s-Элементы - это элементы, у которых происходит заполнение s-подуровня. Данные элементы находятся в главных подгруппах первой и второй групп. S-элементы первой группы включают водород и щелочные металлы , а второй группы - бериллий, магний и щелочноземельные ме-таллы. К s -элементам также относится инертный газ гелий.

s-металлы первой группы включают : литий (Li ), натрий (Na ), калий (К ), рубидий (Rb ), цезий (Сs ) и франций (Fr ). Данные металлы называются щелочными, так как два главных представителя (натрий и калий) образуют сильные основания - щелочи. На внешнем энер-гетическом уровне ато-мов данных элементов находится один электрон, который атомы щелочных металлов легко отдают, пре-вращаясь в однозарядные катионы . С увеличением по-рядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, что приводит к усилению восстановительной активности. Щелочные металлы характеризуются незначительной твёрдостью, малой плотностью и низкими температурами плавления.

s -элементы второй группы включают : бериллий (Ве ), магний (Мg ) и щелочноземельные ме-таллы - кальций (Са ), стронций (Sr ), барий (Ва ) и радий (Rа ). Бе-риллий и магний существенно отличаются от остальных элементов данной группы. Бе-риллий является амфотерным металлом. Магний образует слабое основание, а щелочноземельные металлы - сильные основания. Данные металлы имеют на внешнем уровне по два электрона и сравнительно легко их отдают, превращаясь в двухзарядные катионы. Они имеют большую, чем щелочные металлы, твёрдость и довольно высокие темпера-туры плавления.

Данные металлы обладают высокой химической активностью. Их активность можно определить по положению в электрохимическом ряду. Следует обратить внимание на то, что литий по положению в электрохимическом ряду самый активный металл (φ 0 = - 3,045 В), хотя по положению в периодической таблице он, в сравнении с остальными щелочными металлами, является самым слабым восстановителем.

Это является следствием того, что положение металла в электрохимическом ряду определяется суммой трех величин:

1) энергии разрушения кристаллической решетки;

2) энергии ионизации металла;

3) энергии гидратации образовавшегося иона.

Энергии разрушения кристаллической решетки для данных металлов примерно одинаковы. Энергия ионизации атома лития в подгруппе самая высокая (Е = 5,39 эВ), но энергия гидратации иона лития, благодаря малому радиусу, аномально высокая. По сумме данных трех величин литий в водном растворе электрохимически самый активный металл.

При взаимодействии щелочных металлов с кислородом воздуха: литий образует оксид (Li 2 О), натрий - пероксид (Na 2 О 2), а калий, рубидий и цезий - надпероксиды (МеО 2) . Бериллий, магний и щелочноземельные ме-таллы легко окисляются на воздухе с образованием оксидов.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с об-разованием гидроксидов:

К 2 О + Н 2 О → 2КОН,

СаО + Н 2 О → Са(ОН) 2 .

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

2ВаО 2 + 2СО 2 → 2ВаСО 3 + О 2 .

Щелочные и щелочноземельные металлы также реагируют с другими неме-таллами: галогенами, серой, азотом, водородом. При этом образуются соответст-вующие галогениды, сульфиды, нитриды и гидриды. Например,

2Na + Н 2 → 2NaН.

Гидриды полностью разлагаются водой с образованием водорода и гидроксида металла. Например,

СаН 2 + 2НОН → Са(ОН) 2 + 2Н 2 .

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

Са + 2НОН → Са(ОН) 2 + Н 2 .

Бериллий и магний с водой реагируют медленно вследствие малой растворимости образующихся гидроксидов.

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

Ве(ОН) 2 + 2НСl ↔ ВеСl 2 + 2Н 2 О,

Ве(ОН) 2 + 2NaОН ↔ Na 2 [Ве(ОН) 4 ] (в растворе),

Ве(ОН) 2 + 2NaОН ↔ Na 2 ВеО 2 + 2Н 2 О (в расплаве).

Наиболее распространенные соединения данных элементов следующие:

NаCl - хлорид натрия (поваренная соль) консервант пищевых продуктов;

NаОН - гидроксид натрия (каустическая сода). Применяется для получения мыла, очистки нефти и др.

Nа 2 СО 3 - карбонат натрия (кальцинированная сода);

NаНСО 3 - гидрокарбонат натрия (питьевая сода);

Калий в виде калийных солей необходим для питания растений.

Магний нужен растениям, так как входит в состав хлорофилла.

СаО - оксид кальция (негашеная известь);

Са(ОН) 2 - гидроксид кальция (гашеная известь) широко применяется в строительном деле;

СаSО 4 ·2Н 2 О - сульфат кальция (гипс);

СаСО 3 - карбонат кальция (известняк, мел, мрамор). При его термическом разложении получают негашеную известь и углекислый газ

СаСО 3 = СаО + СО 2 .

Следует отметить, что соединения натрия, калия, кальция и магния нужны для жизнедеятельности живых организмов.

Водород и гелий также относятся к s-элементам. Данные элементы по распространенности во Вселенной занимают: водород - первое место, а гелий - второе.

Содержание водорода на Земле составляет ~1 %, но в свободном виде Н 2 почти не встречается. Он входит в состав различных соединений. Водород существует в виде трех изотопов: протий 1 1 Н, дейтерий 2 1 D и тритий 3 1 Т. В природе на 6800 атомов водорода приходится 1 атом дейтерия. Вследствие большой разницы в массах физические и химические свойства изотопов водорода и образуемых ими соединений довольно значительно отличаются. Одним из наиболее распространенных в природе химических соединений водорода является вода. На примере данного соединения будет показан общий подход при анализе строения и свойств химических соединений.

Гелий на Земле встречается только в атмосфере и содержание его невелико. В химическом отношении это инертное вещество, поэтому применяется в автогенной сварке для создания инертной среды. Температура плавления гелия - 271,4 о С (при давлении 3,0 МПа), а температура кипения - 269,9 о С, что позволяет использовать его в качестве хладоносителя в физике низких температур.

Лекция 1

ТЕМА : S элементы

Вопросы, изучаемые на лекции:

Водород. Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ.
Химические свойства водорода.
Вода, ее физические и химические свойства.
S элементы I группы. Общая характеристика щелочных металлов.
Нахождение в природе и получение щелочных металлов.
Физические и химические свойства щелочных металлов.
Общая характеристика S элементов П группы.
Особые свойства бериллия.
Нахождение в природе и получение металлов ПА группы.
S элементов П группы.
Важнейшие соединения S элементов I и П групп.
S элементов.

Рассмотрение химии элементов начинается с изучения S элементов. К ним относятся S элементы I группы (щелочные металлы), S элементы П группы, а также водород и гелий.

Водород. Общая характеристика.

Особенности положения в периодической системе элементов

Электронная формула атома водорода 1 S 1 , радиус атома 0,046 нм. Водород занимает особое положение в ПСЭ. Его можно поместить и в I , и в VII группы. Водород располагается в I группе ПСЭ, так как:

у него один валентный электрон;
он является S элементом;
валентный электрон он сравнительно легко отдает, проявляя восстановительные свойства (как и щелочные металлы);

По другим параметрам водород ближе к элементам VII группы, то есть галогенам:

как и галогенам для завершения внешнего энергетического уровня атому Н не хватает одного электрона;
реагируя с металлами, водород присоединяет электрон от партнера с образованием аниона Н - , проявляя при этом окислительные свойства (как и галогены);
как и галогены, водород образует устойчивую при обычных условиях двухатомную молекулу Н 2 ;
значение энергии ионизации атома водорода (13,6 эв) велико и оно намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов и близка к галогенам;
водород (как и галогены) считается неметаллом.

В соединениях Н может иметь степень окисления, равную -1 и +1.

Водород имеет несколько изотопов: протий Н, дейтерий Д и тритий Т с массовыми числами соответственно 1, 2, 3. Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Тритий нестоек, его период полураспада равен 12,26 года. В природных соединениях протий и дейтерий в среднем содержатся в атомном соотношении 6800: 1.

Водород широко распространен в природе. В свободном состоянии водород на Земле содержится в незначительных количествах (в вулканических газах и газах при добывании нефти). Но в виде соединений он встречается в составе воды, угля, нефти и входит во все животные и растительные организмы. В земной коре его 17 атомных % (или по массе 1%). Водород - самый распространенный элемент космоса. Он составляет до ½ массы Солнца и многих звезд.

Физические свойства водорода

Водород - бесцветный газ, не имеющий запаха, самый легкий из всех газов: в 14,5 раз легче воздуха. Молекулы водорода имеют небольшие размеры, подвижны, обладают высокой прочностью (энергия диссоциации молекулы равна 436 кДж/моль) и малой поляризуемостью. Поэтому для него характерны низкие температуры плавления (-259 о С) и кипения (-252,6 о ), а также очень малая растворимость его в воде (18 мл Н 2 в 1 л Н 2 О при 20 о С). Но водород обладает одним удивительным свойством - он внедряется в кристаллические структуры некоторых металлов (Р d , Pt , Ni ) примерно 1 объем палладия поглощает 850 объемов Н 2 . Особенно велика способность водорода диффундировать в металлах при высоких температурах и высоком давлении. При этом структура металла нарушается и прочность его уменьшается.

Химические свойства водорода

В обычных условиях водород благодаря прочности молекул Н 2 сравнительно малоактивен и непосредственно взаимодействует лишь со фтором:

Н 2 + F 2 = 2 HF .

При нагревании вступает во взаимодействие со многими неметаллами:

t o t o

Н 2 + Cl 2 = 2 HCl ; 2Н 2 + С ↔ СН 4

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О;

t o , каt t o

3 Н 2 + N 2 ↔ 2NH 3 H 2 + S = Н 2 S.

Во всех этих реакциях водород проявляет свойства восстановителя. Восстановительная способность водорода используется также для получения некоторых простых веществ из оксидов или галогенидов:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O;

SiCl 4 + 2H 2 = Si + 4HCl.

При взаимодействии со щелочными и щелочноземельными мета л лами водород проявляет свойства окислителя, при этом образуются гидр и ды металлов.

t o t o

Н о 2 + 2Na = 2NaH -1 , Са + Н 2 = СаН 2.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов это соли, связь в них ионная. Они очень реакционноспособны и при действии на них воды практически полностью подвергаются гидролизу: NaH + H 2 O → NaOH + H 2 .

Вода, ее физические и химические свойства

Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость. Вода это самое важное вещество в природе, в том числе для живых организмов. Организм человека на 65 70% состоит из воды, в которой растворены все другие вещества, необходимые для жизнедеятельности организма. Кроме того, вода в организме представляет собой среду, в которой протекают многие биохимические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма; вода сама принимает участие в целом ряде биохимических процессов (гидролиз белков, жиров, углеводов и др.). Человек без воды живет всего 7-8 суток. При потере 10% воды происходит самоотравление организма продуктами разложения, а при потере 20-21% воды - смерть.

Молекула воды имеет угловое строение, валентный угол равен 104,5 о .

Молекула воды сильно полярна, поэтому вода растворяет многие вещества и это самый лучший растворитель на Земле. Молекулы воды сильно ассоциированы между собой вследствие способности образовывать водородные связи. Для жидкого состояния воды характерны ассоциаты (Н 2 О) n , где « n » чаще всего равно 2-4. Благодаря процессам ассоциации вода имеет ряд характерных свойств: высокие температуры кипения и плавления. Кроме того, при переходе воды из твердого состояния в жидкое плотность увеличивается (в отличие от большинства других веществ) и максимальная плотность воды при +4 о С. Чистая вода почти не проводит электрический ток, то есть является очень слабым электролитом. Вода обладает аномально высокой теплоемкостью (4,18 Дж/г ∙ К), то есть медленно нагревается и охлаждается, являясь регулятором температуры на Земле (это важно для процессов, протекающих в живом организме).

Природная вода никогда не бывает чистой. Проходя слой Земли, вода захватывает соли и другие вещества, поэтому имеет определенный состав минеральных веществ, который бывает различным как в качественном, так и количественном соотношениях. Такая вода называется минеральной и она в зависимости от состава применяется для лечения различных заболеваний.

Для очистки воды от различных примесей воду подвергают простой перегонке (дистилляции). Этот процесс заключается в непрерывном нагревании воды в перегонном кубе (дистилляторе) с отводом образующегося водяного пара и его последующей конденсации. В итоге получается дистиллированная вода, в которой почти нет примесей. Такая вода используется как растворитель для приготовления растворов различных веществ в лабораторной практике, при научных исследованиях, а также в медицине и фармации для приготовления водных растворов различных лекарственных веществ.

В химическом отношении вода - довольно реакционноспособное вещество. Большинство процессов растворения, диссоциации и гидролиза веществ идут в воде. Поэтому при обычных условиях вода реагирует со многими веществами (как с простыми, так и сложными).

Наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой с выделением Н 2 .

2Na + 2 HOH → 2NaOH + H 2 .

Оксиды многих металлов и неметаллов реагируют с водой, образуя кислоты и основания: Na 2 O + HOH → 2 NaOH ,

P 2 O 5 + 3HOH → 2H 3 PO 4 .

Неметаллы (Cl 2 , C , S , Si и др.) реагируют с водой или водяным паром:

С l 2 + HOH ↔ HCl + HClO.

Многие соли и некоторые органические вещества (сложные эфиры, крахмал и другие) подвергаются гидролитическому разложению водой:

К 2 СО 3 + НОН ↔ КНСО 3 + КОН.

При растворении многих веществ их молекулы или ионы связываются с молекулами воды и образуют гидраты. Гидраты, образующиеся в результате донорно-акцепторного взаимодействия, называются аквакомплексами - это один из основных типов комплексных соединений: [ Al (H 2 O ) 6 ] Cl 3 , [ Co (H 2 O ) 6 ] Cl 2 .

Гидраты, как правило, нестойкие соединения, и при выпаривании раствора во многих случаях разлагаются. Но иногда гидраты настолько прочны, что при выделении растворенного вещества из раствора вода входит в состав его кристаллов. Получаются кристаллогидраты, а содержащаяся в них вода называется кристаллизационной. Примеры: CuSO 4 ∙5 H 2 O , Na 2 SO 4 ∙10 H 2 O , AlCl 3 ∙6 H 2 O и др.

S элементы I группы

S - элементами I группы являются щелочные металлы. Они называются так потому, что их гидроксиды являются щелочами (то есть растворимыми основаниями).

Общая характеристика щелочных металлов

У S элементов I группы особенно резко изменяются основные параметры атомов (см. таблицу 1). Радиус атома S элементов сильно увеличивается с возрастанием порядкового номера элемента в группе, радиус иона тоже. Резкое увеличение радиуса атома влечет за собой сильное уменьшение энергии ионизации сверху вниз. Энергия ионизации характеризует способность атома отдавать электрон, то есть восстановительную способность нейтрального атома, поэтому восстановительные свойства сверху вниз в подгруппе увеличиваются.

У щелочных металлов по сравнению с элементами других подгрупп наибольшие размеры атомов и ионов, а энергии ионизации наиболее низкие, поэтому у них наиболее сильно выражены металлические свойства и они будут самыми сильными восстановителями.

Таблица 1

Элемент

Электронная

формула

валентного

уровня

Радиус

атома,

нм.

Радиус

иона

Э + , нм.

Энергия

ионизации

Э о → Э + , эв.

Относительная

электро-

отрицательность

(ОЭО)

Энергия

диссоциации

двухатомных

молекул

Э 2 , ккал/моль

(для сравне-ния)

1S 1

2S 1

3S 1

4S 1

5S 1

6S 1

7 S 1

0,046

0,155

0,189

0,236

0,248

0,268

0,280

0,068

0,098

0,133

0,149

0,165

0,175

13,6

5,39

5,14

4,34

3,89

1,00

0,93

0,91

0,89

0,86

104,0

25,5

17,3

11,8

10,8

10,0

Щелочные металлы образуют двухатомные молекулы Ме 2 , но прочность связи мала (см. табл. 1), поэтому в обычных условиях состояние этих веществ атомарное. В парообразном состоянии обнаружены Li 2 , Na 2 , K 2 . Энергия диссоциации двухатомных молекул сверху вниз в подгруппе уменьшается (водород выпадает из этой закономерности, он имеет большую энергию ионизации и энергию диссоциации, так как у него один единственный электрон, радиус атома очень мал и электрон прочнее удерживается ядром).

В соединениях щелочные металлы проявляют единственную С.О. = +1.

Характер связи с другими элементами, как правило, ионный. Причем, так как относительная электроотрицательность и энергия ионизации сверху вниз в подгруппе уменьшаются (см. табл. 1), то повышается степень ионности химических связей в однотипных соединениях.

Нахождение в природе и получение щелочных металлов

Щелочные металлы в природе находятся только в виде соединений, так как очень активны. Наиболее широко представлены калий и натрий, меньше литий. Рубидий и цезий - рассеянные элементы и содержатся в некоторых минералах калия и лития (сопутствуют им). Франций - радиоактивный элемент, получают искусственно (для наиболее долгоживущего изотопа период полураспада τ 1/2 = 20 минут).

Важнейшие минералы лития: сподумен LiAl (SiO 3 ) 2 и амблигонит - LiAl (PO 4 ) F . Важнейшие минералы натрия: NaCl - каменная соль (в земле), есть NaCl и в морской воде; Na 3 [ AlF 6 ] криолит, Na 2 B 4 O 7 ∙ 10 H 2 O бура, Na 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O глауберова соль, NaNO 3 чилийская селитра и другие. Минералы калия: КС l сильвин, NaCl ∙ KCl сильвинит, К Cl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O карналлит, К NO 3 индийская селитра.

Натрий и литий получают электролизом расплавов солей (реже NaOH ). Металлы выделяются на катоде.

Калий чаще всего получают восстановлением из расплавов К Cl или КОН натрием: t o

КОН + Na = К + NaOH .

Рубидий и цезий получают восстановлением их из хлоридов кальцием или термическим разложением соединений: 2 R вС l + Са = СаС l 2 + 2 R в.

Физические и химические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы - легкие серебристо-белые металлы (С s - золотисто-желтый). Плотность лития, натрия и калия меньше, чем у воды. Они легко режутся ножом (очень мягки), имеют невысокие Т кипения и Т плавления. Щелочные металлы очень активны и легко окисляются, поэтому их хранят или в вакууме, или в керосине, с которым они не взаимодействуют. Но цезий и рубидий хранят только в запаянных сосудах (вакууме).

Химические свойства: это - самые активные металлы, причем их химическая активность увеличивается в группе сверху вниз. Они легко взаимодействуют с О 2 , причем рубидий и цезий самовоспламеняются, а калий тотчас окисляется. Все щелочные металлы располагаются в начале ряда стандартных электродных потенциалов металлов, поэтому легко реагируют с водой и кислотами, вытесняя водород:

2 Na + 2НОН → 2 NaOH + H 2 ,

причем калий в воде самовоспламеняется, а рубидий и цезий опускаются на дно и реакция сопровождается взрывом. Эти реакции характеризуют высокую химическую активность щелочных металлов и то, что она возрастает в группе от лития к цезию.

О 2

│→ Li 2 O , Na 2 O 2 , KO 2

│ Га l 2

Ме + │ → МеГа l

│ t o , Н 2

│→ МеН

│ t o , S, P, Si

│→ сульфиды , фосфиды , силициды

│ t o , N 2

│→ Me 3 N (литий реагирует при обычных условиях).

Общая характеристика S -элементов П группы

К S элементам П группы относятся: Ве, М g , Ca , Sr , Ba и Ra ; Са, Sr и Ва называются еще щелочноземельными металлами, так как их основания проявляют щелочные свойства, а оксиды этих элементов раньше назывались землями.

Таблица 2

Элемент	Электронная формула валентного уровня	Радиус атома, нм	Радиус иона Э 2+ , нм	Энергия ионизации (Э о → Э + ), эв.	ОЭО (относительная электроотрицательность).
Ве	2S 2	0,113	0,034	9,32	1,47
	3S 2	0,160	0,074	7,65	1,23
	4S 2	0,197	0,104	6,11	1,04
	5S 2	0,215	0,120	5,69	0,99
	6S 2	0,221	0,133	5,21	0,97
	7S 2	0,235	0,144	5,28	0,97

Закономерности проявления периодичности у S элементов П группы такие же, как и у S -элементов I группы. Валентная структура nS 2 , то есть на внешнем электронном уровне - два электрона, которые атомы легко отдают.

Радиус атома и радиус иона сверху вниз в группе увеличиваются, а энергия ионизации сильно уменьшается, относительная электроотрицательность тоже уменьшается, поэтому химическая активность сверху вниз в группе возрастает.

В соединениях S элементы П группы проявляют с.о. = +2.

Характер связи с другими элементами: для Ве не обнаружены соединения с ионной связью, для остальных элементов более характерна ионная связь, причем в группе сверху вниз степень ионности связи в однотипных соединениях увеличивается.

Особые свойства бериллия

У бериллия на предвнешнем электронном уровне находится всего 2 электрона. Кроме того, радиус атома и иона у него намного меньше, чем у остальных S -элементов П группы, а энергия ионизации намного больше. Поэтому он по сравнению с остальными S -элементами П группы мало активен. Оксид и гидроксид бериллия проявляют амфотерные свойства.

Бериллий во многом сходен с алюминием (диагональное сходство). Ионные связи не образует, а образует только ковалентные связи. Простых ионов Ве 2+ не образует, а образует комплексные ионы [ Be (OH ) 4 ] 2- , [ Be (H 2 O ) 4 ] 2+ , [ BeF 4 ] 2- , где ковалентность его равна 4. Для него характерно к.ч. = 4 ( Sp 3 гибридизация валентных орбиталей).

Нахождение в природе и получение металлов П А группы

В свободном виде металлы данной подгруппы в природе не встречаются, так как очень активны. Важнейшие минералы: Ве 3 А l 2 (SiO 3 ) 6 берилл; М gCO 3 магнезит; М gCO 3 ∙ CaCO 3 доломит; КС l ∙ MgCl 2 ∙6 H 2 O карналлит. Барий, стронций и кальций в земной коре встречаются в виде карбонатов, сульфатов, фосфатов, фторидов, силикатов. Радий встречается в урановых рудах.

Получение: получают, как правило, электролизом расплавов солей (аналогично щелочным металлам): электролиз расплава ВеС l 2 , электролиз расплава MgCl 2 , электролиз расплава хлоридов кальция и стронция. Барий высокой чистоты получают алюминотермическим методом из ВаО.

Физические и химические свойства S элементов П группы.

Физические свойства: S элементы П группы - металлы, менее мягкие, чем щелочные металлы (радий режется ножом, остальные - нет). Они тяжелее воды, тугоплавки. Щелочноземельные металлы на воздухе активны, поэтому хранятся, как правило, в нейтральных средах; Ве и М g покрываются оксидной пленкой и устойчивы на воздухе.

Химические свойства: Са, Sr и Ва легко окисляются кислородом, а Ве и М g покрываются оксидной пленкой и для того, чтобы они прореагировали с О 2 , необходимо нагревание.

Все они в ряду стандартных электродных потенциалов металлов стоят до водорода, но Ве практически не растворяется в воде, так как покрыт защитной пленкой; а М g с холодной водой не реагирует. Са и его аналоги похожи на натрий и калий и хорошо реагируют с водой, кислотами и активными неметаллами уже при обычных условиях. В реакциях S элементов П группы с азотом, водородом, углеродом и кремнием требуется нагревание. Химическая активность в ряду Са Sr - Ва увеличивается. Ве с водородом непосредственно не реагирует.

│ О 2

│ → МеО

│ Н 2 О

│→ Ме(ОН) 2 + Н 2

│ Га l 2

Ме + │→ МеГа l 2

│ t o , Н 2

│→ МеН 2

│t o , S, P, C, Si, N 2

│→ Ме S, Ме 3 N 2, Me 3 P 2, CaC 2 , Mg 2 Si

Ве, являясь амфотерным, растворяется в кислотах и растворах щелочей с выделением Н 2 .

Ве + 2 НС l + 4H 2 O → Cl 2 + H 2

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

Важнейшие соединения S -элементов I и П групп

Оксиды.

Оксиды щелочных металлов Ме 2 О получают или окислением лития кислородом или восстановлением пероксидов: t o

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O.

Оксиды Ме 2 О - это твердые кристаллические вещества. Проявляют типичные свойства основных оксидов. Легко растворяются в воде с выделением большого количества тепла: Ме 2 О + Н 2 О → 2МеОН.

Оксиды МеО (то есть S -элементов П группы) получают окислением металлов кислородом или термическим разложением карбонатов и нитратов:

2Ме + О 2 → 2МеО,

СаСО 3 → СаО + СО 2 .

МеО это твердые вещества. ВеО и MgO практически в воде не растворяются, остальные растворяются с образованием соответствующих гидроксидов:

МеО + Н 2 О → Ме(ОН) 2 .

Будучи амфотерным оксидом, ВеО реагирует с кислотами и щелочами:

ВеО + 2НС l + 3Н 2 О → [ Be (H 2 O ) 4 ] Cl 2 .

BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .

Гидроксиды.

Гидроксиды щелочных металлов МеОН получают непосредственным растворением оксидов в воде (аналогично и для щелочноземельных металлов):

К 2 О + Н 2 О → 2КОН или ВаО + Н 2 О → Ва(ОН) 2 .

В промышленности можно получить (например, NaOH ) электролизом водных растворов солей ( NaCl и др.). В лаборатории можно получить по реакции:

2Na + 2HOH → 2NaOH + H 2 .

Be (OH ) 2 и М g (OH ) 2 получают косвенно - подщелачиванием растворов солей:

М gCl 2 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + 2NaCl.

МеОН это твердые очень гигроскопические вещества, хорошо растворяются в воде (хуже растворяется гидроксид лития), при этом ионизированы в растворе практически нацело и являются самыми сильными основаниями. Проявляют все свойства щелочей. Растворимость и термическая устойчивость Ме(ОН) 2 увеличивается в ряду Ве(ОН) 2 → Ва(ОН) 2 . Гидроксид бериллия в воде не растворяется, а Mg (OH ) 2 растворяется очень мало. Основные свойства от Ве(ОН) 2 к Ва(ОН) 2 увеличиваются и Ва(ОН) 2 похож на NaOH , то есть сильное основание.

Ве(ОН) 2 - амфотерный гидроксид, причем является и слабым основанием, и слабой кислотой (кислотные свойства выражены слабее основных):

Ве (ОН ) 2 + 2 НС l + 2H 2 O ↔ Cl 2

Be(OH) 2 + 2NaOH ↔ Na 2 .

Соли S элементов.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (за исключением NaHCO 3 , Li 3 PO 4 , LiF и др.).

По катиону гидролиз солей S элементов I группы не протекает, так как - это катионы сильных оснований. Гидролиз этих солей протекает по аниону слабой кислоты, например, Na 2 CO 3 , KCN и др.:

С N - + НОН ↔ НС N + ОН - .

Число растворимых солей для S -элементов П группы намного меньше, чем щелочных металлов. Карбонаты щелочноземельных металлов практически нерастворимы в воде. Растворимость сульфатов, хлоридов и фосфатов от Mg 2+ до Ва 2+ уменьшается и Ва SO 4 не растворяется даже в кислотах.

Гидролиз солей S -элементов П группы: по катиону подвергаются гидролизу соли бериллия и очень незначительно соли магния, так как Ве(ОН) 2 - слабое основание, а Mg (OH ) 2 основание средней силы.

2+ + HOH ↔ + + H 3 O + .

∟ Н + ‗‗‗

По аниону подвергаются гидролизу бериллаты, например, К 2 [ Be (OH ) 4 ] и соли остальных S элементов П группы, образованные слабыми кислотами. Бериллаты сильно гидролизуются и существуют в водном растворе только при большом избытке щелочи:

[ Be (O Н) 4 ] 2- + HOH ↔ [ Be (ОН) 3 (Н 2 О)] - + OH - .

‗‗‗ Н + ‗‗│

При взаимодействии Ве F 2 c фторидами щелочных металлов образуются комплексные фторобериллаты:

Ве F 2 + 2 KF = K 2 [ BeF 4 ] тетрафторобериллат калия.

Атом бериллия в этом комплексе находится в состоянии Sp 3 гибридизации, поэтому ион [ BeF 4 ] 2- имеет форму тетраэдра. Вообще нужно отметить, что способность к комплексообразованию у S - элементов П группы выше, чем у щелочных металлов.

Биологическая роль и применение в медицине соединений

s -элементов

Из s элементов в организме человека наибольшее значение имеют: Na + , K + , Ca 2+ , Mg 2+ . Они участвуют в создании буферных систем организма, обеспечении необходимого осмотического давления, возникновении мембранных потенциалов, в передаче нервных импульсов (Na + , K + ), структурообразовании (Mg 2+ , Ca 2+ ).

Натрий и калий : ионы натрия и калия распределены по всему организму человека, причем ионы натрия входят преимущественно в состав межклеточных жидкостей, ионы калия находятся главным образом внутри клеток.

Подсчитано, что в организме человека содержится 25 грамм К и 70 грамм Na (на 70 кг массы человека). От концентрации обоих ионов зависит чувствительность (проводимость) нервов, сократительная способность мышц; введение ионов К + способствует расслаблению сердечной мышцы между сокращениями сердца. Хлорид натрия служит источником образования соляной кислоты в желудке. Гидрокарбонат натрия входит в состав карбонатного буфера, поддерживающего КЩР в жидких средах организма.

Из солей натрия и калия наибольшее значение для медицины имеют следующие соединения:

Хлорид натрия (NaCl ) - раствор хлорида натрия (0,9% - физиологический раствор) применяется для внутривенных вливаний при больших кровопотерях. Кроме того, NaCl употребляется для ингаляций, для лечения катаральных состояний некоторых слизистых оболочек.

Сульфат натрия Na 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O (глауберова соль) бесцветные прозрачные кристаллы горьковато соленого вкуса. В медицине эта соль применяется как слабительное средство и как противоядие при отравлении солями бария и свинца, с которыми дает нерастворимые осадки BaSO 4 и Рв SO 4 :

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Na 2 SO 4 + Рв Cl 2 = Рв SO 4 ↓ + 2NaCl

Гидрокарбонат натрия NaHCO 3 - белый кристаллический порошок. Применяется в порошках, таблетках и растворах при повышенной кислотности желудочного сока, подагре, диабете, катарах верхних дыхательных путей. Водный раствор гидрокарбоната натрия вводят внутривенно при заболеваниях, сопровождающихся ацидозом. Наружно он применяется, как слабая щелочь при ожогах кислотами, промываний и ингаляций при насморке, коньюктивитах, стоматитах, ларингитах.

Виннокаменная соль КНС 4 Н 4 О 6 белый кристаллический порошок, растворим в горячей воде. Применяется в микстурах и порошках как легкое слабительное.

Ацетат калия СН 3 СООК кристаллический порошок белого цвета, легко расплывается на воздухе, является мочегонным средством, хорошо действует при сердечных и почечных отеках.

Иодид калия используется для лечения глазных заболеваний катаракты, глаукомы. Часто иодид калия используют при отравлении солями ртути.

Карбонат лития применяют при лечении психических заболеваний и шизофрении. Действие основано на замене ионов калия, принимающих участие в проведении нервных импульсов, на ионы лития. При этом строго контролируется концентрация иона [ Li + ], так как он является токсичным.

Магний и кальций . По своим характеристикам их ионы в большей степени отличаются друг от друга, чем ионы натрия и калия. Так, ион магния по сравнению с ионами кальция проявляет большую тенденцию к образованию ковалентных донорно-акцепторных связей с различными электродонорными атомами (N , O ), входящими в состав биологических макромолекул (белки, нуклеиновые кислоты). Ионы магния образуют в клетках комплексы с нуклеиновыми кислотами, участвуют в передаче нервного импульса, сокращении мышц, метаболизме углеводов. Магний можно назвать центральным элементом энергетических процессов, связанных с окислительным фосфорилированием.

Избыток магния играет роль депрессора нервного возбуждения, недостаток вызывает судорожные приступы в результате повышенной возбудимости двигательных и чувствительных нервов.

Активность большинства ферментов переноса (трансфераз) зависит от наличия ионов магния. Магний - один из основных активаторов ферментативных процессов. В частности, он активирует ферменты синтеза и распада АТФ, участвует в переносе фосфатных групп. Магний входит в состав хлорофилла; субъединицы рибосом связаны ионами магния. Содержание магния в организме около 42 грамм.

Кальций один из наиболее распространенных элементов в организме человека. Содержание его в организме составляет около 1700 грамм на 70 кг массы. Ионы кальция участвуют в структурообразовании (Са составляет основу костной ткани), в сокращении мышц, функционировании нервной системы. От содержания кальция зависит проницаемость клеточных мембран. Кальций нужен для роста костей и зубов, образования молока у кормящих женщин, регулирования нормального ритма сокращения сердца, осуществления процесса свертывания крови. Свертывание крови можно ускорить, вводя в организм избыточное количество солей кальция. На процессы всасывания и усвоения кальция значительное влияние оказывает витамин Д.

Ежедневная доза Са, необходимая организму, составляет примерно

1 грамм. При понижении в крови содержания кальция он начинает вымываться кровью из костной ткани, что в свою очередь приводит к искривлению костей скелета. Недостаток Са в плазме крови может вызвать судороги мышц и даже конвульсии (сильные судороги всех мышц).

Образование камней в желчных и мочевыводящих путях, склеротические изменения кровеносных сосудов также связаны с отложением в организме солей Са в результате нарушения нормальной жизнедеятельности организма.

Ионы кальция (R Ca 2+ = 0,104 нм) могут замещаться сходными по размерам ионами ряда щелочноземельных элементов, например, ионами стронция (R Sr 2+ = 0,120 нм) и лантана (R La 3+ = 0,104 нм). Замещение ионов Са в организме ионами кадмия, марганца и особенно стронция приводит к тяжелым профессиональным заболеваниям. Особенно опасен стронций, оседающий в результате обмена с кальцием в костных тканях организма. Извлечь стронций практически невозможно. Повышение радиоактивного фона биосферы может вызвать появление в атмосфере продукта деления тяжелых элементов Sr 90 . Оседая в костях, последний облучает костный мозг и проявляет канцерогенную активность.

Из соединений Са и Mg большое значение имеют следующие: Ca (OH ) 2 используется в санитарной практике для дезинфекции. В форме известковой воды (насыщенный водный раствор Са(ОН) 2 ) применяется наружно в качестве противовоспалительного, вяжущего и дезинфицирующего средства. При наружном употреблении известковую воду обычно смешивают с каким-нибудь маслом, используя в виде эмульсий от ожогов, а также при некоторых кожных заболеваниях в виде жидких мазей.

Сульфат магния (горькая соль) MgSO 4 ∙ 7 H 2 O применяется внутрь, как слабительное. Его слабительное действие объясняется задерживающим влиянием на всасывание воды из кишечника. Вследствие осмотического давления, создаваемого этой солью, вода удерживается в просвете кишечника и способствует более быстрому продвижению кишечного содержимого. Сульфат магния применяют при лечении столбняка, судорожных состояний. При гипертонической болезни его вводят в/в, а как желчегонное средство в двенадцатиперстную кишку.

Хлорид кальция (CaCl 2 ) и глюконат кальция получили широкое применение в качестве противоаллергических и противоотечных средств. Противоаллергическое и противоотечное свойство кальция обусловлено тем, что он понижает проницаемость стенок капилляров.

Жженый гипс (2 CaSO 4 ∙ H 2 O ) получается путем прокаливания природного гипса CaSO 4 ∙ 2 H 2 O . При замешивании с водой он быстро твердеет, превращаясь опять в кристаллический гипс. На этом свойстве основано его применение в медицине для гипсовых повязок при переломах костей.

Карбонат кальция (СаСО 3 ) применяется внутрь не только как кальциевый препарат, но и как средство, адсорбирующее и нейтрализующее кислоты. Особо чистый препарат идет для изготовления зубного порошка.

Гидроксид-карбонат магния (3 MgCO 3 ∙ Mg (OH ) 2 ∙3 H 2 O ) применяется наружно в качестве присыпки.

Оксид магния (MgO ) применяется в малых дозах, как слабительное средство при отравлении кислотами. Входит в состав зубных порошков, применяется при повышенной кислотности желудочного сока.

Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Сульфат бария вследствие своей нерастворимости и благодаря способности сильно поглощать рентгеновские излучения в виде суспензии применяется при рентгеноскопии желудочно-кишечного тракта.

Н 2 О 2 пероксид водорода 3% раствор применяется наружно в качестве дезинфицирующего средства (дезинфицирующие свойства основаны на окислительных свойствах Н 2 О 2 ).

Препараты на основе соединений s -элементов,

применяемые в стоматологии

Для профилактики кариеса применяют препараты: кальция глюконат, кальция лактат, кальция глицерофосфат.

Ремодент препарат, синтезированный из природных материалов, содержит комплекс макро- и микроэлементов, необходимых для реминерализации эмали: кальция 4,35%, фосфора 1,36%, магния 0,15%, а также микроэлементы (марганец, железо, цинк, медь и др.).

Препараты, приготовленные на основе гидроксида кальция Са(ОН) 2 , используют в качестве одонтотропных веществ, действие которых основано на стимуляции защитных свойств пульпы зуба, проявлением которых является образование вторичного дентина. Кроме этого, гидроксид кальция оказывает противовоспалительное действие вследствие нейтрализации кислой реакции среды. Высокая концентрация гидроксид-ионов обеспечивает бактерицидное действие. К препаратам, содержащим гидроксид кальция, относятся следующие: кальмецин, кальцин-паста, кальксид и др.

Для профилактики кариеса местно применяют препараты стронция, в частности стронция хлорид (SrCl 2 ). Его используют в виде 25% водного раствора для втирания в предварительно высушенную поверхность зуба.

При гиперестезии дентина в качестве обезболивающих средств применяют натрия карбонат (Na 2 CO 3 ), натрия гидрокарбонат (NaHCO 3 ), магния карбонат (MgCO 3 ) в различных комбинациях с другими лекарственными веществами для аппликаций и втираний в твердые ткани зуба.

учитель химии: Итемгенова Шолпан Тлеужановна

2015 г.

Открытый урок 10 класс

Тема: Общая характеристика s – элементов.

Цель урока: Обобщить и систематизировать знания об щелочных и щелочноземельных металлах.

Задачи урока:

Образовательная: Дать общую характеристику щелочных и щелочноземельным металлам по двум формам существования химических элементов: атом, простое вещество. Продолжить развитие умения характеризовать химические элементы по их положению в периодической таблице. Опираясь на знания зависимости свойств металлов от строения их атомов, предсказать характерные химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов. Познакомить учащихся с применением соединений I и II группы главной подгруппы в быту и производстве.

Развивающая : Развитие умения логически рассуждать, обобщать и делать выводы из полученных знаний, умения слушать своих товарищей.

Воспитательная: Развитие познавательного интереса, коммуникативных качеств, уверенности в своих силах, умения действовать самостоятельно, воспитание культуры умственного труда.

Тип урока: комбинированный.

Методы и методические приёмы: объяснительно – иллюстративный, проблемное изложение, частично –поисковый, видеометод.

Оборудование и реактивы : компьютер, презентация урока, видео-опыты «Взаимодействие натрия с водой», « Демонстрация цезия», щелочные и щелочноземельные металлы, соли щелочных и щелочноземельных металлов, спиртовка, спички, железные ложки, коллекция горных пород и минералов, инструкции по ТБ, карточка с инструкцией по выполнению заданий по группам.

Модуль1 - (новые подходы в преподавании и обучении).

Модуль 2- (обучение критическому мышлению).

Модуль 3 –(оценивание для обучения и оценивание обучения).

Модуль 4- (использование ИКТ в преподавании и обучении).

Модуль 5 - (обучение талантливых и одаренных учеников)

Модуль 6- (преподавание и обучение в соответствии с возрастными особенностями учеников)

Модуль 7 – (управление и лидерство в обучении)

Девиз урока У. Рамзай:

«Природа окружает нас загадками, и попытка их решения,

принадлежит к величайшим радостям жизни».

Ход урока

Этапы урока

Деятельность учителя

Деятельность ученика

Организационный момент. Психологический настрой учащихся.

(2 мин)

Наличие учебных материалов, школьных принадлежностей; на столах разложены: оценочные листы, тесты, карточки – инструкции, инструкции по ТБ, фломастеры, плакаты. Раздача жетонов (красный, зелёный и жёлтый). Вступительное слово учителя.

Приветствуют учителя, настраиваются на работу, заполняют лист оценивания.

Отвечают на вопросы:

Какими свойствами обладали металлы?

Вызов.

Актуализация знаний учащихся (Знаю).

(7 мин)

Проблемные вопросы:

Почему же металлы заняли такое важное место в нашей жизни, в нашей истории, в нашей культуре?

Какие удивительными свойствами они обладают?

Почему они нашли такое широкое применение?

В чём заключается особенности их строения?

Сообщение темы урока. Выяснения степени усвоения заданного на дом материала. Приложение 1 (тест).

Развитие коммуникативных способностей, умение самооценивания, взаимооцениваниея.

Взаимоопрос.

Заполнение оценочного листа.

Запись в тетрадях темы урока. Самостоятельное формирование цель урока.

Индивидуальная работа, ответы на тестовые вопросы.

( взаимопроверка по ключу на слайде).

Осмысление

Введение новых знаний

(Хочу знать).

(27 мин)

Разделение класса на три группы по цвету жетона. Организация и направление познавательной деятельности учащихся.

Исследовательская беседа.

Кумулятивная беседа.

Защита работ групп

Модуль 1,2,7

Приложение 2.

Познавательно – преобра-зующая деятельность, самостоятельная работа, работа с карточкой – инструкцией по теме, работа с учебником, нахождение нужной информации, анализ, установление причино-следственной связи между строением, свойством и применением данных веществ. Углубление знаний, творческое исследование, самоорганизация, наблюдение, выводы.

Закрепление нового материала (5 мин)

Задание закончить уравнение реакции.

Качественные реакции на соли ЩМ и ЩЗМ.

Решите задачу.

Закрепить у учащихся те знания и умения, которые необходимы для самостоятельной работы по данной теме.

Составить уравнение реакции, осуществить превращение, решить задачу. Приложение 3

(работа по карточкам или у доски)

Домашнее задание

(1 мин)

Упражнения 4, 13 выполняют все, дополнительно на «4» - упр.6,7 стр. 154 и упр. 5,6,14 стр.162-163 на «5».

Записывают домашнее задание: параграфы 5.1 -5.4 и упражнения.

Подведение итогов урока. Рефлексия.

(3 мин)

Собрать оценочные листы. Проанализировать, дать оценку учащимся о достижении цели урока.

Участвуют в оценивании работы на уроке. Участвуют в рефлексии.

Что нового Вы узнали сегодня на уроке?

Пригодятся ли полученные знания в вашей жизни? (примеры)

Дополнительный материал к уроку.

Оценочный лист

Ф.И. учащегося _________________________________________________________________

Класс _____________

Этапы урока

Количество баллов

Экспресс - опрос

Тест «Металлы»

Работа в группе «Общая характеристика щелочных и щелочноземельных металлов».

Общее количество баллов

Оценка за урок

Тест:

Вариант 1.

1. Характерные свойства большинства металлов

A ) низкая электропроводность; B ) высокая электропроводность;

C ) способность отдавать электроны и образовывать катионы;

D ) способность принимать электроны и образовывать анионы; E ) пластичность.

2. Название промышленного метода получения металлов, основанного на вытеснении более активным металлом из растворов их солей.

A ) алюмотермия; B ) гидрометаллургия; C) пирометаллургия;

D) электролиз; E ) электрометаллургия.

3. Благодаря какому свойству серебро используется для создания зеркальных поверхностей?

А) лучший электропроводник; В) бактерицидное свойства; C ) пассивный металл;

D ) высокая отражательная способность покрытия; E ) лёгкий.

4. С водными растворами щелочей взаимодействуют

A ) магний; B ) железо; C) цинк; D) медь; E ) алюминий.

5. Установите соответствие между левой и правой частью схемы уравнения реакции:

1) Са + Н 2 О = А) MgO + H 2

2) Mg + H 2 O = B ) MgCl 2 + H 2 O

3) Mg + HCl = C ) MgCl 2 + H 2

Д) Mg ( OH ) 2 + H 2

Е) Ca ( OH ) 2 + H 2

Вариант 2

1. Название промышленного метода получения металлов, основанный на получении металлов при высокой температуре?

А) алюмотермия; B ) гидрометаллургия; C ) пирометаллургия;

D ) электролиз; E ) электрометаллургия.

2. В периодической системе химических элементов металлические свойства увеличиваются:

A) в периодах с увеличением порядкового номера элементов;

B) в периодах с уменьшением порядкового номера элементов;

C) в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элементов;

D) в главных подгруппах с уменьшением порядкового номера элементов;

C ) в побочных подгруппах с уменьшением порядкового номера элементов.

3. Взаимодействуют с разбавленными серной и соляной кислотами с выделением водорода металлы, которые:

A ) стоят в ряду напряжений до водорода; B ) стоят в ряду напряжений после водорода;

C) располагаются в подгруппе лития; D) располагаются в подгруппе меди;

E ) располагаются в подгруппе бериллия.

4. При обработке смеси порошков меди и железа (III) соляной кислотой образуются:

А ) CuCl 2 B) FeCl 2 C) FeCl 3 D) Cl 2 E) H 2 O

5. Какой металл используется для изготовления пищевой посуды и пищевой фальги?

А) железо; B ) цинк; C ) серебро; D ) алюминий; E ) ртуть.

Приложение 2.

Карточка – инструкция

Глава 14. Химия s-элементов. Натрий и калий. Магний и кальций

14.1. Общая характеристика элементов IA и IIA групп

В IA группу входят литий, натрий, калий, рубидий и цезий. Эти элементы называют щелочными элементами. В эту же группу входит искусственно полученный малоизученный радиоактивный (неустойчивый) элемент франций. Иногда в IA группу включают и водород (см.главу 10). Таким образом, в эту группу входят элементы каждого из 7 периодов.
Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы.
Говоря о том, сколь часто встречаются природе атомы того, или иного элемента, обычно указывают его распространенность в земной коре. Под земной корой понимают атмосферу, гидросферу и литосферу нашей планеты. Так, в земной коре наиболее распространены четыре из этих тринадцати элементов: Na (w =2,63 %), K (w = 2,41 %), Mg (w = 1,95 %) и Ca (w = 3,38 %). Остальные встречаются значительно реже, а франций вообще не встречается.
Орбитальные радиусы атомов этих элементов (кроме водорода) изменяются от 1,04 А (у бериллия) до 2,52 А (у цезия), то есть у всех атомов превышают 1 ангстрем. Это приводит к тому, что все эти элементы представляют собой элементы, образующие истинные металлы, а бериллий – элемент, образующий амфотерный металл.
Общая валентная электронная формула элементов IA группы – ns 1 , а элементов IIА группы – ns 2 .
Большие размеры атомов и незначительное число валентных электронов приводят к тому, что атомы этих элементов (кроме бериллия) склонны отдавать свои валентные электроны. Наиболее легко отдают свои валентные электроны атомы элементов IA группы (см. приложение 6), при этом из атомов щелочных элементов образуются однозарядные катионы, а из атомов щелочноземельных элементов и магния – двухзарядные катионы. Степени окисления в соединениях у щелочных элементов равна +I, а у элементов IIA группы – +II.
Простые вещества , образуемые атомами этих элементов, – металлы. Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций называют щелочными металлами, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Химическая активность этих веществ увеличивается по мере увеличения атомного радиуса.
Из химических свойств этих металлов наиболее важны их восстановительные свойства. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители. Металлы элементов IIA группы также довольно сильные восстановители.
Все они (кроме бериллия) реагируют с водой (магний при кипячении):
2M + 2H 2 O = 2M aq + 2OH aq + H 2 ,
M + 2H 2 O = M 2 + 2OH + H 2 .

В случае магния, кальция и стронция из-за малой растворимости образующихся гидроксидов реакция сопровождается образованием осадка:

M 2 + 2OH = Mg(OH) 2

Щелочные металлы реагируют с большинством неметаллов:
2M + H 2 = 2MH (при нагревании),
4M + O 2 = 2M 2 O (M – Li),
2M + Cl 2 = 2MCl (при обычных условиях),
2M + S = M 2 S (при нагревании).

Из щелочных металлов, сгорая в кислороде, обычный оксид образует только литий. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (M 2 O 2) или надпероксиды (MO 2 – соединения, содержащие надпероксид-ион с формальным зарядом –1 е ).
Как и щелочные металлы, металлы элементов IIA группы реагируют со многими неметаллами, но при более жестких условиях:
M + H 2 = MH 2 (при нагревании; кроме бериллия),
2M + O 2 = 2MO (при обычных условиях; Be и Mg – при нагревании),
M + Cl 2 = MCl 2 (при обычных условиях),
M + S = MS (при нагревании).
В отличие от щелочных металлов с кислородом они образуют обычные оксиды.
С кислотами спокойно реагирует только магний и бериллий, остальные простые вещества очень бурно, часто со взрывом.
Бериллий реагирует с концентрированными растворами щелочей:
Be + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

В соответствии с положением в ряду напряжений с растворами солей реагируют только бериллий и магний, остальные металлы в этом случае реагируют с водой.
Являясь сильными восстановителями, щелочные и щелочноземельные металлы восстанавливают многие менее активные металлы из их соединений, например, при нагревании протекают реакции:
4Na + MnO 2 = 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Общий для всех щелочных металлов и металлов IIA группы промышленный способ получения – электролиз расплавов солей.
Кроме бериллия оксиды всех рассматриваемых элементов – основные оксиды, а гидроксиды – сильные основания (у бериллия эти соединения амфотерные, гидроксид магния – слабое основание).
Усиление основных свойств гидроксидов с увеличением порядкового номера элемента в группе легко прослеживается в ряду гидроксидов элементов IIA группы. Be(OH) 2 – амфотерный гидроксид, Mg(OH) 2 – слабое основание, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 и Ba(OH) 2 сильные основания, но с увеличением порядкового номера растет их растворимость, и Ba(OH) 2 уже можно отнести к щелочам.

НАДПЕРОКСИДЫ
1.Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов IA и IIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.
2.По каким причинам водород помещают в IA группу, а по каким – в VIIA группу?
3.Составьте уравнения реакций следующих веществ с избытком кислорода: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2 .
4.Кристаллы некоторого вещества состоят из однозарядных ионов. В состав каждого иона входит по 18 электронов. Составьте а) простейшую формулу вещества; б) сокращенные электронные формулы ионов; в) уравнение одной из реакций получения этого вещества; г) два уравнения реакций с участием этого вещества.

14.2. Натрий и калий

Натрий и калий – важнейшие щелочные элементы.
Простые вещества , образуемые этими элементами, – мягкие легкоплавкие серебристые металлы, легко режутся ножом, быстро окисляются на воздухе. Хранят их под слоем керосина. Температура плавления натрия 98 °С, а калия 64 °С.
Оксиды этих элементов типичные основные оксиды. Они очень гигроскопичны: поглощая воду, превращаются в гидроксиды.
Гидроксиды натрия и калия – щелочи. Это твердые бесцветные кристаллические вещества, плавящиеся без разложения. Как и оксиды, они очень гигроскопичны: поглощая воду, превращаются в концентрированные растворы. Как твердые гидроксиды, так и их концентрированные растворы – очень опасные вещества: при попадании на кожу вызывают труднозаживающие язвы, вдыхание их пыли приводит к поражению дыхательных путей. Гидроксид натрия (тривиальные названия – едкий натр, каустическая сода) относится к важнейшим продуктам химической промышленности – с его помощью создается щелочная среда во многих химических производствах. Гидроксид калия (тривиальное название – "едкое кали") используют для производства других соединений калия.
Большинство средних солей натрия и калия термически устойчивые вещества и разлагаются только при очень высоких температурах. При умеренном нагревании разлагаются только соли галогенсодержащих оксокислот, нитраты и некоторые другие соединения:

NaClO 4 = NaCl + 2O 2 ;
8NaClO 3 = 6NaClO 4 + 2NaCl;
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2 ;
Na 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .

Кислые соли менее устойчивы, при нагревании все они разлагаются:

2NaHS = Na 2 S + H 2 S ;
2NaHSO 4 = Na 2 S 2 O 7 + H 2 O ;
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ;
NaH 2 PO 4 = NaPO 3 + H 2 O ;
Na 2 HPO 4 = Na 4 P 2 O 7 + H 2 O .

Основных солей эти элементы не образуют.

Из солей наибольшее значение имеет хлорид натрия – поваренная соль. Это не только необходимая составная часть пищи, но и сырье для химической промышленности. Из него получают гидроксид натрия, питьевую соду (NaHCO 3), соду (Na 2 CO 3) и многие другие соединения натрия. Соли калия – необходимые минеральные удобрения.
Почти все соли натрия и калия растворимы, поэтому доступных качественных реакций на ионы этих элементов не. (Качественными реакциями называют химические реакции, позволяющие обнаружить в соединении атомы или ионы какого-либо химического элемента, доказав при этом, что обнаружен именно эти атомы или ионы, а не какие-нибудь другие, похожие на них по химическим свойствам. Также называют реакции, позволяющие обнаружить какое-либо вещество в смеси) Определить наличие в соединении ионов натрия или калия можно по окрашиванию бесцветного пламени при внесении в него исследуемого образца: в случае натрия пламя окрашивается в желтый цвет, а в случае калия – в фиолетовый.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ
Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) натрия, б) гидроксида калия, в) карбоната натрия, г) гидросульфида натрия.
Окрашивание пламени солями натрия и калия

14.3. Магний и кальций

Простые вещества магний и кальций – металлы. Кальций быстро окисляется на воздухе, а магний в этих условиях значительно устойчивее – он окисляется лишь с поверхности. Кальций хранят под слоем керосина. Температуры плавления магния и кальция – 650 и 851 °С соответственно. Магний и кальций значительно более твердые вещества, чем щелочные металлы. Невысокая плотность магния (1,74 г/см 3) при значительной прочности дает возможность использовать его сплавы в авиационной промышленности.
И магний, и кальций – сильные восстановители (особенно при нагревании). Их часто используют для восстановления других, менее активных, металлов из их оксидов (магний – в лаборатории, а кальций – в промышленности).
Магний и кальций – одни из немногих металлов реагирующих с азотом. При нагревании они образует с ним нитриды Mg 3 N 2 и Ca 3 N 2 . Поэтому, сгорая на воздухе, магний и кальций превращаются в смесь оксидов с нитридами.
Кальций легко реагирует с водой, а магний – только при кипячении. В обоих случаях выделяется водород и образуются малорастворимые гидроксиды.
Оксиды магния и кальция – ионные вещества; по химическому поведению они – основные оксиды. Оксид магния с водой не реагирует, а оксид кальция (тривиальное название – "негашеная известь") реагирует бурно с выделением теплоты. Образующийся гидроксид кальция в промышленности называют "гашеной известью".
Гидроксид магния нерастворим в воде, тем не менее он является основанием. Гидроксид кальция заметно растворим в воде; его насыщенный раствор называют "известковой водой", это щелочной раствор (изменяет окраску индикаторов). Гидроксид кальция в сухом, а особенно во влажном состоянии поглощает углекислый газ из окружающего воздуха и превращается в карбонат кальция. Это свойство гашеной извести много веков использовалось в строительстве: гашеная известь как основной компонент входила в состав строительных известковых растворов, в настоящее время почти полностью замененных цементными. Оба гидроксида при умеренном нагревании, не плавясь, разлагаются.
Соли магния и особенно кальция входят в состав многих породообразующих минералов. Из этих горных пород наиболее известны мел, мрамор и известняк, основным веществом которых является карбонат кальция. Карбонаты кальция и магния при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды и углекислый газ. С водой, содержащей растворенный диоксид углерода, эти карбонаты реагируют, образуя растворы гидрокарбонатов, например:

MCO 3 + CO 2 + H 2 O = M 2 + 2HCO 3 .

При нагревании, и даже при попытке выделить гидрокарбонаты из раствора, удаляя воду при комнатной температуре, они разлагаются по обратной реакции:

M 2 + 2HCO 3 = MCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Гидратированный сульфат кальция CaSO 4 ·2H 2 O представляет собой бесцветное кристаллическое вещество малорастворимое в воде. При нагревании оно частично обезвоживается, переходя в кристаллогидрат состава 2CaSO 4 ·H 2 O. Тривиальное название двуводного гидрата – гипс, а полуводного – алебастр. При смешивании алебастра с водой он гидратируется, при этом образуется плотная твердая масса гипса. Это свойство алебастра используется в медицине (гипсовые повязки) и строительстве (армированные гипсовые перегородки, заделка дефектов). Скульпторы используют алебастр для изготовления гипсовых моделей и форм.
Карбид (ацетиленид) кальция CaC 2 . Структурная формула (Ca 2)( CC ). Получают спеканием негашеной извести с углем:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Это ионное вещество не является солью и полностью гидролизуется водой с образованием ацетилена, который долгое время и получали таким способом:

CaC 2 + 2H 2 O = C 2 H 2 + Ca(OH) 2 .

Гидратированный ион магния 2 – катионная кислота (см. приложение 13), поэтому растворимые соли магния подвергаются гидролизу. По этой же причине магний может образовывать основные соли , например, Mg(OH)Cl. Гидратированный ион кальция не является катионной кислотой.
Кальций в соединении может быть обнаружен по окрашиванию пламени. Цвет пламени – оранжево-красный. Качественная реакция на ионы Ca 2 , Sr 2 и Ba 2 , не позволяющая однако различить эти ионы между собой – осаждение соответствующих сульфатов разбавленным раствором серной кислоты (или любым раствором сульфата в кислотной среде):

M 2 + SO 4 2 = MSO 4 .

1.Почему магний и кальций не образуют однозарядных ионов?
2.Составьте уравнения всех реакций, приведенных параграфе описательно.
3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) кальция, б) оксида кальция, в) гидроксида магния, г) карбоната кальция, д) хлорида магния.
Исследование свойств соединений магния и кальция

Общее рассмотрение.

s-элементами называются элементы главных подгрупп I и II групп Периодической системы, а также гелий. Все они, кроме водорода и гелия, являются металлами. Металлы I группы называются щелочными, поскольку все они реагируют с водой, образуя щелочи. Металлы II группы, за исключением бериллия, принято называть щелочноземельными. Возникновение этого термина связано со старинным названием оксидов этих металлов - щелочные земли. Франций, завершающий I группу, и радий, завершающий II группу, являются радиоактивными элементами. Единственный природный изотоп имеет малый период полураспада мин, поэтому о его химических свойствах известно не так уж много.

Все -металлы имеют во внешней оболочке атомов по одному или два электрона. Эти металлы могут легко отдавать свои -электроны, образуя ионы с устойчивыми электронными конфигурациями благородных газов.

Все s-металлы при обычных условиях находятся в твердом состоянии, ни один из них не образует аллотропных модификаций. Металлы I группы очень мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими металлами. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней. Металлы II группы тверже, чем металлы I группы. Они имеют сравнительно более высокую плотность, хотя она гораздо меньше, чем у переходных металлов.

Химические свойства металлов.

Все -металлы на свежем разрезе имеют блестящую поверхность, однако вступая в контакт с кислородом воздуха, они энергично окисляются и быстро тускнеют. Поэтому все s-металлы, за исключением бериллия и магния, приходится хранить под слоем керосина или жидкого парафина, чтобы воспрепятствовать их контакту с воздухом. Бериллий и магний образуют на поверхности защитный слой оксида и поэтому корродируют сравнительно медленно.

Все s-металлы горят в атмосфере воздуха, образуя оксиды одного или нескольких типов - нормальные оксиды состава (I группа) и (II группа), пероксиды состава (I группа) и (II группа), супероксиды состава (I группа) и (II группа).

Например, только литий сгорает на воздухе с образованием оксида

а натрий образует смесь пероксида и супероксида

Оксиды натрия и калия могут быть получены только при соблюдении особых условий, например при нагревании смеси пероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

Все -металлы I и II групп соединяются с водородом при нагревании, образуя гидриды, например:

Также все s-металлы при нагревании реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором и углеродом, образуя при этом галогениды

Все s-металлы I и II групп восстанавливают холодную воду до гидроксидов и водорода:

Их реакционная способность возрастает сверху вниз по группе. Так, литий реагирует с водой относительно медленно, тогда как калий реагирует с водой со взрывом, самопроизвольно загорается и горит фиолетовым пламенем на поверхности воды.

Активность металлов I и II групп по отношению к кислотам тоже возрастает сверху вниз по группе

Все щелочные металлы реагируют с кислотами со взрывом, поэтому в лабораториях такие реакции, как правило, не проводят.

Соединения s-металлов.

Выше было указано, что -металлы образуют оксиды трех типов, которые обладают типичными основными свойствами. За исключением оксидов бериллия и магния, оксиды, пероксиды и супероксиды остальных элементов легко реагируют с водой, образуя сильно щелочные растворы, например: