Trieda: 9

Typ lekcie: učenie sa nového materiálu.

Typ lekcie: kombinovaná lekcia

Ciele lekcie:

Návody: formovanie vedomostí žiakov o prvkoch alkalických zemín ako typických kovoch, poňatie vzťahu medzi štruktúrou atómov a vlastnosťami (fyzikálnymi a chemickými).

vyvíja sa: rozvoj zručností výskumné činnosti, schopnosť extrahovať informácie z rôznych zdrojov, porovnávať, zovšeobecňovať, vyvodzovať závery.

Pedagógovia: pestovanie udržateľného záujmu o predmet, pestovanie napr morálne vlastnosti ako presnosť, disciplína, samostatnosť, zodpovedný prístup k zadanej úlohe.

Metódy: problémové, pátracie, laboratórne práce, samostatná prácaštudentov.

Vybavenie: počítač, bezpečnostný stôl, disk „Virtuálne laboratórium v ​​chémii“, prezentácia .

Počas vyučovania

1. Organizačný moment.

2. Úvodné slovo učiteľa.

Študujeme sekciu, kovy, a viete, čo majú kovy veľký význam v živote moderný človek. V predchádzajúcich lekciách sme sa zoznámili s prvkami I. skupiny hlavnej podskupiny – alkalických kovov. Dnes začíname študovať kovy skupiny II hlavnej podskupiny - kovy alkalických zemín. Aby sme si osvojili materiál lekcie, musíme si zapamätať najdôležitejšie otázky, ktoré sme uvažovali v predchádzajúcich lekciách.

3. Aktualizácia poznatkov.

Konverzácia.

Kde sa nachádzajú alkalické kovy periodický systém DI. Mendelejev?

študent:

V periodickom systéme sa alkalické kovy nachádzajú v skupine I hlavnej podskupiny, na vonkajšej úrovni 1 elektrónu, ktorý alkalické kovy ľahko rozdávajú, preto vo všetkých zlúčeninách vykazujú oxidačný stav +1. S nárastom veľkosti atómov z lítia na francium klesá ionizačná energia atómov a spravidla sa zvyšuje ich chemická aktivita.

učiteľ:

Fyzikálne vlastnosti alkalické kovy?

študent:

Všetky alkalické kovy sú strieborno-bielej farby s jemnými odtieňmi, ľahké, mäkké a taviteľné. Ich tvrdosť a teplota topenia prirodzene klesá z lítia na cézium.

učiteľ:

Znalosť chemických vlastností alkalických kovov si preveríme formou malej testovacej práce na možnosti:

• jamožnosť: Napíšte reakčné rovnice pre interakciu sodíka s kyslíkom, chlórom, vodíkom, vodou. Špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
• I možnosť: Napíšte reakčné rovnice pre interakciu lítia s kyslíkom, chlórom, vodíkom, vodou. Špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
• I I I možnosť: Napíšte reakčné rovnice pre interakciu draslíka s kyslíkom, chlórom, vodíkom, vodou. Špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

učiteľ: Téma našej lekcie kovy alkalických zemín”

Ciele lekcie: Dať všeobecné charakteristiky kovy alkalických zemín.

Zvážte ich elektronickú štruktúru, porovnajte fyzikálne a chemické vlastnosti.

Prečítajte si o najdôležitejších zlúčeninách týchto kovov.

Určite rozsah týchto zlúčenín.

Náš plán hodiny je napísaný na tabuli, budeme pracovať podľa plánu, pozrite si prezentáciu.

1. Postavenie kovov v periodickom systéme D.I. Mendelejev.
2. Štruktúra atómu alkalického kovu.
3. fyzikálne vlastnosti.
4. Chemické vlastnosti.
5. Použitie kovov alkalických zemín.

Konverzácia.

učiteľ:

Na základe poznatkov získaných skôr odpovieme na nasledujúce otázky: Na zodpovedanie použijeme periodický systém chemické prvky DI. Mendelejev.

1. Vymenujte kovy alkalických zemín

študent:

Ide o horčík, vápnik, stroncium, bárium, rádium.

učiteľ:

2. Prečo sa tieto kovy nazývajú alkalické zeminy?

študent:

Pôvod tohto názvu je spôsobený skutočnosťou, že ich hydroxidy sú alkálie a ich oxidy sú žiaruvzdornosťou podobné oxidom hliníka a železa, ktoré predtým niesli všeobecný názov „zem“.

učiteľ:

3. Umiestnenie kovov alkalických zemín v PSCE D.I. Mendelejev.

študent:

Skupina II je hlavnou podskupinou. Kovy skupiny II hlavnej podskupiny majú 2 elektróny na vonkajšej energetickej úrovni, umiestnené v menšej vzdialenosti od jadra ako alkalické kovy. Preto sú ich redukčné vlastnosti, aj keď sú skvelé, stále menšie ako u prvkov skupiny I. Získať redukčné vlastnosti pozorované aj pri prechode z Mg na Ba, ktorý je spojený so zväčšením polomerov ich atómov, vo všetkých zlúčeninách vykazujú oxidačný stav +2.

učiteľ: Fyzikálne vlastnosti kovov alkalických zemín?

študent:

Kovy skupiny II hlavnej podskupiny sú striebristo-biele látky, ktoré dobre vedú teplo a elektriny. Ich hustota sa zvyšuje z Be na Ba, pričom teplota topenia naopak klesá. Sú oveľa tvrdšie ako alkalické kovy. Všetky, okrem berýlia, majú schopnosť zafarbiť plameň v rôznych farbách.

problém: Ako sa kovy alkalických zemín nachádzajú v prírode?

Prečo sa kovy alkalických zemín vyskytujú v prírode väčšinou vo forme zlúčenín?

Odpoveď: V prírode sú kovy alkalických zemín vo forme zlúčenín, pretože majú vysokú chemickú aktivitu, ktorá zase závisí od charakteristík elektronická štruktúra atómy (prítomnosť dvoch nepárových elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni)

Fizkultminutka - odpočinok pre oči.

učiteľ:

Poznať všeobecné fyzikálne vlastnosti, aktivitu kovov, predpokladať chemické vlastnosti kovov alkalických zemín. S akými látkami interagujú alkalické kovy?

študent:

Kovy alkalických zemín interagujú s jednoduchými aj zložitými látkami. Aktívne interagujú s takmer všetkými nekovmi (s halogénmi, vodíkom, tvoria hydridy). Od komplexné látky s vodou - tvoriace vo vode rozpustné zásady - zásady a s kyselinami.

učiteľ:

A teraz si v experimentoch overíme správnosť našich predpokladov o chemických vlastnostiach kovov alkalických zemín.

4. Laboratórne práce vo virtuálnom laboratóriu.

Cieľ: uskutočňovať reakcie potvrdzujúce chemické vlastnosti kovov alkalických zemín.

Opakujeme bezpečnostné pravidlá pre prácu s kovmi alkalických zemín.

• pracovať v digestore
• na podnose
• so suchými rukami
• brať v malých množstvách

Pracujeme s textom, ktorý čítame vo virtuálnom laboratóriu.

Skúsenosť č. 1. Interakcia vápnika s vodou.

Zážitok číslo 2. Spaľovanie horčíka, vápnika, stroncia, bária

Zapíšte si rovnice reakcie a pozorovania do zošita.

5. Zhrnutie hodiny, klasifikácia.

5. Odraz.

Čo si z hodiny pamätáš, čo sa ti páčilo?

6. Domáce úlohy.

§ 12 cvičenie 1(b) cvičenie 4

Literatúra.

1. Rudzitis G.E., Feldman F.G. Chémia 9.- Moskva.: Vzdelávanie, 2001
2. Gabrielyan O.S. Chémia 9.-Moskva.: Drop, 2008
3. Gabrielyan O.S., Ostroumov I.G. Príručka učiteľa. Chémia 9.-Moskva.: Drop 2002
4. Gabrielyan O.S. Ovládanie a overovacie práce. Chémia 9.-Moskva.: Drop, 2005.
5. Zbierka Virtuálne laboratórium. Vzdelávacie elektronické vydanie

Medzi s-prvky patria všetky prvky hlavných podskupín skupín I a II periodickej sústavy, ako aj vodík a hélium. Okrem vodíka a hélia sú to všetky tieto prvky kovy. Kovy skupiny I periodickej tabuľky sa nazývajú alkalický, pretože reagujú s vodou za vzniku alkálií. Kovy skupiny II periodickej tabuľky, s výnimkou berýlia a horčíka, sa nazývajú alkalickej zeminy. Francium, ktoré dopĺňa skupinu I, a rádium, ktoré dopĺňa skupinu II, - rádioaktívne prvky.

Niektoré vlastnosti s-kovov 3

Tabuľka 15.1

	Polomer kovu, nm	Iónový polomer, nm		EO podľa Paulinga
I skupina
11 skupina

a PI je potenciál (energia) ionizácie; EO - elektronegativita.

Všetky s-kovy majú jeden alebo dva elektróny na vonkajšom obale a môžu ich ľahko darovať, pričom vytvárajú ióny so stabilnou elektronickou konfiguráciou vzácnych plynov. Vysoká redukčná aktivita týchto kovov sa prejavuje vo veľmi nízkych ionizačných potenciáloch (PI) a nízkej elektronegativite (EO) (tabuľka 15.1). Porovnajte ionizačné potenciály alkalických kovov a vzácnych plynov (zo všetkých prvkov majú vzácne plyny najnižší EO a najvyšší PI; pozri tabuľku 18.1).

fyzikálne vlastnosti. Za normálnych podmienok sú s-kovy v pevnom stave a tvoria kryštály s kovová väzba. Všetky kovy skupiny I majú kubická mriežka centrovaná na telo(BCC, pozri § 4.4). Charakteristické je berýlium a horčík šesťhranné uzavreté balenie(hcp), vo vápniku a stronciu zameraný na tvár kubická mriežka (fcc), pre bárium kubický centrovaný na telo(BCC).

Kovy skupiny I sú mäkké a majú nízku hustotu v porovnaní s ostatnými. Lítium, sodík a draslík ľahší ako voda a plávať na jeho povrchu a reagovať s ním. Kovy skupiny II sú tvrdšie a hustejšie ako alkalické kovy. Nízke teploty topenia a varu s-kovov (pozri tabuľku 15.1) sa vysvetľujú relatívne slabou kovovou väzbou v kryštálových mriežkach; väzbová energia (v eV): lítium 1,65, sodík 1,11, draslík 0,92, rubídium 0,84, cézium 0,79, berýlium 3,36, horčík 1,53, vápnik 1,85, stroncium 1, 70, bárium 1,87.

Pre porovnanie väzobných energií (v eV): hliník 3,38, zinok 1,35, železo 4,31, meď 3,51, striebro 2,94, titán 4,87, molybdén 6,82, volfrám 8,80.

Kovová väzba je tvorená delokalizovanými valenčnými elektrónmi, ktoré držia pohromade kladné ióny atómov kovov (pozri § 3.6). Čím väčší je polomer kovu, tým viac delokalizovaných elektrónov je rozdelených v „tenkej vrstve“ medzi kladné ióny a tým menšia je pevnosť kryštálovej mriežky. To vysvetľuje nízke teploty topenia a varu kovov skupiny I a II. Teploty topenia a varu prvkov skupiny II sa na rozdiel od alkalických kovov menia nesystematicky, čo sa vysvetľuje rozdielmi v kryštálových štruktúrach (pozri vyššie).

distribúcia v prírode. Všetky s-kovy sa v prírode nachádzajú len vo forme zlúčenín: fosílne minerálne soli a ich ložiská (KS1, NaCl, CaCO 3 a iné) a ióny v morská voda. Vápnik, sodík, draslík a horčík sú piate, šieste, siedme a ôsme v množstve na Zemi. Stroncium je bežné s mierou. Obsah ostatných s-kovov v zemská kôra a oceánskych vôd je zanedbateľný. Napríklad obsah sodíka v zemskej kôre je 2,3 % a morskej vody 1,1 %, cézia v zemskej kôre je 3 10 ~ 4 % a v morskej vode 3 10 -8 %.

Sodík, cézium a berýlium majú len jeden stabilný izotop, lítium, draslík a rubídium majú každý dva: |Li 7,5 % a |Li 92,5 %; 93,26 % a ústredného výboru 6,74 %; f^Rb 72,17 % a fpRb 27,83 %. Horčík má tri stabilné izotopy (| 2 Mg 79,0 %, j|Mg 10,0 % a j|Mg 11,0 %). Ostatné kovy alkalických zemín majú stabilnejšie izotopy; hlavné: 4 °С 96,94 % a CA 2,09 %; ||Sr 82,58 %, 8 |Sr 9,86 % a ||Sr 7,0 %; 1 ||Ba 71,7 %, 18 |Ba 11,23 %, 18 ®Ba 7,85 % a 18 |Ba 6,59 %.

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.

Názov „alkalické zeminy“ tieto kovy (niekedy sa k nim pridáva horčík) dostali preto, že ich oxidy, v chemické vlastnosti sú medziprodukty na jednej strane medzi alkálie, t.j. oxidy alebo hydroxidy alkalických kovov a na druhej strane "zeminy", teda oxidy takých prvkov, ktorých typickým predstaviteľom je hliník - hlavná 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 spoločné vlastnosti prvky tejto podskupiny, rádium sa nebude brať do úvahy, pretože zodpovedajúce fyzikálno-chemické vlastnosti ešte neboli dostatočne preštudované.

S výnimkou rádia sú všetky prvky podskupiny alkalických zemín ľahké kovy. Nazývajú sa ľahké kovy, ktorých špecifická hmotnosť nepresahuje 5. Kovy hlavnej podskupiny II. skupiny sú z hľadiska tvrdosti výrazne lepšie ako 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 sa vytvoria 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 vymenované 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 už 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 preberať 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.

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.

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 v vodné roztoky alkálie:

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.

Elektronická 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 mozočku, 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 skiaskopiu, liečbu nádorov a niektorých závažných ochorení. 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 dosť silná základňa. 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 hydroxyapatitu 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.