Чи взаємодіють лужноземельні метали із хлором. Лужноземельні метали (9-й клас). Знаходження у природі

IIA група містить лише метали – Be (берилій), Mg (магній), Ca (кальцій), Sr (стронцій), Ba (барій) та Ra (радій). Хімічні властивості першого представника цієї групи - берилію - найбільш сильно відрізняються від хімічних властивостей інших елементів цієї групи. Його хімічні властивості багато в чому навіть більше схожі на алюміній, ніж на інші метали IIA групи (так звану «діагональну подібність»). Магній же за хімічними властивостями теж помітно відрізняється від Ca, Sr, Ba і Ra, але має з ними набагато більше подібних хімічних властивостей, ніж з бериллієм. У зв'язку зі значною подібністю хімічних властивостей кальцію, стронцію, барію та радію їх об'єднують в одну родину, звану лужноземельними металами.

Всі елементи групи IIA відносяться до s-Елементів, тобто. містять усі свої валентні електрони на s-підрівні. Таким чином, електронна конфігурація зовнішнього електронного шару всіх хімічних елементів цієї групи має вигляд ns 2 , де n- Номер періоду, в якому знаходиться елемент.

Внаслідок особливостей електронної будовиметалів IIA групи, дані елементи, крім нуля, здатні мати лише один єдиний ступінь окислення, що дорівнює +2. Прості речовини, утворені елементами IIA групи, за участю будь-яких хімічних реакціях здатні лише окислюватися, тобто. віддавати електрони:

Ме 0 – 2e — → Ме +2

Кальцій, стронцій, барій і радій мають дуже високу хімічну активність. Прості речовини, утворені ними є дуже сильними відновниками. Також сильним відновником є ​​магній. Відновлювальна активність металів підпорядковується загальним закономірностям періодичного закону Д.І. Менделєєва і збільшується вниз підгрупою.

Взаємодія з простими речовинами

з киснем

Без нагрівання берилій і магній не реагують ні з киснем повітря, ні з чистим киснем через те, що покриті тонкими захисними плівками, що складаються відповідно з оксидів BeO і MgO. Їх зберігання не вимагає будь-яких особливих методівзахисту від повітря та вологи, на відміну від лужноземельних металів, які зберігають під шаром інертної по відношенню до них рідини, найчастіше гасу.

Be, Mg, Ca, Sr при горінні в кисні утворюють оксиди складу MeO, а Ba – суміш оксиду барію (BaO) та пероксиду барію (BaO 2):

2Mg + O 2 = 2MgO

2 Ca + O 2 = 2 CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Слід зазначити, що при горінні лужноземельних металів і магнію на повітрі побічно протікає також реакція цих металів з азотом повітря, в результаті якої, крім сполук металів з киснем, утворюються нітриди з загальною формулою Me 3 N 2 .

з галогенами

Берилій реагує з галогенами тільки при високих температурах, а решта металів IIA групи - вже при кімнатній температурі:

Мg + I 2 = MgI 2 - іодид магнію

Са + Br 2 = СаBr 2 - бромід кальцію

+ Cl 2 = Cl 2 - хлорид барію

з неметалами IV-VI груп

Всі метали IIA групи реагують при нагріванні з усіма неметалами IV-VI груп, але в залежності від положення металу в групі, а також активності неметалів потрібний різний ступінь нагрівання. Оскільки берилій є серед усіх металів IIA групи найбільш хімічно інертним, при проведенні його реакцій з неметалами потрібно суттєво б. пробільша температура.

Слід зазначити, що з реакції металів з вуглецем можуть утворюватися карбіди. різної природи. Розрізняють карбіди, що відносяться до метанідів і умовно похідними метану, в якому всі атоми водню заміщені на метал. Вони так само, як і метан, містять вуглець у ступені окислення -4, і при їх гідроліз або взаємодії з кислотами-неокислювачами одним з продуктів є метан. Також існує інший тип карбідів - ацетиленіди, які містять іон C 2 2 - фактично є фрагментом молекули ацетилену. Карбіди типу ацетиленідів при гідролізі або взаємодії з кислотами-неокислювачами утворюють ацетилен як один із продуктів реакції. Те, який тип карбіду - метанід або ацетиленід - вийде при взаємодії того чи іншого металу з вуглецем, залежить від розміру катіону металу. З іонами металів, що мають малим значенням радіуса, утворюються, як правило, метаніди, з іонами більше великого розміру- Ацетиленіди. У разі металів другої групи метанід виходить при взаємодії берилію з вуглецем:

Інші метали II А групи утворюють з вуглецем ацетиленіди:

З кремнієм метали IIA групи утворюють силіциди – сполуки виду Me 2 Si, з азотом – нітриди (Me 3 N 2), фосфором – фосфіди (Me 3 P 2):

з воднем

Усі лужноземельні метали реагують під час нагрівання з воднем. Для того щоб магній прореагував з воднем, одного нагріву, як у випадку з лужноземельними металами, недостатньо, потрібно, крім високої температури, також і підвищений тискводню. Берилій не реагує з воднем за жодних умов.

Взаємодія зі складними речовинами

з водою

Усі лужноземельні метали активно реагують з водою з утворенням лугів (розчинних гідроксидів металів) та водню. Магній реагує з водою лише при кип'ятінні внаслідок того, що при нагріванні у воді розчиняється оксидна захисна плівка MgO. У разі берилію захисна оксидна плівка дуже стійка: з ним вода не реагує ні при кип'ятінні, ні навіть за температури червоного гартування:

з кислотами-неокислювачами

Усі метали головної підгрупи II групи реагують з кислотами-неокислювачами, оскільки знаходяться в ряду активності лівіше водню. При цьому утворюються сіль відповідної кислоти та водень. Приклади реакцій:

Ве + Н 2 SO 4(розб.) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

з кислотами-окислювачами

− розведеною азотною кислотою

З розведеною азотною кислотою реагують усі метали групи IIA. При цьому продуктами відновлення замість водню (як у разі кислот-неокислювачів) є оксиди азоту, переважно оксид азоту (I) (N 2 O), а у разі сильно розведеної азотної кислоти – нітрат амонію (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3 ( розб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3 (сильно розб.)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− концентрованою азотною кислотою

Концентрована азотна кислота за нормальної (чи низької) температурі пасивує берилій, тобто. у реакцію з не вступає. При кип'ятінні реакція можлива і протікає переважно відповідно до рівняння:

Магній та лужноземельні метали реагують із концентрованою азотною кислотою з утворенням великого спектру різних продуктів відновлення азоту.

− концентрованою сірчаною кислотою

Берилій пасивується концентрованою сірчаною кислотою, тобто. не реагує з нею у звичайних умовах, проте реакція протікає при кип'ятінні і призводить до утворення сульфату берилію, діоксиду сірки та води:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Барій також пасивується концентрованою сірчаною кислотою внаслідок утворення нерозчинного сульфату барію, але реагує з нею при нагріванні, сульфат барію розчиняється при нагріванні в концентрованій сірчаній кислоті завдяки його перетворенню на гідросульфат барію.

Інші метали головної IIA групи реагують із концентрованою сірчаною кислотою за будь-яких умов, у тому числі на холоді. Відновлення сірки може відбуватися до SO 2 , H 2 S і S залежно від активності металу, температури проведення реакції та концентрації кислоти:

Mg + H 2 SO 4 ( кінець .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4 ( кінець .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4 ( кінець .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

з лугами

Магній та лужноземельні метали з лугами не взаємодіють, а берилій легко реагує як розчинами лугів, так і безводними лугами при сплавленні. При цьому при здійсненні реакції у водному розчині реакції бере участь також і вода, а продуктами є тетрагидроксобериллаты лужних або лужноземельних металів і газоподібний водень:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - тетрагідроксоберилату калію

При здійсненні реакції з твердою лугом при сплавленні утворюються берилати лужних або лужноземельних металів та водень

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 берилат калію

з оксидами

Лужноземельні метали, а також магній можуть відновлювати менш активні метали та деякі неметали з їх оксидів при нагріванні, наприклад:

Метод відновлення металів із їх оксидів магнієм називають магнієтермією.

Лужноземельні метали є елементами, які відносяться до другої групи періодичної таблиці. Сюди можна віднести такі речовини, як кальцій, магній, барій, берилій, стронцій та радій. Назва цієї групи свідчить, що у воді вони дають лужну реакцію.

Лужні та лужноземельні метали, а точніше їх солі, широко поширені у природі. Вони представлені мінералами. Винятком є ​​радій, що вважається досить рідкісним елементом.

Всі перераховані вище метали мають деякі загальні якості, які дозволили об'єднати в одну групу.

Лужноземельні метали та їх фізичні властивості

Практично всі ці елементи є твердими речовинами сірого кольору (принаймні, за нормальних умов і до речі, фізичні властивості трохи відрізняються — ці речовини хоч і досить стійкі, але легко піддаються впливу.

Цікаво, що з порядковим номером у таблиці зростає такий показник металу, як щільність. Наприклад, у цій групі найменший показник має кальцій, у той час як радій за щільністю схожий із залізом.

Лужноземельні метали: хімічні властивості

Спочатку варто відзначити, що хімічна активність зростає згідно з порядковим номером таблиці Менделєєва. Наприклад, берилій є досить стійким елементом. У реакцію з киснем та галогенами вступає лише за сильного нагрівання. Те саме стосується і магнію. А от кальцій здатний повільно окислюватися вже за кімнатної температури. Інші три представники групи (радій, барій та стронцій) швидко реагують із киснем повітря вже за кімнатної температури. Саме тому зберігають ці елементи, покриваючи шаром гасу.

Активність оксидів та гідроксидів цих металів зростає за тією самою схемою. Наприклад, гідроксид берилію не розчиняється у воді і вважається амфотерною речовиною, а вважається досить сильним лугом.

Лужноземельні метали та їх коротка характеристика

Берилій є стійким металом світло-сірого кольору, що володіє високою токсичністю. Вперше елемент було виявлено ще 1798 року хіміком Вокленом. У природі існує кілька мінералів берилію, з яких найвідомішими вважаються такі: берил, фенакіт, даналіт та хризоберил. До речі, деякі ізотопи берилію мають високу радіоактивність.

Цікаво, що деякі форми берилу є цінним ювелірним камінням. Сюди можна віднести смарагд, аквамарин та геліодор.

Берилій використовують для виготовлення деяких сплавів, цей елемент застосовують для уповільнення нейтронів.

Кальцій є одним із найвідоміших лужноземельних металів. У чистому вигляді він є м'якою речовиною білого кольору з сріблястим відтінком. Вперше чистий кальцій було виділено 1808 року. У природі цей елемент є у формі таких мінералів, як мармур, вапняк і гіпс. Кальцій широко застосовується в сучасних технологіях. Його використовують як хімічне джерело палива, а також як вогнестійкий матеріал. Ні для кого не секрет, що сполуки кальцію використовуються при виробництві будівельних матеріалів та лікарських засобів.

Цей елемент також міститься у кожному живому організмі. В основному він відповідає за роботу рухового апарату.

Магній є легким і досить ковким металом з характерним сіруватим кольором. У чистому вигляді було виділено у 1808 році, але його солі стали відомими набагато раніше. Магній міститься в таких мінералах, як магнезит, доломіт, карналіт, кізерит. До речі, сіль магнію забезпечує величезну кількість сполук цієї речовини можна знайти в морській воді.

Відеоурок 1: Неорганічна хімія. Метали: лужні, лужноземельні, алюміній

Відеоурок 2: Перехідні метали

Лекція: Характерні хімічні властивості та отримання простих речовин - металів: лужних, лужноземельних, алюмінію; перехідних елементів (міді, цинку, хрому, заліза)

Хімічні властивості металів

Усі метали у хімічних реакціях проявляють себе, як відновники. Вони легко розлучаються з валентними електронами, при цьому окисляючись. Згадаймо, що чим лівіше розташовується метал в електрохімічному ряду напруженості, тим сильнішим відновником він є. Отже, найсильніший – це літій, найслабший – золото і навпаки, золото – найсильніший окислювач, а літій – найслабший.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→ Pt→Au

Усі метали витісняють із розчину солей інші метали, тобто. відновлюють їх. Усі, крім лужних і лужноземельних, оскільки вони взаємодіють із водою. Метали, розташовані до Н, витісняють його з розчинів розведених кислот, а розчиняються в них.

Розглянемо деякі загальні хімічні властивості металів:

• Взаємодія металів з киснем утворює основні (СаО, Na 2 O, 2Li 2 O та ін) або амфотерні (ZnO, Cr 2 O 3 Fe 2 O 3 та ін) оксиди.
• Взаємодія металів з галогенами (головна підгрупа VII групи) утворює галогеноводородні кислоти (HF – фтороводород, HCl – хлороводень та ін.).
• Взаємодія металів з неметалами утворює солі (хлориди, сульфіди, нітриди та ін.).
• Взаємодія металів з металами утворює інтерметаліди (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni та ін).
• Взаємодія активних металів з воднем утворює гідриди (NaH, CaH 2, KH та ін.).
• Взаємодія лужних та лужноземельних металів з водою утворює луги (NaOH, Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 та ін.).
• Взаємодія металів (тільки, що стоять в електрохімічному ряду до Н) з кислотами, утворює солі (сульфати, нітрити, фосфати та ін.). Слід мати на увазі, що метали реагують з кислотами досить неохоче, тоді як із основами та солями взаємодіють практично завжди. Для того щоб реакція металу з кислотою пройшла потрібно, щоб метал був активним, а кислота сильною.

Хімічні властивості лужних металів

До групи лужних металів належать такі хімічні елементи: літій (Li), натрій (Na), калій (К), рубідій (Rb), цезій (Cs), францій (Fr). З переміщенням зверху донизу групи I Періодичної таблиці їх атомні радіусизбільшуються, а отже зростають металеві та відновлювальні властивості.

Розглянемо хімічні властивості лужних металів:

• Не мають ознак амфотерності, оскільки мають негативні значення електродних потенціалів.
• Найсильніші відновники серед усіх металів.
• У сполуках виявляють лише ступінь окиснення +1.
• Віддаючи єдиний валентний електрон, атоми даних хімічних елементів перетворюються на катіони.
• Утворюють численні іонні сполуки.
• Майже всі розчиняються у воді.

Взаємодія лужних металів з іншими елементами:

1. З киснем, утворюючи індивідуальні сполуки, оксид утворює тільки літій (Li 2 O), натрій утворює пероксид (Na 2 O 2), а калій, рубідій і цезій - надпероксиди (KO 2 , RbO 2 , CsO 2).

2. З водою, утворюючи луги та водень. Пам'ятайте, ці реакції вибухонебезпечні. Без вибуху з водою реагує лише літій:

2Li + 2Н 2 Про → 2LiO Н + Н 2 .

3. З галогенами, утворюючи галогеніди (NaCl – хлорид натрію, NaBr – бромід натрію, NaI – йодид натрію та ін.).

4. З воднем при нагріванні, утворюючи гідриди (LiH, NaH та ін.)

5. З сіркою при нагріванні, утворюючи сульфіди (Na 2 S, K 2 S та ін). Вони безбарвні і добре розчиняються у воді.

6. З фосфором при нагріванні, утворюючи фосфіди (Na 3 P, Li 3 P та ін), дуже чутливі до вологи та повітря.

7. З вуглецем при нагріванні карбіди утворюють тільки літій і натрій (Li 2 CO 3 Na 2 CO 3), тоді як калій, рубідій і цезій не утворюють карбідів, вони утворюють бінарні сполуки з графітом (C 8 Rb, C 8 Cs та ін) .

8. З азотом за звичайних умов реагує лише літій, утворюючи нітрид Li 3 N, з рештою лужних металів реакція можлива тільки при нагріванні.

9. З кислотами реагують із вибухом, тому проведення таких реакцій є дуже небезпечним. Дані реакції проходять неоднозначно, тому що лужний метал активно реагує з водою, утворюючи луг, який потім нейтралізується кислотою. Таким чином створюється конкуренція між лугом та кислотою.

10. З аміаком, утворюючи аміди - аналоги гідроксидів, але сильніші підстави (NaNH 2 - амід натрію, KNH 2 - амід калію та ін.).

11. Зі спиртами, утворюючи алкоголяти.

Францій – радіоактивний лужний метал, один із рідкісних та найменш стійких серед усіх радіоактивних елементів. Його хімічні властивості вивчені недостатньо.

Одержання лужних металів:

Для отримання лужних металів використовують переважно електроліз розплавів їх галогенідів, найчастіше - хлоридів, що утворюють природні мінерали:

• NaCl → 2Na + Cl2.

Є й інші способи одержання лужних металів:
Натрій також можна отримати, прожарюючи соду з вугіллям у закритих тиглях:

• Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.

Відомий спосіб отримання літію з його оксиду у вакуумі при 300°З:

• 2Li 2 O + Si + 2CaO → 4Li + Ca 2 SiO 4 .

Калій одержують, пропускаючи пари натрію через розплав хлориду калію при 800°С, пари калію, що виділяють, конденсують:

• KCl + Na → K + NaCl.

Хімічні властивості лужноземельних металів

До лужноземельних металів відносяться елементи головної підгрупи II групи: кальцій (Ca), стронцій (Sr), барій (Ba), радій (Ra). Хімічна активність даних елементів зростає, як і в лужних металів, тобто. зі збільшенням вниз підгрупою.

Хімічні властивості лужноземельних металів:

Будова валентних оболонок атомів цих елементів ns2.

• Віддаючи два валентні електрони, атоми даних хімічних елементів перетворюються на катіони.
• У сполуки виявляють ступінь окиснення +2.
• Заряди ядер атомів на одиницю більше, ніж у лужних елементів тих самих періодів, що призводить до зменшення радіусу атомів та збільшення іонізаційних потенціалів.

Взаємодія лужноземельних металів з іншими елементами:

1. З киснем всі лужноземельні метали, крім барію, утворюють оксиди, барій утворює пероксид BaO 2 . З даних металів берилій і магній, покриті тонкою оксидною захисною плівкою взаємодіють з киснем тільки при дуже високих t. Основні оксиди лужноземельних металів реагують з водою, за винятком оксиду берилію BeO, що має амфотерні властивості. Реакція оксиду кальцію та води називається реакцією гасіння вапна. Якщо реагентом є CaO утворюється негашене вапно, якщо Ca(OH) 2 , гашене. Також основні оксиди реагують із кислотними оксидами та кислотами. Наприклад:

• 3 CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. З водою лужноземельні метали та його оксиди утворюють гідроксиди - білі кристалічні речовини, які проти гідроксидами лужних металів гірше розчиняються у питній воді. Гідроксиди лужноземельних металів є лугами, крім амфотерного Be(OH) ) 2 та слабкої основи Mg(OH) 2 . Оскільки берилій не реагує з водою, Be (OH ) 2 може бути отриманий іншими способами, наприклад гідролізом нітриду:

• Be 3 N 2+ 6Н 2 Про → 3 Be (OH) 2+ 2N Н3.

3. З галогенами за звичайних умов реагую все, крім берилію. Останній входить у реакцію лише за високих t. Утворюються галогеніди (MgI 2 – йодид магнію, CaI 2 – йодид кальцію, СаBr 2 – бромід кальцію та ін.).

4. З воднем реагують під час нагрівання всі лужноземельні метали, крім берилію. Утворюються гідриди (BaH 2 CaH 2 та ін). Для реагування магнію з воднем, крім високої t, потрібно ще й підвищений тиск водню.

5. З сіркою утворюють сульфіди. Наприклад:

• Сa + S → СaS.

Сульфіди служать для отримання сірчаної кислоти та відповідних металів.

6. З азотом утворюють нітриди. Наприклад:

• 3Be + N 2 → Be 3 N 2.

7. З кислотами утворюючи солі відповідної кислоти та водень. Наприклад:

• Ве + Н2SO4(розб.) → BeSO4+H2.

Ці реакції протікають так само, як і у випадку лужних металів.

Отримання лужноземельних металів:

Берилій отримують відновленням фториду:

• BeF 2 + Mg –t про → Be + MgF 2

Барій одержують відновленням оксиду:

• 3BaO + 2Al –t → 3Ba + Al 2 O 3

Інші метали отримують електролізом розплавів хлоридів:

• CaCl 2 → Ca + Cl 2

Хімічні властивості алюмінію

Алюміній – активний, легкий метал під порядковим номером 13 у таблиці. У природі найпоширеніший із усіх металів. А з хімічних елементів займає третю позицію щодо поширення. Високий тепло- та електропровідник. Стійкий до корозії, оскільки покривається оксидною плівкою. Температура плавлення дорівнює 660°С.

Розглянемо хімічні властивості та взаємодію алюмінію з іншими елементами:

1. У всіх з'єднаннях алюміній перебуває у ступені окислення +3.

2. Практично у всіх реакціях виявляє відновлювальні властивості.

3. Амфотерний метал виявляє як кислотні, так і основні властивості.

4. Відновлює багато металів із оксидів. Цей метод отримання металів отримав назву алюмотермії. Приклад отримання хрому:

2Al + Cr 2 Про 3 → Al 2 Про 3 + 2Cr.

5. Взаємодіє з усіма розведеними кислотами, утворюючи солі та виділяючи водень. Наприклад:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2;

2Al + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 .

У концентрованих HNO 3 і H 2 SO 4 алюміній пасивується. Завдяки цьому можна зберігати і транспортувати дані кислоти в ємностях, виготовлених з алюмінію.

6. Взаємодіє з лугами, оскільки вони розчиняють оксидну плівку.

7. Взаємодіє зі всіма неметалами, крім водню. Для проведення реакції з киснем потрібен дрібнороздроблений алюміній. Реакція можлива лише за високої t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

За своїм тепловим ефектом ця реакція відноситься до екзотермічних. Взаємодія з сіркою утворює сульфід алюмінію Al 2 S 3 з фосфором фосфід AlP, з азотом нітрид AlN, з вуглецем карбід Al 4 C 3 .

8. Взаємодіє коїться з іншими металами, утворюючи алюмінії (FeAl 3 CuAl 2 , CrAl 7 та інших.).

Отримання алюмінію:

Металевий алюміній одержують електролізом розчину глинозему Al 2 O 3 у розплавленому кріоліті Na 2 AlF 6 при 960-970°С.

• 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2 .
  

Хімічні властивості перехідних елементів

До перехідних відносяться елементи побічних підгруп Періодичної таблиці. Розглянемо хімічні властивості міді, цинку, хрому та заліза.

Хімічні властивості міді

1. У електрохімічному ряду знаходиться правіше за Н, тому даний метал малоактивний.

2. Слабкий відновник.

3. У сполуках виявляє ступені окислення +1 та +2.

4. Взаємодіє з киснем при нагріванні, утворюючи:

• оксид міді (I) 2Cu + O 2 → 2CuO(При t 400 0 C)
• або оксид міді (II): 4Cu + O 2 → 2Cu 2 O(При t 200 0 C).

Оксиди мають основні властивості. При нагріванні в інертній атмосфері Cu 2 O диспропорціонується: Cu 2 O → CuO + Cu. Оксид міді (II) CuO у реакціях з лугами утворює купрати, наприклад: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Гідроксид міді Сі(ОН) 2 амфотерен, основні властивості в ньому переважають. У кислотах він легко розчиняється:

• Су(OH) 2 + 2HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O,

а в концентрованих розчинах лугів важко:

• Су(OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

6. Взаємодія міді з сіркою за різних температурних умов також утворює два сульфіди. При нагріванні до 300-400 0 С у вакуумі утворюється сульфід міді (I):

• 2Cu + S → Cu 2 S.

При кімнатній t, розчинивши сірку в сірковододі, можна отримати сульфід міді (II):

• Cu+S → CuS.

7. З галогенів взаємодіє з фтором, хлором і бромом, утворюючи галогеніди (CuF 2 CuCl 2 CuBr 2), йодом, утворюючи йодид міді (I) CuI; не взаємодіє з воднем, азотом, вуглецем, кремнієм.

8. З кислотами - неокислювачами не реагує, оскільки вони окислюють лише метали, розташовані до водню в електрохімічному ряду. Даний хімічний елементреагує з кислотами - окислювачами: розведеної та концентрованої азотної та концентрованої сірчаної:

3Cu + 8HNO 3 (розб) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Cu + 4HNO 3 (Конц) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

Cu + 2H 2 SO 4(конц) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

9. Взаємодіючи з солями, мідь витісняє з їх складу метали, розташовані правіше за неї в електрохімічному ряду. Наприклад,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Тут бачимо, що мідь перейшла розчин, а залізо (III) відновилося до заліза (II). Ця реакція має важливе значення практичне значенняі застосовується видалення міді, напиленої на пластмасу.

Хімічні властивості цинку

1. Найактивніший після лужноземельних металів.

2. Має виражені відновлювальні властивості та амфотерні властивості.

3. У сполуках виявляє ступінь окиснення +2.

4. На повітрі покривається оксидною плівкою ZnO.

5. Взаємодія з водою можлива за температури червоного гартування. В результаті утворюється оксид цинку та водень:

• Zn+H2O → ZnO+H2.

6. Взаємодіє з галогенами, утворюючи галогеніди (ZnF 2 – фторид цинку, ZnBr 2 – бромід цинку, ZnI 2 – йодид цинку, ZnCl 2 – хлорид цинку).

7. З фосфором утворює фосфіди Zn 3 P 2 і ZnP 2 .

8. Із сірою халькогенід ZnS.

9. Безпосередньо не реагує з воднем, азотом, вуглецем, кремнієм та бором.

10. Взаємодіє з кислотами – неокислювачами, утворюючи солі та витісняючи водень. Наприклад:

• H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
• Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 .

З кислотами - окислювачами також реагує: з конц. сірчаною кислотою утворює сульфат цинку та сірчистий газ:

• Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

11. Активно реагує з лугами, оскільки цинк – амфотерний метал. З розчинами лугів утворює тетрагідроксоцінкати та виділяючи водень:

• Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

На гранулах цинку, після реакції, з'являються бульбашки газу. З безводними лугами при сплавленні утворює цинкати та виділяє водень:

• Zn+ 2NaOH → Na 2 ZnO 2 +H 2 .

Хімічні властивості хрому

1. У звичайних умовах інертний, при нагріванні активний.

2.

3. Утворює забарвлені сполуки.

4. У сполуках виявляє ступеня окислення +2 (основний оксид CrO чорного кольору), +3 (амфотерний оксид Cr 2 O 3 і гідроксид Cr(OH) 3 зеленого кольору) та +6 (кислотний оксид хрому (VI) CrO 3 та кислоти: хромова H 2 CrO 4 і дворомова H 2 Cr 2 O 7 та ін.).

5. З фтором взаємодіє при t 350-400 0 C, утворюючи фторид хрому (IV):

• Cr+2F 2 → CrF 4 .

6. C киснем, азотом, бором, кремнієм, сіркою, фосфором та галогенами при t 600 0 C:

• з'єднання з киснем утворює оксид хрому(VI) CrO 3 (темно-червоні кристали),
• з'єднання з азотом - нітрид хрому CrN (чорні кристали),
• з'єднання з бором - борид хрому CrB (жовті кристали),
• з'єднання з кремнієм - силіцид хрому CrSi,
• з'єднання з вуглецем - карбід хрому Cr 3 C 2 .

7. З водяною парою реагує, перебуваючи в розжареному стані, утворюючи оксид хрому (III) і водень:

• 2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2 .

8. З розчинами лугів не реагує, проте повільно реагує з їх розплавами, утворюючи хромати:

• 2Cr + 6KOH → 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

9. У розведених сильних кислотахрозчиняється, утворюючи солі. Якщо реакція проходить на повітрі, утворюються солі Cr 3+ , наприклад:

• 2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 .

• Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 .

10. З концентрованими сірчаної та азотної кислотами, і навіть з царської горілкою, реагує лише за нагріванні, т.к. при низьких t ці кислоти пасивують хром. Реакції з кислотами при нагріванні мають такий вигляд:

2Сr + 6Н 2 SО 4 (конц) → Сr 2 (SО 4) 3 + 3SО 2 + 6Н 2 О

Сr + 6НNО 3 (конц) → Сr(NО 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О

Оксид хрому(II) CrO- тверда речовина чорного або червоного кольору, що не розчиняється у воді.

Хімічні властивості:

• Має основні та відновлюючі властивості.
• При нагріванні до 100 0 З повітрі окислюється до Cr 2 O 3 - оксиду хрому (III).
• Можливе відновлення хрому воднем з даного оксиду: CrO + Н 2 → Cr + H 2 O або коксом: CrO + C → Cr + CO.
• Реагує із соляною кислотою, при цьому виділяючи водень: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
• Не реагує з лугами, розведеними сірчаною та азотною кислотами.

Оксид хрому (III) Cr 2 O 3- тугоплавка речовина, темно-зеленого кольору, що не розчиняється у воді.

Хімічні властивості:

• Має амфотерні властивості.
• Як основний оксид взаємодіє із кислотами: Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Як кислотний оксид взаємодіє з лугами: Cr 2 O 3 + 2КОН → 2КCrО 3 + H 2 O.
• Сильні окислювачі окислюють Cr 2 O 3 до хромату H 2 CrO 4 .
• Сильні відновники відновлюютьCr з Cr 2 O 3 .

Гідроксид хрому(II) Cr(OH) 2 - тверда речовина жовтого або коричневого кольору, що погано розчиняється у воді.

Хімічні властивості:

• Слабка основа, виявляє основні властивості.
• У присутності вологи повітря окислюється до Cr(OH) 3 - гидроксида хрому (III).
• Реагує з концентрованими кислотами, утворюючи солі хрому (II) синього кольору: Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O.
• Не реагує з лугами та розведеними кислотами.

Гідроксид хрому (III) Cr(OH) 3 - Речовина сіро-зеленого кольору, що не розчиняється у воді.

Хімічні властивості:

• Має амфотерні властивості.
• Як основний гідроксид взаємодіє з кислотами: Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Як кислотний гідроксид взаємодіє з лугами: Cr(OH) 3 + 3NaОН → Na 3 [Cr(OH) 6 ].

Хімічні властивості заліза

1. Активний метал, що має високу реакційну здатність.

2. Має відновлювальні властивості, а також яскраво виражені магнітні властивості.

3. У сполуках виявляє основні ступені окислення +2 (зі слабкими окислювачами: S, I, HCl, розчинами солей), +3 (з сильними окислювачами: Br і Cl) і менш характерну +6 (з і H 2 O). У слабких окислювачів залізо набуває ступеня окислення +2, у сильніших +3. Ступені окислення +2 відповідають чорний оксид FeO і зелений гідроксид Fe(OH) 2 , що мають основні властивості. Ступені окислення +3 відповідають червоно-коричневий оксид Fe 2 O 3 і коричневий гідроксид Fe(OH) 3 , що мають слабко виражені амфотерні властивості. Fe (+2) – слабкий відновник, а Fe (+3) – частіше слабкий окислювач. При зміні окислювально-відновлювальних умов, ступеня окислення заліза можуть змінюватися один з одним.

4. На повітрі при t200 0 C покривається оксидною плівкою. У звичайних атмосферних умовах легко піддається корозії. П ри пропущенні кисню через розплав заліза утворюється оксид FeО.При згорянні заліза повітря утворюється оксид Fe 2 Про 3 . При згорянні в чистому кисні утворюється оксид - залізна окалина:

• 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 .

5. З галогенами реагує при нагріванні:

• з'єднання з хлором утворює хлорид заліза(III) FeCl 3 ,
• з'єднання з бромом - бромід заліза (III) FeBr 3 ,
• з'єднання з йодом - йодид заліза (II,III) Fe 3 I 8 ,
• з'єднання з фтором - фторид заліза (II) FeF 2 , фторид заліза (III) FeF 3 .

6. З сіркою, азотом, фосфором, кремнієм та вуглецем також реагує при нагріванні:

• з'єднання з сіркою утворює сульфід заліза(II) FeS,
• з'єднання з азотом - нітрид заліза Fe 3 N,
• з'єднання з фосфором - фосфіди FeP, Fe 2 P і Fe 3 P,
• з'єднання з кремнієм - силіцид заліза FeSi,
• з'єднання з вуглецем - карбід заліза Fe 3 C.

2Fe + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O

9. З розчинами лугів не реагує, проте повільно реагує з розплавами лугів, що є сильними окислювачами:

• Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O.

10. Відновлює метали, розташовані в електрохімічному ряду правіше:

• Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

Отримання заліза: У промисловості залізо отримують з залізняку, В основному з гематиту (Fe 2 O 3) і магнетиту (FeO · Fe 2 O 3).

• 3Fe 2 O 3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4 ,
• Fe 3 O 4 + CO → CO 2 + 3FeO,
• FeO + CO → CO2+Fe.

Оксид заліза (II) FeO - кристалічна речовина чорного кольору (вюстит), що не розчиняється у воді.

Хімічні властивості:

• Має основні властивості.
• Реагує з розведеною соляною кислотою: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O.
• Реагує з концентрованою азотною кислотою:FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
• Не реагує з водою та солями.
• З воднем при t 350 0 C відновлюється до чистого металу: FeO + H 2 → Fe + H 2 O .
• Також відновлюється до чистого металу при з'єднанні з коксом: FeO+C → Fe+CO.
• Отримати цей оксид можна у різний спосібодин з них нагрівання Fe при низькому тиску О: 2Fe + O 2 → 2FeO .

Оксид заліза (III)Fe 2 O 3- порошок бурового кольору (гематит), речовина, що не розчиняється у воді. Інші назви: окис заліза, залізний сурик, харчовий барвник E172 та ін.

Хімічні властивості:

• Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
• З розчинами лугів не реагує, реагує з їх розплавами, утворюючи ферити: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O.
• При нагріванні з воднем виявляє окисні властивості:Fe 2 O 3 + H 2 → 2FeO + H 2 O.
• Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Оксид заліза (ІІ, ІІІ) Fe 3 O 4 або FeO Fe 2 O 3 - сірувато-чорна тверда речовина (магнетит, магнітний залізняк), речовина, що не розчиняється у воді.

Хімічні властивості:

• Розкладається при нагріванні понад 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2 .
• Реагує з розведеними кислотами: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
• З розчинами лугів не реагує, реагує з їх розплавами: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
• При реакції з киснем окислюється: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3 .
• З воднем при нагріванні відновлюється:Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O.
• Відновлюється також при з'єднанні з оксидом вуглецю: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe +4CO 2 .

Гідроксид заліза(II) Fe(OH) 2 - біла, рідко зелена кристалічна речовина, нерозчинне у воді.

Хімічні властивості:

• Має амфотерні властивості з переважанням основних.
• Вступає в реакції нейтралізації кислоти-неокислювача, виявляючи основні властивості: Fe(OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O.
• При взаємодії з азотною або концентрованою сірчаною кислотами виявляє відновлювальні властивості, утворюючи солі заліза (III): 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
• При нагріванні вступає в реакції з концентрованими розчинами лугів: Fe(OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Гідроксид заліза (I I I) Fe(OH) 3- бура кристалічна або аморфна речовина, нерозчинне у воді.

Хімічні властивості:

• Має слабовиражені амфотерні властивості з переважанням основних.
• Легко взаємодіє з кислотами: Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O.
• З концентрованими розчинами лугів утворює гексагідроксоферати (III): Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 .
• З розплавами лугів утворює ферати:2Fe(OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• У лужному середовищі із сильними окислювачами виявляє відновлювальні властивості: 2Fe(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

Виникло питання по темі? Задайте його репетитору з хімії 👉

ЗНАХОДЖЕННЯ В ПРИРОДІ

У земної кориміститься берилію - 0,00053%, магнію - 1,95%, кальцію - 3,38%, стронцію - 0,014%, барію - 0,026%, радій - штучний елемент.

Зустрічаються у природі лише як сполук - силікатів, алюмосилікатів, карбонатів, фосфатів, сульфатів тощо.

ОТРИМАННЯ

1. Берилій одержують відновленням фториду:

BeF 2 + Mg t ˚ C → Be + MgF 2

2. Барій одержують відновленням оксиду:

3BaO + 2Al t ˚ C → 3Ba + Al 2 O 3

3. Інші метали одержують електролізом розплавів хлоридів:

Т.к. метали даної підгрупи сильні відновники, то одержання можливе лише шляхом електролізу розплавів солей. У випадку Са зазвичай використовують CaCl 2 (з добавкою CaF 2 зниження температури плавлення)

CaCl 2 = Ca+Cl 2

ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ

Лужноземельні метали (порівняно з лужними металами) мають більш високі t°пл. і t°кіп, щільністю та твердістю.

ЗАСТОСУВАННЯ

Берилій (Амфотерен)	Магній	Ca, Sr, Ba, Ra
1. Виготовлення теплозахисних конструкцій для космів. кораблів (жароміцність, теплоємність берилію) 2. Берилієві бронзи (легкість, твердість, жаростійкість, антикорозійність сплавів, міцність на розрив вище сталі, можна прокатувати в стрічки товщиною 0,1 мм) 3. В атомних реакторах, рентгенотехніці, радіоелектроніці4. , Ni, W- у Швейцарії роблять пружини для годинника Але Be – тендітний, отруйний і дуже дорогий	1. Отримання металів – магнійтермія (титан, уран, цирконій та ін.) 2. Для отримання надлегких сплавів (літакобудування, виробництво автомобілів) 3. В оргсинтезі 4. Для виготовлення освітлювальних та запальних ракет.	1. Виготовлення свинцево-кадмієвих сплавів, необхідних під час виробництва підшипників. 2. Стронцій – відновник у виробництві урану. Люмінофори - солі стронцію. 3. Використовують як геттери, речовини для створення вакууму в електроприладах. Кальцій Отримання рідкісних металів, що входить до складу сплавів. Барій Газопоглинач в електронно-променевих трубках. Радій Рентгенодіагностика, дослідження.

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ

1. Дуже реакційні, сильні відновники. Активність металів та їх відновна здатність збільшується в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

2. Мають ступінь окислення +2.

3. Реагують з водою за кімнатної температури (крім Be) з виділенням водню.

4. З воднем утворюють солеподібні гідриди ЕH2.

5. Оксиди мають загальну формулуЕО. Тенденція до утворення пероксидів виражена слабкіше, ніж лужних металів.

Реакція із водою.

У звичайних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі до води, але з гарячою водою магній утворює основу Mg(OH) 2 .

На відміну від них Ca, Sr та Ba розчиняються у воді з утворенням гідроксидів, які є сильними основами:

Ве + H 2 O → ВеO + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

Реакція із киснем.

Усі метали утворюють оксиди RO, барій утворює пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. З іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогеніди)

Ba + S → BaS (сульфіди)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нітриди)

Ca + H 2 → CaH 2 (гідриди)

Ca + 2C → CaC 2 (карбіди)

3Ba + 2P → Ba 3P 2 (фосфіди)

Берилій та магній порівняно повільно реагують з неметалами.

4. Усі метали розчиняються в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 (розб.) → MgSO 4 + H 2

Берилій також розчиняється у водних розчинах лугів:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

5. Якісна реакція на катіони лужноземельних металів – забарвлення полум'я у наступні кольори:

Ca 2+ - темно-жовтогарячий

Sr 2+ - темно-червоний

Ba 2+ - світло-зелений

Катіон Ba 2+ зазвичай відкривають обмінною реакцією із сірчаною кислотою або її солями:

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓

Сульфат барію – білий осад, нерозчинний у мінеральних кислотах.

Оксиди лужноземельних металів

Отримання

1) Окислення металів (крім Ba, що утворює пероксид)

2) Термічне розкладання нітратів чи карбонатів

CaCO 3 t ˚C → CaO + CO 2

2Mg(NO 3) 2 tC → 2MgO + 4NO 2 + O 2

Хімічні властивості

Типові основні оксиди. Реагують з водою (крім BeO та MgO), кислотними оксидами та кислотами

СаO + H 2 O → Са(OH) 2

3 CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 → Be(NO 3) 2 + H 2 O

BeO - амфотерний оксид, розчиняється в лугах:

BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2

Гідроксиди лужноземельних металів R(OH) 2

Отримання

Реакції лужноземельних металів або їх оксидів із водою:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2

CaO (негашене вапно) + H 2 O → Ca(OH) 2 (гашене вапно)

Хімічні властивості

Гідроксиди R(OH) 2 - білі кристалічні речовини, у воді розчинні гірше, ніж гідроксиди лужних металів ( розчинність гідроксидів зменшується із зменшенням порядкового номера; Be(OH) 2 – нерозчинний у воді, розчиняється у лугах). Основність R(OH) 2 збільшується із збільшенням атомного номера:

Be(OH) 2 – амфотерний гідроксид

Mg(OH) 2 – слабка основа

Са(OH) 2 - луг

Інші гідроксиди - сильні основи (луги).

1) Реакції з кислотними оксидами:

Ca(OH) 2 + СО 2 → CaСO 3 ↓ + H 2 O ! Якісна реакція на вуглекислий газ

Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ + H 2 O

2) Реакції з кислотами:

Ba(OH) 2 + 2HNO 3 → Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O

3) Реакції обміну із солями:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 ↓+ 2KOH

4) Реакція гідроксиду берилію з лугами:

Be(OH) 2 + 2NaOH → Na 2

Жорсткість води

Природна вода, Що містить іони Ca 2+ і Mg 2+ називається жорсткою. Жорстка вода при кип'ятінні утворює накип, у ній не розварюються харчові продукти; миючі засоби не дають піни.

Карбонатна (тимчасова) жорсткістьобумовлена ​​присутністю у воді гідрокарбонатів кальцію та магнію, некарбонатна (постійна) жорсткість – хлоридів та сульфатів.

Загальна жорсткість водирозглядається як сума карбонатної та некарбонатної.

Видалення жорсткостіводи здійснюється шляхом осадження з розчину іонів Ca 2+ та Mg 2+

Розглянемо хімічні властивості лужноземельних металів. Визначимо особливості їхньої будови, отримання, знаходження в природі, застосування.

Положення в ПС

Спочатку визначимо розташування цих елементів у Менделєєва. Вони розташовуються у другій групі головної підгрупи. До них відносять кальцій, стронцій, радій, барій, магній, берилій. Всі вони містять по два валентні електрони. У загальному виглядіберилій, магній та лужноземельні метали на зовнішньому рівні мають ns2 електронів. У хімічних сполуквони виявляють ступінь окиснення +2. Під час взаємодії з іншими речовинами вони виявляють відновлювальні властивості, віддаючи електрони із зовнішнього енергетичного рівня.

Зміна властивостей

У міру зростання ядра атома берилій, магній і посилюють свої металеві властивості, оскільки спостерігається зростання радіусу їх атомів. Розглянемо фізичні властивості лужноземельних металів. Берилій у звичайному стані є металом сірого кольору зі сталевим блиском. Він має щільну гексагональну кристалічну решітку. При контакті з киснем повітря берилій відразу ж утворює оксидну плівку, внаслідок чого знижується його хімічна активність, утворюється матовий наліт.

Фізичні властивості

Магній як проста речовина є білим металом, що утворює на повітрі оксидне покриття. Він має гексагональну кристалічну решітку.

Фізичні властивості лужноземельних металів кальцію, барію, стронцію схожі. Вони є метали з характерним сріблястим блиском, що покриваються під впливом кисню повітря жовтуватою плівкою. У кальцію і стронцію кубічні гранецентровані грати, барій має об'ємно-центровану структуру.

Хімія лужноземельних металів полягає в тому, що вони металевий характер зв'язку. Саме тому вони відрізняються високою електричною та теплопровідністю. Температури їх плавлення та кипіння більше, ніж у лужних металів.

Способи отримання

Виробництво берилію у промислових обсягах здійснюється шляхом відновлення металу з фториду. Умовою перебігу даної хімічної реакціїє попереднє нагрівання.

Враховуючи, що лужноземельні метали в природі знаходяться у вигляді сполук для отримання магнію, стронцію, кальцію проводять електроліз розплавів їх солей.

Хімічні властивості

Хімічні властивості лужноземельних металів пов'язані з необхідністю попереднього усунення їх поверхні шару оксидної плівки. Саме вона визначає інертність цих металів до води. Кальцій, барій, стронцій при розчиненні у воді утворюють гідроксиди, що мають яскраво виражені основні властивості.

Хімічні властивості лужноземельних металів припускають їхню взаємодію з киснем. Для барію продуктом взаємодії є пероксид, для решти після реакції утворюються оксиди. У всіх представників цього класу оксиди виявляють основні властивості, тільки оксиду берилію характерні амфотерні властивості.

Хімічні властивості лужноземельних металів проявляються і реакції з сіркою, галогенами, азотом. При реакціях із кислотами, спостерігається розчинення даних елементів. Враховуючи, що берилій відноситься до амфотерних елементів, він здатний вступати в хімічна взаємодіяіз розчинами лугів.

Якісні реакції

Основні формули лужноземельних металів, що розглядаються в курсі неорганічної хімії, пов'язані із солями. Для виявлення представників даного класу у суміші з іншими елементами можна використовувати якісне визначення. При внесенні солей лужноземельних металів у полум'я спиртування спостерігається фарбування полум'я катіонами. Катіон стронцію дає темний червоний відтінок, катіон кальцію – помаранчевий колір, а катіон барію зелений тон.

Для виявлення катіону барію в якісному аналізівикористовують сульфат аніони. В результаті цієї реакції утворюється сульфат барію білого кольору, який нерозчинний у неорганічних кислотах.

Радій є радіоактивним елементом, що у природі міститься у незначних кількостях. При взаємодії магнію з киснем спостерігається сліпучий спалах. Цей процес деякий час застосовували під час фотографування у темних приміщеннях. Нині на зміну магнієвим спалахам прийшли електричні системи. До сімейства лужноземельних металів відноситься берилій, який реагує з багатьма хімічними речовинами. Кальцій і магній аналогічно алюмінію можуть відновлювати такі рідкісні метали, як титан, вольфрам, молібден, ніобій. Дані називають кальцієтермією та магнієтермією.

Особливості застосування

Яке застосування лужноземельних металів? Кальцій та магній використовують для виготовлення легких сплавів та рідкісних металів.

Наприклад, магній міститься у складі дюралюмінію, а кальцій - це компонент свинцевих сплавів, що використовуються для отримання оболонок кабелів та створення підшипників. Широко застосування лужноземельних металів у техніці як оксидів. (оксид кальцію) та палена магнію (оксид магнію) потрібні для будівельної сфери.

При взаємодії із водою оксиду кальцію відбувається виділення значної кількості теплоти. (гідроксід кальцію) застосовується для будівництва. Біла завись цієї речовини (вапняне молоко) застосовують у цукровій промисловості для процесу очищення бурякового соку.

Солі металів другої групи

Солі магнію, берилію, лужноземельних металів можна отримати шляхом взаємодії з кислотами їх оксидів. Хлориди, фториди, іодиди цих елементів є білими кристалічними речовинами, переважно добре розчинними у питній воді. Серед сульфатів розчинність мають тільки сполуки магнію і берилію. Спостерігається її зниження від солей берилію до сульфатів барію. Карбонати мало розчиняються у питній воді чи мають мінімальну розчинність.

Сульфіди лужноземельних елементів у незначних кількостях містяться у важких металах. Якщо направити на них освітлення, можна отримати різні кольори. Сульфіди включаються до складу складів, що світяться, іменованих фосфорами. Застосовують подібні фарби для створення циферблатів, що світяться, дорожніх знаків.

Поширені з'єднання лужноземельних металів

Карбонат кальцію є найпоширенішим на земної поверхніелементом. Він являється складовоютаких сполук, як вапняк, мармур, крейда. У тому числі основне застосування має вапняк. Цей мінерал незамінний у будівництві, вважається чудовим будівельним каменем. Крім того, з цього неорганічної сполукиотримують негашене і гашене вапна, скло, цемент.

Застосування вапняного щебеню сприяє зміцненню доріг, а завдяки порошку можна знизити кислотність ґрунту. є раковини найдавніших тварин. Дане з'єднання використовують для виготовлення гуми, паперу, створення шкільних крейд.

Мармур затребуваний у архітекторів, скульпторів. Саме з мармуру було створено багато унікальних творів Мікеланджело. Частина станцій московського метро облицьована саме мармуровими плитками. Карбонат магнію у великих обсягах використовується для виготовлення цегли, цементу, скла. Він потрібний у металургійній промисловості для видалення порожньої породи.

Сульфат кальцію, що міститься в природі у вигляді гіпсу (кристаллогідрату сульфату кальцію), застосовується у будівельній галузі. У медицині дане з'єднання застосовується виготовлення зліпків, і навіть створення гіпсових пов'язок.

Алебастр (напівводний гіпс) при взаємодії з водою виділяє безліч тепла. Це також застосовується у промисловості.

Англійська сіль (сульфат магнію) застосовується у медицині як проносного засобу. Ця речовина має гіркий смак, вона виявлена ​​в морській воді.

«Баритова каша» (сульфат барію) не розчиняється у воді. Саме тому цю сіль застосовують у рентгенодіагностиці. Сіль затримує рентгенівське проміння, що дозволяє виявляти захворювання шлунково-кишкового тракту.

У складі фосфоритів ( гірської породи) та апатитів є фосфат кальцію. Вони необхідні отримання сполук кальцію: оксидів, гидроксидов.

Кальцій відіграє для живих організмів особливе значення. Саме цей метал необхідний для побудови кісткового скелета. Іони кальцію необхідні для регулювання роботи серця, підвищення згортання крові. Недолік його викликає порушення у роботі нервової системи, Втрата згортання, втрати здатності рук нормально тримати різні предмети.

Щоб уникнути проблем зі здоров'ям, кожної доби людина повинна споживати приблизно 1,5 грама кальцію. Основна проблема полягає в тому, що для того, щоб організм засвоював 0,06 г кальцію, необхідно з'їдати 1 грам жиру. Максимальна кількість даного металу міститься в салаті, петрушці, сирі, сирі.

Висновок

Усі представники другої групи головної підгрупи таблиці Менделєєва необхідні життя та діяльності сучасної людини. Наприклад, магній є стимулятором обмінних процесів у організмі. Він повинен бути присутнім у нервовій тканині, крові, кістках, печінці. Магній є активним учасником і фотосинтезу у рослин, оскільки він є складовою хлорофілу. Кістки людини становлять приблизно п'яту частину загальної ваги. Саме в них міститься кальцій та магній. Оксиди, солі лужноземельних металів знайшли різноманітне застосування у будівельній сфері, фармацевтиці та медицині.