Щелочные металлы и щелочноземельные металлы – 11 класс. Химия. Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий — Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы.

Содержание

11 класс. Химия. Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий - Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы.

Комментарии преподавателя

1. Общие свойства металлов

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

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

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

Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns1 , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns2 (s-элементы). У алюминия валентные электроны …3s23р1 (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.

Обнаружение ионов металла в солях

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

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

Рис. 1

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

2. Щелочные металлы

Свойства металлов

Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.

Химические свойства щелочных металлов

1. Взаимодействие с неметаллами

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

2Na + Cl2→ 2NaCl

2Na + S  Na2S

2Na + h3 2NaH

3Na + P  Na3P

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

6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.

Li3N + 3h3O → 3LiOH + Nh4↑

2. Взаимодействие с кислородом

Только с литием сразу образуется оксид лития.

4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.

2Na + О2 = Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.

К + О2 = КО2  

3. Взаимодействие с водой

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

2Li + 2h3O → 2LiOH + h3↑

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 h3O

8Na + 5h3SO4 (конц) → 4Na2SO4 + h3S↑ + 4h3O

Получение щелочных металлов

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

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

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ

NaOH

Едкий натр (каустическая сода)

NaCl

Поваренная соль

NaNO3

Чилийская селитра

Na2SO4∙10h3O

Глауберова соль

Na2CO3∙10h3O

Сода кристаллическая

KOH

Едкое кали

KCl

Хлорид калия (сильвин)

KNO3

Индийская селитра

K2CO3

Поташ

3. Щелочноземельные металлы

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

Химические свойства щелочноземельных металлов.

1. Взаимодействие с неметаллами

Сa + Cl2→ 2СaCl2

Сa + S  СaS

Сa + h3 Сah3

3Сa + 2P  Сa3 P2-

2. Взаимодействие с кислородом

2Сa + O2 → 2CaO

3. Взаимодействие с водой

Sr + 2h3O → Sr(OH)2 + h3↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4h3O

4Ca + 10h3SO4 (конц) → 4CaSO4 + h3S↑ + 5h3O

Получение щелочноземельных металлов

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

CaCl2  Сa + Cl2

Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария

3BaO +2Al  3Ba + Al2O3

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ

Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО – негашеная известь. Ca(OH)2 –

гашеная известь, или известковая вода. При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО3. Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.

Рис. 2

СaO + h3O → Ca(OH)2

Ca(OH)2 + CO2↑ → CaCO3↓+ h3O

CaCO3↓+ h3O + CO2 → Ca(HCO3)2

Гипс – это CaSO4∙2h3O, алебастр – CaSO4∙0,5h3O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.

Карбонат кальция CaCO3 образует множество различных минералов. Рис. 3.

Рис. 3

Фосфат кальция Ca3(PO4)2  – фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.

Чистый безводный хлорид кальция CaCl2 – это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.

Карбид кальция – CaC2. Его можно получить так:

СaO + 2C →CaC2 +CO. Одно из его применений – это получение ацетилена.

CaC2 + 2h3O →Ca(OH)2 + C2h3↑

Сульфат бария BaSO4 – барит. Рис. 4. Используется как эталон белого в некоторых исследованиях.

Рис. 4

Жесткость воды

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

Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Такую жесткость воды можно устранить кипячением.

Ca(HCO3)2  CaCO3↓ + СО2↑ + Н2О

Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca2+., Mg2+ и анионов h3PO4- ,Cl-, NO3- и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl

4. Алюминий

Алюминий и его соединения

Алюминий занимает 4-е место по распространенности в земной коре, уступая кремнию, кислороду и водороду. В природе он присутствует в виде алюмосиликатов, глин и бокситов. Рис. 5.

Рис. 5

По своим химическим свой

www.kursoteka.ru

Щелочные и щелочноземельные металлы — реферат Свиридова Игоря


Щелочными металлами называют химические элементы I группы главной подгруппы Периодической системы элементов Менделеева. Это литий Li, натрий Na. Названы они так потому, что их гидроокиси — наиболее сильные щелочи. Химически очень активны, причем их активность возрастает от Li к Fr. Примером наиболее распространенного соединения одного из щелочных металлов является поваренная соль (хлорид натрия) NaCl. Широко известна сода (карбонат натрия) Na2CO3. Широко известен щелочной элемент К. Он входит в состав калийных удобрений. Вместе с азотными и фосфорными удобрениями это основные удобрения, применяемые в сельском хозяйстве. Реже встречаются упоминания о литиевых электрических батарейках, цезиевых фотоэлементах, рубидиевых часах. Элементы IA группы являются типичными металлами.

С элемента IA группы начинается каждый период в таблице Менделеева. Это означает, что именно у атомов этих элементов начинается заполнение следующего энергетического уровня. Поэтому на внешнем уровне у атомов всех щелочных металлов находится по одному электрону (2s1). Они обладают электронной проводимостью. При переходе от Li к Fr , т.е. при движении сверху вниз по группе, у атомов возрастает число энергетических уровней, следовательно, увеличивается размер атомов, ослабевает связь внешнего электрона с ядром. Это значит, что валентный электрон атома щелочного металла все легче может перейти на орбитали атома другого элемента, а эта способность «отдавать» электроны есть свойство восстановителя. Восстановительная способность щелочных металлов и их химическая активность возрастают с увеличением их порядкового номера.

Заметим, что при переходе от элемента к элементу слева направо по периоду уменьшаются размеры атомов и усиливается прочность связи внешних электронов с ядрами. Следовательно, щелочные металлы являются самыми сильными восстановителями каждый в своем периоде.

Элементы группы IA являются типичными металлами, у которых металлические (с химической точки зрения — восстановительные свойства) свойства выражены наиболее ярко.

Щелочные металлы как простые вещества. Атомы щелочных металлов имеют по одной валентной орбитали, содержащей один электрон. Поэтому эти атомы могут соединяться между собой с образованием двухатомных молекул, которые и обнаружены в газообразном состоянии металлов — элементов IA группы. Однако в твердом состоянии простые вещества, образованные этими элементами, тем не менее построены не из двухатомных молекул, а из атомов.

ЭТО ТОЛЬКО ПЕРВАЯ СТРАНИЦА
скачать всё


скачать
4 страницы
10kb

igorsviridov.narod.ru

Интеллектуальня игра "Щелочные и щелочноземельные металлы"

Разделы: Химия, Внеклассная работа


В Калининском районе города Новосибирска с 2001 города проходят тематические интеллектуальные игры среди учащихся 28 школ района. Игры проходят в два этапа: 2 кустовые и финал среди сильнейших школ района. В 2012 году в районе была проведена интеллектуальная (кустовая) игра “Щелочные и щелочноземельные металлы”, которую предлагаю для ознакомления.

Цель игры:

Общеобразовательная:

  1. Общение и систематизация знаний по теме “Щелочные и щелочноземельные металлы” с использованием элементов игры.
  2. Знакомство с историей открытия, применения и биологической ролью щелочных и щелочноземельных металлов.

Развивающие:

  1. Активизация интереса учащихся к истории химии.
  2. Развитие умений и навыков самостоятельного учебного труда с информационными источниками.

Воспитательные:

  1. Способность работать в коллективе.
  2. Формирование адекватной самооценки учащихся.
  3. Воспитание потребности в знаниях, познавательных интересов.
  4. Привитие интереса к химии.

Оборудование: компьютер, экран, мультимедийный проектор, трафареты участников игры.

Форма. Интеллектуальная игра (командная).

Ход игры

Игра состоит из двух частей: интеллектуальной (три тура) и торжественно – поздравительной.
В игре принимают участие команды 24 школ района, которые разбиты на две группы по 12. Командам заранее даётся тема игры, готовятся к ней – это повышает интерес к предмету, развивает умение работать с дополнительной литературой.
Игра состоит из трёх туров, первый-второй тур включает по 12 вопросов, третий занимательный – 7.
Первый тур “Загадки истории”, представлены вопросы об истории открытия металлов I-II группы главной подгруппы.
Второй – “Получение и применение щелочных и щелочноземельных металлов, их биологическая роль металлов”.
Третий – “Занимательная химия в мире щелочных и щелочноземельных металлов” – направлена на познавательный интерес и эрудицию участников игры.
В первом и втором туре вопросы оцениваются от 1 до 3 баллов, взависимости от содержания. В третьем – по 1 баллу за каждый правильный ответ, максимальное количество – 7 баллов. На выполнение каждого вопроса отводится от 1 до 2 минут
Выигрывает та команда, которая наберёт наибольшее количество баллов. Команды, занявшие первые три места в каждой кустовой игре, принимают участие в финальной игре района.

Литература

  1. Новый энциклопедический словарь, М. Большая Российская энциклопедия 2001.
  2. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии, ч.1, М. “Просвещение”, \1983;1992.
  3. Детская энциклопедия “ Я познаю мир. Химия”, М.АСТ, 2001.
  4. Гроссе Э., Васмантель Х. Химия для любознательных.
  5. Зайковский И.И. Занимательная химия.
  6. Шульпин Г.П. Эта увлекательная химия.
  7. Макареня А.А., Рысев Ю.В., Николаев А.Л Первые в рядах элементов, М. “Просвещение”, 1983.

“Щелочные и щелочноземельные металлы”

I тур
История открытия и номенклатура

1. В какой группе периодической системы находятся щелочные металлы?
Ответ: в первой;

2. Этот металл был открыт в 1817 году при исследовании минерала петалита. Назовите металл и кто его открыл?
Ответ: металл – литий, учёный Арфведсен;

3. Какой металл первоначально называли легион?
Ответ: литий;

4. В 1791-1792 гг. этот учёный предложил способ получения соли данного металла, который стал основным в промышленности и сохранял своё значение всего до XIX века, в XX веке был вытеснен аммиачно-хлоридным. Назовите, металл и его соль, учёного данного способа и методом какого учёного он был вытеснен?
Ответ: натрий – Na, соль – гидрокарбонат натрия; предложен Лебланом; вытеснен методом Сольвэ.

5. Название этого металла буквально обозначает “горшок-зола”-зола получаемая в горшках.
Назовите учёного, который получил данный металл и название металла: историческое и современное.
Ответ: потассий, калий.

6. Основанный в 1430 году город назывался “Соль Камская” и в XVI-XVII вв. был крупным торговым центром. Как это город называется сейчас и где он находится?
Ответ: город Соликамск, находится на западном склоне Урала у реки Кама;

7. Какой учёный получил в 1855 году данный металл из его соли? Назовите учёного и название металла.
Ответ: металл кальций; учёный Бунзен Роберт Вильгельм;

8. Название элемента происходит от названия деревни в Шотландии. Как называется элемент и деревня в Шотландии?
Ответ: металл – cтронций; деревня в Шотландии Стронциан.

9. Название данного металла произошло от минерала, который в переводе с греческого обозначает “тяжёлый”. Назовите минерал и металл.
Ответ: минерал – барит, металл – барий.

10. В средние века алхимией занимались не только профессионалы, но и любители. В 1602 году болонский сапожник, любитель, заметил, что вещество, полученное после нагрева тяжёлого шпата с углём и с маслом, светится в темноте. Вещество получило название “Болонский светящийся камень или солнечный камень”. Какой металл входит в состав тяжёлого шпата, составьте формулу данного вещества и назовите.
Ответ: барий, сульфат бария – BaSO4.

11. История открытия этого металла начиналась с сообщения французского физика о том, что соли урана самопроизвольно испускают лучи неизвестного происхождения, которые засвечивают завёрнутую в чёрную бумагу фотопластинку и сообщают воздуху свойство проводить электрический ток. О каком металле дана информация?
Назовите французского физика.
Ответ: металл – радий, Беккерель Антуан Анри-французский физик.

12. В 1910 году Мария Кюри вместе с А. Дебьерном путём электролиза соли получила этот металл.
В 1911 её работы были отмечены Нобелевской премией.
В 1934 году её не стало из-за лучевой болезни.
Какой металл стал причиной её гибели?
Ответ: металл радий.

II тур
Получение и применение
щелочных и щелочноземельных металлов, их биологическая роль металлов.

1. Каким методом английский химик Гемфри Дэви впервые получил щелочной металл, названный им “потассий”?
Ответ: электролиз.

2. В какой цвет окрашивают пламя ионы щелочного металла калия?
Ответ: фиолетовый.

3. Ампулу, с каким химическим элементом нобелевский лауреат Мария Склодовская-Кюри носила в качестве талисмана
Ответ: радий.

4. В текстильной промышленности его соединения находят применения при отбеливании тканей, в фармацевтической – для получения косметических препаратов, в пищевой – для консервирования мяса, в сельском хозяйстве – для изготовления стимуляторов роста и инсектицидов.
Ответ: литий.

5. Медики пользуются солями данного металла для лечения болезней, связанных с отложением мочевой кислоты, они хорошо растворимы и способствуют рассасыванию болезненных отложений. Применять их необходимо при строгой дозировке. О солях какого металла идёт речь и почему требуется строгая дозировка?
Ответ: литий, токсичны.

6. Отсутствие солей данного металла приводит к гибели организма, но такая угроза возникает редко. В корм травоядных животных добавляют соль данного металла. О солях какого металла идёт речь? Назовите металл соли которого преобладают в растительной пище.
Ответ: добавляют хлорид натрия; в растительной пище преобладает соли калия.

7. В авиационных двигателях развивается высокая температура и возникает необходимость равномерно распределять теплоту. Какой металл вводят в двигатель и какими свойствами он обладает.
Ответ: натрий, теплоноситель.

8. Соединения этого металла способствуют быстрому росту животных и регулирует сердечную деятельность. Назовите металл.
Ответ: кальций.

9. Длительные космические перелёты создают проблему в организме, связанную с состоянием невесомости, то есть перехода ионов данного металла в кровь. Ионы какого металла способны создавать такую проблему?
Ответ: кальций состояние невесомости способствует переводу ионов кальция из костей в кровь и последующую потерю его с жидкими выделениями из организма.

10. Изотоп данного металла, испуская ?-частицы, способен постепенно разрушать костный мозг, что приводит к белокровию или лейкемии. Назовите изотоп данного металла.
Ответ: стронций-90.

11. Его соединения использую для производства керамических изделий, красок, кожи, бумаги, резины, сигнальных ракет, в медицине и атомной промышленности. О соединениях какого металла идёт речь?
Ответ: барий.

12. Содержание его достаточно мало, предполагается, что небольшое содержание его соли стимулирует деятельность костного мозга. Назовите металл.
Ответ: барий.

III тур


Занимательная химия

1. Отгадайте ребусы, расположите представленные металлы в порядке возрастания относительной атомной массы.

(Рисунок 1)

Ответ: 1 литий; 2 натрий, 3 калий, 4 рубидий.

2. Какой металл изображён на экране?

(Рисунок 2)

Ответ: Магний.

3. Где спрятался натрий.

(Рисунок 3)

Ответ: 5.

4.

Первый слог – предлог известный.
Слог второй трудней найти:
Часть его составит цифра,
К ней добавьте букву Й.
Чтобы целое узнать,
Нужно Вам металл назвать.
Ответ: на-три-й.

5. Поташ, селитру, сильвинит, какой металл объединит?
Ответ: калий.

6. Соотнесите цвет пламени, которым окрашиваю ионы металлов, и металл:

Na – 1 – небесно-голубой;
Sr – 2 – кирпично-красный;
Ba – 3 – жёлто-зелёный;
Cs – 4 – фиолетовый;
K – 5 – кармино-красный;
Ca – 6 – жёлтый.

Ответ:

Na

Sr

Ba

Cs

K

Ca

6

5

3

1

4

2

Na – 6 – жёлтый;
Sr – 5 – кармино-красный;
Ba – 3 – жёлто-зелёный;
Cs – 1 – небесно-голубой;
K – 4 – фиолетовый;
Ca – 2 – кирпично-красный.

7. Соотнесите перевод названия металла с арабского и латинского с соответствую-щим металлом:

Li – 1 – небесно-голубой;
Na – 2 – тёмно-красный;
K – 3 – тяжёлый;
Rb – 4 – алкали;
Cs – 5 – сода;
Ca – 6 – камень;
Ba – 7 – известь.

Ответ:

Li

Na

K

Rb

Cs

Ca

Ba

6

5

4

2

1

7

3

Li – 6 – камень;
Na – 5 – сода;
K – 4 – алкали;
Rb – 2 – тёмно-красный;
Cs – 1 – небесно-голубой;
Ca – 7 – известь;
Ba – 3 – тяжёлый.

Рисунки

Презентация

xn--i1abbnckbmcl9fb.xn--p1ai

Щёлочноземельные металлы Википедия

Группа →2
↓ Период
2
4

Бериллий

Be

9,0122

2s2
3
12

Магний

Mg

24,305

3s2
4
20

Кальций

Ca

40,078

4s2
5
38

Стронций

Sr

87,62

5s2
6
56

Барий

Ba

137,327

6s2
7
88

Радий

Ra

(226)

7s2
Не следует путать с Щелочные металлы.

Щёлочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы[1]периодической таблицы элементов: бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra)[2][3], унбинилий (Ubn).

Содержание

  • 1 Бериллий и магний
  • 2 Физические свойства
  • 3 Химические свойства
    • 3.1 Простые вещества
    • 3.2 Оксиды
    • 3.3 Гидроксиды
  • 4 Нахождение в природе
  • 5 Биологическая роль
  • 6 Примечания

Бериллий и магний[ |

ru-wiki.ru

Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий (химия 11 класс)

Дополнительные сочинения

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

Тема: Основные металлы и неметаллы

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

1. Общие свойства металлов

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

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

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

Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns1 , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns2 (s-элементы). У алюминия валентные электроны …3s23р1 (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.

Обнаружение ионов металла в солях

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

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

Рис. 1

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

       

2. Щелочные металлы

Свойства металлов

Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.

Химические свойства щелочных металлов

1. Взаимодействие с неметаллами

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

2Na + Cl2→ 2NaCl

2Na + S Na2S

2Na + h3 2NaH

3Na + P Na3P

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

6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.

Li3N + 3h3O → 3LiOH + Nh4&

dp-adilet.kz

Щёлочноземельные металлы - это... Что такое Щёлочноземельные металлы?

Группа →2
↓ Период
2
3
4
5
6
7

Щё́лочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы[1]периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий[2][3]. Названы так потому, что их оксиды — «земли» (по терминологии алхимиков) — сообщают в воде щелочную реакцию. Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов. Происхождение этого названия связано с тем, что их гидроксиды являются щелочами, а оксиды по тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и железа, носившими ранее общее название "земли

Физические свойства

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

Химические свойства

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

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

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

Нахождение в природе

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

См. также

Ссылки

Литература

biograf.academic.ru

Щелочные и щелочноземельные металлы. Строение атомов. Основные кислородные водородные соединения, характерные химические свойства.

Все химические элементы, стоящие в I и II подгруппе периодической таблицы Д.И. Менделеева, являются металлами. В I группе стоят щелочные, во II находятся щелочно-земельные (кроме бериллия и магния). Франций, который стоит внизу I группы, является радиоактивным.

Эти металлы относят к s-элементам, так как на внешнем уровне у них 1-2 валентных электрона, которые металлы легко отдают, при этом образовываются стабильные ионы (катионы) с устойчивыми конфигурациями благородных газов.

Все эти металлы – сильные восстановители.

Физические свойства щелочных и щелочно-земельных металлов.

Металлы I группы – мягкие, имеют малую плотность. Щелочные металлы (Li, Na, K) легче воды и плавают на поверхности, при этом с ней реагируя.

Металлы II группы – более тяжелые, более плотные по сравнению с щелочными.

Металлические связи образуются валентными электронами. С увеличением утомного радиуса, растет восстановительная способность металла (франций - самый сильный восстановитель, у него валентный электрон расположен дальше всех от ядра, поэтому франций может легко его отдавать).

Все металлы обладают металлическим блеском, имеют низкий потенциал ионизации и малую электроотрицательность.

Распространенность в природе щелочных и щелочно-земельных металлов.

Металлы можно встретить в природе только в виде соединений, или в составе минеральных солей (карбонат кальция, поваренная соль и т.д.), или в виде ионов в морской воде.

Строение атомов

Субатомные частицы

Хотя слово атом в первоначальном значении обозначало частицу, которая не делится на меньшие части, согласно научным представлениям он состоит из более мелких частиц, называемых субатомными частицами. Атом состоит из электронов, протонов, все атомы, кроме водорода-1, содержат также нейтроны.

Электрон является самой лёгкой из составляющих атом частиц с массой 9,11·10−31 кг, отрицательным зарядом и размером, слишком малым для измерения современными методами. Протоны обладают положительным зарядом и в 1836 раз тяжелее электрона (1,6726·10−27 кг). Нейтроны не обладают электрическим зарядом и в 1839 раз тяжелее электрона (1,6749·10−27 кг).

При этом масса ядра меньше суммы масс составляющих его протонов и нейтронов из-за явления дефекта массы. Нейтроны и протоны имеют сравнимый размер, около 2,5·10−15 м, хотя размеры этих частиц определены плохо.[

В стандартной модели элементарных частиц как протоны, так и нейтроны состоят из элементарных частиц, называемых кварками. Наряду с лептонами, кварки являются одной из основных составляющих материи. И первые и вторые являются фермионами. Существует шесть типов кварков, каждый из которых имеет дробный электрический заряд, равный +2⁄3 или (−1⁄3) элементарного. Протоны состоят из двух u-кварков и одного d-кварка, а нейтрон — из одного u-кварка и двух d-кварков. Это различие объясняет разницу в массах и зарядах протона и нейтрона. Кварки связаны между собой сильными ядерными взаимодействиями, которые передаются глюонами.

Электроны в атоме

При описании электронов в атоме в рамках квантовой механики обычно рассматривают распределение вероятности в 3n-мерном пространстве для системы n электронов.

Электроны в атоме притягиваются к ядру, между электронами также действует кулоновское взаимодействие. Эти же силы удерживают электроны внутри потенциального барьера, окружающего ядро. Для того чтобы электрон смог преодолеть притяжение ядра, ему необходимо получить энергию от внешнего источника. Чем ближе электрон находится к ядру, тем больше энергии для этого необходимо.

Электронам, как и другим частицам, свойственен корпускулярно-волновой дуализм. Иногда говорят, что электрон движется по орбитали, что неверно. Состояние электронов описывается волновой функцией, квадрат модуля которой характеризует плотность вероятности нахождения частиц в данной точке пространства в данный момент времени, или, в общем случае, оператором плотности. Существует дискретный набор атомных орбиталей, которым соответствуют стационарные чистые состояния электронов в атоме.

Каждой орбитали соответствует свой уровень энергии. Электрон в атоме может перейти на уровень с большей энергией при столкновении данного атома с другим атомом, электроном, ионом, или же поглотив фотон соответствующей энергии. При переходе на более низкий уровень электрон отдает энергию путём излучения фотона, либо путём передачи энергии другому электрону (безызлучательный переход, удары второго рода). Как и в случае поглощения, при излучательном переходе энергия фотона равна разности энергий электрона на этих уровнях. Частота испускаемого излучения ν связана с энергией фотона E соотношением E = hν, где h — постоянная Планка.

Основные кислородные водородные соединения, характерные химические свойства.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO2, N2O5), а других – более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная кислота h3SO4 сильнее сернистой h3SO3.

Характеристики кислородных соединений неметалов:

1. Свойства высших оксидов (т.е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.

2. В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам.

3. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

4. В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются.

Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблице.

Общие формулы соединений по группам

I II III IV V VI VII
RH Rh3 Rh4 Rh5 Rh4 h3R HR
Нелетучие водородные соединения Летучие водородные соединения

 

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки.

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости.

В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливается. Это объясняется тем, что ионы кислорода имеют свободные электронные пары, а ионы водорода – свободную орбиталь, то происходит процесс, котроый выглядит следующим образом:

h3O + HF à h4O + F

Фтороводород в водном растворе отщепляет положительные ионы водорода, т.е. проявляет кислотные свойства. Этому процессу способствует и другое обстоятельство: ион кислорода имеет неподеленную электронную пару, а ион водорода – свободную орбиталь, благодаря чему образуется донорно-акцепторная связь.

При растворении аммиака в воде происходит противоположный процесс. А так как ионы азота имеют неподеленную электронную пару, а ионы водорода – свободную орбиталь, возникает дополнительная связь и образуются ионы аммония Nh5+ и гидроксид-ионы ОН-. В результате раствор приобретает основные свойства. Этот процесс можно выразить формулой:

h3O + Nh4 à Nh5 + OH

Молекулы аммиака в водном растворе присоединяют положительные ионы водорода, т.е. аммиак проявляет основные свойства.

 

Теперь рассмотрим, почему водородное соединение фтора – фтороводород HF – в водном растворе является кислотой, но более слабой, чем хлороводородная. Это объясняется тем, что радиусы ионов фтора значительно меньше, чем ионов хлора. Поэтому ионы фтора гораздо сильнее притягивают к себе ионы водорода, чем ионы хлора. В связи с этим степень диссоциации фтороводородной кислоты значительно меньше, чем соляной кислоты, т.е. фтороводородная кислота слабее соляной кислоты.

Из приведенных примеров можно сделать следующие общие выводы:

1. В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются.

2. В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода Н+. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода Н+ и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.

3. Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.

 

Элементы подгруппы углерода. Строение атомов, изменение химических свойств. Химические свойства углерода. Неорганические соединения углерода: диоксид углерода, угольная кислота, карбонаты, гидрокарбонаты, монооксид углерода.

Подгруппа углерода — химические элементы 14-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы IV группы). В группу входят углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn, свинец Pb и недавно открытый искусственный радиоактивный элемент флеровий Fl.

 

Элементы подгруппы азота, строение атомов, изменение химических свойств. Аммиак и соли аммония. Оксиды азота, азотная и азотистая кислоты и их соли. Характерные химические свойства (в т.ч. окислительно-восстановительные).

Подгруппа азота, или пниктогены, также пниктиды — химические элементы 15-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы V группы). В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi и искусственно полученный Московий Mc. Элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь с водородом менее полярна, чем связь с водородом халькогенов и галогенов. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Аммиак

Физические свойства: аммиак (Nh4) – бесцветный газ с резким запахом, растворим в воде, в 2 раза легче воздуха; при охлаждении до -33,4 °C и нормальном давлении превращается в прозрачную жидкость, при 77,8 °C затвердевает. Массовая доля аммиака в концентрированном растворе – 25 %. Раствор Nh4 в воде – аммиачная вода или нашатырный спирт. Медицинский нашатырный спирт – 10 %. При низкой температуре образует в растворе кристаллогидрат Nh4 ? Н2О. Строение молекулы: характерна sp3-гибридизация. В образовании молекулы участвуют 3 неспаренных р-электрона азота и 1s – атомов водорода. Молекула имеет форму правильной пирамиды, в вершине которой стоят атомы азота, а в углах – водорода.

Химические свойства:

1) при растворении Nh4 в воде образуются гидратированные молекулы аммиака и частично ионы аммония – Nh5+ и ОН-ионы – водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию.

2) Nh4 взаимодействует с кислотами: Nh4 + Н2SO4 = Nh5НSO4;

3) аммиак – сильный восстановитель. Из СuО при нагревании восстанавливает Сu: 3СuО + 2Nh4 = Сu + N2 + 3Н2О;

4) в кислороде Nh4 горит желтым пламенем: 4Nh4 + 3О2 = 2N2? + 6Н2О;

5) кислородом воздуха Nh4 окисляется в присутствии катализаторов: Pt, Cr2O3, Rh: 4Nh4 + 5О2 = 4NО? + 6Н2О;

6) при замещении водорода на металлы образуются амиды: Na + Nh4 = NaNh3 + 1/2 Н2;

7) водород в Nh4 может замещаться на галогены. При действии на раствор хлорида аммония газообразным хлором образуется хлорид азота: Nh5Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.

Соли аммония — соли, содержащие аммоний, Nh5+; по строению, цвету и другим свойствам похожи на соответствующие соли натрия. Все соли аммония хорошо растворимы в воде и полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии на них щёлочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются.

Химические свойства солей аммония

Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах):

Nh5Cl ↔ Nh5+ + Cl−

Разложение при нагревании:

а) если кислота летучая

Nh5Cl → Nh4↑ + HCl

Nh5HCO3 → Nh4↑ + Н2O­ + CO2

б) если анион проявляет окислительные свойства

Nh5NO3 → N2O↑ + 2Н2O

(Nh5)2Cr2O7 → N2↑ + Cr2O3+ 4Н2O

С кислотами (реакция обмена):

(Nh5)2CO3 + 2HCl → 2Nh5Cl + Н2O + CO2 ↑

2Nh5+ + CO32− + 2H+ + 2Cl− → 2Nh5+ + 2Cl− + Н2O + CO2 ↑

CO32− + 2H+ → Н2O + CO2 ↑

C солями (реакция обмена):

(Nh5)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2Nh5NO3

2Nh5+ + SO42− + Ba2+ + 2NO3− → BaSO4 ↓ + 2Nh5+ + 2NO3−

Ba2+ + SO42− → BaSO4 ↓

Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) — среда кислая:

Nh5Cl + Н2O ↔ Nh5OH + HCl

Nh5+ + Н2O ↔ Nh5OH + H+

При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония)

Nh5Cl + NaOH → NaCl + Nh4 ↑ + Н2O




infopedia.su

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о