Щелочные металлы цепочки превращений: Открытый урок по химии в 9 классе по теме «Щелочные металлы»

Содержание

Открытый урок по химии в 9 классе по теме «Щелочные металлы»

-1-

Открытый урок по химии в 9 классе

по теме «Щелочные металлы»

Подготовила: Айдекова Э.М.

Тема урока: Щелочные металлы.

Цель урока: Дать общую характеристику щелочных металлов

Задачи:

Рассмотреть положение Щ.М. в ПСХЭ Д.Менделеева
Изучить физические и химические свойства Щ.М.
Ознакомится с важнейшими соединениями Щ.М. и их применениями

Ход урока

Организационный момент

ИГРА: «Лови ошибку»

-калий находится в седьмой группе.

-водород имеет на внешнем энергетическом уровне 1электрон.

-фтор всегда имеет степень окисления -2.

-ионная связь – эта связь между неметаллами.

Фронтальный опрос:

Где расположены металлы в ПСХЭ?
Какими общими физическими свойствами они обладают?
С какими классами веществ могут взаимодействовать металлы?
В виде чего чаще металлы встречаются в природе?
Какие металлы встречаются в природе в виде самородков?
Какая отрасль в промышленности занимается получением металлов из соединений?
На чём основана пирометаллургическая отрасль?
Какие ещё виды получения металлов вы знаете?

3 Изучение нового материала

Мы с вами вспомнили все важнейшие свойства металлов и выяснили, что они в ПСХЭ занимают 1,2,3 группы.

Как вы думаете, что мы с вами будем изучать на сегодняшнем уроке? (Металлы 1 группы)
А как они называются ? (Щелочные металлы)
Давайте с вами сформулируем цель нашего с вами урока? (Рассмотреть общую характеристику Щ,М. и их свойств)
Давайте с вами охарактеризуем положение ЩМ в ПСХЭ (Все ЩМ находятся в 1 группе главной подгруппе)
Перечислите их ( Li,Na,K,Rb, Cs, Fr)

Ребята, самостоятельно напишите строение атомов первых трёх элементов (работа в тетрадях и у доски)

+3 Li 2е,1е +11 Na 2е, 8е, 1е +19 K 2е, 8е, 8е, 1е

-2-

Что общего в строение у всех атомов ЩМ? (Наличие 1 электрона на последнем уровне)
На что нам указывает наличие этого электрона? (Все ЩМ легко смогут отдать это электрон, тем самым будут проявлять восстановительные свойства и степень окисления +1)

Все щелочные металлы очень активны, поэтому их хранят под слоем керосина, а литий – под слоем вазелина. Объясняется это тем что у них маленькая плотность

Обратите внимания, что все ЩМ, кроме лития имеют температуру плавления меньше температуры кипения воды.

Из всех ЩМ металлов Fr – радиоактивный металл, наиболее долго живущий изотоп его имеет период полураспада 22 минуты.

Разминка глаз (ФИЗКУЛЬТМИНУТКА)

Общие физические свойства ЩМ

Все ЩМ — серебристо — белые мягкие металлы, легко режутся ножом. Как мы видим из таблицы плотность этих метало увеличивается от лития к францию, а температура плавления уменьшается.

Исходя из электронного строения атомов этих металлов давайте охарактеризуем их химические свойства. Мы выяснили, что металлы 1 группы имеют 1 электрон на внешнем энергетическом уровне, что позволяет им отдавать свой электрон.

(При взаимодействие с другими химическими элементами металлы являются восстановителями, а свойства будут проявлять окислительные)

-3-

Химические свойства ЩМ

Если разрезать ЩМ, то его серебристый срез быстро потускнеет, это объясняется тем, что они очень легко взаимодействуют с кислородом, который содержится в воздухе, образуя при этом оксидную плёнку.

Li +O₂ = Li₂O

Толь литий с кислородом образует оксид, все остальные металлы – пероксиды

Пероксиды – это оксиды, в которых связь осуществляется между двумя атомами кислорода

Na + O₂ = Na₂O₂

Оксиды натрия и калия можно получить путём прокаливания их с соответсвующими металлами

Na + Na₂O₂ = Na₂O

Все ЩМ активно взаимодействуют с неметаллами под действием темепратуры, тем самым образуют соли

2Na+H₂= 2NaH

2Li +Cl₂ = 2LiCl

2K + S = K₂S

Все ЩМ активно взаимодействуют с водой, при этом образуют соответствующие щелочи и выделяется водород.

М + H₂O = MOH + H₂

Так же щелочи можно получить взаимодействием их оксидов с водой

М₂О + H₂O = MOH

Литий реагирует спокойно с водой, без пламени. Все последующие за ним элементы реагируют с водой с воспламенением и взрывом.

Щелочи – твёрдые белые вещества. Очень гидроскопичны, хорошо растворимые в воде с выделением тепла. Взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами и солями.

Задание 1

На доске написана цепочка превращений. Осуществите переходы с помощью химических реакций.

Li Li2O LiOH LiCl

Важнейшие соединения ЩМ

Самые распространенные в природе соединения натрия и лития. Давайте с вами ознакомимся с некоторыми из них, а помогут мне ребята со своими сообщениями.

NaCl – каменная соль

Na₂SO₄ · 10H₂O – глауберова соль

NaNO₃ — селитра

NaCl · KCl — сильвинит

K₂CO₃– поташ

-4-

4 Закрепление изученного материала

Давайте теперь с вами посмотрим как вы усвоили новый материал и выполним тест (Приложение)

Упражнение 1,2,5.
5 Домашнее задание:

п.11, стр.58, упр .№4,6 б, упр.№2

Рефлексия

На столах у вас лежат листочки с анкетами , оцените свою работу на уроке

ТЕСТ для закрепления:

1.К щелочным металлам не относится:

а) рубидий;

в) калий;

б) цезий;

г) медь.

2.Положение электронов в атоме 2е 8е 8е 1е соответствует элементу:

а) литию;

б) калию;

в) натрию;

г) меди.

3.Радиус атома у элементов I группы главной подгруппы с увеличением заряда ядра:

а) изменяется периодически;

в) не изменяется;

б) увеличивается;

г) уменьшается.

4.Щелочные металлы проявляют очень сильные:

а) окислительные свойства;

в) восстановительные свойства;

б) амфотерные свойства;

-5-

г) нейтральные свойства.

5.Во всех своих соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления:

а) +1;

в) +2;

б) +3;

г) +4.

6. К физическим свойствам щелочных металлов не относится:

а) серебристо-белые ;

в) хорошие электропроводники;

б) мягкие и легкие;

г) тугоплавкие.

7. При взаимодействии элементов I группы главной подгруппы с водой образуется:

а) кислота;

в) оксид и выделяется водород;

б) щелочь и выделяется водород;

г) соль.

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 Na₂SO_4⋅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:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-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 + 10HNO_{3 (конц)} → N₂O + 8NaNO₃ + 5H₂O

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

10Na + 12HNO_{3 (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), спиртами, фенолом 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 реагирует 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 взаимодействует 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:

2Na₂O₂+ 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 + 2H₂SO_{4 (}_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 перманганата 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 образованием 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 + NaNO₂+ 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 галогены, сера и фосфор — диспропорционируют 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. Исключение — нитрат 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

Щелочноземельные металлы и их соединения

Элементы II группы главной подгруппы

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 с оксидами неметаллов
7.2.6. Взаимодействие с солями и оксидами металлов

Оксиды щелочноземельных 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. Амфотерные свойства оксида бериллия

Гидроксиды щелочноземельных металлов
1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие с кислыми солями
2.5. Взаимодействие с неметаллами
2.6. Взаимодействие с металлами
2.7. Взаимодействие с солями
2.8. Разложение при нагревании
2.9. Диссоциация
2.10. Амфотерные свойства гидроскида бериллия

Соли щелочноземельных металлов
Жесткость
1. Постоянная и временная жесткость
2. Способы устранения жесткости

Элементы II группы главной подгруппы

Положение в периодической системе химических элементов

Щелочноземельные металлы расположены во второй группе главной подгруппе периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто во 2 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). На практике к щелочноземельным металлам относят только кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них. Однако, согласно номенклатуре ИЮПАК, щелочноземельными принято считать все металлы II группы главной подгруппы.

Электронное строение и закономерности изменения свойств

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов: ns², на внешнем энергетическом уровне в основном состоянии находится 2 s-электрона. Следовательно, типичная степень окисления щелочноземельных металлов в соединениях +2.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочноземельных металлов.

В ряду Be—Mg—Ca—Sr—Ba—Ra, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрицательность.

Физические свойства

Все щелочноземельные металлы — вещества серого цвета и гораздо более твердые, чем щелочные металлы.

Бериллий Be устойчив на воздухе. Магний и кальций (Mg и Ca) устойчивы в сухом воздухе. Стронций Sr и барий Ba хранят под слоем керосина.

Кристаллическая решетка щелочноземельных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, они обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при высоких температурах.

Нахождение в природе

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

Доломит — CaCO₃ · MgCO₃— карбонат кальция-магния.

Магнезит MgCO₃– карбонат магния.

Кальцит CaCO₃ – карбонат кальция.

Гипс CaSO₄ · 2H₂O – дигидрат сульфата кальция.

Барит BaSO₄ — сульфат бария.

Витерит BaCO₃ – карбонат бария.

Способы получения

Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

MgCl₂ → Mg + Cl₂

или восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:

2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca₂SiO₄

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:

CaCl₂ → Ca + Cl₂

Барий получают восстановлением оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:

4BaO+ 2Al → 3Ba + Ba(AlO₂)₂

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочноземельные металлы — окрашивание пламени солями щелочноземельных металлов.

Цвет пламени:
Ca — кирпично-красный
Sr — карминово-красный (алый)
Ba — яблочно-зеленый

Качественная реакция на ионы магния: взаимодействие с щелочами. Ионы магния осаждаются щелочами с образованием белого осадка гидроксида магния:

Mg²⁺ + 2OH^— → Mg(OH)₂↓

Качественная реакция на ионы кальция, стронция, бария: взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей кальция, стронция и бария с карбонатами выпадает белый осадок карбоната кальция, стронция или бария:

Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃↓

Ba²⁺ + CO₃^2- → BaCO₃↓

Качественная реакция на ионы стронция и бария: взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей стронция и бария с сульфатами выпадает белый осадок сульфата бария и сульфата стронция:

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Sr²⁺ + SO₄^2- → SrSO₄↓

Также осадки белого цвета образуются при взаимодействии солей кальция, стронция и бария с сульфитами и фосфатами.

Например, при взаимодействии хлорида кальция с фосфатом натрия образуется белый осадок фосфата кальция:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → 6NaCl + 2Ca₃(PO₄)₂↓

Химические свойства

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

1.1. Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов при нагревании.

Например, бериллий взаимодействует с хлором с образованием хлорида бериллия:

Be + Cl₂ → BeCl₂

1.2. Щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с серой и фосфором с образованием сульфидов и фосфоридов.

Например, кальций взаимодействует с серой при нагревании:

Ca + S → CaS

Кальций взаимодействует с фосфором с образованием фосфидов:

3Ca + 2P → Ca₃P₂

1.3. Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании. При этом образуются бинарные соединения — гидриды. Бериллий с водородом не взаимодействует, магний реагирует лишь при повышенном давлении.

Mg + H₂ → MgH₂

1.4. С азотом магний взаимодействует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Mg + 2N₂ → 2Mg₃N₂

Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов.

Например, кальций взаимодействует с углеродом с образованием карбида кальция:

Ca + 2C → CaC₂

Бериллий реагирует с углеродом при нагревании с образованием карбида — метанида:

2Be + C → Be₂C

1.6. Бериллий сгорает на воздухе при температуре около 900°С:

2Be + O₂ → 2BeO

Магний горит на воздухе при 650°С с выделением большого количества света. При этом образуются оксиды и нитриды:

2Mg + O₂ → 2MgO

3Mg + N₂ → Mg₃N₂

Щелочноземельные металлы горят на воздухе при температуре около 500°С, в результате также образуются оксиды и нитриды.

Видеоопыт: горение кальция на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочноземельные металлы взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочноземельные металлы реагируют с водой. Взаимодействие с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Бериллий с водой не реагирует. Магний реагирует с водой при кипячении. Кальций, стронций и барий реагируют с водой при комнатной температуре.

Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:

2Ca⁰ + 2H₂⁺O = 2Ca⁺(OH)₂ + H₂⁰

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

Например, магний реагирует с соляной кислотой:

2Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочноземельных металлов с концентрированной серной кислотой образуется сера.

Например, при взаимодействии кальция с концентрированной серной кислотой образуется сульфат кальция, сера и вода:

4Ca + 5H₂SO₄₍_конц_.) → 4CaSO₄ + S + 5H₂O

2.4. Щелочноземельные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии кальция и магния с концентрированной или разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

4Ca + 10HNO_{3 (конц)} → N₂O + 4Сa(NO₃)₂ + 5H₂O

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

4Ba + 10HNO₃ → 4Ba(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

2.5. Щелочноземельные металлы могут восстанавливать некоторые неметаллы (кремний, бор, углерод) из оксидов.

Например, при взаимодействии кальция с оксидом кремния (IV) образуются кремний и оксид кальция:

2Ca + SiO₂ → 2CaO + Si

Магний горит в атмосфере углекислого газа. При этом образуется сажа и оксид магния:

2Mg + CO₂ → 2MgO + C

2.6. В расплаве щелочноземельные металлы могут вытеснять менее активные металлы из солей и оксидов. Обратите внимание! В растворе щелочноземельные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, кальций вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Ca + CuCl₂ → CaCl₂ + Cu

Оксиды щелочноземельных металлов

Способы получения

1. Оксиды щелочноземельных металлов можно получить из простых веществ — окислением металлов кислородом:

2Ca + O₂ → 2CaO

2. Оксиды щелочноземельных металлов можно получить термическим разложением некоторых кислородсодержащих солей — карбонатов, нитратов.

Например, карбонат кальция разлагается на оксид кальция, оксид азота (IV) и кислород:

2Ca(NO₃)₂ → 2CaO + 4NO₂ + O₂

MgCO₃ → MgO + CO₂

СаСО₃ → СаО + СО₂

3. Оксиды магния и бериллия можно получить термическим разложением гидроксидов:

Mg(OH)₂ → MgO + H₂O

Химические свойства

Оксиды кальция, стронция, бария и магния — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой. Оксид бериллия — амфотерный.

1. Оксиды кальция, стронция, бария и магния взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Например, оксид магния взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната магния:

MgO + CO₂ → MgCO₃

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

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

CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

3. Оксиды кальция, стронция и бария активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

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

CaO + H₂O → 2Ca(OH)₂

Оксид магния реагирует с водой при нагревании:

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

Оксид бериллия не взаимодействует с водой.

4. Оксид бериллия взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

При взаимодействии оксида бериллия с щелочами в расплаве или с основными оксидами образуются соли-бериллаты.

Например, оксид натрия реагирует с оксидом бериллия с образованием бериллата натрия:

Na₂O + BeO → Na₂BeO₂

Например, гидроксид натрия реагирует с оксидом бериллия в расплаве с образованием бериллата натрия:

2NaOH + BeO → Na₂BeO₂ + H₂O

При взаимодействии оксида бериллия с щелочами в растворе образуются комплексные соли.

Например, оксид бериллия реагирует с гидроксидом калия с растворе с образованием тетрагидроксобериллата калия:

2NaOH + BeO + H₂O → Na₂[Be(OH)₄]

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Способы получения

1. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих оксидов с водой.

Например, оксид кальция (негашеная известь) при взаимодействии с водой образует гидроксид кальция (гашеная известь):

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании:

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

2. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих металлов с водой.

Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:

2Ca + 2H₂O → 2Ca(OH)₂ + H₂

Магний взаимодействует с водой только при кипячении:

2Mg + 2H₂O → 2Mg(OH)₂ + H₂

3. Гидроксиды кальция и магния можно получить при взаимодействии солей кальция и магния с щелочами.

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

Ca(NO₃)₂ + 2KOH → Ca(OH)₂↓ + 2KNO₃

Химические свойства

1. Гидроксиды кальция, стронция и бария реагируют с всеми кислотами (и сильными, и слабыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Гидроксид магния взаимодействует только с сильными кислотами.

Например, гидроксид кальция с соляной кислотой реагирует с образова-нием хлорида кальция:

Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O

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

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

Ba(OH)₂₍_{избыток}₎ + CO₂ → BaCO₃ + H₂O

Ba(OH)₂ + 2CO₂₍_{избыток}₎ → Ba(HCO₃)₂

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

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

Ba(OH)₂ + Al₂O₃ → Ba(AlO₂)₂ + H₂O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Ba(OH)₂ + Al₂O₃ + 3H₂O → Ba[Al(OH)₄]₂

4. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

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

Ca(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ → 2CaCO₃ + 2H₂O

5. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода). Взаимодействие щелочей с неметаллами подробно рассмотрено в статье про щелочные металлы.

6. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:

Ca(OH)₂ + Zn → CaZnO₂ + H₂

В растворе образуются комплексная соль и водород:

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

7. Гидроксиды кальция, стронция и бария вступают в обменные реакции с растворимыми солями. Как правило, с этими гидроксидами реагируют растворимые соли тяжелых металлов (в ряду активности расположены правее алюминия), а также растворимые карбонаты, сульфиты, силикаты, и, для гидроксидов стронция и бария — растворимые сульфаты.

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом бария с образованием хлорида бария и осадка гидроксида железа (II):

Ba(OH)₂ + FeCl₂ = BaCl₂+ Fe(OH)₂↓

Также с гидроксидами кальция, стронция и бария взаимодействуют соли аммония.

Например, при взаимодействии бромида аммония и гидроксида кальция образуются бромид кальция, аммиак и вода:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + 2H₂O + CaCl₂

8. Гидроксид кальция разлагается при нагревании до 580^оС, гидроксиды магния и бериллия разлагаются при нагревании:

Mg(OH)₂ → MgO + H₂O

9. Гидроксиды кальция, стронция и бария проявляют свойства сильных оснований. В воде практически полностью диссоциируют, образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺ + 2OH^—

Гидроксид магния — нерастворимое основание. Гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства.

10. Гидроксид и бериллия взаимодействует с щелочами. В расплаве образуются соли бериллаты, а в растворе щелочей — комплексные соли.

Например, гидроксид бериллия реагирует с расплавом гидроксида натрия:

Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂BeO₂ + 2H₂O

При взаимодействии гидроксида бериллия с избытком раствора щелочи образуется комплексная соль:

Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Be(OH)₄]

Соли щелочноземельных металлов

Нитраты щелочноземельных металлов

Нитраты кальция, стронция и бария при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат магния. Он разлагается на оксид магния, оксид азота (IV) и кислород.

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

Ca(NO₃)₂ → Ca(NO₂)₂ + O₂

Карбонаты щелочноземельных металлов

1. Карбонаты щелочноземельных металлов при нагревании разлагаются на оксид и углекислый газ.

Например, карбонат кальция разлагается при температуре 1200^оС на оксид кальция и углекислый газ:

CaCO₃ → CaO + CO₂

2. Карбонаты щелочноземельных металлов под действием воды и углекислого газа превращаются в растворимые в воде гидрокарбонаты.

Например, карбонат кальция взаимодействует с углекислым газом и водой с образованием гидрокарбоната кальция:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

3. Карбонаты щелочноземельных металлов взаимодействуют с более сильными кислотами с образованием новой соли, углекислого газа и воды.

Более сильные кислоты вытесняют менее сильные из солей.

Например, карбонат магния взаимодействует с соляной кислотой:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑+ H₂O

4. Менее летучие оксиды вытесняют углекислый газ из карбонатов при сплавлении. К менее летучим, чем углекислый газ, оксидам относятся твердые оксиды — оксид кремния (IV), оксиды амфотерных металлов.

Менее летучие оксиды вытесняют более летучие оксиды из солей при сплавлении.

Например, карбонат кальция взаимодействует с оксидом алюминия при сплавлении:

CaCO₃ + Al₂O₃ → Ca(AlO₂)₂ + CO₂↑

Жесткость воды

Постоянная и временная жесткость

Жесткость воды — это характеристика воды, обусловленная содержанием в ней растворенных солей щелочноземельных металлов, в основном кальция и магния (солей жесткости).

Временная (карбонатная) жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция Ca(HCO₃)₂ и магния Mg(HCO₃)₂ в воде.

Постоянная (некарбонатная) жесткость обусловлена присутствием солей, не выделяющихся при кипячении из раствора: хлоридов (CaCl₂) и сульфатов (MgSO₄) кальция и магния.

Способы устранения жесткости

Существуют химические и физические способы устранения жесткости. Химические способы устранения временной жесткости:

1. Кипячение. При кипячении гидрокарбонаты кальция и магния распадаются на нерастворимые карбонаты, углекислый газ и воду:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + CO₂ + H₂O

2. Добавление извести (гидроксида кальция). При добавлении щелочи растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2H₂O

Химические способы устранения постоянной жесткости — реакции ионного обмена, которые позволяют осадить ионы кальция и магния из раствора:

1. Добавление соды (карбоната натрия). Карбонат натрия связывает ионы кальция и магния в нерастворимые карбонаты:

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓+ 2NaCl

2. Добавление фосфатов. Фосфаты также связывают ионы кальция и магния:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

Щелочноземельные металлы, подготовка к ЕГЭ по химии

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²:

Be — 2s²
Mg — 3s²
Ca — 4s²
Sr — 5s²
Ba — 6s²
Ra — 7s²

Природные соединения

В природе щелочноземельные металлы встречаются в виде следующих соединений:

Be — BeO*Al₂O₃*6SiO₂ — берилл
Mg — MgCO₃ — магнезит, MgO*Al₂O₃ — шпинель, 2MgO*SiO₂ — оливин
Ca — CaCO₃ — мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO₄*2H₂O — гипс, CaF₂ — флюорит

Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

MgCl₂ → (t) Mg + Cl₂ (электролиз расплава)

CaO + Al → Al₂O₃ + Ca (алюминотермия — способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)

MgBr₂ + Ca → CaBr₂ + Mg

Химические свойства

Реакции с водой

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании.

Ca + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

Реакции с кислотами

Щелочноземельные металлы — активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот:

Ba + HCl → BaCl₂ + H₂

Реакции с неметаллами

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I), серой. Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

Mg + O₂ → MgO (оксид магния)

Ca + I₂ → CaI₂ (йодид кальция)

Mg + S → MgS (сульфид магния)

При нагревании реагируют с азотом, водородом и углеродом.

Ca + N₂ → (t) Ca₃N₂ (нитрид кальция)

Ca + H₂ → (t) CaH₂ (гидрид кальция)

Ba + C → (t) BaC₂ (карбид бария)

С оксидами других металлов

Ba + TiO₂ → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Получение

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

MgCO₃ → (t) MgO + CO₂

Ca(NO₃)₂ → (t 2)₂ + O₂

Ca(NO₃)₂ → (t > 560°C) CaO + O₂ + NO₂

Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Химические свойства

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO — амфотерного оксида.

Реакции с кислотами и кислотными оксидами

BaO + HCl → BaCl₂ + H₂O

CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O

MgO + SO₃ → MgSO₄

CaO + CO₂ → CaCO₃

CaO + SiO₂ → CaSiO₃

Реакция с водой

В нее вступают все, кроме оксида бериллия.

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

Амфотерный оксид бериллия

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

BeO + HCl → BeCl₂ + H₂O

BeO + NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)

Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:

BeO + NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)

BeO + Na₂O → Na₂BeO₂

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия — амфотерного гидроксида.

Получение

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)₂)

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Химические свойства

Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + H₂O

Ca(OH)₂ + 2CO₂ → Ca(HCO₃)₂

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

Реакция с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + NaOH

Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.

Be(OH)₂ + HCl → BeCl₂ + H₂O

Be(OH)₂ + NaOH → Na₂[Be(OH)₄]

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящая от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить — каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках — CaCO₃ — бесспорное доказательство устранения жесткости:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + CO₂ + H₂O

Также временную жесткость можно устранить, добавив Na₂CO₃ в воду:

Ca(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + NaHCO₃

С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na₂CO₃:

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + NaCl

MgSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O → [Mg(OH)]₂CO₃↓ + CO₂↑ + Na₂SO₄

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Химические свойства щелочных металлов.

Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:

М⁰ – 1 e → М⁺¹

Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.

Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

с кислородом

Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.

Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:

4Li + O₂ = 2Li₂O

Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na₂O₂:

2Na + O₂ = Na₂O₂,

а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO₂:

K + O₂ = KO₂

Rb + O₂ = RbO₂

с галогенами

Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:

2Li + Br₂ = 2LiBr бромид лития

2Na + I₂ = 2NaI иодид натрия

2K + Cl₂ = 2KCl хлорид калия

с азотом

Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:

6Li + N₂ = 2Li₃N нитрид лития

6K + N₂ = 2K₃N нитрид калия

с фосфором

Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:

3Na + P = Na₃Р фосфид натрия

3K + P = K₃Р фосфид калия

с водородом

Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:

Н₂ + 2K = 2KН^-1гидрид калия

Н₂ + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:

S + 2K = K₂S сульфид калия

S + 2Na = Na₂S сульфид натрия

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

с водой

Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:

2HOH + 2Na = 2NaOH + H₂↑

2K + 2HOH = 2KOH + H₂↑

Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

2Na + 2C₂H₅Cl → 2NaCl + C₄H₁₀

2Na + 2C₆H₅Br → 2NaBr + C₆H₅–C₆H₅

со спиртами и фенолами

ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:

2CH₃OH + 2К = 2CH₃OК + H₂↑

метилат калия

2C₆H₅OH + 2Na = 2C₆H₅ONa + H₂

фенолят натрия

Дополните уравнения реакций щелочных металлов с различными

Общие химические свойства. Дополните уравнения реакций щелочных металлов с различными соединениями, записав окислительно-восстановительный баланс к ним.

1) 2M + O₂ ⟶ M₂O₂
M⁰ — 1ē ⟶ M⁺	1	2	2
O₂⁰ + 2ē ⟶ 2O^—	2	2	1

2) 2M + Cl₂ ⟶ 2MCl
M⁰ — 1ē ⟶ M⁺	1	2	2
Cl₂⁰ + 2ē ⟶ 2Cl^—	2	2	1

но 4Li + O₂ ⟶ 2Li₂O
Li⁰ — 1ē ⟶ Li⁺	1	4	4
O₂⁰ + 4ē ⟶ 2O^-2	4	4	1

3) 6M + N₂ ⟶ 2M₃N
M⁰ — 1ē ⟶ M⁺	1	6	6
N₂⁰ + 6ē ⟶ 2N^-3	6	6	1

4) 2M + 2HOH ⟶ 2MOH + H₂↑
M⁰ — 1ē ⟶ M⁺	1	2	2
2H⁺ + 2ē ⟶ H₂⁰	2	2	1

Элементы группы 1: щелочные металлы

Содержание

Элементы

группы 1 известны как щелочных металлов . Он включает литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). Эта группа находится в блоке s периодической таблицы. Они известны как s Block Elements , так как их последний электрон находится на s-орбите.

Это блестящие металлы с высокой реакционной способностью.Обычно их хранят в определенных растворах, таких как масло, чтобы предотвратить реакцию с воздухом. Они настолько мягкие, что их легко разрезать ножом. Из всех щелочных металлов наиболее распространенным металлом является натрий. Франций встречается редко, поскольку он радиоактивен по природе.

Периодическая таблица элементов

Периодическая таблица представляет собой табличное расположение химических элементов, упорядоченных по их атомным номерам (числу протонов), электронным конфигурациям и повторяющимся химическим свойствам.Этот порядок показывает периодические тенденции, например элементы с аналогичным поведением в одном столбце. Он также показывает четыре прямоугольных блока с примерно одинаковыми химическими свойствами. Как правило, в одном ряду (периоде) элементы слева — это металлы, а справа — неметаллы.

Предоставлено: Wikepedia

Физические свойства щелочных металлов

Имеют металлическое соединение.
Они мягкие, с низкой плотностью, температурой плавления и кипения.
Обычно они имеют кристаллическую природу.
Испытания пламенем производят разные цвета. Испытание на пламя — это аналитический тест, используемый для обнаружения присутствия определенных металлов на основе их спектра излучения.
Электронная конфигурация всех щелочных металлов приведена ниже:

Рис.1. Электронная конфигурация щелочных металлов

При движении сверху вниз в группе атомный радиус увеличивается.
Электроотрицательность уменьшается от лития к францию. Итак, литий имеет самую высокую электроотрицательность.
Они обладают более низкой энергией первой ионизации, поскольку обладают высокой реакционной способностью.
У них более низкий эффективный ядерный заряд, если двигаться слева направо по колонне.
Они могут достичь конфигурации благородного газа после потери валентного электрона.
Точки плавления и кипения следуют тенденции: фторид> хлорид> бромид> йодид, то есть фтор имеет самую высокую точку кипения из-за своего небольшого размера.По мере увеличения размера температура кипения снижается.

Химические свойства щелочных металлов

Реакционная способность щелочных металлов увеличивается на группу:

Реакционная способность по отношению к воздуху — Поскольку они обладают высокой реакционной способностью, они образуют оксидный слой при воздействии сухой атмосферы. Когда они подвергаются воздействию влаги, они образуют гидроксиды. Литий образует монооксид, натрий образует перекись, а другие образуют перекись. Форма оксидов и перекиси бесцветна, но супероксиды красочны.

4 Li + O → 2Li O (оксид)

К + О ₂ → КО ₂

Реакционная способность по отношению к воде — Щелочные металлы образуют гидроксид и дигидроген при реакции с водой. Гидроксиды представляют собой белые кристаллические твердые вещества.

Рис. 3. Реакционная способность щелочных металлов с водой

Реакционная способность по отношению к двухводородным атомам — Щелочные металлы реагируют с двухводородом при температуре около 673 К с образованием гидридов.Все гидриды щелочных металлов представляют собой твердые ионные вещества с высокими температурами плавления.
Реакционная способность по отношению к галогенам — Щелочные металлы активно реагируют с галогенами с образованием ионных галогенидов. Это связано с более низкими энергиями первой ионизации. Галогениды лития ковалентны по своей природе. Это связано с высокой поляризационной способностью иона лития.

2Na (с) + Cl ₂ (г) → 2NaCl (с)

Восстановительная природа щелочных металлов — Это очень сильные восстановители.Литий — самый сильный восстановитель, тогда как натрий — самый слабый восстановитель. Литий, будучи небольшим по размеру, имеет самую высокую энтальпию гидратации.
Растворы в жидком аммиаке — Все щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке с образованием темно-синих растворов. В результате этой реакции образуются ионы, которые по своей природе являются проводящими. Синий цвет раствора обусловлен образованием аммонизированного электрона, который поглощает энергию в видимой области света. Это придает раствору синий цвет.Растворы парамагнитны (свободные электроны).

M + (x + y) NH ₃ → [M (NH ₃) _x] + + [e (NH ₃) _y] ^—

Взаимодействие с оксо- кислотами- Все щелочные металлы образуют соли с оксокислотами. Оксокислота — это соединение с водородом, кислородом и, по крайней мере, одним другим элементом, которое может диссоциировать с образованием иона водорода.

Рис. 4. Оксокислоты

Использование щелочных металлов

Литий используется для изготовления сплавов.
Литий также используется в термоядерных реакциях. Он также используется в электрохимических ячейках.
Натрий жидкий используется в качестве теплоносителя в ядерных реакторах.
Калий используется в биологических системах, таких как открытие и закрытие устьиц.
Гидроксид калия используется как поглотитель углекислого газа.
Хлорид калия используется в качестве удобрения в сельском хозяйстве.

Посмотрите это видео, чтобы получить дополнительную информацию

Другие показания

Элементы группы 1: щелочные металлы

Образцы экзаменационных работ NEET и AIIMS

Металлы, металлоиды и неметаллы — группы классификации элементов

Элементы периодической таблицы можно разделить на три различные группы: металлы, металлоиды и неметаллы.

В этой периодической таблице показаны три различные группы элементов. Металлоидная группа отделяет металлы от неметаллов. Элементы слева — это металлы, а неметаллы — справа. Исключение составляет элемент водород. Водород обладает свойствами неметалла при нормальных температурах и давлениях и щелочного металла при чрезвычайно высоком давлении.

В некоторых периодических таблицах есть зигзагообразная линия, чтобы различать металлы и металлоиды. Линия начинается ниже бора (B) и проходит между висмутом (Bi) и полонием (Po) или вниз между ливерморием (Lv) и теннессином (Ts).На самом деле металлы вблизи линии часто проявляют неметаллические свойства, а неметаллы имеют какой-то металлический характер.

Свойства металлов

Большинство элементов — металлы. Металлы включают группы щелочных металлов, щелочноземельных металлов, переходных металлов, основных металлов, лантаноидов и актинидов. Металлы обладают следующими свойствами:

Твердое тело при комнатной температуре (за исключением ртути)
Обычно блестящее, с металлическим блеском
Высокая температура плавления
Хорошая проводимость тепла
Хорошая проводимость электричества
Податливый — способный для измельчения в листы
Пластичный — можно натянуть на проволоку
Высокая плотность (исключения: литий, калий и натрий)
Коррозия на воздухе или в морской воде
Терять электроны в реакциях

Свойства металлоидов или полуметаллов

Металлоиды или полуметаллы обладают некоторыми свойствами металлов и некоторыми неметаллами.Металлоиды обычно имеют несколько форм или аллотропов с очень разными свойствами. Характеристики металлоидов включают:

Может быть тусклым или блестящим
Проводить тепло и электричество, но не так хорошо, как металлы
Хорошие полупроводники
Обычно пластичные
Обычно пластичные
Могут как приобретать, так и терять электроны в реакциях

Свойства неметаллов

Неметаллы включают группу неметаллов, а также галогены и благородные газы.Свойства неметаллов включают:

Тусклый, не блестящий
Плохой проводник тепла
Плохой проводник электричества
Не ковкий или пластичный, обычно хрупкий
Более низкая плотность (по сравнению с металлами)
Более низкая точка плавления и кипения баллов (по сравнению с металлами)
Получение электронов в реакциях

Периодическая таблица: металлы, неметаллы и металлоиды

Образование
Наука
Химия
Периодика Таблица: Металлы, неметаллы и металлоиды

Используя таблицу Менделеева, вы можете классифицировать элементы разными способами.Один из полезных способов — металлы, неметаллы и металлоиды. Таблица Менделеева разделена на семьи и периоды.

Металлы

В периодической таблице вы можете увидеть ступенчатую линию, начинающуюся с бора (B), атомный номер 5, и заканчивающуюся до полония (Po), атомный номер 84. За исключением германия (Ge) и сурьмы ( Sb), все элементы слева от этой строки можно отнести к металлам .

Эти металлы обладают свойствами, которые обычно ассоциируются с металлами, с которыми вы сталкиваетесь в повседневной жизни:

Они твердые (за исключением ртути, Hg, жидкость).
Они блестящие, хорошо проводят электричество и тепло.
Это d uctile (их можно протянуть в тонкую проволоку).
Они ковкие (их легко забить на очень тонкие листы).

Все эти металлы легко теряют электроны. На следующем рисунке показаны металлы.

Металлы в периодической таблице.

Щелкните здесь, чтобы просмотреть эту таблицу.

Неметаллы

За исключением элементов, граничащих со ступенчатой линией, элементы справа от линии классифицируются как неметаллы (вместе с водородом). Неметаллы обладают свойствами, противоположными свойствам металлов.

Неметаллы — хрупкие, не податливые и не пластичные, плохо проводят тепло и электричество и имеют тенденцию приобретать электроны в химических реакциях. Некоторые неметаллы — жидкости. Эти элементы показаны на следующем рисунке.

Неметаллы в периодической таблице.

Металлоиды

Элементы, граничащие со ступенчатой линией, классифицируются как металлоиды . Металлоиды, или полуметаллы , обладают свойствами, которые напоминают нечто среднее между металлами и неметаллами.

Металлоиды, как правило, экономически важны из-за их уникальных свойств проводимости (они лишь частично проводят электричество), что делает их ценными для производства полупроводников и компьютерных микросхем. Металлоиды показаны на следующем рисунке.

Металлоиды в периодической таблице.

GCSE CHEMISTRY — Вопросы для пересмотра — Таблица Менделеева — Щелочные металлы — Переходные металлы — Галогены — Благородные газы

GCSE CHEMISTRY — Вопросы для пересмотра — Таблица Менделеева — Щелочные металлы — Переходные металлы — Галогены — Благородные газы — НАУКА GCSE.

gcsescience.com 36 gcsescience.com

Периодический Стол

Вопросы для пересмотра

Лучшее способ запомнить информацию в этой главе
это взять ручку и бумагу и записать ваши ответы
, прежде чем нажать на ссылку «Ответить», которая приведет вас к правильная страница.

Возможно, вам придется прочитать некоторые из страницу, прежде чем вы найдете ответ.
Если ответ, который вы написали, не правильно, измените это на правильный ответ
путем копирования вниз информацию из правильная страница.

The Таблица Менделеева
1	Почему Дмитрий Менделеев оставил пробелы в своей Периодической таблице?	Ответ
2	Что такое Колонка называется?	Ответ
3	Что такое Роу позвонил?	Ответ
4	Где ты найдешь Неметаллы в Периодической таблице?	Ответ
5	Что важно в Группе Номер элемента?	Ответ
6	Что такое Электронная структура калия?	Ответ

Щелочь Металлы
7	Что такое Групповой номер щелочных металлов?	Ответ
8	Почему Щелочные металлы хранятся в масле?	Ответ
9	Дайте два свойства щелочи Металлы?	Ответ
10	Спуск по Group, становятся ли щелочные металлы более активными?	Ответ
11	Напишите Словесное уравнение реакции, когда калий горит на воздухе.	Ответ
12	Какого цвета пламя из калия?	Ответ
13	Напишите Сбалансированное уравнение реакции, когда калий горит на воздухе.	Ответ
14	Напишите Сбалансированное уравнение реакции между натрием и водой.	Ответ
15	Напишите две вещи, которые вы бы увидели в реакции между натрием и водой.	Ответ
16	Напишите Сбалансированное уравнение реакции лития и хлора.	Ответ
17	Дайте одно свойство щелочи Металлическое соединение?	Ответ
18	Дайте одно применение натрия Хлористый?	Ответ
19	Дайте одно применение натрия Карбонат?	Ответ

Электролиз хлорида натрия в воде
20	Что такое рассол?	Ответ
21	Какой газ выходит на катоде?	Ответ
22	Какой газ выделяется на аноде?	Ответ
23	Приведите ионное уравнение для Газ выделяется на аноде.	Ответ
24	Почему бы тебе не получить Металлический натрий на катоде?	Ответ
27	Какое вещество остается в растворе после электролиза?	Ответ
28	Дайте одно использование этого вещества?

Металлы

Металлы

Металлы составляют около двух третей всех элементов и около 24% массы планеты.Металлы обладают полезными свойствами, включая прочность, пластичность, высокую температуру плавления, термическую и электрическую проводимость и ударную вязкость. Из таблицы Менделеева видно, что большое количество элементов классифицируется как металл. Ниже представлены некоторые из распространенных металлов и их типичное использование.

Обычные металлические материалы

Железо / Сталь — Стальные сплавы используются для приложений, критических по прочности
Алюминий — Алюминий и его сплавы используются, потому что их легко формировать, они легко доступны, недороги и пригодны для вторичной переработки.
Медь — Медь и медные сплавы обладают рядом свойств, которые делают их полезными, включая высокую электрическую и теплопроводность, высокую пластичность и хорошую коррозионную стойкость.
Титан — титановые сплавы используются для обеспечения прочности при более высоких температурах (~ 1000 ° F), когда вес компонентов является проблемой или когда требуется хорошая коррозионная стойкость. Никель
— Никелевые сплавы используются при еще более высоких температурах (~ 1500-2000 ° F) или когда требуется хорошая коррозионная стойкость.
Огнеупорные материалы используются при самых высоких температурах (> 2000 ° F).

Ключевой особенностью, которая отличает металлы от неметаллов, является их связь. В металлических материалах есть свободные электроны, которые могут легко перемещаться от одного атома к другому. Существование этих свободных электронов имеет ряд серьезных последствий для свойств металлических материалов. Например, металлические материалы имеют тенденцию быть хорошими электрическими проводниками, потому что свободные электроны могут свободно перемещаться внутри металла.Подробнее о структуре металлов мы поговорим позже.

Периодическая таблица элементов и химия

Chemicool

Группа

Период
1

¹
H

²
He

³
Li

⁴
Be

⁵
B

⁶
С

⁷
N

⁸
O

⁹
Факс

¹⁰
Ne

¹¹
Na

¹²
мг

¹³
Al

¹⁴
Si

¹⁵
п.

¹⁶
S

¹⁷
Класс

¹⁸
Ar

¹⁹
К

²⁰
Ca

²¹
Sc

²²
Ti

²³
В

²⁴
Cr

²⁵
Mn

²⁶
Fe

²⁷
Co

²⁸
Ni

²⁹
Cu

³⁰
Zn

³¹
Ga

³²
Ge

³³
Как

³⁴
SE

³⁵
Br

³⁶
Kr

³⁷
Rb

³⁸
Sr

³⁹
Y

⁴⁰
Zr

⁴¹
Nb

⁴²
Пн

⁴³
TC

⁴⁴
Ру

⁴⁵
Rh

⁴⁶
Pd

⁴⁷
Ag

⁴⁸
КД

⁴⁹
В

⁵⁰
Sn

⁵¹
Сб

⁵²
Te

⁵³
I

⁵⁴
Xe

⁵⁵
CS

⁵⁶
Ba

^57-71

⁷²
Hf

⁷³
Ta

⁷⁴
Вт

⁷⁵
Re

⁷⁶
Ос

⁷⁷
Ir

⁷⁸
Pt

⁷⁹
Au

⁸⁰
Hg

⁸¹
Tl

⁸²
Pb

⁸³
Bi

⁸⁴
Po

⁸⁵
при

⁸⁶
Rn

⁸⁷
Fr

Открытый урок по химии в 9 классе по теме «Щелочные металлы»

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Физические свойства

Нахождение в природе

Способы получения

Качественные реакции

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов

Способы получения

Химические свойства

Пероксиды щелочных металлов

Химические свойства

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

Способы получения

Химические свойства

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Щелочноземельные металлы и их соединения

Элементы II группы главной подгруппы

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение и закономерности изменения свойств

Физические свойства

Нахождение в природе

Способы получения

Качественные реакции

Химические свойства

Оксиды щелочноземельных металлов

Способы получения

Химические свойства

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Способы получения

Химические свойства

Соли щелочноземельных металлов

Нитраты щелочноземельных металлов

Карбонаты щелочноземельных металлов

Жесткость воды

Постоянная и временная жесткость

Способы устранения жесткости

Щелочноземельные металлы, подготовка к ЕГЭ по химии

Общая характеристика

Природные соединения

Получение

Химические свойства

Оксиды щелочноземельных металлов

Получение

Химические свойства

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Получение

Химические свойства

Жесткость воды

Химические свойства щелочных металлов.

Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

с кислородом

с галогенами

с азотом

с фосфором

с водородом

с серой

с водой

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

со спиртами и фенолами

Дополните уравнения реакций щелочных металлов с различными

Элементы группы 1: щелочные металлы

Элементы группы 1: щелочные металлы

Содержание

Периодическая таблица элементов

Физические свойства щелочных металлов

Химические свойства щелочных металлов

Использование щелочных металлов

Образцы экзаменационных работ NEET и AIIMS

Металлы, металлоиды и неметаллы — группы классификации элементов

Похожие сообщения

Периодическая таблица: металлы, неметаллы и металлоиды

Металлы

Неметаллы

Металлоиды

GCSE CHEMISTRY — Вопросы для пересмотра — Таблица Менделеева — Щелочные металлы — Переходные металлы — Галогены — Благородные газы