Из каких природных соединений и как получают щелочные металлы


Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы

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

Оксиды щелочных металлов
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотами

Пероксиды щелочных металлов
 1. Химические свойства
1.1. Взаимодействие с водой
1.2. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
1.3. Взаимодействие с кислотами
1.4. Разложение
1.5. Взаимодействие с восстановителями
1.6. Взаимодействие с окислителями

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие щелочей с кислотами
2.2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие щелочей с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие щелочей с кислыми солями
2.5. Взаимодействие щелочей с неметаллами
2.6. Взаимодействие щелочей с металлами
2.7. Взаимодействие щелочей с солями
2.8. Разложение щелочей
2.9. Диссоциация щелочей
2.10. Электролиз щелочей

Соли щелочных металлов 

Щелочные металлы

Положение в периодической системе химических элементов

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства 

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns1, на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрица-тельность.

Физические свойства 

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

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

Поваренная соль, каменная соль, галитNaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K2CO3 – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения 

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl2

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить  нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов.

Цвет пламени:
Liкарминно-красный
Na — жѐлтый
Kфиолетовый
Rbбуро-красный
Csфиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K  +  I2  =  2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na  +  S  =  Na2S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K    +    P    =   K3P

2Na  +  H2  =  2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Li   +  N2  =  2Li3N

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

2Na   +   2C    =    Na2C2

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

4Li   +   O2   =   2Li2O

2Na  +  O2  =  Na2O2

K   +   O2   =   KO2

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой. Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K0 + H2+O = 2K+OH + H20

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

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

Например, натрий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Na  +  2HCl  =  2NaCl  +  H2

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например, при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

8Na  +  5H2SO4(конц.)  → 4Na2SO4  +  H2S  +  4H2O

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

8Na + 10HNO3 (конц) → N2O + 8NaNO3 + 5H2O

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

10Na + 12HNO3 (разб)→ N2 +10NaNO3 + 6H2O

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

8Na  +  10HNO3  =  8NaNO3  +  NH4NO3  +  3H2O

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства. Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртамифенолом и органическими кислотами.

Например, при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

 Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na  →  Na ─ C≡C ─ Na + H2

 Фенол с натрием реагирет с образованием фенолята натрия и водорода:

2C6H5OH  +  2Na  →  2C6H5ONa   +  H2

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

2СН3ОН   +  2Na   →   2 CH3ONa   +  H2

 Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH3COOH    +   2Li     →  2CH3COOOLi    +   H2

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например, хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2CH3Cl + 2Na   →  C2H6 + 2NaCl

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями. Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Способы получения

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только косвенными методами: взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. Оксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

10Na  +  2NaNO3 →  6Na2O  +  N2

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия:

2Na  +  Na2O2 →  2Na2O

 3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи:

2Na  +  2NaOН → 2Na2O  +  Н2

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития:

2LiOН → Li2O  +  Н2O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Например, оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

3Na2O  +  P2O5  → 2Na3PO4

Оксид лития взаимодейсвует с амфотерным оксидом алюминия:

Na2O  +  Al2O3  → 2NaAlO2

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

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

K2O  +  2HCl →  2KCl  +  H2O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

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

Li2O  +  H2O →  2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

2Na2O + O2 = 2Na2O2

Пероксиды щелочных металлов

Химические свойства

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой. При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

Na2O2   +  2H2O (хол.)  =  2NaOH  +   H2O2

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2Na2O+  2H2O (гор.)  =  4NaOH  +   O2

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами.

Например, пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образовани-ем карбоната натрия и кислорода:

2Na2O2  +  CO2  =  2Na2CO3  + O2

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

Na2O2   +  2HCl   =   2NaCl  +   H2O2

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

2Na2O2    +  2H2SO4 (разб.гор.)  =  2Na2SO4  +  2H2O  +  O2

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

2Na2O2  =  2Na2O   +  O2

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окис-лительные свойства.

Например, пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Na2O2  +  CO  =  Na2CO3

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образовани-ем сульфата натрия:

Na2O2  +  SO2  =  Na2SO4

 2Na2O2   +  S   =  Na2SO3  +  Na2O

Na2O2    +   2H2SO4   +  2NaI   =  I2  +  2Na2SO4  +   2H2O

Na2O2   +  2H2SO4   +  2FeSO4 =  Fe2(SO4)3  +  Na2SO4  +   2H2O

3Na2O2  +  2Na3[Cr(OH)6]   =  2Na2CrO4  +  8NaOH  +  2H2O

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например, при взаимодействии с подкисленным раствором пермангана-та калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

5Na2O2   +  8H2SO4   +  2KMnO4   =  5O2  +  2MnSO4  +  8H2O  +  5Na2SO4  +   K2SO4

 

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

Способы получения

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например, натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Na2O + H2O → 2NaOH

2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2

Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

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

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

Химические свойства

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O

2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O

KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O

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

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

2NaOH(избыток)  + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2(избыток)  → NaHCO3

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

2NO2  +  2NaOH  =  NaNO3 + NaNO+  H2O

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

2KOH  +  2NO2  +  O2  =  2KNO3  +  H2O

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

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

2NaOH + Al2O3  → 2NaAlO2 + H2O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Еще пример: гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

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

KOH + KHCO3 →  K2CO3  +  H2O

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

4NaOH + 2F2 → 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O

Другие галогенысера и фосфордиспропорционируют в щелочах:

3KOH +  P4 +  3H2O =  3KH2PO2  +  PH3

2KOH(холодный)  +  Cl2  = KClO  +  KCl  +  H2O

6KOH(горячий)  +  3Cl2  =  KClO3  +  5KCl  +  3H2O

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6NaOH  +  3S  =  2Na2S   +  Na2SO3  +  3H2O

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:

2KOH + Zn → K2ZnO2 + H2

В растворе образуются комплексная соль и водород:

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

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями.

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например, хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например, при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li2O + H2O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют, образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na+ + OH

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу. При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O

Соли щелочных металлов 

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключениенитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV)  и кислород.

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

2NaNO3  → 2NaNO2  +  O2 

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например, нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

NaNO3  +  4Zn  +  7NaOH  +  6H2O  =  4Na2[Zn(OH)4]  +  NH3

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например, перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

5NaNO2  +  2KMnO4  +  3H2SO4  =  5NaNO3  +  2MnSO4  +  K2SO4  +  3H2O 

Определение щелочного металла, расположение в периодической таблице, свойства

Определение: что такое щелочные металлы

Щелочные металлы, также известные как семейство щелочных металлов, представляют собой группу из шести элементов, характеризующихся общими физическими и химическими свойствами, схожей электронной конфигурацией и общими периодическими тенденциями. Все щелочные металлы встречаются в природе, но, поскольку они обладают высокой реакционной способностью, они не встречаются свободно в чистом виде [1] .

Пример щелочного металла Натрий

Где находятся щелочные металлы в Периодической таблице

Они находятся в группе 1 (первый столбец слева) периодической таблицы.Все щелочные металлы находятся в s-блоке, поскольку электрон на внешней оболочке их атома (валентный электрон) находится на s-орбитали [2, 3]

Щелочные металлы на первичном столе

Почему они называются щелочными металлами

Когда элементы группы 1 реагируют с водой, все они образуют щелочные растворы. Итак, это семейство называется семейством щелочных металлов [4] .

Общие свойства и характеристики щелочных металлов

Физические свойства

Общие металлические свойства

  • Серебристого цвета с блестящим внешним видом [2]
  • Хорошая тепло- и электропроводность

Необычные неметаллические свойства, разделяемые элементами группы 1

  • Достаточно мягкий, чтобы его можно было разрезать пластиковым ножом при комнатной температуре [5]
  • Низкие температуры плавления и кипения [6]
  • Низкая плотность (Li, Na и K, достаточно легкие, чтобы плавать в воде)

Химические свойства

  • Все щелочные металлы обладают высокой реакционной способностью
Почему щелочные металлы настолько реактивны

Наличие одного валентного электрона (электрона на внешней оболочке их атома) делает все щелочные металлы очень реактивными при комнатной температуре и стандартном давлении .Им требуется мало энергии, чтобы потерять электрон и образовать положительно заряженные ионы (катионы) с зарядом +1.

Электронная конфигурация щелочных металлов

Эти элементы легко вступают в реакцию даже с кислородом воздуха с образованием оксидов, из-за которых их блестящая поверхность становится бледно-серой в считанные секунды, если их оставить на открытом воздухе [7] .

Как щелочные металлы реагируют с водой

Когда щелочной металл, например натрий (Na) вступает в контакт с водой, единственный валентный электрон покидает атом натрия, и в результате реакции образуются гидроксид и ионы натрия вместе с водородом [5] :

Na 2 + 2H 2 O -> H 2 + 2Na + + 2OH -

Ионы Na + и OH - довольно нестабильны в водном растворе, поэтому они образуют гидроксид натрия [4].Окончательное уравнение выглядит следующим образом:

Na 2 + 2H 2 O -> H 2 + 2NaOH

Примеры реакции некоторых других щелочных металлов с водой:

2K + 2H 2 O -> H 2 + 2KOH

2Li + 2H 2 O -> H 2 + 2LiOH

2Rb + 2H 2 O -> H 2 + 2RbOH

Тепло, образующееся в результате реакции, воспламеняет образующиеся атомы водорода, вызывая значительный взрыв [8] .

Периодические тенденции щелочных металлов

В нижнюю группу 1 периодической таблицы, которую вы перемещаете, для щелочных металлов очевидны следующие тенденции:

  • Понижение температуры плавления и кипения [4]
  • Увеличивающаяся плотность и вес , где Li - самый легкий, а Fr - самый тяжелый (хотя натрий и калий являются исключением, поскольку последний менее плотный, чем первый) [2]
  • Увеличение атомного радиуса
  • Повышение реакционной способности (из-за увеличения атомного радиуса легче выбить валентный электрон в элементах, расположенных ниже по группе, что делает Li наименее реактивным, а франций - наиболее реактивным щелочным металлом) [2]

Видео: реакционная способность и периодические тенденции щелочных металлов

Какие щелочные металлы используются для

Три верхних элемента группы, Li, Na и K, наряду с Cs, находят различное применение в различных отраслях промышленности, включая производство стекла, фотографию, производство оружия и взрывчатых веществ, а также аккумуляторы. Соединения натрия находят повседневное применение в пищевой промышленности. .Rb в основном используется в исследовательских целях [10] . Fr не имеет постоянного применения, так как редко встречается в природе [5] .

FAQ

1. Почему щелочные металлы хранятся в масле?

Отв. Поскольку щелочные металлы в чистом виде обладают высокой реакционной способностью, их необходимо хранить в масле, чтобы они не вступали в контакт с воздухом и водой [2] .

2. Какие щелочные металлы наиболее распространены?

Отв. Натрий и калий - самые распространенные щелочные металлы.

3. Почему водород не считается щелочным металлом?

Отв. Несмотря на наличие единственного электрона во внешней оболочке, водород (H) не считается щелочным металлом, потому что:

  • H не металл, это газ.
  • Он также гораздо менее реактивен, ему требуется больше энергии для высвобождения этого единственного электрона для образования положительно заряженных ионов.
  • H может также получить электрон, чтобы образовать отрицательно заряженные ионы, как элементы в галогенной группе [17] .

4. Чем отличаются щелочные металлы от щелочноземельных металлов?

Отв. Щелочноземельные металлы - это элементы 2 группы в периодической таблице. Несмотря на некоторое сходство в своих физических свойствах, они помещены в разные группы в основном потому, что щелочноземельные металлы имеют два электрона на внешней оболочке их атома. Поскольку потеря 2 электронов требует больше энергии, чем потеря одного, щелочноземельные металлы менее реактивны, чем щелочные металлы [13] .

5. Почему галогены и щелочные металлы могут образовывать ионы?

Отв. Имея 1 валентный электрон, щелочные металлы пытаются избавиться от него для достижения стабильности, в то время как галогены (например, хлор, бром, фтор и т. Д.) Имеют семь валентных электронов, то есть они пытаются получить еще 1 электрон, чтобы стать стабильными. В результате вместе они реагируют с образованием ионных соединений, таких как хлорид натрия (NaCl) и хлорид калия (Kcl) [14] .

6.Чем щелочные металлы отличаются от благородных газов?

Отв. Щелочные металлы имеют один электрон на своей внешней оболочке, в то время как все благородные газы (элементы 8 группы в периодической таблице, включая гелий, неон, аргон) имеют полную валентную зону без неспаренного электрона, который мог бы вызвать реакцию с другими молекулами [15] .

Интересные факты

  • Название группы щелочных металлов происходит от арабского слова «аль-кали», что означает «из пепла».Он был назван так потому, что большинство соединений Na и K были первоначально получены из древесной золы [16] .
  • Элементы этой группы имеют самую низкую энергию первой ионизации (минимальную энергию, необходимую для того, чтобы атом отдал электрон) в каждый период [12] .

Артикул:

  1. Определение щелочного металла (химия) - Thoughtco.com
  2. Щелочные металлы - Courses.LumenLearning.com
  3. Таблица Менделеева - ModelScience.com
  4. Группа 1 - Щелочные металлы ―BBC.com
  5. Элементы из щелочных металлов: свойства, характеристики и реакции - Study.com
  6. Точки плавления и кипения щелочных металлов - Embibe.com
  7. Объекты группы 1 - BBC.co.uk
  8. Информация о щелочных металлах - EHS.Stanford.edu
  9. Повседневное использование щелочных металлов - SchooledbyScience.com
  10. Щелочные металлы - ScienceClarified.com
  11. Щелочные металлы - Open.edu
  12. Щелочные металлы - Tutorvista.com
  13. Щелочные и щелочноземельные металлы - TechnologyUK.net
  14. Щелочные металлы - Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  15. Объясните, чем щелочные металлы отличаются от благородных газов? - Study.com
  16. Групповые тенденции: активные металлы - Mikeblaber.org
  17. Сходство водорода со щелочными металлами - Embibe.com
.

Определение и место в периодической таблице

Определение: что такое щелочноземельные металлы

Щелочноземельные металлы - это группа высокореактивных элементов, расположенных рядом с группой щелочных металлов. Хотя все щелочные металлы встречаются в природе, их высокая реакционная способность не позволяет им встречаться свободно или в чистом виде [1, 2] .

Где находятся щелочноземельные металлы в Периодической таблице

Они принадлежат к Группе 2 (следующей за группой щелочного металла) в периодической таблице, где все щелочные металлы находятся в s-блоке [3, 4] .

Щелочно-земельные металлы периодической таблицы

Примеры щелочноземельных металлов

Почему их называют щелочноземельными металлами

Щелочные металлы названы так потому, что при смешивании с водой они образуют растворы с pH выше 7 и «основными» или «щелочными» свойствами [5] . Кроме того, они находятся в земной коре и не подвержены воздействию огня или тепла [6] .

Общие свойства и характеристики щелочноземельных металлов

Физические свойства

  • Блестящий, серебристо-белый цвет
  • Низкая плотность
  • Низкие температуры кипения и плавления [1]

Химические свойства

  • Все щелочноземельные металлы обладают высокой реакционной способностью, хотя и не так сильно, как щелочные металлы [5] .
  • При контакте с водой все они сильно реагируют с образованием щелочных гидроксидов (исключение составляет бериллий, поскольку он не реагирует с водой).
  • Элементы группы 2 обычно образуют электровалентные или ионные связи в реакциях с другими элементами (опять же, Be является исключением, поскольку он образует ковалентные связи) [5]
  • Все они реагируют с галогенами и образуют галогенидные соединения [2]

Почему щелочноземельные металлы настолько реактивны

Энергия, необходимая для того, чтобы атом отдать электроны в своей внешней оболочке (валентные электроны), является энергией ионизации элемента.Чем ниже энергия ионизации, тем более реактивный элемент. Поскольку все щелочные металлы имеют только два валентных электрона, требуется небольшая энергия, чтобы заставить их отдать эти электроны с образованием катионов (2+), что приводит к высокой реакционной способности [7] .

Бериллий (Be) не реагирует с водой из-за своего небольшого атомного размера и относительно высокой энергии ионизации [8] .

Реакция с водой

Щелочные металлы реагируют с водой при комнатной температуре с образованием почти нерастворимых в воде гидроксидов вместе с ионами водорода с образованием основного раствора [8] .Вот как уравнение выглядит для реакции между кальцием и водой:

Ca + 2H 2 O ⟶ Ca (OH) 2 + H 2

Реакция с кислородом

Все шесть элементов группы 2 реагируют с кислородом с образованием оксидов, хотя и не так легко, как элементы группы 1. Реакция требует тепла. Следующее уравнение показывает, как магний (Mg) будет реагировать с кислородом (O 2 )

2Mg + O 2 ⟶ 2MgO

Щелочноземельных металлов используется

Be и Mg широко используются в производстве сплавов, используемых в промышленных конструкциях, включая жаропрочные заводские инструменты, а также детали автомобилей и самолетов.Ba находит применение в различных медицинских и диагностических процедурах, таких как рентген и МРТ (бариевая пища). Наиболее важное применение Sr - это производство фейерверков, поскольку он помогает создавать красочные вспышки. Помимо радия, щелочноземельные металлы также используются в лампах-вспышках и батареях.

Радий, являясь высокорадиоактивным элементом, в настоящее время не имеет промышленного применения. Ранее он использовался в светящихся красках и циферблатах часов [1, 9] .

Роль щелочноземельных металлов в биологических системах

Mg и Ca играют жизненно важную функциональную и структурную роль в физиологии растений и животных, причем Mg присутствует в молекулах хлорофилла, в то время как Ca является одним из основных компонентов костей.Кроме того, SR необходим для выживания ряда морских существ, в первую очередь различных твердых кораллов, поскольку этот элемент помогает формировать их экзоскелеты [1, 5] .

FAQ

Q 1. Какой щелочноземельный металл самый легкий?

Отв. Бериллий - самый легкий элемент в этом семействе, имеющий наименьший атомный радиус.

Q 2. Какой щелочноземельный металл самый тяжелый?

Отв. Радий - самый тяжелый щелочноземельный металл с наибольшим атомным радиусом [10]

3 квартал.Какие щелочноземельные металлы наиболее распространены?

Отв. Кальций и магний - самые распространенные щелочноземельные металлы

Q 4. Каковы основные различия между щелочноземельными металлами и щелочными металлами?

Отв. Щелочные и щелочноземельные металлы обладают некоторыми схожими физическими свойствами, но главное различие между ними - количество валентных электронов. Щелочноземельные металлы имеют два валентных электрона, тогда как щелочные металлы имеют только один.Это делает первый менее реактивным, чем второй [11] .

Интересные факты

  • Щелочноземельные металлы представляют собой семейство наиболее реактивных элементов после щелочных металлов [5] .
  • Первый и последний элементы группы 2, Be и Ra, токсичны для живых организмов [1] .
  • Все шесть элементов образуют цветное пламя при горении: ярко-белое для бериллия и магния, красный для кальция и радия, малиновый для стронция и зеленый для бария.
  • Известно, что четыре из шести щелочноземельных элементов были впервые выделены английским химиком сэром Хамфри Дэви [2] .

Артикул:

  1. Щелочноземельные металлы - Courses.lumenlearning.com
  2. Щелочноземельные металлы - Ducksters.com
  3. Элементы S-блока в Периодической таблице: свойства и обзор - Study.com
  4. Элементы группы 2: щелочноземельные металлы - Chem.libretexts.org
  5. Направление во вторую группу - Chem4kids.com
  6. Физические свойства щелочноземельных металлов - Classnotes.org.in
  7. Щелочноземельные металлы: определение, свойства и характеристики - Study.com
  8. Реакции элементов основной группы с водой - Chem.libretexts.org
  9. Повседневное использование щелочноземельных металлов - Schooledbyscience.com
  10. Самый тяжелый щелочноземельный металл - Guinnessworldrecords.com
  11. Щелочные и щелочноземельные металлы - Technologyuk.net
.

Общая характеристика соединений щелочных металлов - Учебный материал для IIT JEE

 


Оксиды и гидроксиды

Все щелочные металлы, их оксиды, пероксиды и супероксиды легко растворяются в воде с образованием соответствующих гидроксидов, которые являются сильными щелочами, например

  • 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

  • Na 2 O + 2H 2 O → 2NaOH

  • Na 2 O 2 + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 O 2

  • 2KO 2 + 2H 2 O → 2KOH + H 2 O 2 + O 2

Таким образом, пероксиды и супероксиды также действуют как окислители, поскольку они реагируют с H 2 O с образованием H 2 O 2 и O 2 соответственно.

Гидроксиды всех щелочных металлов представляют собой белые кристаллические вещества. Они являются сильнейшими из всех оснований и легко растворяются в воде с выделением большого количества тепла.

Посмотрите это видео, чтобы получить дополнительную информацию

Основная прочность

  • Основная сила этих гидроксидов возрастает по мере продвижения вниз от группы Li к Cs.

  • Гидроксиды щелочных металлов ведут себя как сильные основания из-за их низкой энергии ионизации, которая уменьшается вниз по группе.

  • Уменьшение энергии ионизации приводит к ослаблению связи между металлом и гидроксид-ионом, а связь M - O в M - O - H может легко разорваться, давая M + и OH -.

  • Это приводит к увеличению концентрации гидроксильных ионов в растворе, т.е. к увеличению основных характеристик.


Растворимость и стабильность

Все эти гидроксиды хорошо растворимы в воде и термически стабильны, за исключением гидроксида лития.

2LiOH + Δ → Li 2 O + h3O


Образование солей с кислотами

Гидроксиды щелочных металлов, являясь сильнощелочными, реагируют со всеми кислотами с образованием солей.

Решенные примеры

Вопросы:

Назовите щелочной металл, который образует супероксиды при нагревании в избытке воздуха и почему?

Решение:

Калий образует супероксиды при нагревании в избытке воздуха.Это связано со стабилизацией катиона большого размера анионом большого размера.

K + O 2 → KO 2 (супероксид калия)

___________________________________________________

Вопросы:

Почему литий образует только оксид лития, а не пероксид или супероксиды?

Решение:

Из-за небольшого размера лития он имеет сильное положительное поле вокруг себя.В сочетании с оксидным анионом (O 2–) положительное поле иона лития ограничивает распространение отрицательного заряда по направлению к другому атому кислорода и, таким образом, предотвращает образование высших оксидов.


Галогениды щелочных металлов

Щелочные металлы соединяются непосредственно с галогенами в соответствующих условиях с образованием галогенидов общей формулы MX. Эти галогениды также могут быть получены действием водных галогенов кислот (HX) на оксиды, гидроксиды или карбонаты металлов.

  • M 2 O + 2HX → 2MX + H 2 O

  • MOH + HX → MX + H 2 O

  • M 2 CO 3 + 2HX → 2MX + CO 2 + H 2 O (M = Li, Na, K, Rb или Cs)

  • (X = F, Cl, Br или I)

Все эти галогениды представляют собой бесцветные, высокоплавкие кристаллические вещества с высокими отрицательными энтальпиями образования.

Стандартные энтальпии образования в (кДж / моль-1)

Элемент

МФ

MCl

МБр

MI

Ли

-612

-398

-350

-271

Na

-569

-400

-360

-288

К

-563

-428

-392

-328

руб.

-549

-423

-389

-329

CS

-531

-424

-395

-337

Значение уменьшается в порядке:

Фторид> Хлорид> бромиды> Йодид

Таким образом, фториды являются наиболее стабильными, а йодиды - наименее стабильными.

Тенденции изменения температур плавления, кипения и растворимости галогенидов щелочных металлов можно понять с точки зрения эффектов поляризации, энергии решетки и гидратации ионов.


Эффекты поляризации

Сравнение ионного и ковалентного характера галогенидов щелочных металлов. Когда катион приближается к аниону, электронное облако аниона притягивается к катиону и, следовательно, искажается. Этот эффект называется поляризацией. Способность катиона поляризовать анион называется его поляризационной способностью, а тенденция аниона к поляризации называется его поляризуемостью.Чем больше поляризация, тем больше концентрация электронов между двумя атомами, тем самым уменьшая ионный характер или увеличивая ковалентный характер. Ковалентный характер любого соединения в целом зависит от следующих факторов.

Чем меньше катион, тем выше его поляризационная способность и, следовательно, больше ковалентный характер. Ковалентный характер уменьшается с увеличением размера катиона.

LiCl> NaCl> KCl> RbCl> CsCl

Таким образом, LiCl более ковалентен, чем KCl.

Чем крупнее анион, тем больше его поляризуемость. Это объясняет ковалентный характер галогенидов лития порядка

LiI> LiBr> LiCl> LiF

Чем больше заряд катиона, тем больше его поляризующая сила и, следовательно, больше ковалентный характер. Ковалентный характер некоторых галогенидов возрастает на

Na + Cl - +2 Cl 2 +3 Cl 3

Чем выше заряд аниона, тем легче он поляризуется, тем самым придавая более ковалентный характер образованному соединению, например, ковалентный характер увеличивается на порядок

NaCI 2 SO 4 3 PO 4

Таким образом, ковалентный характер уменьшается по мере уменьшения заряда аниона.

Если два катиона имеют одинаковый заряд и размер, то катион с конфигурацией псевдоблагородного газа, т.е. имеющий 18 электронов во внешней оболочке, имеет большую поляризационную способность, чем катион с конфигурацией благородного газа, т.е. имеющий 8 электронов. Например, CuCl более ковалентен, чем NaCl.


Энергия решетки

Энергия решетки определяется как количество энергии, необходимое для разделения одного моля твердого ионного соединения на его газообразные ионы. Очевидно, что чем больше энергия решетки, тем выше температура плавления галогенида щелочного металла и ниже его растворимость в воде

Соединение

Энергия решетки

Гидратация * энергия

Растворимость

Температура плавления

LiCl

-845

-876

63.7

887

NaCl

-770

-776

35,7

1084

KCl

-703

-700

34.7

1039

RbCl

-674

-680

77,0

988

CsCl

-644

-646

162

925

NaF

-893

-919

4.22

1261

NaCl

-770

-776

35,7

1028

NaBr

-730

-745

116

1084

NaI

-685

-685

184

944

LiF

-1005

-1019

0.27

1115

CsI

-582

-670

44,0

1115

Hydration Energy

Это количество энергии, высвобождаемой при соединении одного моля газообразных ионов с водой с образованием гидратированных ионов.

  • M + (г) + водный раствор → M + (водный раствор) + энергия гидратации

  • X - (г) + вод. → X - (вод.) + Энергия гидратации

  • Чем выше энергия гидратации ионов, тем выше растворимость соединения в воде.

  • Кроме того, степень гидратации зависит от размера ионов.Чем меньше размер иона, тем больше он гидратирован и, следовательно, больше его гидратированный ионный радиус и меньше его ионная подвижность (проводимость).

  • Из приведенных выше аргументов можно объяснить температуру плавления и растворимость в воде или органическом растворителе галогенидов щелочных металлов.

  • Тонкий баланс между энтальпией решетки и энтальпией гидратации определяет предельную растворимость соединения в воде. Например,Низкая растворимость LiF (0,27 г / 100 г h3O) обусловлена ​​его высокой энергией решетки (-1005 кДжмоль -1 ), тогда как низкая растворимость CsI (44 г / 100 г h3O) обусловлена ​​меньшей энергией гидратации двух ионов. (-670 кДж / моль). Растворимость большинства галогенидов щелочных металлов, за исключением галогенидов фторидов, снижается при спуске по группе, поскольку уменьшение энергии гидратации больше, чем соответствующее уменьшение энергии решетки.

  • Из-за небольшого размера и высокой электроотрицательности галогениды лития, за исключением LiF, являются преимущественно ковалентными и, следовательно, растворимы в ковалентных растворителях, таких как спирт, ацетон, этилацетат, LiCl также растворим в пиридине.В отличие от NaCl, будучи ионным, не растворяется в органических растворителях.

  • Благодаря высокой энергии гидратации иона Li + галогениды лития растворимы в воде, за исключением LiF, который плохо растворяется из-за высокой энергии решетки.

  • Для того же щелочного металла температура плавления уменьшается в следующем порядке: фторид> хлорид> бромид> иодид, поскольку для того же иона щелочного металла энергия решетки уменьшается с увеличением размера иона галогенида.

  • Для одного и того же галогенид-иона точки плавления галогенидов лития ниже, чем у соответствующих галогенидов натрия, и после этого они уменьшаются по мере продвижения вниз по группе от Na к Cs.

  • Низкая температура плавления LiCl (887 K) по сравнению с NaCl, вероятно, связана с тем, что LiCl является ковалентным по своей природе, а NaCl - ионным.

Решенный пример

Вопрос:

Почему галогениды щелочных металлов растворимы в воде?

Решение:

Галогениды щелочных металлов растворимы в воде из-за их высокой ионной природы и низкой энергии решетки.


Соли оксокислот

Поскольку щелочные металлы обладают высокой электроположительностью, их гидроксиды являются очень сильными основаниями и, следовательно, образуют соли со всеми оксокислотами (H 2 CO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , HNO 3 , HNO 2 и т. Д.). Обычно они растворимы в воде и устойчивы к нагреванию. Карбонаты (M 2 CO 3 ) щелочных металлов чрезвычайно стабильны до 1273 К, выше которых они сначала плавятся, а затем в конечном итоге разлагаются с образованием оксидов.Li 2 CO 3 , однако значительно менее стабилен и легко разлагается.

Li 2 CO 3 + Δ → Li 2 O + CO 2

Предположительно, это связано с большой разницей в размерах между Li + и CO 2 -3 , что делает кристаллическую решетку нестабильной.

Щелочные металлы, будучи сильноосновными, также образуют твердые бикарбонаты. Никакие другие металлы не образуют твердых бикарбонатов, за исключением бикарбоната NH 4 HCO 3 , хотя он существует в растворе.Все это тоже существует в твердом виде. Литий, однако, не образует твердого вещества

2MHCO 3 → M 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Все карбонаты и бикарбонаты растворимы в воде, и их растворимость быстро увеличивается при спуске по группе. Это связано с тем, что при движении вниз по группе энергии решетки уменьшаются быстрее, чем их энергия гидратации.

Решенный пример

Вопрос:

Завершите и сбалансируйте следующее:

LiNO 3 + тепло →

NaNO 3 + тепло →

Решение:

4LiNO 3 → 2Li 2 O + 4NO 2 + O 2

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2


Некоторые другие соединения щелочных металлов


Бикарбонат натрия

Концентрированный раствор карбоната натрия абсорбирует CO 2 с образованием труднорастворимого бикарбоната натрия.

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O → 2NaHCO 3

Свойства бикарбонатов натрия


Бикарбонат калия

Его получают путем абсорбции CO 2 во влажном карбонате калия с последующей сушкой продукта на пористой пластине.

К 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 → 2KHCO 3

Свойства бикарбонатов калия

KHCO3 похож на NaHCO 3 , но гораздо лучше растворяется в воде.Раствор сильно щелочной из-за гидролиза.

KHCO 3 + H 2 O → KOH + H 2 CO 3


Хлорид натрия (NaCl)

Его также называют поваренной солью, в большом количестве встречается в природе в виде каменной соли или галита. Самый распространенный источник - морская вода, где хлорид натрия присутствует в количестве 2,6 - 2,9 процента. Морская вода подвергается воздействию солнца и воздуха в больших неглубоких ямах. Постепенное испарение воды, приводящее к кристаллизации соли.Очистка осуществляется путем растворения соли в минимальном объеме воды и фильтрации, если необходимо, для удаления нерастворимых примесей. Затем раствор насыщают потоком сухого хлористого водорода, в результате чего отделяются кристаллы чистого хлорида натрия.

Свойства хлорида натрия
  • NaCl - бесцветная кристаллическая соль, практически не растворимая в спирте и хорошо растворимая в воде.

  • Образует HCl при нагревании с конц.H 2 SO 4 и Cl 2 , с MnO 2 плюс H 2 SO 4 .

NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl ↑

NaHSO 4 + NaCl → Na 2 SO 4 + HCl ↑

2NaCl + MnO 2 + 2H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O + Cl 2


Хлорид калия

KCl получают из плавленого карналлита - почти чистый KCl отделяется от расплава, оставляя плавленый MgCl 2 .

KCl, MgCl 2 × 6H 2 O → KCl + MgCl 2 × 6H 2 O

Свойства хлорида калия

Бесцветный кристалл кубической формы, растворимый в воде. Его растворимость увеличивается почти линейно с температурой.


Сульфат натрия, Na 2 SO 4

Безводную соль, известную как соляной кек, получают в промышленных масштабах путем сильного нагревания хлорида натрия с конц.серная кислота.

NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl ↑

NaCl + NaHSO 4 → Na 2 SO 4 + HCl ↑

Глауберова соль или гидратированный сульфат натрия, Na 2 SO 4 × 10H 2 O получают из соленой лепешки путем кристаллизации из воды при температуре ниже 32 ° C. Эта температура представляет собой температуру перехода для Na 2 SO 4 и Na 2 SO 4 .10Н 2 О.

Бесцветная соль, кристаллизующаяся в больших моноклинных призмах. Он очень хорошо растворяется в воде.


Сульфат калия, K 2 SO 4

Получается при сильном нагревании хлорида калия с конц. H 2 SO 4

KCl + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HCl

KCl + KHSO 4 → K 2 SO 4 + HCl

Бесцветная кристаллическая соль, т. Пл.п. 1070 ° С. Он менее растворим в воде, чем сульфат натрия, и не имеет гидрата, как последний.

Вопрос 1: Na 2 O + H 2 O →

а. NaOH

г. Na 2 O 2

г. NaO

г. Na 2 O

Вопрос 2: Какие из следующих щелочных металлов не образуют стабильный оксид?

а. Ли

г. Na

г. K

г.

руб.

Вопрос 3: Какой из следующих галогенидов имеет самую высокую энтальпию решетки?

а. NaCl

г. LiCl

г. KCl

г. RbCl

Вопрос 4: Для того же щелочного металла температура плавления галогенидов уменьшается на порядок

.

а. хлорид> бромид> йодид> фторид

г. хлорид> фторид> бромид> йодид

г. фторид> хлорид> бромид> йодид

г.бромид> фторид> хлорид> йодид


Связанные ресурсы

Чтобы узнать больше, купите учебные материалы по элементам S-Block, включая учебные заметки, заметки о пересмотрах, видеолекции, решенные вопросы за предыдущий год и т. Д. Также просмотрите дополнительные учебные материалы по химии здесь.


.

соединений щелочноземельных металлов - учебный материал для IIT JEE

 

Общая характеристика соединений щелочноземельных металлов

  • Оксиды щелочноземельных металлов

Оксиды щелочноземельных металлов (МО) получают либо нагреванием металлов в кислороде, либо термическим разложением их карбонатов.

2M + O 2 2MO (M = Be, Mg, Ca)

MCO 3 MO + CO2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

Expect BeO Все остальные оксиды являются чрезвычайно стабильными ионными твердыми веществами из-за их высокой энергии решетки.

Они имеют высокую температуру плавления, очень низкое давление пара, очень хорошо проводят тепло, химически инертны и действуют как электрические изоляторы. Поэтому эти оксиды используются для футеровки печей и, следовательно, используются в качестве огнеупорных материалов.

Из-за небольшого размера иона бериллия ВеО является ковалентным, но все же имеет высокую температуру плавления из-за своей полимерной природы.

  • Гидроксиды щелочноземельных металлов

Гидроксиды Ca, Sr и Ba получают либо путем обработки металла холодной водой, либо путем реакции соответствующих оксидов с водой. Реакцию этих оксидов с H 2 O иногда называют гашением.

M + 2H 2 O → M (OH) 2 + H 2 (M = Ca, Sr, Ba)

MO + H 2 O → M (OH) 2 (M = Ca, Sr, Ba)

Be (OH) 2 и Mg (OH) 2 , будучи нерастворимыми, получают из подходящих растворов ионов металлов осаждением ионами OH -.

BeCI 2 + 2NaOH → Be (OH) 2 ↓ + 2NaCI

MgSO 4 + 2NaOH → Mg (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Свойства гидроксидов щелочноземельных металлов
(i) Базовый символ

Все гидроксиды щелочноземельных металлов являются основаниями, за исключением Be (OH) 2 , который является амфотерным.Эта базовая сила увеличивается по мере продвижения по группе. Это происходит из-за увеличения размера, что приводит к уменьшению энергии ионизации, что ослабляет прочность связей M-O в MOH и, таким образом, увеличивает основную прочность. Однако эти гидроксиды менее основны, чем соответствующие гидроксиды щелочных металлов, из-за более высоких энергий ионизации, меньшего размера ионов и большей энергии решетки.

(ii) Растворимость в воде

Гидроксиды щелочноземельных металлов менее растворимы в воде по сравнению с щелочными металлами.

Растворимость гидроксидов щелочноземельных металлов в воде увеличивается с увеличением порядкового номера вниз по группе. Это связано с тем, что энергия решетки уменьшается вниз по группе из-за увеличения размера катиона щелочноземельных металлов, тогда как энергия гидратации катиона остается почти неизменной. Результат двух эффектов, т.е.

ΔH раствор = ΔH решетка - ΔH гидратация

Становится более отрицательным по мере перехода от Be (OH) 2 к Ba (OH) 2 , что объясняет увеличение растворимости.

  • Галогениды щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы соединяются непосредственно с галогеном при соответствующей температуре с образованием галогенидов MX 2 .

Эти галогениды также могут быть получены действием галогеновых кислот (HX) на металлы, оксиды, гидроксиды и карбонаты металлов.

M + 2HX → MX 2 + h3

MO + 2HX → MX 2 + H 2 O

M (OH) 2 + 2HX → MX 2 + 2H 2 O

MCO 3 + 2HX → MX 2 + H 2 O + CO 2

Свойства галогенидов щелочноземельных металлов
  • Все галогениды бериллия по существу ковалентны и растворимы в органических растворителях.Они гигроскопичны и дымят на воздухе из-за гидролиза. При гидролизе они образуют кислый раствор.
    BeCI 2 + 2H 2 O → Be (OH) 2 + 2HCI

  • Галогениды всех других щелочноземельных металлов являются ионными. Однако их ионный характер возрастает с увеличением размера иона металла.

  • За исключением BeCl 2 , все другие хлориды группы 2 образуют гидраты, но их склонность к образованию гидратов снижается, например, для -
    MgCl 2 .6H 2 O, CaCl 2 . 6H 2 O.

  • Гидратированный хлорид, бромиды и йодиды Ca, Sr и Ba могут дегидратироваться при нагревании, но хлорид Be и Mg подвергается гидролизу.

  • BeF 2 хорошо растворяется в воде из-за высокой энергии гидратации небольшого иона Be + 2. Остальные фториды (MgF 2 , CaF 2 , SrF 2 и BaF 2 ) практически не растворимы в воде.Поскольку при спуске энергия групповой решетки убывает быстрее, чем энергия гидратации. Поэтому, несмотря на малую растворимость этих фторидов, она увеличивается вниз по группе.

  • Хлориды, бромиды и йодиды всех других элементов, то есть Mg, Ca, Sr, Ba, являются ионными, имеют гораздо более низкие температуры плавления, чем фториды, и легко растворяются в воде. Растворимость несколько снижается с увеличением атомного номера.

  • За исключением BeCl 2 и MgCl 2 , другие хлориды щелочноземельных металлов придают цвет пламени.
    CaCl 2 = Кирпич красного цвета
    SrCl 2 = малиновый цвет
    BaCl 2 = травянисто-зеленый цвет

Использует

  • Фторид кальция или фторошпар (CaF 2 ) на сегодняшний день является наиболее важным из всех фторидов щелочноземельных металлов, поскольку это единственный крупномасштабный источник фтора.

  • CaCl 2 широко используется для таяния льда на дорогах, особенно в очень холодных странах, поскольку 30% эвтектическая смесь CaCl2 / лед замерзает при 218 K по сравнению с NaCl / льдом при 255K.

  • CaCl 2 также используется как осушитель (осушающий агент) в лаборатории.

  • Безводный MgCl 2 используется для электролитической экстракции магния.

Растворимость и термическая стабильность оксосолей

Соли, содержащие один или несколько атомов кислорода, такие как оксиды, гидроксиды, карбонаты, бикарбонаты, нитриты, нитраты, сульфаты, оксалаты и фосфаты, называются оксосолями.

  • Сульфаты щелочноземельных металлов

Сульфаты щелочноземельных металлов (MSO 4 ) получают действием серной кислоты на металлы, оксиды, гидроксиды и карбонаты металлов.

M + H 2 SO 4 → MSO 4 + H 2

MO + H 2 SO 4 → MSO 4 + H 2 O

M (OH) 2 + H 2 SO 4 → MSO 4 + 2H 2 O

MCO 3 + H 2 SO 4 → MSO 4 + CO 2 + H 2 O

Свойства сульфатов щелочноземельных металлов

Сульфаты щелочноземельных металлов представляют собой твердые вещества белого цвета.

  • Растворимость: Растворимость сульфатов в воде снижается по группам, т.е. Be> Mg> Ca> Sr> Ba.
    Таким образом, BeSO 4 и MgSO 4 хорошо растворимы, CaSO 4 плохо растворимы, но сульфаты Sr, Ba и Ra практически нерастворимы.
    Причина
    Величина энергии решетки остается почти постоянной, поскольку сульфат настолько велик, что небольшое увеличение размера катиона от Be до Ba не имеет никакого значения.Однако энергия гидратации заметно снижается с Be +2 до Ba +2 по мере увеличения размера катиона вниз по группе. Следовательно, растворимость сульфатов щелочноземельных металлов снижается по группе в основном из-за уменьшения энергии гидратации с Be +2 до Ba +2 . Высокая растворимость BeSo 4 и MgSO 4 обусловлена ​​высокой энергией гидратации из-за меньших размеров ионов Be +2 и Mg +2 .

  • Стабильность: Сульфаты щелочноземельных металлов разлагаются при нагревании с образованием оксидов и SO 3 .
    МСО 4 МО + СО 3
    Температура разложения этих сульфатов повышается по мере увеличения основности гидроксида соответствующего металла до группы

    .


Сульфат магния, английская соль MgSO 4 .7H 2 O

Сульфат магния встречается в виде кизерита MgSO 4 .H 2 O на месторождении Штассфурт (Германия) или в виде английской соли в минеральной воде из источников Эпсома в Англии.

Получение сульфата магния

(i) Из доломита

Доломитовая руда кипятится с дил. H 2 SO 4 :

CaCO 3 .MgCO 3 + 2H 2 SO 4 → CaSO 4 ↓ + MgSO 4 + 2H 2 O + 2CO 2

Части сульфата кальция отфильтровывают, и раствор после концентрирования и охлаждения дает кристаллы MgSO 4 .7H 2 O.

(ii) Из магнезита

Магенситовая руда измельчается и растворяется в разбавленной H 2 SO 4 . Полученный раствор концентрируют и охлаждают, когда кристаллы MgSO 4 .7H 2 O отделяются.

MgCO 3 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2 O + CO 2

(iii) Из кизерита

Минерал Кизерит (MgSO 4 .H 2 O) измельчают и растворяют в воде. Полученный раствор после концентрирования и охлаждения дает кристаллы MgSO 4 .7H 2 O.

(iv) Лабораторная подготовка

В лаборатории MgSO 4 получают растворением металлического Mg или MgO или MgCO 3 с разбавленной H 2 SO4.

Mg + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2

MgO + H 2 SO 4 → MgSO 4 + h3O

MgCO 3 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + CO 2 + H 2 O

Полученный раствор после концентрирования и охлаждения дает кристаллы MgSO 4 .7H 2 O.

Свойства Сульфат магния

Он расплывается и легко растворяется в воде. Также известны гидраты с 12, 6 и 1 молекулой кристаллизационной воды. Все эти гидраты превращаются в безводную соль, при нагревании до 200 ° C и при дальнейшем нагревании они разлагаются с образованием оксида. Сульфат магния дает двойную соль с сульфатом щелочного металла.

  • Сульфат магния - бесцветное выцветающее кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

  • Изоморфизм: MgSO 4 .7H 2 O изоморфен ZnSO 4 .7H 2 O и FeSO 4 .7H 2 Соединения O, имеющие одинаковую кристаллическую структуру, называются изоморфными, и это явление называется Изоморфизм.

  • Действие тепла: При нагревании теряется 6 молекул воды с образованием моногидрата сульфата магния, который становится безводным при нагревании до 503 K и, наконец, разлагается на газы MgO и SO3 при сильном нагревании.
    MgSO4. 7h3O MgSO4 h3O MgSO4 MgO + SO3

Использование сульфата магния

  • MgSO 4 используется как слабительное лекарство.

  • Используется как протрава для хлопка в красильной промышленности.

  • Используется для изготовления огнестойких тканей и дерева.

  • Безводный MgSO 4 используется в качестве осушителя в органической химии.

  • Используется при получении платинированных асбесторов, которые используются в качестве катализатора в контактном процессе производства H 2 SO 4 .

Иллюстрации.

Вопрос:

Что такое изоморфные соли?

Решение:

Соли, имеющие аналогичную кристаллическую структуру, называются изоморфными солями.

Примеры: MgSO 4 .7H 2 O, ZnSO 4 .7H 2 O, FeSO 4 .7H 2 O


Оксиды магния и кальция

Производится нагреванием магнезита (MgCO 3 ).

MgCO 3 → MgO + CO 2

Он очень мало растворим в воде, вызывая щелочную реакцию раствора.

MgO + H 2 O → Mg (OH) 2

  • Оксид кальция, негашеная известь CaO

(i) Подготовка

Его получают путем разложения известняка при высокой температуре около 1000 o C

CaCO 3 CaO + CO 2 ; ΔH = + 179,9 кДж

Температура не должна подниматься выше 1270 К. В противном случае диоксид кремния, присутствующий в качестве примеси в извести, будет соединяться с оксидом кальция с образованием неплавкого силиката кальция.

CaO + SiO 2 CaSiO 3

(ii) Недвижимость

  • Это белый аморфный порошок, который при нагревании в кислородно-водородном пламени излучает интенсивный белый свет (известковый свет).

  • Реагирует с сильно нагретым кремнеземом, образуя легкоплавкий силикат кальция.
    CaO + SiO 2 → CaSiO 3

  • CaO реагирует с водой, выделяя огромное количество тепла и образуя гашеную известь.
    CaO + H 2 O → Ca (OH) 2

  • Действие кислот и кислых оксидов: Это основной оксид, поэтому он соединяется с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли.
    CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O
    CaO + SO 2 → CaSO 3

  • Реакция с коксом: При нагревании с коксом в электропечи при 2273-3273 К образует карбид кальция.
    CaO + 3C CaC 2 + Co

  • Реакция с солью аммония
    При нагревании с солями аммиака выделяется газообразный аммиак.

    ? CaO + 2NH 4 Cl → CaCl 2 + 2NH 3 + H 2 O

(iii) Промышленное использование извести и известняка

Оксид кальция называется известью или негашеной известью.Основное промышленное использование:

  • Используется в сталелитейной промышленности для удаления фосфатов и силикатов в виде шлака.

  • Используется для изготовления цемента путем смешивания его с кремнеземом, глиноземом или глиной.

  • Используется при производстве стекла.

  • Он используется в процессе производства соды извести для преобразования Na 2 CO 3 в NaOH и наоборот.

  • Используется для умягчения воды, для получения гашеной извести Ca (OH) 2 путем обработки водой и карбидом кальция CaC 2 .

Иллюстрация

Вопрос:

Почему горящий магний продолжает гореть в SO 2 ?

Решение:

Это связано с тем, что реакция Mg с SO 2 является экзотермической.

2Mg + SO 2 → 2MgO + 1 / 8S 8 + тепло


Гидроксиды Mg и Ca

  • Гидроксид магния [Mg (OH) 2 ]

Получают путем добавления раствора едкого натра к раствору сульфата или хлорида магния.

MgSO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + Mg (OH) 2

Свойства гидроксида магния

  1. При нагревании превращается в оксид.
    Mg (OH) 2 → MgO + H 2 O

  2. Легко растворяется в растворе Nh5Cl.
    Mg (OH) 2 + 2NH 4 Cl → MgCl 2 + 2NH 4 OH

  • Гидроксид кальция, гашеная известь [Ca (OH) 2 ]

(i) Получение гидроксида кальция

  • Из негашеной извести: Гидроксид кальция получают в промышленных масштабах путем добавления воды к негашеной извести (гашение извести)
    CaO + H 2 O → Ca (OH) 2
    В процессе гашения комки негашеной извести мелко крошатся.

  • Из хлорида кальция: Его получают обработкой хлорида кальция каустической содой.
    CaCl 2 + 2NaOH → Ca (OH) 2 + 2NaCI

(ii) Физические свойства Гидроксид кальция

Это белый аморфный порошок, плохо растворимый в воде, растворимость которого снижается с повышением температуры. Водный раствор известен как известковая вода, а суспензия гашеной извести в воде называется известковым молоком.

(iii) Химические свойства гидроксид кальция

  • Реакция с хлором: Образует гипохлорит кальция, составляющий отбеливающую способность.
    2Ca (OH) 2 + 2Cl 2 → CaCl 2 + Ca (OCl) 2 + 2H 2 O
  • Реакция с диоксидом углерода: Когда CO 2 пропускают через известковую воду, она становится молочной из-за образования нерастворимого карбоната кальция
    Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + 2H 2 O
    Если выходит избыток CO 2 , CaCO 3 (ppt) растворяется с образованием растворимого бикарбоната кальция, благодаря которому исчезает молочность.
    CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca (HCO 3 ) 2
    Если этот прозрачный раствор бикарбоната кальция нагреть, раствор снова станет молочным из-за разложения ca (HCO 3 ) 2 обратно на CaCO 3 .
    Ca (HCO 3 ) 2 (водн.) → CaCO 3 (т) + CO 2 (г) + H 2 O (л)

  • Реакция с кислотами: Гашеная известь, как сильное основание, реагирует с кислотами и кислыми газами с образованием солей.
    Ca (OH) 2 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O
    Ca (OH) 2 + SO 3 → CaSO 4 + H 2 O
    Однако Ca (OH) 2 не растворяется в разбавлении. H 2 SO 4 , потому что образующийся CaSO 4 плохо растворим в воде.

(iv) Использование гашеной извести [Ca (OH) 2 ]

  • (Гашеная известь используется в качестве строительного материала в виде раствора.Его готовят путем смешивания песка в 3-4 раза превышающего его по весу и постепенного добавления воды. Он превращается в твердую массу за счет потери H 2 O и постепенного поглощения CO 2 из воздуха.

  • При производстве обесцвечивающего порошка пропусканием газа Cl 2 .

  • При производстве стекла и при очистке сахара и угольного газа.

  • Используется для умягчения жесткой воды.

Иллюстрация.

Вопрос:

Самое слабое основание среди NaOH, Ca (OH) 2 , KOH и Be (OH) 2

Решение:

Be (OH) 2 - самое слабое основание, потому что гидроксиды щелочных металлов являются более сильными основаниями, чем гидроксиды щелочноземельных металлов.Также вниз по группе увеличивается основность гидроксидов щелочноземельных металлов. Так что Be (OH) 2 - самый слабый.

  • Карбонат кальция (CaCO 3 )

В природе встречается как мрамор, известняк, мел, коралл, кальцит и т. Д. Его получают в виде белого порошка, известного как осажденный мел, растворением мрамора или известняка в соляной кислоте и удалением присутствующих железа и алюминия путем осаждения Nh4, а затем добавление к раствору карбоната аммония; осадок фильтруют, промывают и сушат.

CaCl 2 + (NH 4 ) 2 CO 3 → CaCO 3 + 2NH 4 Cl

(i) Свойства карбоната кальция

Растворяется в воде, содержащей CO 2 , с образованием Ca (HCO 3 ) 2 , но осаждается из раствора при кипячении.

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca (HCO 3 ) 2

Иллюстрации.

Вопрос:

Термическое разложение соединения 'X' дает одновременно основной оксид (Y) и кислотный оксид (Z). Кислый оксид (Z) может абсорбироваться щелочным КОН. Что такое X, Y, Z ..

Решение:

CaCO 3 (X) → CaO (Y) + CO 2 (Z)

CO 2 + 2KOH → K 2 CO 3 + H 2 O

(ii) Использование известняка (CaCO 3 )

  • При производстве негашеной извести.
  • Используется как строительный материал в виде мрамора.

  • Используется как сырье для производства Na 2 Co 3 в сольвентно-аммиачном процессе.

  • Технический известняк содержит оксид железа, глинозем, магнезию, кремнезем и серу с содержанием CaO от 22 до 56% и содержанием MgO до 21%. Используется как удобрение
    .

Карбонат магния (MgCO 3 )

В природе встречается в виде магнезита.Его можно приготовить в виде белого осадка, добавив бикарбонат натрия к раствору соли магния.

MgCl 2 + NaHCO 3 → MgCO 3 + NaCl + HCl

Свойства карбоната магния

  • Он намного лучше растворяется в воде.

  • Растворяется в воде, содержащей CO 2 , за счет образования растворимого бикарбоната.

    MgCO 3 + H 2 O + CO 2 → Mg (HCO 3 ) 2


Бикарбонаты Mg и Ca

Он получается, когда CaCO 3 растворяется в воде, содержащей CO 2 , но остается в виде раствора CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca (HCO 3 ) 2 .

Он получается, когда MgCO 3 растворяется в воде, содержащей CO 2 , но остается в виде раствора MgCO 3 + H 2 O + CO 2 → Mg (HCO 3 ) 2 .

Иллюстрации.

Вопрос:

NaHCO 3 и NaOH не могут существовать вместе в растворе. Почему?

Решение:

NaHCO 3 - это кислотная соль, которая должна реагировать с NaOH, который является сильным основанием.Реакция следующая:

NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O


Галогениды Mg и Ca

Он выделяется в виде расплывающихся кристаллов при испарении раствора извести или карбоната кальция в HCl.

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 CO 3

Но он выделяется из реакционной смеси как CaCl 2 × 6H 2 O.Безводная соль получается при нагревании выше 200 ° C.

Свойства хлорида кальция

Это бесцветная расплывающаяся соль, хорошо растворимая в воде. Безводная соль - отличный осушающий агент.

Его получают в лаборатории путем кристаллизации раствора оксида, гидроксида или карбоната в разбавленной соляной кислоте.

MgO + 2HCl → MgCl 2 + H 2 O

Недвижимость

Это бесцветная кристаллическая соль, плавучая по природе и очень хорошо растворимая в воде.

Иллюстрации.

Вопрос:

Выполните следующие реакции:

(i) MgCl2. 6H 2 O

(ii) MgCl 2 . 6H 2 O \overset{HCl}{\rightarr

.

Смотрите также