K rodine prvky alkalických zemín zahŕňajú vápnik, stroncium, bárium a rádium. D. I. Mendelejev zaradil do tejto rodiny horčík. Prvky alkalických zemín sú pomenované z toho dôvodu, že ich hydroxidy, podobne ako hydroxidy alkalických kovov, sú rozpustné vo vode, to znamená, že ide o zásady. „... Nazývajú sa zemité, pretože v prírode sa nachádzajú v stave zlúčenín, ktoré tvoria nerozpustnú hmotu zeme a samy osebe vo forme oxidov RO majú zemitý vzhľad,“ vysvetlil Mendelejev v Základoch chémie. .

Všeobecná charakteristika prvkov skupiny IIa

Kovy hlavnej podskupiny skupiny II majú elektrónovú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny ns² a sú to s-prvky.

Ľahko darujte dva valenčné elektróny a vo všetkých zlúčeninách majú oxidačný stav +2

Silné redukčné činidlá

Aktivita kovov a ich redukčná schopnosť sa zvyšuje v rade: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

Medzi kovy alkalických zemín patrí iba vápnik, stroncium, bárium a rádium, menej často horčík

Berýlium je vo väčšine vlastností bližšie k hliníku.

Fyzikálne vlastnosti jednoduchých látok

kovy alkalických zemín(v porovnaní s alkalickými kovmi) majú vyššiu t°pl. a t ° varu, ionizačné potenciály, hustoty a tvrdosť.

Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín + Be

1. Reakcia s vodou.

Za normálnych podmienok je povrch Be a Mg pokrytý inertným oxidovým filmom, takže sú odolné voči vode. Naproti tomu Ca, Sr a Ba sa rozpúšťajú vo vode za tvorby alkálií:

Mg + 2H20 - t° → Mg (OH)2 + H2

Ca + 2H20 -> Ca (OH)2 + H2

2. Reakcia s kyslíkom.

Všetky kovy tvoria oxidy RO, peroxid bária - BaO 2:

2Mg + 02 -> 2MgO

Ba + O2 → BaO2

3. Vytvárajte binárne zlúčeniny s inými nekovmi:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (halogenidy)

Ba + S → BaS (sulfidy)

3Mg + N2 → Mg3N2 (nitridy)

Ca + H 2 → CaH 2 (hydridy)

Ca + 2C → CaC 2 (karbidy)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (fosfidy)

Berýlium a horčík reagujú s nekovmi pomerne pomaly.

4. Všetky kovy alkalických zemín sa rozpúšťajú v kyselinách:

Ca + 2HCl -> CaCl2 + H2

Mg + H2S04 (rozklad) -> MgS04 + H2

5. Berýlium sa rozpúšťa vo vodných roztokoch zásad:

Be + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2

6. Prchavé zlúčeniny kovov alkalických zemín dodávajú plameňu charakteristickú farbu:

zlúčeniny vápnika - tehlovo červená, stroncium - karmínová červená a bárium - žltkastozelená.

Berýlium, podobne ako lítium, je s-prvok. Štvrtý elektrón, ktorý sa objaví v atóme Be, je umiestnený v orbitále 2s. Ionizačná energia berýlia je vyššia ako energia lítia v dôsledku väčšieho jadrového náboja. V silných zásadách tvorí BeO 2-2 berylátový ión. Preto je berýlium kov, ale jeho zlúčeniny sú amfotérne. Berýlium, hoci je kov, je oveľa menej elektropozitívne ako lítium.

Vysoká ionizačná energia atómu berýlia sa výrazne líši od ostatných prvkov podskupiny PA (horčík a kovy alkalických zemín). Jeho chémia je do značnej miery podobná chémii hliníka (diagonálna podobnosť). Ide teda o prvok s prítomnosťou amfotérnych vlastností vo svojich zlúčeninách, medzi ktorými stále prevládajú tie zásadité.

Elektrónová konfigurácia Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 má v porovnaní so sodíkom jednu významnú vlastnosť: dvanásty elektrón je umiestnený v orbitále 2s, kde je už 1e - .

Ióny horčíka a vápnika sú nepostrádateľnými prvkami vitálnej aktivity každej bunky. Ich pomer v tele musí byť striktne definovaný. Ióny horčíka sa podieľajú na činnosti enzýmov (napríklad karboxylázy), vápnika - na stavbe kostry a látkovej premene. Zvýšenie obsahu vápnika zlepšuje vstrebávanie potravy. Vápnik vzrušuje a reguluje činnosť srdca. Jeho nadbytok prudko zvyšuje činnosť srdca. Horčík hrá časť úlohy antagonistu vápnika. Zavedenie iónov Mg 2+ pod kožu spôsobuje anestéziu bez obdobia vzrušenia, paralýzu svalov, nervov a srdca. Dostať sa do rany vo forme kovu, spôsobuje dlhodobé nehojace sa hnisavé procesy. Oxid horečnatý v pľúcach spôsobuje takzvanú zlievarenskú horúčku. Častý kontakt povrchu kože s jej zlúčeninami vedie k dermatitíde. Najpoužívanejšie vápenaté soli v medicíne sú CaSO 4 síran a CaCL 2 chlorid. Prvý sa používa na sadrové odliatky a druhý sa používa na intravenózne infúzie a ako vnútorný liek. Pomáha bojovať proti opuchom, zápalom, alergiám, uvoľňuje kŕče srdcovo-cievneho systému, zlepšuje zrážanlivosť krvi.

Všetky zlúčeniny bária okrem BaSO 4 sú jedovaté. Spôsobuje mengoencefalitídu s poškodením mozočka, poškodením hladkého srdcového svalu, paralýzou a vo veľkých dávkach - degeneratívne zmeny v pečeni. V malých dávkach zlúčeniny bária stimulujú aktivitu kostnej drene.

Keď sa zlúčeniny stroncia zavádzajú do žalúdka, dochádza k jeho poruche, paralýze a zvracaniu; lézie majú podobné znaky ako lézie zo solí bária, ale soli stroncia sú menej toxické. Obzvlášť znepokojujúci je výskyt rádioaktívneho izotopu stroncia 90 Sr v tele. Z tela sa vylučuje extrémne pomaly a jeho dlhý polčas rozpadu a teda aj trvanie účinku môže spôsobiť chorobu z ožiarenia.

Rádium je pre organizmus nebezpečné svojou radiáciou a obrovským polčasom rozpadu (T 1/2 = 1617 rokov). Spočiatku, po objavení a výrobe solí rádia vo viac-menej čistej forme, sa začalo pomerne široko používať na fluoroskopiu, liečbu nádorov a niektorých vážnych chorôb. Teraz, s príchodom iných dostupnejších a lacnejších materiálov, sa rádium v ​​medicíne prakticky prestalo používať. V niektorých prípadoch sa používa na výrobu radónu a ako prísada do minerálnych hnojív.

Naplnenie orbitálu 4s je dokončené v atóme vápnika. Spolu s draslíkom tvorí dvojicu s-prvkov štvrtej periódy. Hydroxid vápenatý je pomerne silná zásada. Vo vápniku - najmenej aktívnej zo všetkých kovov alkalických zemín - je povaha väzby v zlúčeninách iónová.

Podľa svojich charakteristík zaujíma stroncium strednú polohu medzi vápnikom a báriom.

Vlastnosti bária sú najbližšie k vlastnostiam alkalických kovov.

Berýlium a horčík sú široko používané v zliatinách. Berýliové bronzy sú elastické zliatiny medi s 0,5-3 % berýlia; letecké zliatiny (hustota 1,8) obsahujú 85-90% horčíka ("elektrón"). Berýlium sa líši od ostatných kovov skupiny IIA - nereaguje s vodíkom a vodou, ale rozpúšťa sa v zásadách, pretože tvorí amfotérny hydroxid:

Be + H20 + 2NaOH \u003d Na2 + H2.

Horčík aktívne reaguje s dusíkom:

3 Mg + N2 \u003d Mg3N2.

V tabuľke je uvedená rozpustnosť hydroxidov prvkov skupiny II.

Tradičný technický problém - tvrdosť vody spojené s prítomnosťou iónov Mg 2+ a Ca 2+ v ňom. Z hydrogénuhličitanov a síranov na stenách vykurovacích kotlov a potrubí s horúca voda uhličitan horečnatý a vápenatý a zrazenina síranu vápenatého. Zasahujú najmä do práce laboratórnych destilátorov.

S-prvky v živom organizme vykonávajú dôležitú biologická funkcia. V tabuľke je uvedený ich obsah.

Extracelulárna tekutina obsahuje 5-krát viac iónov sodíka ako vo vnútri buniek. Izotonický roztok („fyziologická tekutina“) obsahuje 0,9 % chloridu sodného, ​​používa sa na injekcie, umývanie rán a očí a pod. Hypertonické roztoky (3-10 % chlorid sodný) sa používajú ako pleťové vody pri liečbe hnisavých rán („ naťahovanie » hnis). 98% iónov draslíka v tele je vo vnútri buniek a len 2% v extracelulárnej tekutine. Osoba potrebuje 2,5-5 g draslíka denne. 100 g sušených marhúľ obsahuje až 2 g draslíka. V 100 g vyprážaných zemiakov - až 0,5 g draslíka. V intracelulárnom enzymatickom ATP reakcie a ADP sa zúčastňujú vo forme komplexov horčíka.

Každý deň človek potrebuje 300-400 mg horčíka. Do organizmu sa dostáva chlebom (90 mg horčíka na 100 g chleba), obilninami (v 100 g ovsených vločiek až 115 mg horčíka), orechmi (v 100 g orechov až 230 mg horčíka). Okrem stavby kostí a zubov na báze hydroxylapatitu Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 sa katióny vápnika aktívne podieľajú na zrážaní krvi, prenose nervových vzruchov a svalovej kontrakcii. Dospelí potrebujú prijať asi 1 g vápnika denne. 100 g tvrdých syrov obsahuje 750 mg vápnika; v 100 g mlieka - 120 mg vápnika; v 100 g kapusty - do 50 mg.

Vlastnosti kovov alkalických zemín

Fyzikálne vlastnosti

Kovy alkalických zemín (v porovnaní s alkalickými kovmi) majú vyšší t╟pl. a t╟bp., ionizačné potenciály, hustoty a tvrdosť.

Chemické vlastnosti

1. Veľmi reaktívny.

2. Mať kladnú valenciu +2.

3. Reagujte s vodou pri teplote miestnosti (okrem Be) za vývoja vodíka.

4. Majú vysokú afinitu ku kyslíku (redukčné činidlá).

5. S vodíkom tvoria soli podobné hydridy EH 2.

6. Oxidy majú všeobecný vzorec EO. Tendencia k tvorbe peroxidov je menej výrazná ako u alkalických kovov.

Byť v prírode

3BeO ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2 beryl

mg

MgCO 3 magnezit

CaCO 3 ∙ MgCO 3 dolomit

KCl ∙ MgS04 ∙ 3H 2 O kainit

KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O karnallit

CaCO 3 kalcit (vápenec, mramor atď.)

Ca 3 (P0 4) 2 apatit, fosforit

CaSO4∙ 2H20 sadra

anhydrit CaS04

CaF 2 kazivec (fluorit)

SrSO 4 celestín

stroncianit SrCO3

BaSO 4 baryt

BaCO 3 vädnúce

Potvrdenie

Berýlium sa získava redukciou fluoridu:

BeF2 + Mg═t═Be + MgF2

Bárium sa získava redukciou oxidov:

3BaO + 2Al═t═3Ba + Al203

Zvyšné kovy sa získavajú elektrolýzou chloridových tavenín:

CaCl2 \u003d Ca + Cl2 ╜

katóda: Ca2+ + 2ē = Ca0

anóda: 2Cl - - 2ē = Cl 0 2

MgO + C = Mg + CO

Kovy hlavnej podskupiny skupiny II sú silné redukčné činidlá; v zlúčeninách vykazujú iba oxidačný stav +2. Aktivita kovov a ich redukčná schopnosť sa zvyšuje v rade: Be Mg Ca Sr Ba╝

1. Reakcia s vodou.

Za normálnych podmienok je povrch Be a Mg pokrytý inertným oxidovým filmom, takže sú odolné voči vode. Naproti tomu Ca, Sr a Ba sa rozpúšťajú vo vode za vzniku hydroxidov, ktoré sú silnými zásadami:

Mg + 2H20═t═Mg (OH)2 + H2

Ca + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2╜

2. Reakcia s kyslíkom.

Všetky kovy tvoria oxidy RO, peroxid bária BaO 2:

2Mg + O2 \u003d 2MgO

Ba + O2 \u003d BaO2

3. Binárne zlúčeniny vznikajú s inými nekovmi:

Be + Cl 2 = BeCl 2 (halogenidy)

Ba + S = BaS (sulfidy)

3Mg + N2 \u003d Mg3N2 (nitridy)

Ca + H2 = CaH2 (hydridy)

Ca + 2C = CaC2 (karbidy)

3Ba + 2P = Ba3P2 (fosfidy)

Berýlium a horčík reagujú s nekovmi pomerne pomaly.

4. Všetky kovy sa rozpúšťajú v kyselinách:

Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2╜

Mg + H2S04 (razb.) \u003d MgS04 + H2 ╜

Berýlium sa tiež rozpúšťa vo vodných roztokoch alkálií:

Be + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2╜

5. Kvalitatívna reakcia na katióny kovov alkalických zemín - sfarbenie plameňa do nasledujúcich farieb:

Ca 2+ - tmavo oranžová

Sr 2+ - tmavo červená

Ba 2+ - svetlozelená

Katión Ba2+ sa zvyčajne otvára výmennou reakciou s kyselinou sírovou alebo jej soľami:

Síran bárnatý je biela zrazenina, nerozpustná v minerálnych kyselinách.

Oxidy kovov alkalických zemín

Potvrdenie

1) Oxidácia kovov (okrem Ba, ktoré tvorí peroxid)

2) Tepelný rozklad dusičnanov alebo uhličitanov

CaC03 ═ t ═ CaO + CO 2 ╜

2Mg(NO 3) 2 ═ t ═ 2 MgO + 4NO 2 ╜ + O 2 ╜

Chemické vlastnosti

Typické zásadité oxidy. Reagujte s vodou (okrem BeO), kyslými oxidmi a kyselinami

MgO + H20 \u003d Mg (OH) 2

3CaO + P 2 O 5 \u003d Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 \u003d Be (NO 3) 2 + H 2 O

BeO- amfotérny oxid rozpustný v zásadách:

BeO + 2NaOH + H20 \u003d Na2

Hydroxidy kovov alkalických zemín R(OH) 2

Potvrdenie

Reakcie kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou: Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2

CaO (nehasené vápno) + H2O \u003d Ca (OH) 2 (hasené vápno)

Chemické vlastnosti

Hydroxidy R(OH) 2 - biele kryštalické látky, sú menej rozpustné vo vode ako hydroxidy alkalických kovov (rozpustnosť hydroxidov klesá s klesajúcim poradovým číslom; Be (OH) 2 je nerozpustný vo vode, rozpustný v zásadách). Zásaditosť R(OH) 2 sa zvyšuje so zvyšujúcim sa atómovým číslom:

Be(OH)2 - amfotérny hydroxid

Mg(OH)2 - slabá zásada

iné hydroxidy - silné základy(alkalické).

1) Reakcie s oxidmi kyselín:

Ca(OH)2 + S02 = CaS03¯ + H20

Ba(OH)2 + C02 = BaC03¯ + H20

2) Reakcie s kyselinami:

Mg(OH)2 + 2CH3COOH = (CH3COO)2Mg + 2H20

Ba(OH)2 + 2HN03 = Ba(N03)2 + 2H20

3) Výmenné reakcie so soľami:

Ba(OH)2 + K2S04 = BaS04+ 2KOH

4) Reakcia hydroxidu berýlia s alkáliami:

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2

Tvrdosť vody

Prírodná voda obsahujúca ióny Ca 2+ a Mg 2+ sa nazýva tvrdá. Tvrdá voda pri varení tvorí vodný kameň, nevarí do mäkka produkty na jedenie; čistiace prostriedky nevytvárajú penu.

Uhličitanová (dočasná) tvrdosť je spôsobená prítomnosťou hydrogénuhličitanov vápnika a horčíka vo vode, nekarbonátová (trvalá) tvrdosť - chloridy a sírany.

Celková tvrdosť vody sa považuje za súčet uhličitanov a neuhličitanov.

Odstránenie tvrdosti vody sa vykonáva vyzrážaním iónov Ca 2+ a Mg 2+ z roztoku:

1) varenie:

Ca(HCO 3) 2 ═ t ═ CaCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O

Mg(HCO 3) 2 ═ t═ MgCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O

2) pridaním limetkového mlieka:

Ca(HC03)2 + Ca(OH)2 = 2CaC03¯ + 2H20

3) pridanie sódy:

Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ¯ + 2NaHCO 3

CaSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ¯ + Na 2 SO 4

MgCl2 + Na2CO3 \u003d MgCO3¯ + 2NaCl

Všetky štyri metódy sa používajú na odstránenie dočasnej tuhosti a iba posledné dve sa používajú na trvalú tvrdosť.

Tepelný rozklad dusičnanov.

E (NO3) 2 \u003d t \u003d EO + 2NO2 + 1 / 2O2

Vlastnosti chémie berýlia.

Be(OH)2 + 2NaOH (g) = Na2

Al(OH)3 + 3NaOH (g) = Na3

Be + 2NaOH + 2H20 = Na2 + H2

Al + 3NaOH + 3H20 = Na3 + 3/2H2

Be, Al + HNO3 (Conc) = pasivácia

Hlavná podskupina druhej skupiny periodického systému zahŕňa prvky: berýlium, horčík, vápnik, stroncium, bárium a rádium. Podľa hlavných predstaviteľov tejto podskupiny – vápnika, stroncia a bária – známych pod všeobecným názvom kovy alkalických zemín, sa celá hlavná podskupina druhej skupiny nazýva aj podskupina kovy alkalických zemín.

Tieto kovy (niekedy sa k nim pridáva aj horčík) dostali názov „alkalické zeminy“, pretože ich oxidy sú svojimi chemickými vlastnosťami prechodné, na jednej strane medzi alkálie, t.j. oxidy alebo hydroxidy alkalických kovov a na druhej strane, „ pozemky“, t. j. oxidy takých prvkov, ktorých typickým predstaviteľom je hliník - hlavný komponent hlina Vďaka tejto medzipolohe dostali oxidy vápnika, stroncia a bária názov „alkalické zeminy“.

Prvý prvok tejto podskupiny, berýlium (ak sa neberie do úvahy jeho mocenstvo), je svojimi vlastnosťami oveľa bližšie k hliníku ako k vyšším analógom najvyššej skupiny, do ktorej patrí. Druhý prvok tejto skupiny, horčík, je tiež v niektorých ohľadoch výrazne odlišný od kovov alkalických zemín v užšom zmysle slova. Niektoré reakcie ho približujú k prvkom sekundárnej podskupiny druhej skupiny, najmä zinku; teda sírany horčíka a zinku sú na rozdiel od síranov kovov alkalických zemín ľahko rozpustné, navzájom izomorfné a tvoria podvojné soli podobného zloženia. Predtým bolo uvedené pravidlo, podľa ktorého prvý prvok odhaľuje vlastnosti, ktoré sú prechodné do ďalšej hlavnej podskupiny, druhý do sekundárnej podskupiny tej istej skupiny; a zvyčajne iba tretí prvok má vlastnosti charakteristické pre skupinu; toto pravidlo je zjavné najmä v skupine kovov alkalických zemín.

Najťažší z prvkov druhej skupiny - rádium - svojimi chemickými vlastnosťami samozrejme zodpovedá typickým predstaviteľom kovov alkalických zemín, zvyčajne však nie je zvykom zaraďovať ho do skupiny kovov alkalických zemín v užší zmysel. V súvislosti so zvláštnosťami jeho rozšírenia v prírode a tiež pre jeho najcharakteristickejšiu vlastnosť – rádioaktivitu, je účelnejšie dať mu špeciálne miesto. V diskusii o všeobecných vlastnostiach prvkov tejto podskupiny sa rádium nebude brať do úvahy, pretože zodpovedajúce fyzikálno-chemické vlastnosti ešte neboli dostatočne preskúmané.

S výnimkou rádia sú všetky prvky podskupiny alkalických zemín ľahké kovy. Nazývajú sa ľahké kovy, ktorých špecifická hmotnosť nepresahuje 5. Pokiaľ ide o tvrdosť, kovy hlavnej podskupiny skupiny II výrazne prevyšujú alkalické kovy. Najmäkšie z nich, bárium (ktorého vlastnosti sú najbližšie k alkalickým kovom), má približne tvrdosť olova. Teploty topenia tejto skupiny kovov sú oveľa vyššie ako teploty topenia alkalických kovov.

Všetkým prvkom hlavnej podskupiny II. skupiny je spoločná ich vlastnosť vykazovať vo svojich zlúčeninách kladnú valenciu 2 a len v úplne výnimočných prípadoch sú pozitívne monovalentné. Pre nich typická valencia 2+, ako aj poradové čísla prvkov nás nepochybne nútia priradiť tieto kovy do hlavnej podskupiny druhej skupiny. Okrem toho všetky vykazujú silne elektropozitívny charakter, ktorý je určený ich polohou na ľavej strane elektrochemického radu napätia, ako aj ich silnou afinitou k elektronegatívnym prvkom.

V súlade s hodnotou normálnych potenciálov prvkov hlavnej podskupiny druhej skupiny všetky uvedené kovy rozkladajú vodu; pôsobenie berýlia a horčíka na vodu však prebieha veľmi pomaly v dôsledku nízkej rozpustnosti hydroxidov vyplývajúcich z tejto reakcie, napríklad pre horčík:

Mg + 2HOH \u003d Mg (OH)2 + H2

Hydroxidy Be a Mg, ktoré vznikajú na povrchu kovu, bránia ďalšiemu priebehu reakcie. Preto aj malé chyby horčíka musia byť udržiavané pri bežnej teplote v kontakte s vodou niekoľko dní, kým sa úplne premenia na hydroxid horečnatý. Zvyšné kovy alkalických zemín reagujú s vodou oveľa intenzívnejšie, čo sa vysvetľuje lepšou rozpustnosťou ich hydroxidov. Najľahšie sa rozpúšťa hydroxid bárnatý; normálny potenciál Ba má v porovnaní s ostatnými prvkami skupiny najnižšiu hodnotu, preto s vodou, ako aj s alkoholom reaguje veľmi prudko. Odolnosť kovov alkalických zemín voči vzduchu klesá v smere od horčíka k báriu. V súlade so svojou pozíciou v sérii napätí tieto kovy vytláčajú všetky ťažké kovy z roztokov ich solí.

Normálne oxidy M II O sa vždy získavajú ako produkty spaľovania kovov alkalických zemín Peroxidy kovov alkalických zemín sú oveľa menej stabilné ako peroxidy kovov alkalických zemín.

Oxidy kovov alkalických zemín sa spájajú s vodou za vzniku hydroxidov. navyše energia tejto reakcie veľmi zreteľne stúpa v smere od BeO k BaO. Rozpustnosť hydroxidov sa tiež výrazne zvyšuje z hydroxidu berýlia a hydroxidu bárnatého; ale aj jeho rozpustnosť pri normálnej teplote je veľmi nízka. V rovnakom poradí narastá aj zásaditá povaha týchto zlúčenín – od amfotérneho hydroxidu berýlinatého až po silne zásadité žieravé bárium.

Je zaujímavé všimnúť si silnú afinitu prvkov hlavnej podskupiny druhej skupiny k dusíku. Sklon k tvorbe zlúčenín s dusíkom sa u týchto prvkov zvyšuje so zvyšovaním atómovej hmotnosti (napriek tomu, že v tomto smere klesajú teplôt tvorby nitridov); vo vlastných kovoch alkalických zemín je sklon k tvorbe nitridov taký veľký, že nitridy sa pomaly spájajú s dusíkom aj pri bežnom nitride.

kovy alkalických zemín ako alkalické kovy sa spájajú s vodíkom za vzniku hydridov, napr.

Ca + H2 \u003d CaH 2.

Etnhydridy majú tiež soľný charakter, a preto treba predpokladať, že v nich, podobne ako v hydridoch alkalických kovov, je vodík elektronegatívnou zložkou.

Je ťažšie získať MgH 2 priamo z prvkov, ale vo všeobecnosti nebolo možné syntetizovať BeH 2 týmto spôsobom. MgH2 a BeH2 sú pevné a neprchavé zlúčeniny, ako sú hydridy kovov alkalických zemín, ale na rozdiel od nich nemajú výrazný charakter podobný soli.

Všetky prvky hlavnej podskupiny druhej skupiny tvoria bezfarebné ióny s kladným nábojom 2: Be 2+, Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Ra 2+. Berýlium tvorí aj bezfarebné anióny [BeO 2 ] 2+ a [Be(OH) 4 ] 2+. Bezfarebné a všetky soli M II X 2 týchto prvkov, ak nie sú derivátmi farebných aniónov.

Samotné soli rádia sú tiež bezfarebné. Niektoré z nich, ako napríklad chlorid a bromid rádia, sa však žiarením rádia v nich obsiahnutého postupne zafarbia a nakoniec získajú farbu z hnedej na čiernu. Po rekryštalizácii opäť zbelie.

Mnohé soli kovov alkalických zemín sú ťažko rozpustné vo vode. Určitý vzorec sa často nachádza v zmene rozpustnosti týchto solí: napríklad v síranoch rozpustnosť rýchlo klesá so zvyšujúcou sa atómovou hmotnosťou kovu alkalických zemín. Približne rovnako sa mení aj rozpustnosť chromitov. Väčšina solí tvorených kovmi alkalických zemín so slabými kyselinami a so stredne silnými kyselinami sa ťažko rozpúšťa, ako sú fosfáty, oxaláty a uhličitany; niektoré z nich sú však ľahko rozpustné; posledné zahŕňajú sulfidy, kyanidy, tiokyanáty a acetáty. V dôsledku zoslabnutia zásaditého charakteru hydroxidov pri prechode z Ba na Be sa stupeň hydrolýzy ich uhličitanov zvyšuje v rovnakom poradí. Rovnakým smerom sa mení aj ich tepelná stabilita: kým uhličitan bárnatý sa ani pri teplote bieleho tepla ani zďaleka nerozloží úplne, uhličitan vápenatý sa dá úplne rozložiť na CaO a CO 2 aj pri relatívne slabej kalcinácii a uhličitan horečnatý sa rozkladá ešte ľahšie.

Z hľadiska Kosselovej teórie je dôvodom divalencie prvkov skupiny alkalických zemín skutočnosť, že v periodickej tabuľke sú všetky odstránené zo zodpovedajúcich inertných plynov s: 2 prvkami, preto každý z nich má 2 elektrónov viac ako predchádzajúci inertný plyn. V dôsledku tendencie atómov nadobudnúť konfiguráciu inertných plynov v prvkoch skupiny alkalických zemín dochádza k miernemu odštiepeniu dvoch elektrónov, nie však viac, pretože ďalšie odštiepenie by už spôsobilo deštrukciu konfigurácie inertné plyny.

Lekcia sa bude týkať témy „Kovy a ich vlastnosti. alkalických kovov. kovy alkalických zemín. Hliník". Naučíš sa všeobecné vlastnosti a vzory prvkov alkalických zemín a kovov alkalických zemín, študovať oddelene chemické vlastnosti kovov alkalických kovov a kovov alkalických zemín a ich zlúčenín. Používaním chemické rovnice bude sa brať do úvahy pojem tvrdosti vody. Spoznajte hliník, jeho vlastnosti a zliatiny. Dozviete sa, čo sú to kyslíkogeneračné zmesi, ozonidy, peroxid bária a tvorba kyslíka.

Téma: Základné kovy a nekovy

Lekcia: Kovy a ich vlastnosti. alkalických kovov. kovy alkalických zemín. hliník

Hlavná podskupina skupiny I Periodický systém DI. Mendelejevom sú lítium Li, sodík Na, draslík K, rubídium Rb, cézium Cs a francium Fr. Prvky tejto podskupiny patria do. Ich spoločný názov je alkalické kovy.

Kovy alkalických zemín sú v hlavnej podskupine skupiny II periodickej tabuľky D.I. Mendelejev. Ide o horčík Mg, vápnik Ca, stroncium Sr, bárium Ba a rádium Ra.

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín ako typické kovy vykazujú výrazné redukčné vlastnosti. Pre prvky hlavných podskupín sa kovové vlastnosti zvyšujú so zvyšujúcim sa polomerom. Obzvlášť silné redukčné vlastnosti sa prejavujú v alkalických kovoch. Také silné, že je prakticky nemožné uskutočniť ich reakcie so zriedenými vodnými roztokmi, pretože prvou reakciou bude ich interakcia s vodou. Situácia je podobná pre kovy alkalických zemín. Tiež interagujú s vodou, ale oveľa menej intenzívne ako alkalické kovy.

Elektronické konfigurácie valenčná vrstva alkalických kovov - ns 1 , kde n je číslo elektronickej vrstvy. Označujú sa ako s-elementy. Pre kovy alkalických zemín - ns 2 (s-prvky). Hliník má valenčné elektróny …3 s 2 3r 1(p-prvok). Tieto prvky tvoria zlúčeniny s iónový typ spojenia. Pri tvorbe zlúčenín pre ne zodpovedá oxidačný stav číslu skupiny.

Detekcia kovových iónov v soliach

Kovové ióny sa dajú ľahko identifikovať podľa zmeny farby plameňa. Ryža. jeden.

Lítiové soli - karmínovo-červená farba plameňa. Soli sodné - žlté. Draselné soli - fialové cez kobaltové sklo. Rubídium - červené, cézium - fialovo-modré.

Ryža. jeden

Soli kovov alkalických zemín: vápnik - tehlovo červená, stroncium - karmínovo červená a bárium - žltkastozelená. Hliníkové soli nemenia farbu plameňa. Soli alkalických kovov a kovov alkalických zemín sa používajú na vytváranie ohňostrojov. A podľa farby ľahko určíte, aké soli kovov boli použité.

Vlastnosti kovu

alkalických kovov sú striebristo-biele látky s charakteristickým kovovým leskom. Na vzduchu rýchlo blednú v dôsledku oxidácie. Ide o mäkké kovy, Na, K, Rb, Cs sú mäkkosťou podobné vosku. Ľahko sa krájajú nožom. Sú ľahké. Lítium je najľahší kov s hustotou 0,5 g/cm3.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

1. Interakcia s nekovmi

Vzhľadom na vysokú redukčné vlastnosti alkalické kovy prudko reagujú s halogénmi za vzniku zodpovedajúceho halogenidu. Pri zahrievaní reagujú so sírou, fosforom a vodíkom za vzniku sulfidov, hydridov a fosfidov.

2Na + Cl2 -> 2NaCl

Lítium je jediný kov, ktorý reaguje s dusíkom už pri izbovej teplote.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, výsledný nitrid lítny podlieha ireverzibilnej hydrolýze.

Li3N + 3H20 -> 3LiOH + NH3

2. Interakcia s kyslíkom

Oxid lítny sa tvorí okamžite s lítiom.

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O, a keď kyslík reaguje so sodíkom, vytvára sa peroxid sodný.

2Na + O2 \u003d Na202. Pri spaľovaní všetkých ostatných kovov vznikajú superoxidy.

K + O 2 \u003d KO 2

3. Interakcia s vodou

Reakciou s vodou je možné jasne vidieť, ako sa aktivita týchto kovov v skupine mení zhora nadol. Lítium a sodík pokojne interagujú s vodou, draslík - s bleskom a cézium - už s výbuchom.

2Li + 2H20 -> 2LiOH + H2

4.

8K + 10HNO3 (konc) → 8KNO3 + N20 +5 H20

8Na + 5H2S04 (konc) → 4Na2S04 + H2S + 4H20

Získavanie alkalických kovov

Pre vysokú aktivitu kovov ich možno získať elektrolýzou solí, najčastejšie chloridov.

Zlúčeniny alkalických kovov sú široko používané v rôznych priemyselných odvetviach. Pozri tabuľku. jeden.

BĚŽNÉ ZLÚČENINY ALKALICKÝCH KOVOV
	lúh sodný (lúh sodný)
	Soľ
	čílsky ľadok
Na2S04.10H20	Glauberova soľ
Na2C03.10H20	Kryštálová sóda
	žieravina potaš
	Chlorid draselný (sylvín)
	indický ľadok

Ich názov je spôsobený skutočnosťou, že hydroxidy týchto kovov sú alkálie a oxidy sa nazývali „zeminy“. Napríklad oxid bárnatý BaO je bária. Berýlium a horčík sa najčastejšie neklasifikujú ako kovy alkalických zemín. Nebudeme uvažovať ani o rádiu, keďže je rádioaktívne.

Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín.

1. Interakcia snekovy

Ca + Cl2 -> 2CaCl2

Ca + H2CaH2

3Сa + 2P Сa 3 P 2-

2. Interakcia s kyslíkom

2Сa + O2 → 2CaO

3. Interakcia s vodou

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, ale interakcia je pokojnejšia ako s alkalickými kovmi.

4. Interakcia s kyselinami - silné oxidačné činidlá

4Sr + 5HN03 (konc) → 4Sr(N03)2 + N20 +4H20

4Ca + 10H2S04 (konc) → 4CaS04 + H2S + 5H20

Získavanie kovov alkalických zemín

Kovový vápnik a stroncium sa získavajú elektrolýzou roztavených solí, najčastejšie chloridov.

CaCl2 Ca + Cl2

Bárium vysokej čistoty možno získať aluminotermickým procesom z oxidu bárnatého

3BaO + 2Al 3Ba + Al 2 O 3

BEŽNÉ ZLÚČENINY KOVOV ALKALICKÝCH ZEMÍN

Najznámejšie zlúčeniny kovov alkalických zemín sú: CaO - nehasené vápno. Ca(OH)2 - hasené vápno, alebo vápenná voda. Pri prejazde oxid uhličitý cez vápennú vodu dochádza k zákalu, keďže vzniká nerozpustný uhličitan vápenatý CaCO 3. Musíme však pamätať na to, že pri ďalšom prenose oxidu uhličitého vzniká už rozpustný hydrogenuhličitan a zrazenina zaniká.

Ryža. 2

СaO + H20 → Ca (OH) 2

Ca(OH)2 + C02 → CaC03↓+ H20

CaCO 3 ↓+ H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2

sadra - ide o CaSO 4 ∙ 2H 2 O, alabaster - CaSO 4 ∙ 0,5H 2 O. Sadra a alabaster sa používajú v stavebníctve, medicíne a na výrobu dekoratívnych výrobkov. Ryža. 2.

Uhličitan vápenatý CaCO 3 tvorí mnoho rôznych minerálov. Ryža. 3.

Ryža. 3

fosforečnan vápenatý Ca 3 (PO 4) 2 - fosforit, fosforová múčka sa používa ako minerálne hnojivo.

čistý bezvodý chlorid vápenatý CaCl 2 je hygroskopická látka, preto je široko používaný v laboratóriách ako desikant.

karbid vápnika- CaC2. Dá sa získať takto:

CaO + 2C → CaC2 + CO. Jedným z jeho použití je výroba acetylénu.

CaC2 + 2H20 -> Ca (OH)2 + C2H2

Síran bárnatý BaSO 4 - baryt. Ryža. 4. V niektorých štúdiách sa používa ako referencia pre bielu farbu.

Ryža. štyri

Tvrdosť vody

Prírodná voda obsahuje vápenaté a horečnaté soli. Ak sú obsiahnuté v znateľných koncentráciách, potom mydlo v takejto vode nepení v dôsledku tvorby nerozpustných stearátov. Keď vrie, tvorí sa vodný kameň.

Dočasná stuhnutosť v dôsledku prítomnosti hydrogénuhličitanov vápnika a horčíka Ca(HCO 3) 2 a Mg(HCO 3) 2. Túto tvrdosť vody je možné odstrániť prevarením.

Ca (HCO 3) 2 CaC03 ↓ + CO 2 + H20

Trvalá tvrdosť vody v dôsledku prítomnosti katiónov Ca 2+ ., Mg 2+ a aniónov H 2 PO 4 -, Cl -, NO 3 - a i. Konštantná tvrdosť vody je eliminovaná len vďaka iónomeničovým reakciám, v dôsledku čoho horčík resp. vápenaté ióny sa prenesú do zrazeniny.

Domáca úloha

1. č. 3, 4, 5-a (s. 173) Gabrielyan O.S. Chémia. 11. ročník Základná úroveň. 2. vydanie, ster. - M.: Drop, 2007. - 220 s.

2. Aká je reakcia okolia vodný roztok sulfid draselný? Podporte svoju odpoveď rovnicou reakcie hydrolýzy.

3. Určte hmotnostný zlomok sodíka v morská voda, ktorý obsahuje 1,5 % chloridu sodného.

Najaktívnejšie zo skupiny kovov sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín. Ide o mäkké ľahké kovy, ktoré reagujú s jednoduchými a zložitými látkami.

všeobecný popis

Aktívne kovy zaberajú prvú a druhú skupinu periodická tabuľka Mendelejev. Úplný zoznam alkalické kovy a kovy alkalických zemín:

• lítium (Li);
• sodík (Na);
• draslík (K);
• rubídium (Rb);
• cézium (Cs);
• francium (Fr);
• berýlium (Be);
• horčík (Mg);
• vápnik (Ca);
• stroncium (Sr);
• bárium (Ba);
• rádium (Ra).

Ryža. 1. Alkalické kovy a kovy alkalických zemín v periodickej tabuľke.

Elektrónová konfigurácia alkalických kovov - ns 1 , kovov alkalických zemín - ns 2 .

V súlade s tým je konštantná valencia alkalických kovov I, alkalických zemín - II. Vzhľadom na malý počet valenčných elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine aktívne kovy vykazujú silné vlastnosti redukčného činidla darovaním vonkajších elektrónov v reakciách. Čím viac energetických hladín, tým menšia je väzba medzi vonkajšími elektrónmi a atómovým jadrom. Preto sa vlastnosti kovu zvyšujú v skupinách zhora nadol.

Vzhľadom na aktivitu sa kovy skupiny I a II nachádzajú v prírode iba v zložení skaly. Čisté kovy sa izolujú elektrolýzou, kalcináciou, substitučnými reakciami.

Fyzikálne vlastnosti

Alkalické kovy majú strieborno-bielu farbu s kovovým leskom. Cézium je striebristo žltý kov. Ide o najaktívnejšie a najmäkkšie kovy. Sodík, draslík, rubídium, cézium sú rezané nožom. Mäkkosť je ako vosk.

Ryža. 2. Rezanie sodíka nožom.

Kovy alkalických zemín majú sivú farbu. V porovnaní s alkalickými kovmi sú to tvrdšie, hustejšie látky. Iba stroncium je možné rezať nožom. Najhustejším kovom je rádium (5,5 g/cm3).

Najľahšie kovy sú lítium, sodík a draslík. Plávajú na hladine vody.

Chemické vlastnosti

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín reagujú s jednoduchými látkami a komplexnými zlúčeninami, pričom vznikajú soli, oxidy, zásady. Hlavné vlastnosti aktívnych kovov sú popísané v tabuľke.

Interakcia	alkalických kovov	kovy alkalických zemín
S kyslíkom	Samovznietenie na vzduchu. Tvoria superoxidy (RO 2), okrem lítia a sodíka. Lítium tvorí oxid pri zahriatí nad 200 °C. Sodík tvorí zmes peroxidu a oxidu. 4Li + 02 -> 2Li20; 2Na + 02 -> Na202; Rb + O2 → Rb02	Na vzduchu sa rýchlo vytvárajú ochranné oxidové filmy. Pri zahriatí na 500 ° C sa samovoľne vznietia. 2Mg + 02 -> 2MgO; 2Ca + O2 → 2CaO
s nekovmi	Reagujte pri zahrievaní so sírou, vodíkom, fosforom: 2K + S -> K2S; 2Na + H2 -> 2NaH; 2Cs + 5P → Cs 2 P 5 . Iba lítium reaguje s dusíkom, lítium a sodík reagujú s uhlíkom: 6Li + N2 -> 2Li3N; 2Na + 2C → Li2C2	Reagujte pri zahrievaní: Ca + Br2 -> CaBr2; Be + Cl2 -> BeCl2; Mg + S -> MgS; 3Ca + 2P -> Ca3P2; Sr + H2 → SrH2
S halogénmi	Reagujte prudko za vzniku halogenidov: 2Na + Cl2 -> 2NaCl
	Vznikajú zásady. Čím nižšie sa kov nachádza v skupine, tým aktívnejšie prebieha reakcia. Lítium pokojne interaguje, sodík horí žltým plameňom, draslík bleskom, cézium a rubídium explodujú. 2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2-; 2Li + 2H20 -> 2LiOH + H2	Menej aktívne ako alkalické kovy, reagujú pri izbovej teplote: Mg + 2H20 -> Mg (OH)2 + H2; Ca + 2H20 -> Ca (OH)2 + H2
S kyselinami	So slabými a zriedenými kyselinami reagujú výbušne. S organickými kyselinami tvoria soli. 8K + 10HN03 (konc) -> 8KN03 + N20 + 5H20; 8Na + 5H2S04 (konc) -> 4Na2S04 + H2S + 4H20; 10Na + 12HN03 (diff) -> N2 + 10NaN03 + 6H20; 2Na + 2CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + H 2	Formujte soli: 4Sr + 5HN03 (konc) -> 4Sr(N03)2 + N20 + 4H20; 4Ca + 10H2S04 (konc) → 4CaS04 + H2S + 5H20
S alkáliami		Zo všetkých kovov reaguje iba berýlium: Be + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2
S oxidmi		Všetky kovy reagujú s výnimkou berýlia. Vymeňte menej aktívne kovy: 2Mg + Zr02 -> Zr + 2MgO

Ryža. 3. Reakcia draslíka s vodou.

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín možno detegovať pomocou kvalitatívnej reakcie. Pri horení sú kovy natreté určitou farbou. Napríklad sodík horí žltým plameňom, draslík fialovým, bárium svetlozeleným a vápnik tmavooranžovým.

Čo sme sa naučili?

Najaktívnejšie kovy sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín. Je to mäkké jednoduché látky sivá alebo strieborná farba s malou hustotou. Lítium, sodík, draslík plávajú na hladine vody. Kovy alkalických zemín sú tvrdšie a hustejšie ako alkalické kovy. Na vzduchu rýchlo oxidujú. Alkalické kovy tvoria superoxidy a peroxidy, oxid tvorí iba lítium. Reagujte prudko s vodou pri izbovej teplote. Pri zahrievaní reagujte s nekovmi. Kovy alkalických zemín reagujú s oxidmi a vytláčajú menej aktívne kovy. Iba berýlium reaguje s alkáliami.

Tématický kvíz

Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.6. Celkový počet získaných hodnotení: 294.