволяет очень легко удалить единственный электрон во внешней (валентной) оболочке каждого из них. Легкая потеря этого валентного электрона означает, что эти металлы легко образуют стабильные катионы с зарядом 1+. Их реакционная способность увеличивается с увеличением атомного номера из-за легкости потери неподеленного валентного электрона (уменьшение энергии ионизации). Поскольку окисление происходит очень легко, обратное восстановление затруднено, что объясняет, почему трудно изолировать элементы.Твердые щелочные металлы очень мягкие; литий, показанный на рисунке 2, имеет самую низкую плотность из всех металлов (0,5 г / см ³).

Все щелочные металлы энергично реагируют с водой с образованием газообразного водорода и основного раствора гидроксида металла. Это означает, что их легче окислить, чем водород. Например, реакция лития с водой:

[латекс] 2 \ text {Li} (s) \; + \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} (l) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {LiOH} (aq) \; + \; \ text {H} _2 (g) [/ latex]

Рисунок 2. Литий плавает в парафиновом масле, поскольку его плотность меньше плотности парафинового масла.

Щелочные металлы вступают в непосредственную реакцию со всеми неметаллами (кроме благородных газов) с образованием бинарных ионных соединений, содержащих ионы металлов 1+. Эти металлы настолько реактивны, что необходимо избегать контакта как с влагой, так и с кислородом воздуха. Поэтому они хранятся в герметичных контейнерах под минеральным маслом, как показано на рисунке 3, чтобы предотвратить контакт с воздухом и влагой. Чистые металлы никогда не существуют в природе в свободном (несвязанном) виде из-за их высокой реакционной способности.Кроме того, такая высокая реакционная способность делает необходимым получение металлов электролизом соединений щелочных металлов.

Рисунок 3. Для предотвращения контакта с воздухом и водой калий для лабораторного использования поставляется в виде палочек или шариков, хранящихся в керосине или минеральном масле, или в герметичных контейнерах. (кредит: http://images-of-elements.com/potassium.php)

В отличие от многих других металлов химическая активность и мягкость щелочных металлов делают эти металлы непригодными для использования в конструкциях. Однако есть приложения, в которых реакционная способность щелочных металлов является преимуществом.Например, производство металлов, таких как титан и цирконий, частично зависит от способности натрия восстанавливать соединения этих металлов. При производстве многих органических соединений, включая определенные красители, лекарства и парфюмерию, используется восстановление литием или натрием.

Натрий и его соединения придают пламени ярко-желтый цвет, как показано на рисунке 4. Прохождение электрического разряда через пары натрия также дает этот цвет. В обоих случаях это пример спектра излучения, который обсуждается в главе, посвященной электронной структуре.Иногда в уличных фонарях используются натриевые лампы, потому что пары натрия лучше проникают в туман, чем большинство других источников света. Это связано с тем, что туман не рассеивает желтый свет, а рассеивает белый свет. Другие щелочные металлы и их соли также придают цвет пламени. Литий создает яркий малиновый цвет, тогда как другие создают бледный фиолетовый цвет.

Рисунок 4. Погружение проволоки в раствор натриевой соли и последующее нагревание проволоки вызывает излучение ярко-желтого света, характерного для натрия.

Это видео демонстрирует реакции щелочных металлов с водой.

щелочноземельных металлов (бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий) составляют вторую группу периодической таблицы. Название щелочной металл происходит от того факта, что оксиды более тяжелых членов группы реагируют с водой с образованием щелочных растворов. Заряд ядра увеличивается при переходе от группы 1 к группе 2. Из-за этого увеличения заряда атомы щелочноземельных металлов меньше и имеют более высокие энергии первой ионизации, чем щелочные металлы в течение того же периода.Более высокая энергия ионизации делает щелочноземельные металлы менее химически активными, чем щелочные металлы; однако они по-прежнему очень реактивные элементы. Их реакционная способность возрастает, как и ожидалось, с увеличением размера и уменьшением энергии ионизации. В химических реакциях эти металлы легко теряют оба валентных электрона с образованием соединений, в которых они проявляют степень окисления 2+. Из-за их высокой реакционной способности щелочноземельные металлы, как и щелочные, обычно получают электролизом.Несмотря на то, что энергии ионизации низкие, два металла с самыми высокими энергиями ионизации (бериллий и магний) действительно образуют соединения, которые проявляют некоторые ковалентные свойства. Как и щелочные металлы, более тяжелые щелочноземельные металлы придают цвет пламени. Как и в случае щелочных металлов, это часть спектра излучения этих элементов. Кальций и стронций дают оттенки красного, тогда как барий дает зеленый цвет.

Магний — серебристо-белый металл, ковкий и пластичный при высоких температурах.Пассивация снижает реакционную способность металлического магния. При контакте с воздухом на поверхности металла образуется плотно прилегающий слой оксикарбоната магния, который тормозит дальнейшую реакцию. (Карбонат образуется в результате реакции углекислого газа в атмосфере.) Магний — самый легкий из широко используемых конструкционных металлов, поэтому большая часть магния производится для легких сплавов.

Магний (показан на рисунке 5), кальций, стронций и барий вступают в реакцию с водой и воздухом.При комнатной температуре барий проявляет наиболее бурную реакцию. Продуктами реакции с водой являются водород и гидроксид металла. Образование газообразного водорода указывает на то, что более тяжелые щелочноземельные металлы являются лучшими восстановителями (более легко окисляются), чем водород. Как и ожидалось, эти металлы реагируют как с кислотами, так и с неметаллами с образованием ионных соединений. В отличие от большинства солей щелочных металлов, многие из обычных солей щелочноземельных металлов нерастворимы в воде из-за высоких энергий решетки этих соединений, содержащих ион двухвалентного металла.

Рисунок 5. Слева направо: Mg ( s ), теплая вода с pH 7 и полученный раствор с pH более 7, на что указывает розовый цвет индикатора фенолфталеина. (кредит: модификация работы Сахара Атвы)

Сильная восстанавливающая способность горячего магния полезна при получении некоторых металлов из их оксидов. Действительно, сродство магния к кислороду настолько велико, что при горении магний реагирует с углекислым газом, образуя элементарный углерод:

[латекс] 2 \ text {Mg} (s) \; + \; \ text {CO} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {MgO} (s) \; + \; \ текст {C} (s) [/ latex]

По этой причине огнетушитель CO ₂ не тушит магниевый пожар.Кроме того, яркий белый свет, излучаемый при горении магния, делает его полезным для вспышек и фейерверков.

Элементы в группе 12 являются переходными элементами; однако последний добавленный электрон — это не электрон d , а электрон s . Поскольку последний добавленный электрон представляет собой электрон s , эти элементы квалифицируются как типичные металлы или постпереходные металлы. Элементы группы 12 ведут себя больше как щелочноземельные металлы, чем переходные металлы.{\; \; 2 +} [/ латекс] ион. Как в элементарных формах, так и в соединениях кадмий и ртуть токсичны.

Цинк является наиболее активным в группе 12, а ртуть — наименее активным. (Это противоположно тенденции реакционной способности металлов групп 1 и 2, в которых реакционная способность увеличивается вниз по группе. Увеличение реакционной способности с увеличением атомного номера происходит только для металлов в группах 1 и 2.) Уменьшение реакционной способности является из-за образования ионов с конфигурацией псевдо-благородного газа и других факторов, которые выходят за рамки этого обсуждения.{-} (aq) \; + \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} (l) [/ latex]

Рисунок 6. Цинк — активный металл. Он растворяется в соляной кислоте, образуя раствор бесцветных ионов Zn ²⁺, ионов Cl ^— и газообразного водорода.

Цинк — серебристый металл, который быстро тускнеет и приобретает сине-серый цвет. Это изменение цвета происходит из-за адгезионного покрытия из основного карбоната Zn ₂ (OH) ₂ CO ₃, которое пассивирует металл для предотвращения дальнейшей коррозии. Сухие элементы и щелочные батареи содержат цинковый анод.Латунь (Cu и Zn) и некоторое количество бронзы (Cu, Sn, а иногда и Zn) являются важными сплавами цинка. Около половины производимого цинка служит для защиты железа и других металлов от коррозии. Эта защита может иметь форму протекторного анода (также известного как гальванический анод, который является средством обеспечения катодной защиты для различных металлов) или тонкого покрытия на защищаемом металле. Оцинкованная сталь — это сталь с защитным покрытием из цинка.

Расходные аноды

Временный анод, или гальванический анод, представляет собой средство обеспечения катодной защиты различных металлов.Под катодной защитой понимается предотвращение коррозии путем преобразования коррозирующего металла в катод. В качестве катода металл устойчив к коррозии, которая представляет собой процесс окисления. Коррозия происходит на расходуемом аноде, а не на катоде.

Построение такой системы начинается с присоединения более активного металла (более отрицательный потенциал восстановления) к металлу, нуждающемуся в защите. Присоединение может быть прямым или проводным. Для замыкания цепи необходим солевой мост .Этот соляной мост часто бывает морской или грунтовой. После замыкания цепи окисление (коррозия) происходит на аноде, а не на катоде.

Обычно используемые расходуемые аноды — это магний, алюминий и цинк. Магний имеет самый отрицательный восстановительный потенциал из трех и лучше всего работает, когда солевой мостик менее эффективен из-за низкой концентрации электролита, например, в пресной воде. Цинк и алюминий лучше работают в соленой воде, чем магний. Алюминий легче цинка и имеет большую емкость; однако оксидное покрытие может пассивировать алюминий.В особых случаях пригодятся другие материалы. Например, железо защитит медь.

Ртуть сильно отличается от цинка и кадмия. Ртуть — единственный металл, который находится в жидком состоянии при 25 ° C. Многие металлы растворяются в ртути, образуя растворы, называемые амальгамами (см. Раздел «Амальгамы»), которые представляют собой сплавы ртути с одним или несколькими другими металлами. Ртуть, показанная на рисунке 7, является нереактивным элементом, который окисляется труднее, чем водород. Таким образом, он не вытесняет водород из кислот; однако он будет реагировать с сильными окисляющими кислотами, такими как азотная кислота:

[латекс] \ text {Hg} (l) \; + \; \ text {HCl} (aq) \; {\ longrightarrow} \; \ text {no \; response} [/ latex]

[латекс] 3 \ text {Hg} (l) \; + \; 8 \ text {HNO} _3 (aq) \; {\ longrightarrow} \; 3 \ text {Hg (NO} _3) _2 (aq) \; + \; 4 \ text {H} _2 \ text {O} (l) \; + \; 2 \ text {NO} (g) [/ latex]

Первоначально образовавшийся чистый NO быстро подвергается дальнейшему окислению до красновато-коричневого NO ₂.{\; \; 2 +} [/ латекс] ион. Все соединения ртути токсичны, и при их синтезе необходимо проявлять большую осторожность.

Амальгамы

Амальгама — это сплав ртути с одним или несколькими другими металлами. Это похоже на рассмотрение стали как сплава железа с другими металлами. Большинство металлов образуют амальгаму с ртутью, за исключением железа, платины, вольфрама и тантала.

Из-за токсичности ртути значительно сократилось использование амальгам.Исторически амальгамы играли важную роль в электролитических ячейках и при добыче золота. Амальгамы щелочных металлов все еще находят применение, поскольку они являются сильными восстановителями и с ними легче обращаться, чем с чистыми щелочными металлами.

У старателей возникла проблема, когда они нашли мелкодисперсное золото. Они узнали, что добавление ртути к их кастрюлям собирало золото в ртуть, чтобы сформировать амальгаму для более легкого сбора. К сожалению, из-за потерь небольшого количества ртути с годами многие водотоки в Калифорнии были загрязнены ртутью.

Стоматологи используют амальгамы, содержащие серебро и другие металлы, для заполнения полостей. Есть несколько причин использовать амальгаму, включая низкую стоимость, простоту обращения и долговечность по сравнению с альтернативными материалами. Зубные амальгамы примерно на 50% состоят из ртути по весу, что в последние годы стало проблемой из-за токсичности ртути.

Изучив достоверные доступные данные, Управление по санитарному надзору за качеством пищевых продуктов и медикаментов (FDA) считает пломбы на основе амальгамы безопасными для взрослых и детей старше шести лет.Даже при многократном заполнении уровни ртути у пациентов остаются намного ниже минимальных уровней, связанных с вредом. Клинические исследования не обнаружили связи между зубными пломбами и проблемами со здоровьем. Проблемы со здоровьем могут быть разными у детей до шести лет или беременных женщин. Выводы FDA согласуются с мнениями Агентства по охране окружающей среды (EPA) и Центров по контролю за заболеваниями (CDC). Единственное, что нужно учитывать для здоровья, — это то, что у некоторых людей есть аллергия на амальгаму или один из ее компонентов.

Группа 13 содержит металлоидный бор и металлы алюминий, галлий, индий и таллий. Самый легкий элемент, бор, является полупроводником, и его бинарные соединения имеют тенденцию быть ковалентными, а не ионными. Остальные элементы группы — металлы, но их оксиды и гидроксиды меняют характер. Оксиды и гидроксиды алюминия и галлия проявляют как кислотное, так и основное поведение. Вещество, подобное этим двум, которое будет реагировать как с кислотами, так и с основаниями, является амфотерным. Эта характеристика иллюстрирует сочетание неметаллического и металлического поведения этих двух элементов.Оксиды и гидроксиды индия и таллия проявляют только основные свойства в соответствии с явно металлическим характером этих двух элементов. Температура плавления галлия необычно низкая (около 30 ° C), и он плавится в ваших руках.

Алюминий амфотерный, потому что он вступает в реакцию как с кислотами, так и с основаниями. Типичная реакция с кислотой:

[латекс] 2 \ text {Al} (s) \; + \; 6 \ text {HCl} (aq) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {AlCl} _3 (aq) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) [/ латекс]

Продукты реакции алюминия с основанием зависят от условий реакции, одна из возможностей —

[латекс] 2 \ text {Al} (s) \; + \; 2 \ text {NaOH} (aq) \; + \; 6 \ text {H} _2 \ text {O} (l) \; { \ longrightarrow} \; 2 \ text {Na [Al (OH)} _ 4] (aq) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) [/ latex]

Как с кислотами, так и с основаниями, при реакции с алюминием образуется газообразный водород.

Элементы группы 13 имеют электронную конфигурацию валентной оболочки нс ² нп ¹. Алюминий обычно использует все свои валентные электроны, когда вступает в реакцию, давая соединения, в которых он имеет степень окисления 3+. Хотя многие из этих соединений ковалентны, другие, такие как AlF ₃ и Al ₂ (SO ₄) ₃, являются ионными. {3 +} [/ latex], сокращенно Al ³⁺ ( водн. ) .Галлий, индий и таллий также образуют ионные соединения, содержащие ионы M ³⁺. Эти три элемента демонстрируют не только ожидаемую степень окисления 3+ от трех валентных электронов, но также степень окисления (в данном случае 1+), которая на два ниже ожидаемого значения. Это явление, эффект инертной пары, относится к образованию стабильного иона со степенью окисления на два ниже, чем ожидалось для группы. Пара электронов является валентной орбиталью s для этих элементов.В целом, эффект инертной пары важен для нижних элементов блока p . В водном растворе ион Tl ⁺ ( водн. ) более стабилен, чем Tl ³⁺ ( водн. ). Обычно эти металлы реагируют с воздухом и водой с образованием ионов 3+; однако таллий реагирует с образованием производных таллия (I). Все металлы группы 13 напрямую реагируют с неметаллами, такими как сера, фосфор и галогены, образуя бинарные соединения.

Все металлы группы 13 (Al, Ga, In и Tl) реакционноспособны.Однако пассивация происходит в результате образования плотной, твердой тонкой пленки оксида металла под воздействием воздуха. Разрушение этой пленки может противодействовать пассивации, позволяя металлу вступить в реакцию. Один из способов разрушить пленку — подвергнуть пассивированный металл воздействию ртути. Часть металла растворяется в ртути с образованием амальгамы, которая сбрасывает защитный оксидный слой, подвергая металл дальнейшей реакции. Образование амальгамы позволяет металлу реагировать с воздухом и водой.

Хотя алюминий легко окисляется, пассивация делает его очень полезным в качестве прочного и легкого строительного материала.Из-за образования амальгамы ртуть вызывает коррозию конструкционных материалов из алюминия. Это видео демонстрирует, как целостность алюминиевой балки может быть нарушена добавлением небольшого количества элементарной ртути.

Наиболее важные области применения алюминия — это строительство и транспорт, а также производство алюминиевых банок и алюминиевой фольги. Это использование зависит от легкости, прочности и прочности металла, а также от его устойчивости к коррозии.Поскольку алюминий является отличным проводником тепла и сопротивляется коррозии, он полезен при производстве кухонной утвари.

Алюминий является очень хорошим восстановителем и может заменять другие восстановители при выделении некоторых металлов из их оксидов. Хотя алюминий дороже, чем восстановление углеродом, он важен для выделения Mo, W и Cr из их оксидов.

Металлические элементы группы 14 — олово, свинец и флеровий. Углерод — типичный неметалл.Остальные элементы группы, кремний и германий, являются примерами полуметаллов или металлоидов. Олово и свинец образуют стабильные двухвалентные катионы Sn ²⁺ и Pb ²⁺ со степенью окисления на два ниже групповой степени окисления 4+. Стабильность этой степени окисления является следствием эффекта инертной пары. Олово и свинец также образуют ковалентные соединения с формальным состоянием 4+ -окисления. Например, SnCl ₄ и PbCl ₄ — ковалентные жидкости с низкой температурой кипения.

Рис. 8. (a) Хлорид олова (II) представляет собой твердое ионное вещество; (б) хлорид олова (IV) — ковалентная жидкость.

Олово легко реагирует с неметаллами и кислотами с образованием соединений олова (II) (что указывает на то, что оно окисляется легче, чем водород), и с неметаллами с образованием соединений олова (II) или олова (IV) (показано на рисунке 8), в зависимости от от стехиометрии и условий реакции. Свинец менее реактивен. Его лишь немного легче окислить, чем водород, и для окисления обычно требуется горячая концентрированная кислота.

Многие из этих элементов существуют как аллотропы. Аллотропы — это две или более формы одного и того же элемента в одном физическом состоянии с разными химическими и физическими свойствами. Есть два общих аллотропа олова. Эти аллотропы представляют собой серое (хрупкое) олово и белое олово. Как и в случае с другими аллотропами, разница между этими формами олова заключается в расположении атомов. Белое олово стабильно при температуре выше 13,2 ° C и податливо, как и другие металлы. При низких температурах более стабильной формой является серое олово.Серое олово хрупкое и имеет свойство распадаться на порошок. Следовательно, изделия из олова будут разрушаться в холодную погоду, особенно если период холода будет продолжительным. Изменение медленно прогрессирует от места происхождения, и первое образовавшееся серое олово катализирует дальнейшее изменение. В некотором смысле этот эффект похож на распространение инфекции в организме растений или животных, поэтому люди называют этот процесс оловянной болезнью или оловянным вредителем.

Основное применение олова — это покрытие стали для формования жести в виде листового железа, которое составляет олово в жестяных банках.Важными сплавами олова являются бронза (Cu и Sn) и припой (Sn и Pb). Свинец важен для свинцовых аккумуляторных батарей в автомобилях.

Висмут , самый тяжелый член группы 15, является менее химически активным металлом, чем другие типичные металлы. Он легко отдает три из своих пяти валентных электронов активным неметаллам с образованием триположительного иона Bi ³⁺. Только при обработке сильными окислителями образует соединения с групповой степенью окисления 5+. Стабильность состояния 3 + -окисления является еще одним примером эффекта инертной пары.

Этот раздел посвящен периодичности репрезентативных элементов. Это элементы, в которых электроны попадают на орбитали s и p . Репрезентативные элементы встречаются в группах 1, 2 и 12–18. Эти элементы представляют собой типичные металлы, металлоиды и неметаллы. Щелочные металлы (группа 1) очень реакционноспособны, легко образуют ионы с зарядом 1+ с образованием ионных соединений, которые обычно растворимы в воде, и активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и основного раствора гидроксида металла.{\; \; 2 +} [/ латекс]). Алюминий, галлий, индий и таллий (группа 13) окисляются легче, чем водород. Алюминий, галлий и индий встречаются со степенью окисления 3+ (однако таллий также обычно встречается как ион Tl ⁺). Олово и свинец образуют стабильные двухвалентные катионы и ковалентные соединения, в которых металлы проявляют состояние 4 + -окисления.

Химия: упражнения в конце главы

Чем щелочные металлы отличаются от щелочноземельных металлов по атомной структуре и общим свойствам?
Почему реакционная способность щелочных металлов снижается от цезия до лития?
Предскажите формулы для девяти соединений, которые могут образоваться, когда каждый компонент в столбце 1 таблицы 1 вступает в реакцию с каждым видом в столбце 2.
1 2
Na I
Sr SE
Al O
Таблица 1.
Предскажите лучший выбор в каждом из следующих случаев. Вы можете просмотреть главу об электронной структуре для соответствующих примеров.
(а) наиболее металлический из элементов Al, Be и Ba
(б) наиболее ковалентное из соединений NaCl, CaCl ₂ и BeCl ₂
(c) самая низкая первая энергия ионизации среди элементов Rb, K и Li
(d) наименьший среди Al, Al ⁺ и Al ³⁺
(e) самый большой среди Cs ⁺, Ba ²⁺ и Xe
Хлорид натрия и хлорид стронция — белые твердые вещества.{-1} [/ латекс]
(a) Какова энтальпия реакции на грамм реагирующей негашеной извести?
(b) Сколько тепла в килоджоулей связано с производством 1 тонны гашеной извести?
Напишите сбалансированное уравнение реакции элементарного стронция с каждым из следующих факторов:
(а) кислород
(б) бромистый водород
(в) водород
(г) фосфор
(е) вода
Сколько молей ионных частиц содержится в 1.0 л раствора с маркировкой 1.0 M нитрат ртути (I)?
Какую массу рыбы в килограммах необходимо съесть, чтобы получить смертельную дозу ртути, если рыба содержит 30 частей на миллион ртути по весу? (Предположим, что вся ртуть из рыбы попадает в организм в виде хлорида ртути (II) и что смертельная доза составляет 0,20 г HgCl ₂.) Сколько это фунтов рыбы?
Элементы натрий, алюминий и хлор относятся к одному и тому же периоду.
(a) Какая из них имеет наибольшую электроотрицательность?
(б) Какой из атомов самый маленький?
(c) Напишите структуру Льюиса для простейшего ковалентного соединения, которое может образовываться между алюминием и хлором.
(d) Будет ли оксид каждого элемента кислым, основным или амфотерным?
Реагирует ли металлическое олово с HCl?
Что такое оловянный вредитель, известный также как оловянная болезнь?
Сравните природу связей в PbCl ₂ с природой связей в PbCl ₄.
Является ли реакция рубидия с водой более или менее интенсивной, чем реакция натрия? Как сравнить скорость реакции магния?

1	2
Na	I
Sr	SE
Al	O
Таблица 1.

Глоссарий

щелочноземельный металл: любой из металлов (бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий), входящих в группу 2 периодической таблицы; это химически активные двухвалентные металлы, образующие основные оксиды

аллотропов: две или более формы одного и того же элемента в одном физическом состоянии с разными химическими структурами

висмут: самый тяжелый член группы 15; менее химически активный металл, чем другие типичные металлы

металл (представительский): атомов металлических элементов групп 1, 2, 12, 13, 14, 15 и 16, которые образуют ионные соединения, теряя электроны со своих внешних s или p орбиталей

металлоид: элемент, обладающий свойствами, которые находятся между свойствами металлов и неметаллов; эти элементы обычно являются полупроводниками

пассивация: металлы с защитной инертной пленкой из оксида или другого соединения, создающей барьер для химических реакций; физическое или химическое удаление пассивирующей пленки позволяет металлам продемонстрировать ожидаемую химическую активность

представительный элемент: элемент, в котором заполняются орбитали s и p

представительский металл: металл среди представительных элементов

Решения

Ответы на упражнения по химии в конце главы

1.Все щелочные металлы имеют один электрон – во внешней оболочке. Напротив, щелочноземельные металлы имеют завершенную подоболочку – в своей самой внешней оболочке. В общем, щелочные металлы реагируют быстрее и обладают большей реакционной способностью, чем соответствующие щелочноземельные металлы в тот же период.

3.
[латекс] \ text {Na} \; + \; \ text {I} _2 \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {NaI} \\ [0.5em] 2 \ text {Na} \ ; + \; \ text {Se} \; {\ longrightarrow} \; \ text {Na} _2 \ text {Se} \\ [0.5em] 2 \ text {Na} \; + \; \ text {O} _2 \; {\ longrightarrow} \; \ text {Na} _2 \ text {O} _2 \\ [1.5em] \ text {Sr} \; + \; \ text {I} _2 \; {\ longrightarrow} \; \ text {SrI} _2 \\ [0.5em] \ text {Sr} \; + \; \ text {Se} \; {\ longrightarrow} \; \ text {SrSe} \\ [0.5em] 2 \ text {Sr} \; + \; \ text {O} _2 \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {SrO} \\ [1.5em] 2 \ text {Al} \; + \; 3 \ text {I} _2 \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {AlI} _3 \\ [0.5em] 2 \ текст {Al} \; + \; 3 \ text {Se} \; {\ longrightarrow} \; \ text {Al} _2 \ text {Se} _3 \\ [0.5em] 4 \ text {Al} \; + \; 3 \ text {O} _2 \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {Al} _2 \ text {O} _3 [/ latex]

5. Возможные способы различения между ними включают инфракрасную спектроскопию путем сравнения известных соединений, испытание пламенем, которое дает характерный желтый цвет для натрия (стронций имеет красное пламя), или сравнение их растворимости в воде.При 20 ° C NaCl растворяется до степени [латекса] \ frac {35.7 \; \ text {g}} {100 \; \ text {mL}} [/ latex] по сравнению с [латексом] \ frac {53.8 \ ; \ text {g}} {100 \; \ text {mL}} [/ latex] для SrCl ₂. Нагревание до 100 ° C обеспечивает простой тест, поскольку растворимость NaCl составляет [латекс] \ frac {39.12 \; \ text {g}} {100 \; \ text {mL}} [/ latex], а растворимость SrCl ₂ — это [латекс] \ frac {100.8 \; \ text {g}} {100 \; \ text {mL}} [/ latex]. Иногда трудно определить плотность твердого вещества, но разница достаточно велика (2,165 г / мл NaCl и 3.052 г / мл SrCl ₂), что этот метод будет жизнеспособным и, возможно, самым простым и наименее дорогостоящим тестом для выполнения.

7. (a) [латекс] 2 \ text {Sr} (s) \; + \; \ text {O} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {SrO} (s) [ /латекс]; (b) [латекс] \ text {Sr} (s) \; + \; 2 \ text {HBr} (g) \; {\ longrightarrow} \; \ text {SrBr} _2 (s) \; + \; \ text {H} _2 (g) [/ латекс]; (c) [латекс] \ text {Sr} (s) \; + \; \ text {H} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; \ text {SrH} _2 (s) [/ latex]; (d) [латекс] 6 \ text {Sr} (s) \; + \; \ text {P} _4 (s) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {Sr} _3 \ text {P} _2 (s) [/ латекс]; (e) [латекс] \ text {Sr} (s) \; + \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} (l) \; {\ longrightarrow} \; \ text {Sr (OH}) _2 (aq) \; + \; \ text {H} _2 (g) [/ latex]

9.11 фунтов

11. Да, олово реагирует с соляной кислотой с образованием газообразного водорода.

13. В PbCl ₂ связь является ионной, на что указывает его температура плавления 501 ° C. В PbCl ₄ связывание является ковалентным, о чем свидетельствует то, что он является нестабильной жидкостью при комнатной температуре.

6 видов использования щелочноземельных металлов в повседневной жизни — соединения

Как мы знаем, в периодической таблице много элементов. Самый ранний из известных щелочноземельных металлов — это линия (лат. Calx).Но прямо сейчас мы хотели бы рассказать об использовании щелочноземельного металла в повседневной жизни, который составляет бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий . Подобно щелочным металлам, щелочноземельные металлы также обладают свойствами основания, в отличие от кислоты. При нагревании они будут светиться характерными цветами.

Еще одним сходством между щелочноземельными металлами и щелочными металлами являются четыре из них: магний, кальций, стронций, дан барий (щелочноземельный металл) с натрием и калием (щелочной металл), идентифицированные в первом десятилетии девятнадцатого века английским химиком сэром Хамфри. Дэви с 1778 по 1829 год.

Щелочноземельный металл менее активен, чем щелочные металлы, но, как и щелочные металлы, они более активны, чем другие элементы. Они будут проявлять реактивность, реагируя с водой. (Химические вещества, разрешенные в органических продуктах питания). Из-за их высокой реакционной способности щелочноземельные металлы редко встречаются в природе, и обычно мы можем найти их с другими элементами в сложной форме, часто в виде карбонатов и сульфатов. Между тем, вот способы использования щелочноземельных металлов в повседневной жизни.

Щелочноземельный металл имеет некоторые элементы, и позвольте увидеть их один за другим и их функции ниже:

Бериллий

Этот элемент обнаружил Николас Луи Воклен в 1797 году.Этот химический элемент имеет символ «Be» с атомным номером 4. Внешний вид бериллия — металл серебристо-серо-белого цвета. Он мягкий и имеет невысокую плотность. Бериллий может быть найден в основном в изумрудах и аквамаринах, которые являются драгоценными камнями в мире, которые являются формами бериллий-алюмосиликатного соединения бериллия, а бериллий немагнитен.

Он даже токсичен для человека, но может применяться также в сфере здравоохранения. Везде, где мы находимся, мы можем найти продукты, содержащие бериллий, которые улучшают нашу жизнь дома, на дороге, в офисе, на работе и в аэропорту.(Вредное химическое вещество запрещено в Европе, но безопасно в США). Бериллий сделал невероятное благодаря тому, что он работает с бытовой техникой, а электроника работает быстрее, содержащие материалы, которые широко используются в высокотехнологичных устройствах, а также используются военными, чтобы обеспечить безопасность нашего дома, города и страны за границей.

Кроме того, бериллий используется в качестве компонента дисковых тормозов самолетов, высокоскоростных компьютеров, аудиокомпонентов, ракетного топлива, навигационной системы, ядерного оружия, топливных контейнеров, зеркал, отражателей нейтронов ядерных реакторов и деталей ракет.

2. Магний

Магний, или как его можно назвать: минерал, имеет важную функцию для нашего тела и здоровья, особенно для мышц, нервов и кровообращения. В периодической системе он имеет символ Mg и атомный номер 12.

Исторический

В 1755 году шотландский химик Джозеф Блэк обнаружил, что магнезия (оксид магния) дает растворимый сульфат, тогда как полученный из извести, как известно, нерастворим. В 1774 году шведский химик Карл Вильгельм Шееле, открывший кислород, обнаружил, что минерал под названием тяжелый шпат или барис (греч. Тяжелый) содержит новую землю, которая теперь известна как

В нашей повседневной жизни многим людям нужен магний в качестве добавки к своему рациону или для снижения калорийности веса (это полезно для женщин).(Вредные чистящие химические вещества, которых следует избегать во время беременности). Если мы хотим снизить избыточный вес, есть много продуктов с высоким содержанием клетчатки, которые мы можем найти с пользой для здоровья магнием. Диетические источники магния включают семена, орехи (миндаль), цельнозерновые продукты, овощи (брокколи, кабачки, зеленые листья овощей), бобовые. И не только это, но мы можем найти источники магния в мясе, шоколаде и кофе.

Щелочноземельный металл в повседневной жизни также можно найти в источнике магния внутри воды, но для получения дополнительной информации его можно найти только в «жесткой» воде, которая имеет высокое содержание минералов внутри.

Если мы видели, как некоторые спортивные спортсмены готовятся к турниру или игре, помимо практической подготовки им также необходим магний для повышения их энергии и выносливости путем употребления минеральной воды или лекарств (или мы можем назвать их допингом), которые их тренер или врач уже готовит для них. . Но использование более стандартной процедуры потребления магния также не способствует их выносливости.

Спортсмены должны проконсультироваться с врачом о том, сколько допинга им нужно до начала матча, потому что это может быть опасно, если спортсмены используют больше, чем обычно.Не только спортсменам, людям с такими заболеваниями, как повышенное кровяное давление, остеопороз, закупорка артерий, диабет, инсульт и наследственные болезни сердца, также необходим магний, потому что в их организме мало магния.

Магний также используется в повседневной жизни для лечения дефицита внимания — синдрома гиперактивности (СДВГ), тревоги, синдрома хронической усталости (СХУ), болезни Лайма, фибромиалгии, муковисцидоза, алкоголизма, длительного болевого синдрома, называемого комплексным региональным болевым синдромом, астмой. , лихорадка, слабый стояк (остеопороз), судороги в ногах ночью и во время беременности, а также профилактика потери слуха и рака.

Для живого организма магний играет важную роль в хлорофилле, зеленом пигменте растений / листьев, который улавливает энергию солнечного света, а также используется в удобрениях. (13 Список запрещенных и ограниченных косметических ингредиентов, Канада) Как минерал, который важен для баланса нашего тела, мы должны помнить о том, чтобы давать достаточно магния, покупая его на рынке, в торговом центре или универмаге.

3. Кальций

Процесс производства известняка и гипса, кальция (Ca) используется с древних времен в качестве строительного материала и продолжается до сих пор.Помимо этого, кальций также используется в пищевых продуктах, косметических средствах для изготовления антацидов, зубной пасты, жевательной резинки и витаминов. Мы можем найти кальций как важную часть живых существ в листьях, костях, кораллах, ракушках, зубах. Он работает в организме человека, свертывая кровь, помогая сокращению мышц и регулируя сердцебиение.

Кальций, как часть щелочноземельного металла, содержится в добавках кальция (в медицине), молочные продукты и зеленые овощи очень рекомендуются людям с остеопорозом, так как они полезны для наших костей, которые становятся хрупкими и легко ломаются по мере того, как мы достигаем цели. старшие возрасты.

4. Стронций

Какие еще виды использования щелочноземельных металлов в повседневной жизни? Как часть щелочноземельного металла, стронций (Sr) имеет вид серебристо-белого, блестящего металла. Он имеет относительно немного коммерческих применений, и чистый металл объединяется с другими металлами с образованием сплавов. Он также используется для производства магнитов и цинка.

5. Радий

Радий (Ra) выполняет множество функций, которые полезны в переключателях самолетов, циферблатах приборов, ядерных панелях.Применение радия запрещено законом для людей, которые хотят использовать этот элемент, так как это выявило обнаруживаемые радиоактивные проблемы. (12 химических веществ, запрещенных в школе Hogh — воздействие и опасность). У некоторых людей есть разрешение использовать это, но не многим из нас это нужно. В медицинской службе они нуждаются в этом для лечения многих психических расстройств.

6. Barrium

Барриум (Ba) на вид имеет серебристо-белый металл, который встречается в окружающей среде и может использоваться в нефтяной и газовой промышленности.

Это вся информация о щелочноземельном металле, некоторые элементы которого можно найти в естественной среде, некоторые запрещены для использования людьми. Эта статья для вас об использовании щелочноземельных металлов в повседневной жизни? Не забудьте поделиться этими знаниями с друзьями и семьей.

V3.2 Alakline Earth Metals

Рисунок 3-18. Слева направо: морганит, аквамарин и изумруд — все формы берилла ( , источник ). Бериллий очень токсичен. Тем не менее, никто никогда не испытывал отравления бериллием из-за ношения ювелирных изделий из изумруда или использования динамиков или наушников, оснащенных бериллиевыми драйверами. Отравление бериллием может возникнуть только в результате воздействия растворимых солей бериллия или длительного вдыхания мелких частиц соединения бериллия, таких как пыль ВеО. Итак, раскачивайте свои изумруды и наслаждайтесь музыкой из наушников и динамиков с бериллием в них, так как использование этих бериллийсодержащих продуктов безопасно.Бериллий имеет много других важных применений, о которых вы можете прочитать о здесь .
Магний необходим для растений. Находясь в основе сложной молекулы хлорофилла , магний жизненно важен для фотосинтеза , процесса, используемого растениями для производства углеводов (сахаров) из CO ₂ и воды в присутствии света. Углеводы, производимые фотосинтезом, затем используются растениями в качестве источника энергии и основного строительного материала для построения своих тканей.Магний также важен для животных. Кости и зубы не могут быть здоровыми без магния. Сотни ферментов в организме человека не могут нормально функционировать без магния. Магний и его соединения незаменимы при производстве многих важных сплавов, цементов, антипиренов и жаропрочных (огнеупорных) материалов для печей по производству чугуна, стали и стекла. Некоторые соединения магния используются в текстильной и целлюлозно-бумажной промышленности. Магнийорганический Соединения, широко известные как Реагенты Гриньяра , играют очень важную роль в органическом синтезе.
Кальций незаменим для костей и зубов, составляя примерно 2% человеческого тела по массе. Есть много других жизненно важных ролей, которые кальций играет в живых организмах. Мы используем соединения кальция ежедневно. Каждый раз, когда мы чистим зубы, мы используем соединение кальция, CaCO ₃, самый важный абразивный ингредиент зубной пасты. Каждый раз, когда мы пишем мелом на классной доске, мы также используем CaCO ₃, поскольку мел состоит из известняка, называемого кальцитом.Оксид кальция производится из известняка (CaCO ₃) в огромных количествах для использования в цементе, ключевом компоненте бетона. Производство чугуна и стали немыслимо без флюса CaCO ₃ (см. Раздел 3.8 ниже). Сульфат кальция (CaSO ₄) используется для изготовления гипсового гипса. Минералы кальция флюорит (CaF ₂) и апатит (Ca ₅ F (PO ₄) ₃) используются для получения фтористого водорода (HF) и фосфорной кислоты (H ₃ PO ₄) .Металлический кальций имеет ряд применений в металлургии.
Стронций . Вплоть до 2000 года стронций можно было найти почти в каждом доме, где был цветной телевизор. Электронно-лучевые трубки для цветных телевизоров изготавливались из специального стекла, ключевым компонентом которого был стронций. Это когда-то очень важное приложение потеряло свое значение с массовой заменой тяжелых и громоздких телевизоров предыдущего поколения на жидкокристаллические, плазменные и плоские OLED-дисплеи.Помимо пиротехники, стронций используется для изготовления светящихся в темноте игрушек (SrAl ₂ O ₄) и в качестве добавки к зубным пастам для чувствительных зубов (SrCl ₂). Соединения стронция нетоксичны.
Барий . Помимо пиротехники, пожалуй, наиболее широко известным применением бария является рентгеновская диагностика. Как упоминалось выше, BaSO ₄ является отличным рентгеноконтрастным агентом для рентгеновской визуализации пищевода, желудка и кишечника.Так называемая бариевая мука , принятая пациентом перед тестом, представляет собой суспензию BaSO ₄ в воде. Хотя растворимые соли бария токсичны, бариевая мука совершенно безопасна из-за чрезвычайно низкой растворимости BaSO ₄.
Радий — очень редкий элемент, все изотопы которого радиоактивны. Из-за своей радиоактивности и высокой токсичности радий почти не находит современного применения, за некоторыми исключениями.Одним из них является использование изотопа ²²³ Ra для лечения определенных типов рака. До 1970-х годов самосветящиеся краски на основе радия использовались для изготовления компасов, датчиков, часов и будильников с циферблатами, стрелками и цифрами, которые светились в темноте. Прочтите трагическую историю Radium Girls и посмотрите это видео , чтобы понять, почему использование радиевых красок уже давно прекращено. Однако часто заявляемая опасность использования часов или наручных часов , содержащих детали, окрашенные радием, сильно преувеличена преувеличена : « Радиевые часы становятся опасными только тогда, когда кто-то открывает их и возится с ними. с циферблатами, вдыхая радиоактивные частицы пыли ».
3.2.5. Упражнения.
1. Металлический магний реагирует с водой более активно, чем металлический барий. Правда или ложь? Ответ
2. Ca (OH) ₂ — более сильное основание, чем Mg (OH) ₂. Правда или ложь? Ответ
3. Испытание пламенем образца отдельного соединения щелочноземельного металла дало красный цвет. Металлом был (а) магний; (б) стронций; (в) барий. Ответ
4. Дайте правдоподобное объяснение тому факту, что MgO встречается в природе (минеральный периклаз), а CaO — нет.Ответ
5. Напишите сбалансированное химическое уравнение для теста CO ₂ с известковой водой. [Ответ: Рис. 3-14]
6. Из щелочноземельных металлов токсичными являются (а) Be и Sr; (б) Be, Sr и Ba; (c) Be, Ba и Ra. Ответ
7. Барботирование небольшого количества CO ₂ через известковую воду приводит к осаждению CaCO ₃. Однако, если пузырение продолжается, осадок в конечном итоге исчезает. Почему? Ответ
8. Постоянная жесткость воды обусловлена Mg (HCO ₃) ₂ и Ca (HCO ₃) ₂ и может быть уменьшена простым кипячением воды.Правда или ложь? Ответ
9. 100 г образца чистого карбоната щелочноземельного металла обрабатывали в избытке соляной кислотой.

Щелочноземельные металлы и их соединения

Элементы II группы главной подгруппы

Физические свойства

Щелочноземельные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Важнейшие соединения. Понятие о жёсткости воды

Кальций,стронций …. — ХИМИЯ!FOREVER!

горение кальция.wmv

углекислый газ.wmv

жесткость воды.wmv

устранение жёсткости.wmv

Щёлочноземельные металлы

II группа главная подгруппа Периодической таблицы Менделеева (щелочноземельные металлы)

Общая характеристка щелочноземельных металлов

Нахождение в природе щелочноземельных металлов

Способы получения щелочноземельных металлов

Химические свойства щелочноземельных металлов

Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами

Взаимодействие со сложными веществами

Нахождение в природе и получение щелочных металлов

ПромМетиз +7 (812) 385-76-07 Натрий

Свойства Щелочноземельных металлов | Презентация к уроку (химия, 9 класс) по теме:

6.10: Щелочноземельные металлы — Химия LibreTexts

Вторая группа

Реакционная способность щелочноземельных металлов

Примеры щелочноземельных металлов

Сводка

Узнать больше

Авторы и авторство

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Что сохраняется в файле cookie?

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Что сохраняется в файле cookie?

Катализаторы | Бесплатный полнотекстовый | Роль щелочных и щелочноземельных металлов в реакции метанирования CO2 и комбинированном улавливании и метанировании CO2

18.1 Периодичность — Химия

Цели обучения

Расходные аноды

Амальгамы

Химия: упражнения в конце главы

Глоссарий

Решения

6 видов использования щелочноземельных металлов в повседневной жизни — соединения

V3.2 Alakline Earth Metals

Добавить комментарий Отменить ответ