Как изменяются восстановительные свойства щелочных металлов и почему


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, галит NaCl — 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, семейство щелочных металлов называется семейством [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 контактировали 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 главным образом 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 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 тренды: 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 препятствует их появлению 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 его небольшого размера атома 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 последний [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
.

щелочноземельных металлов - учебный материал для IIT JEE

 


Группа 2 периодической таблицы состоит из шести металлических элементов.Это бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). Название щелочноземельных металлов было дано магнию, кальцию, барию и стронцию, поскольку их оксиды были щелочными по своей природе, и эти оксиды не подвергались воздействию тепла или огня и существовали в земле.

Итак, металлы группы 2 называются щелочноземельными металлами, потому что их гидроксиды являются сильными щелочами (как и гидроксиды щелочных металлов), плюс все они находятся в земной коре.

Появление щелочноземельных металлов


Подобно щелочным металлам, щелочноземельные металлы также обладают высокой реакционной способностью и, следовательно, не встречаются в свободном состоянии, но, вероятно, распространяются в природе в комбинированном состоянии в виде силикатов, карбонатов, сульфатов и фосфатов.

Элементы

Обилие

Основные минералы

Использует

Бериллий

от 2,8 до 10-3%

Впервые обнаружен в 1798 году в драгоценных камнях берилле и изумруде (Be 3 Al 2 Si 6 O 1 )

Используется в коррозионно-стойких сплавах.

Магний

2,33%,

7-й по содержанию элемент в земной коре

Чистый магний, впервые полученный в 1800 году, назван в честь района магнезии в Фессалии, Греция, где обнаружены большие месторождения этого минерала.

Легированный алюминием Mg широко используется в качестве конструкционных материалов из-за его высокой прочности, низкой плотности и простоты обработки.

Кальций

4,15%, 5-й по содержанию элемент в земной коре.

CaCO 3 .2H 2 O, полученный в чистом виде в 1808 году, кальций происходит от латинского слова calx, что означает «известь»

В качестве легирующего агента для повышения твердости соединений алюминия. Кальций - основная составляющая зубов и костей.

Стронций

0,038%

Обнаружен в 1787 году и назван в честь небольшого городка Стронтион (Шотландия)

SrCO 3 используется для производства стекла для кинескопов цветных телевизоров.

Барий

0.042%

Обнаружен в минералах витерит (BaCO 3 ) и барит (BaSO 4 ), в честь которых назван.

BaSO 4 используется в медицине как контрастное вещество для желудка и кишечника

Рентген

Радий

Следы

Выделено в виде хлорида в 1898 г. из минеральной настурановой обманки

Используется в радиотерапии рака

Группа IIA (щелочноземельные металлы) и группы IIB (Zn, Cd, Hg) Mg действует как мостик между IIA и IIB.

S. No.

Недвижимость

IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)

IIB (Zn, Cd, Hg)

1

Электронная конфигурация

[Инертный газ] ns 2

[Инертный газ] (n - 1) d 10 ns 2

2.

Блок

S - блок

д - квартал

3.

Степень окисления

+2

+2, ртуть также образует димер Hg 2 +2

4.

Природа оксида

BeO амфотерный, остальные оксиды - основные.

ZnO - амфотерный, CdO и MgO - основные

5.

Природа галогенидов

Электронно-дефицитный BeX2, остальные (MX2) ионные:

MgCl 2 2 2 2

ZnCl 2 , CdCl 2 ионные, но менее IIA, HgCl 2 ковалентные.

6.

Природа сульфатов

Менее растворим в воде и растворимость снижается по группе BeSO 4 > MgSO 4 > CaSO 4 > SrSO 4 > BaSO 4

Более растворим, чем IIA

7.

Природа гидроксидов

Растворимость гидроксидов увеличивается по мере продвижения вниз по группе.

Растворимость гидроксидов уменьшается по мере продвижения вниз по группе.

8.

Природа сульфидов

Растворимый

ZnS, CdS, HgS нерастворимы и выпадают в осадок при солевом анализе.

9.

Реакционная способность

Увеличивается по мере продвижения вниз по группе Be

Уменьшается при движении вниз по группе Zn> Cd> Hg


Электронная конфигурация

Общая электронная конфигурация щелочноземельных металлов - ns 2 .

Элементы

Электронная конфигурация

Be

1 с 2 2 с 2

мг

1s 2 2s 2 sp 6 3s 2

Ca

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Sr

[Kr] 5s 2

Ba

[Xe] 6s 2

Ra

[Rn] 7s 2


Физические свойства элементов II группы


Атомный и ионный радиусы

Атомные радиусы, а также ионные радиусы членов этого семейства меньше, чем соответствующие члены щелочных металлов.


Энергия ионизации

Щелочноземельные металлы из-за большого размера атомов имеют довольно низкие значения энергии ионизации по сравнению с элементами p-блока. Однако с в группе энергия ионизации уменьшается с увеличением атомного номера. Это происходит из-за увеличения размера атома из-за добавления новых оболочек и увеличения величины экранирующего эффекта электронов во внутренних оболочках. Поскольку их (IE) 1 больше, чем у их соседей из щелочных металлов, металлы группы IIA имеют тенденцию к несколько меньшей реакционной способности, чем щелочные металлы.

Общий тренд реакционной способности: Ba> Sr> Ca> Mg> Be.

Состояние окисления

Щелочноземельный металл имеет два электрона в валентной оболочке, и, теряя эти электроны, эти атомы приобретают стабильную конфигурацию благородного газа. Таким образом, в отличие от щелочных металлов, щелочноземельные металлы в своих соединениях проявляют степень окисления +2.

М → М +2 + 2e -

[благородный газ]

Плотность щелочноземельных металлов

Атомный вес увеличивается от Be до Ba в группе, и объем также увеличивается, но увеличение атомного веса больше по сравнению с атомным объемом.Следовательно, плотность увеличивается от Be до Ba.

Исключение: Плотность Mg больше, чем у Ca.

Порядок: Ca


Точки плавления и кипения

Щелочноземельные металлы имеют более высокие температуры плавления и кипения по сравнению с щелочными металлами, что объясняется их малым размером и более плотноупакованной кристаллической решеткой по сравнению с щелочными металлами и наличием двух валентных электронов.


Теплота гидратации

Теплоты гидратации M 2+ уменьшаются с увеличением их ионного размера, и их значения больше, чем у ионов щелочных металлов.

Ионы щелочноземельных металлов, из-за их большего отношения заряда к размеру, оказывают гораздо более сильное электростатическое притяжение на кислород молекулы воды, окружающей их.

Поскольку щелочноземельные металлы (кроме Be) имеют тенденцию легко терять свои валентные электроны, они действуют как сильные восстановители, как указано в красных значениях E 0 .Особенно менее отрицательное значение для Be возникает из-за большой энергии гидратации, связанной с небольшим размером Be2 + и относительно большим значением теплоты сублимации.


Растворимость

Основная природа оксидов увеличивается вниз по группе, но растворимость сульфатов и карбонатов уменьшается с увеличением размера ионов.

Растворимость большинства солей снижается с увеличением атомной массы, хотя обычная тенденция меняется на противоположную с фторидами и гидроксидами в этой группе.

Имущество

Элементы

Be

мг

Ca

Sr

Ba

Ra

Атомный номер

4

12

20

38

56

88

Атомная масса

9.01

24,31

40,08

87,62

137,33

226,03

Металлический радиус / пм

112

160

197

215

222

Ионный радиус / пм

51

72

100

118

135

148

Энтальпия ионизации (кДж моль - 1 )

я

899

737

590

549

503

509

II

1757

1450

1146

1064

965

979

Энтальпия гидратации ионов M 2+ (кДж моль - 1 )

–2494

-1921

-1577

-1443

-1305

Электроотрицательность

(шкала Полинга)

1.57

1,31

1,00

0,95

0,89

0,9

Плотность / г моль - при 298 К

1,85

1.74

1,55

2,63

3,62

5,5

Точка плавления / K

1562

924

1124

1062

1002

973

Точка кипения / K

2745

1363

1767

1655

2078

(1973)

(неточно)

E ° (В) при 298 K для

M 2+ (водн.) + 2e - → M (с)

-1.97

-2,37

-2,87

-2,89

-2,90

-2,92

Происхождение в литосфере

2 *

2.76 **

4,6 **

384 *

390 *

10 10 **

* ppm (частей на миллион) ** Массовый процент

Реакционная способность и электродный потенциал

Все щелочноземельные металлы являются элементами с высокой реакционной способностью, поскольку они имеют сильную тенденцию терять s-электроны двух валентностей с образованием соответствующих дипозитивных ионов, имеющих конфигурацию инертного газа.Высокая реакционная способность возникает из-за их низкой энергии ионизации и высоких отрицательных значений их стандартных электродных потенциалов. Кроме того, химическая реакционная способность щелочноземельных металлов увеличивается при перемещении вниз по группе, потому что I.E. уменьшается, а электродные потенциалы становятся все более и более отрицательными с увеличением атомного номера от Be до Ra. Таким образом, бериллий является наименее химически активным элементом, в то время как Ba (или Ra) является наиболее активным элементом. Кроме того, поскольку энергии ионизации щелочноземельных металлов выше, а их электродный потенциал менее отрицательный, чем у соответствующих щелочных металлов.Они менее реактивны, чем соответствующие щелочные металлы.


Уменьшающий знак

Щелочноземельные металлы являются более слабыми восстановителями, чем щелочные металлы. Как и у щелочных металлов, их восстанавливающий характер также возрастает по группе. Это связано с тем, что щелочноземельные металлы имеют большую тенденцию терять электроны, поэтому они действуют как восстановитель, но поскольку их I.E. выше, а их электродные потенциалы менее отрицательны, чем у соответствующих щелочных металлов, поэтому щелочноземельные металлы являются более слабыми восстановителями, чем щелочные металлы.Сульфаты устойчивы к нагреванию, тогда как карбонаты разлагаются с образованием MO и CO2, причем температура разложения увеличивается от Mg до Ba. BeCO3 удерживается в атмосфере CO2, чтобы предотвратить его разложение.

BeCO 3

MgCO 3

CaCO 3

SrCO 3

BaCO 3

<100 ° С

540 ° С

900 ° С

1290 ° С

1360 ° С


Испытание на пламя

Ba и Mg не придают никакой окраски i.е. они не проводят испытания на пламя. Это связано с их очень маленькими размерами. Ca, Sr и Ba придают пламени кирпично-красный, кроваво-красный и яблочно-зеленый цвета соответственно.

См. Следующее видео для проверки пламенем щелочных металлов

Решенные примеры

Вопрос 1:

Щелочноземельные металлы показывают степень окисления +2 i.е. они всегда образуют двухвалентные катионы (M2 +). Объясни.

Решение:

Если бы энергия ионизации была единственным вовлеченным фактором, то элементы группы II должны были бы образовывать одновалентные ионы, то есть Mg +, Ca + и т. Д., А не Mg2 +, Ca + 2 и т. Д.

  1. Это можно объяснить следующим образом:

  2. Двухвалентные катионы щелочноземельных металлов приобретают стабильную конфигурацию инертного газа.

  3. Двухвалентные катионы образуют более прочную решетку, чем одновалентные катионы, и, следовательно, большую энергию, называемую энергией решетки, высвобождают при образовании двухвалентных катионов, чем одновалентный катион, что компенсирует высокую энергию второй ионизации.

  4. Наличие двухвалентных ионов в водном растворе связано с большей гидратацией двухвалентных ионов, что уравновешивает высокое значение второй энергии ионизации.

Теплота гидратации (энергия гидратации) щелочноземельных металлов примерно в четыре раза выше, чем у щелочных металлов сопоставимого размера. например

ΔH hyd для Na + (размер 102 мкм) = -397 кДжмоль - 1

ΔH hyd для Ca +2 (размер 100 мкм) = -1650 кДжмоль - 1

Большая энергия гидратации связана с тем, что ионы щелочноземельных металлов из-за их гораздо большего отношения заряда к размеру оказывают гораздо более сильное электростатическое притяжение к кислороду молекулы воды.

_____________________________

Вопрос 2:

Вторая энергия ионизации элементов I группы выше, чем у элементов II группы. Объясни.

Решение:

Второй электрон в случае щелочного металла должен быть удален из катиона (унипозиционного иона), который уже приобрел конфигурацию благородного газа, тогда как в случае щелочноземельных металлов второй электрон должен быть удален из катиона, который еще не приобретают стабильную конфигурацию благородного газа, поэтому удаление 2-го электрона в случае щелочноземельных металлов требует гораздо меньше энергии, чем в случае щелочных металлов.

Резкое увеличение энергии третьей ионизации из-за стабильной конфигурации инертного газа из m +2 ионов. Это объясняет верхний предел степени окисления +2 для элементов.


Разница между щелочноземельными металлами и щелочными металлами

И щелочноземельные, и щелочные металлы являются элементами s-блока, поскольку последний электрон входит на ns-орбиталь. Они похожи друг на друга в некоторых отношениях, но все же есть определенные различия в их свойствах из-за разного количества электронов в валентной оболочке, меньшего атомного радиуса, высокого потенциала ионизации, большей электроотрицательности и т. Д.

Недвижимость

Металлы щелочноземельные

Щелочные металлы

1.

Электронная конфигурация

В валентности присутствует два электрона.Конфигурация ns2 (бивалентная)

В валентной оболочке присутствует один электрон. Конфигурация ns1 (одновалентная) более электроположительная

2.

Валентность

Бивалент

Моновалентный

3.

Электроположительный характер

Менее электроположительный

Более электроположительный

4.

Гидроксиды

Слабые основания, менее растворимы и разлагаются при нагревании.

Прочные основания, хорошо растворимые и устойчивые к нагреванию.

5.

Бикарбонаты

В свободном состоянии они не известны. Существуют только в растворе.

Известны в твердом состоянии.

6.

Карбонаты

Нерастворим в воде.Разлагаются при нагревании.

Растворим в воде. Не разлагается при нагревании (за исключением LiCO3)

7.

Действие азота

Непосредственно соединяется с азотом с образованием нитридов

Не смешивать напрямую с азотом, кроме лития

8.

Действие углерода

Непосредственно соединяется с углеродом и образует карбиды

Не комбинировать напрямую с углеродом

9.

Нитраты

Разлагается при нагревании с образованием смеси NO2 и кислорода

Разлагается при нагревании с выделением только кислорода

10.

Растворимость солей

Сульфаты, фториды фосфатов, хроматы, оксалаты и т. Д. Нерастворимы в воде

Сульфаты, фосфаты, эт.

.

Точки плавления и кипения элементов Периодической таблицы

Точки плавления и кипения элементов Периодической таблицы Менделеева ХИМИЧЕСКАЯ ШКОЛА

Температуры плавления и кипения очень важны физические свойства в химии, когда мы изучаем элементы и соединения. Различные элементы и соединения имеют разные точки плавления и кипения. Из изучения значений плавления и точки кипения элементов, мы можем получить представление о структуре элементов, межмолекулярных силах между молекулы или атомы и многое другое.



В этом руководстве мы рассмотрим следующие разделы.

  • Причины разной температуры плавления и кипения элементов и соединений
  • Сравнение значений точек плавления и кипения каждой группы в периодической таблице с тенденциями
  • Температуры плавления и кипения органические соединения
  • Сравнение точек плавления и кипения различных элементов и соединений в блоках s, p и d

Автор: Хешан Нипуна, дата обновления: 2020/01/05



Температуры плавления и кипения элементов

Вариации точек плавления и кипения неясны (не имеют единообразного рисунка) по всей таблице Менделеева (это означает, что мы не всегда можем видеть подобную тенденцию.Вы поймете это, когда закончите читать этот урок).

Но мы видим, что некоторые элементы имеют более высокие температуры плавления и кипения, а некоторые - меньше. В В первой части этого урока мы изучаем точки плавления и кипения s, p, d блокирует элементы и их соединения, а затем - органические соединения.

IVA -й элемент группы (углерод и кремний) показывает высокие температуры плавления и кипения в секунду и третьи периоды соответственно, потому что они имеют ковалентных гигантских решеток структур.



Температуры плавления и кипения за период

В первых трех периодах наблюдается четкая вариация точек плавления и кипения (имеет четкую тенденцию). Плавление и точки кипения увеличиваются до IVA группы с при движении слева направо. (Например, от натрия к аргону в третьем периоде). Группа IVA имеет элемент с наивысшей температурой плавления и кипения. Затем начинает снижаться температура плавления и кипения от группы VA к благородным газам (VIIIA).



Почему разные элементы и соединения имеют разные точки плавления и кипения?

Есть много причин для воздействия на точки плавления и кипения элементов и соединений. Одна или несколько вещей могут эффект до точек плавления и кипения.

  1. Молекулярная масса - при увеличении молекулярной массы возможно увеличение плавления и кипения точка тоже высока.
  2. Межмолекулярные силы , такие как водородные связи, силы диполь-дипольного притяжения, силы Ван-дер-Ваальса между атомами или молекулами.Когда межмолекулярные силы становятся сильнее, это также увеличивает температуры плавления и кипения. элементов и соединений.
  3. Металлическая решетка (важно для определения температуры плавления металлов , таких как натрий, магний и др. металлические элементы)
  4. Ионная решетка - В ионных соединениях, таких как NaCl, CaF 2 , MgO, существует ионная решетка. Согласно прочность ионной решетки, температуры плавления и кипения могут различаться.


Элементы с самыми низкими температурами плавления и кипения за период

Инертные газы имеют элемент с самыми низкими температурами плавления и кипения за период, потому что их форма только ван-дер-ваальсова силы, они очень слабы, чтобы сформировать сильную межмолекулярную силу между атомами.



Тенденции групп точек плавления и кипения таблицы Менделеева

Теперь мы собираемся узнать, как точки плавления и кипения элементов различаются в группах, рассматривая каждый группа отдельно.



Значения точек плавления и кипения s-блока

Блок

S содержит группу IA и группу IIA, и большинство элементов из них являются металлами без водород. (водород имеет как свойства щелочного металла, так и свойства галогена.)



Щелочные металлы, температура плавления и кипения

Щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs): мягкие и имеют низкие температуры плавления и кипения.Щелочные металлы имеют только один валентный электрон на атом металла и, следовательно, энергия, связывающая атомы в кристаллической решетке металла, мала. Следовательно, металлические связи в этих металлах не очень сильно. Таким образом, температуры плавления и кипения снижаются при переходе от лития к цезию.





Водород

  • Температура плавления: -259,2 0 C
  • Точка кипения: -252,9 0 C


Температуры плавления и кипения щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) имеют низкие температуры плавления и кипения по сравнению с металлами d-блока.Но их температуры плавления и кипения выше, чем у соответствующих щелочных металлов за тот же период из-за сравнительно меньший размер. Но точки плавления и кипения для щелочноземельных металлов не показывают регулярных тенденций. группа.



Почему щелочные металлы имеют более низкую температуру плавления, чем щелочноземельные металлы?

И щелочные, и щелочноземельные металлы находятся в блоке s. Мы знаем, что у щелочных металлов всего один валентный электрон на атом металла.

Но щелочноземельные металлы имеют двух валентных электронов по на атом металла.

Также щелочноземельные металлы имеют меньший размер, чем щелочные металлы.

Когда количество валентных электронов в решетке увеличивается до , металлическая связь становится прочной. Также, когда атомный радиус уменьшается, металлическая связь стать сильным. Также поэтому металлические связи щелочноземельных металлов намного сильнее щелочных металлов.

Следовательно, температуры плавления и кипения щелочных металлов ниже, чем температуры плавления и кипения щелочноземельных металлов



Почему бериллий имеет более высокую температуру плавления и кипения, чем другой член второй группы?

Бериллий - атом наименьшего размера из элементов группы 2. Таким образом, его ионная решетка сильнее, чем у других щелочных земные металлы.



Температура плавления и кипения элементов p-блока

Теперь поговорим об изменении температур плавления и кипения p-блочных элементов.

В p-блоке есть различные типы элементов, включая металлы, неметаллы, и их физические состояния также очень разные. При комнатной температуре некоторые из них находятся в твердом состоянии, а некоторые - в газообразном. Бром тоже находится в жидком состоянии.

Блок

P содержит элемент с самой высокой температурой плавления (углерод) и элемент с самой низкой точкой плавления таблица Менделеева (гелий).

Теперь посмотрим на температуры плавления и кипения p-блочных элементов от группы 13 до группы 18.



Галогены и инертные газы точки плавления и кипения

Галогены и благородные газы находятся в блоке p периодической таблицы. Галогены существуют в виде двухатомных молекул, таких как F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 и благородные газы существуют в виде одноатомных молекул.

При понижении каждой группы молекулярная масса увеличивается, что может быть причиной более высоких точек плавления и кипения.Кроме того, все молекулы галогена и инертного газа образуют только силы Ван-дер-Ваальса, которые являются самыми слабыми межмолекулярными силами и не сильно влияет на плавление и кипение галогенов и благородных газов. Молекулярные массы молекул имеют Наибольшее влияние на повышение температуры плавления и кипения. Итак, точки плавления и кипения как галогена, так и инертных газов увеличиваются по группе.



Температуры кипения и плавления элементов 13 группы

Бор, алюминий, галлий, индий, таллий - элементы группы 13.Понижаются точки плавления и кипения при движении вниз по группе. Однако снижение температуры плавления не такое регулярное, как точек кипения. Галлий имеет очень низкую температуру плавления (303К).



Температуры плавления и кипения элементов 14 группы

Атомы этой группы образуют ковалентные связи друг с другом, и поэтому между их атомами в обоих случаях существуют сильные силы связи. твердое и жидкое состояния.

Температуры плавления и кипения элементов 14-й группы намного выше, чем элементов 13-й группы.

При движении вниз по группе, температура плавления и кипения снижается.

Углерод (алмаз как аллотроп углерода) имеет самую высокую температуру плавления и температуру кипения между 14 группой. элементы.



Группа 15 элементов точки плавления и кипения

  1. Азот имеет самую низкую температуру плавления точка и температура кипения.
  2. Сурьма имеет самую высокую температуру плавления и кипения.


Группа 16 элементов температуры плавления и кипения

  1. Кислород имеет самую низкую температуру плавления и кипения.
  2. Теллур (Te) имеет самую высокую температуру плавления и кипения.


Точки кипения группы 17

Температура кипения увеличивается при переходе от фтора к йод.



Температуры плавления и кипения 3d-металлов

Температуры плавления и кипения 3-х металлов обычно выше, чем s блочных элементов.

Ванадий имеет самую высокую температуру плавления и цинк имеет самую низкую температуру плавления.

Но температуры плавления и кипения не имеют регулярных тенденций.




Почему цинк имеет самую низкую температуру плавления среди металлов серии 3d?

Цинк имеет конфигурацию стабильных электронов , 3d 10 4s 2 .Следовательно, цинк не имеет большого значения. электроны к металлической решетке, как и другие 3d-металлы. Следовательно, прочность металлической решетки ниже, чем у других 3d-металлов. решетки. Таким образом, цинк имеет самую низкую температуру плавления среди металлов серии 3d.



Падение температуры плавления марганца

Конфигурация электронов марганца 3d 5 4s 2 . Эта конфигурация электронов имеет некоторую стабильность потому что все пять d-орбит наполовину заполнены (каждая d-орбита имеет один электрон.) Итак, вклад электронов в металлическая решетка ограничена марганцем. Поэтому решетка не очень прочная. Вот почему марганец внезапное падение температуры плавления.



Точки плавления и кипения соединений


Температуры плавления и кипения галогенидов щелочных металлов

Плавка и кипения точек щелочного металла галогениды уменьшается с увеличением атомной массы галогенидов как:
F - > Cl - > Br - > I -
Пример: температура плавления NaCl выше, чем у NaBr

.

Для данного галогенид-иона точки плавления и кипения LiX всегда ниже, чем у NaX.




Температуры плавления и кипения органических соединений

На сегодняшний день учеными всего мира открыты тысячи органических соединений. Открывая множество соединений, родилась органическая химия. В этой главе мы собираемся обсудить температуры плавления и кипения органических соединений.

Температуры кипения этана (алкана) и этановая кислота (карбоновая кислота) перечислены ниже, и это два разных типа органических соединений.

  • Метан (CH 4 ): -161,5 0 C
  • Этановая кислота (CH 3 COOH): 118,1 0 C


Следующие факты важны при изучении значений температуры плавления и кипения органических соединений.

  • Относительная молекулярная масса
  • Диполь-дипольные взаимодействия
  • Способность образовывать водородные связи
  • Структура углеродной цепи

Температура плавления и кипения алканов, алкенов, алкинов

  • Алканы - неполярные молекулы.Между молекулами алканов действуют только силы Ван-дер-Ваальса. Когда относительная молекулярная масса увеличивается в алкане соединения, значения точек плавления и кипения также увеличиваются.
  • Повышение температуры плавления и кипения алкана, алкена, алкины соответственно.
Рассмотрим этан, этен, этин

этин (соединение алкина) имеет самую высокую температуру плавления и кипения.



Когда количество водородных связей и прочность водородных связей увеличивается, температуры плавления и кипения повышаются.


Спирты, альдегиды, кетоны и карбоновые кислоты

  • Все спирты и карбоновые кислоты может образовывать водородные связи.
  • Карбоновые кислоты образуют самые прочные и самые высокие среди них водородные связи.
  • Итак, карбоновые кислоты имеют самые высокие температуры плавления и кипения.
  • Диполь-дипольные взаимодействия между Молекулы альдегидов и кетонов менее прочны, чем водородные связи в спиртах.
  • Следовательно, температуры плавления и кипения спиртов выше, чем у альдегидов и кетонов.


Точки плавления и кипения алкилгалогенидных соединений

Атом галогена более отрицателен, чем атом углерода. Итак, связь C-X поляризована. Между алкилгалогенидными соединениями существует диполь-дипольное взаимодействие.Эти взаимодействия намного сильнее, чем межмолекулярные силы между алканами,

Точки плавления и кипения алкилгалогенидных соединений намного выше, чем у алканов.

Когда относительная молекулярная масса органического соединения увеличивается, температуры плавления и кипения также увеличиваются.

Теперь мы обсудим некоторые проблемы, сравнивая различные элементы и соединения, которые имеют разные точки плавления и кипения. Эти проблемы очень важны на экзаменах.Внимательно изучите их.




Температура плавления металлов p-блока выше, чем s-блока?

Сначала мы посмотрим, что такое металлы p-блока и какие металлы s-блока. Вы знаете, когда мы обсуждаем Что касается температур плавления металлов, так важна их металлическая решетка. Итак, теперь вы знаете, что мы должны узнать сравнить температуры плавления металлов p-блока и металлов s-блока.

Когда металлическая решетка металла прочная, этот металл с большой вероятностью имеет более высокую температуру плавления.

В качестве примера для сравнения взяты два металла, натрий и алюминий. Натрий - металлический блок, а алюминий - п блок металлический. Но оба находятся в 3-м периоде таблицы Менделеева.

Из-за высвобождения трех электронов и меньшего радиуса металлическая решетка алюминия намного прочнее натрия. Таким образом, температура плавления алюминия выше, чем у натрия.



Почему элементы d-блока имеют более высокие температуры плавления, чем элементы s-блока?

d блочных элементов могут внести больше электронов в металлическую решетку.Например, ванадий может внести 5 электронов.

Но элементы блока s могут вносить только один или два электрона. Щелочные металлы могут иметь один электрон, а щелочноземельные металлы - два. электроны.

Добавление большего количества электронов в металлическую решетку увеличит прочность металлических связей.

Из-за более прочных металлических связей элементы d-блока имеют более высокие значения плавления.

Почему H 2 S имеет меньшую точку кипения, чем H 2 O

H 2 S точка кипения: -60 0 C
H 2 O точка кипения: 100 0 C
  • При комнатной температуре сероводород (H 2 S) представляет собой газ.Но вода (H 2 O) - жидкость. Это говорит нам H 2 S имеет меньшую температуру кипения.
  • H 2 S и H 2 O представляют собой молекулы изогнутой формы.
  • O и S - элементы группы VIA.
  • Молекулярная масса H 2 S = 34 и молекулярная масса H 2 O = 18. Молекулярная масса H 2 S больше чем Н 2 О .
  • Но, между молекулами H 2 O существует сильных водородных связей . H 2 Молекулы S имеют только слабых диполь-дипольные взаимодействия .
Водородные связи в H 2 O
  • Из-за наличия сильных водородных связей в молекулах H 2 O, H 2 O имеет более высокую температуру кипения, чем H 2 S , хотя H 2 S имеет большую молекулярную массу.

у какого атома самая высокая температура плавления / кипения между Cs и W?

Вольфрам (W) имеет самую высокую температуру плавления из всех металлов. Цезий (Cs) - мягкий металл с очень низкой температурой плавления (28 0 ° C).

Какой металл имеет самую высокую температуру плавления?

Вольфрам (Вт). Из металлов вольфрам имеет самую высокую температуру плавления в периодической таблице. Он расположен в блоке D. 3422 0 C - температура плавления вольфрама.

Какой металл блока имеет самую высокую температуру плавления?

Бериллий имеет самую высокую температуру плавления из блочных металлов. Это около 1,287 0 C

точки кипения и плавления 1а группы порядка

Li> Na> K> Rb> Cs> Fr> H

Литий имеет самую высокую температуру плавления и кипения, а водород - самую низкую в группе IA.Водород существует в виде газа при комнатной температуре, а франций - в жидком состоянии при комнатной температуре. Все остальные материалы группы IA являются твердыми при комнатной температуре.

Самая низкая температура плавления металлических элементов

Ртуть (Hg) имеет самую низкую температуру плавления (-38,83 0 C), потому что ртуть имеет очень слабую металлическую решетку.

Какой элемент имеет самую низкую температуру плавления в периодической таблице Менделеева

Гелий (He) - это элемент с самой низкой температурой плавления (-272.2 0 С). Гелий существует в виде атомов. Он не образует соединений и не создает межмолекулярных сил между атомами He. Также относительная молекулярная масса (1) очень низкая.

Остались вопросы? Спросите сейчас у нас и найдите ответ.

Что можно понять под температурами плавления и кипения элементов в периодической таблице?

Мы знаем, что элементы в периодической таблице находятся в твердом, жидком и газообразном состоянии.Межмолекулярные силы, относительная молекулярная масса являются факторами, которые определяют температуру плавления и кипения элемента.

Рассмотрим два металла. Один металл имеет очень высокую температуру плавления, чем другой. В металлах металлическая решетка является основным фактором, определяющим температуру плавления и кипения. Более прочная металлическая решетка имеет более высокую температуру плавления.

Мы можем понять межмолекулярные силы элементов, относительные молекулярные массы, изучая температуры плавления и кипения.

Каковы точки плавления и кипения некоторых горючих газов?

Мы можем перечислить несколько горючих газов и их точки плавления и кипения.

Алканы легко воспламеняются. В качестве примера рассмотрим метан. Температуры плавления и кипения метана составляют -182,4 0 C и -161,5 0 C соответственно.

Почему разные элементы имеют разную температуру плавления?

Температура плавления зависит от их молекулярной массы и межмолекулярных сил между элементами или молекулами.Различные элементы имеют разную молекулярную массу и межмолекулярные силы. Таким образом, их значения температуры плавления отличаются от других элементов и соединений.

точки кипения и плавления, которые зависят от каких факторов?

Температура плавления и кипения зависит от типа элемента или соединения. Это объясняется ниже.

  • Если рассматривать металлы, их температура плавления и кипения зависит от их металлической решетки. Если их металлическая решетка прочная, температура плавления и кипения увеличивается.
  • Когда мы подходим к таким молекулам, как кислород, вода, благородные газы, их температура плавления и кипения зависит от их молекулярной массы и межмолекулярных сил.
  • Температура плавления и кипения ионных соединений, таких как хлорид натрия, зависит от их ионной решетки.

Почему элементы группы IIA плавятся при более высоких температурах, чем элементы группы IA?

Металлические решетки металлов группы II намного прочнее металлов группы I, потому что элементы группы II отдают решетке два электрона.Поэтому металлы группы i плавятся при более высоких температурах.

почему температура кипения кальция больше, чем у калия?

Прочность решетки кальция выше, чем у калия, по двум причинам.

  1. Радиус кальция меньше, чем у калия.
  2. кальций может отдавать два электрона металлической решетке, в то время как калий может отдавать только один электрон.

По этим двум причинам металлическая решетка кальция намного больше, чем у калия.

, что имеет температуру плавления -219 0 ° C и точку кипения -183 0 ° C?

Кислород (O 2 )

Какие-либо их соединения не имеют температуры плавления?

Да. Есть. Некоторые соединения неустойчивы к нагреванию. При нагревании такое соединение они разлагаются на другое вещество.

Пример:

Карбонат никеля (NiCO 3 ) разлагается до NiO и CO 2 при нагревании.

Температура плавления Mg находится в блоке s?

Металлическая решетка магния намного прочнее натрия. Таким образом, температура плавления Mg выше, чем у Na.

что происходит с точкой плавления в блоке s

Если вы изучите блочные элементы в тот же период, вы увидите, что щелочноземельный металл (группа 2) имеет более высокую температуру плавления, чем щелочной металл (группа 1), потому что прочность решетки щелочноземельного металла выше, чем у щелочного металла.

почему некоторые элементы имеют высокую температуру плавления?

Когда некоторые элементы превосходят по некоторым свойствам, они имеют высокую температуру плавления.

В качестве примера можно рассмотреть металлы. Когда мы говорим о металлах, необходимо понимать металлическую решетку. Когда металлическая решетка прочная, этот металл имеет более высокую температуру плавления. Металлическая решетка натрия слабее магния. Следовательно, магний имеет более высокую температуру плавления, чем натрий.

В качестве другого примера взяты вода и сероводород.Вода образует водородные связи, которые являются наиболее сильным типом межмолекулярных сил. Но сероводород не может образовывать водородные связи. Таким образом, вода имеет более высокую температуру плавления, а также температуру кипения.

Статьи по теме

Число окисления Элементы в периодической таблице Характеристики металлов в периодической таблице Почему составы имеют разные точки кипения? - Причины изменения температуры кипения O 2 , HBr, этанола Органическая химия и соединения Реакции и возникновение щелочных металлов Реакции и возникновение щелочноземельных металлов Неорганические химические реакции и возникновение .

Смотрите также