Главная страница

Металлы главных подгрупп и их соединенияЩелочные металлы (iа-группа)


Скачать 0.64 Mb.
НазваниеМеталлы главных подгрупп и их соединенияЩелочные металлы (iа-группа)
Анкор1_Metally_glavnykh_podgrupp_i_ikh_soedinenia.pdf
Дата19.07.2018
Размер0.64 Mb.
Формат файлаpdf
Имя файла1_Metally_glavnykh_podgrupp_i_ikh_soedinenia.pdf
оригинальный pdf просмотр
ТипДокументы
#34569
Каталогid217195421

С этим файлом связано 6 файл(ов). Среди них: 08_Argumentiruem_pozitsiyu_TEMA_-_LITERATURA_ChTENIE_KNIGI.pdf, 07_Argumentiruem_pozitsiyu_TEMA_-_NAUKA.pdf, 2_Metally_pobochnykh_podgrupp_i_ikh_soedinenia.pdf, 02_Argumentiruem_pozitsiyu_TEMA_-_ISKUSSTVO.pdf, 1_Metally_glavnykh_podgrupp_i_ikh_soedinenia.pdf, Udarnik.pdf.
Показать все связанные файлы

65
Металлы главных подгрупп
и их соединения
Щелочные металлы (IА-группа)
Представители
Литий Li (II период), натрий Na (III период), калий K (IV пери- од), рубидий Rb (V период), цезий Cs (VI период), франций Fr
(VII период).
Важнейшие природные соединения
Поваренная соль NaCl, сильвинит NaCl . KCl, глауберова соль
Na
2
SO
4
. 10H
2
O.
Физические свойства
 Металлы серебристо-белого цвета, хорошо проводят электри- ческий ток. Сверху вниз по группе отмечаются следующие закономерности:
 плотность металлов увеличивается (
ρ(Li) = 0,534 г/см
3
,
ρ(Cs) = 1,87г/см
3
);
 температуры плавления уменьшаются (t
пл.
(Li)
= 180 °C,
t
пл.
(Сs)
= 29 °C);
 температуры кипения уменьшаются (t
кип.
(Li)
= 1350 °C,
t
кип.
(Сs)
= 670 °C);
 радиусы атомов элементов увеличиваются (r(Li)
= 155 пм,
r(K)
= 238 пм, r(Fr) = 280 пм);
 металлические свойства возрастают (способность от- давать единственный электрон с внешнего слоя уве- личивается).
Получение
Электролиз расплава щелочей либо солей соответствующих щелочных металлов:

Раздел II. Неорганическая химия
66
Химические свойства
 Взаимодействие с кислородом приводит к образованию смеси пе- роксида и оксида металла: 2Na + O
2
→ Na
2
O
2
(пероксид натрия — основной продукт реакции), 2Na + O
2
→ 2Na
2
O (оксид на- трия — побочный продукт реакции, образуется в следовых количествах);
 взаимодействие с водородом приводит к образованию гидридов металлов:
;
 взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов металлов: 2K + S
→ K
2
S;
 взаимодействие с галогенами приводит к образованию гало- генидов (фторидов, хлоридов, бромидов, иодидов) металлов:
2Na + Br
2
→ 2NaBr;
 реакция с водой проходит с образованием щелочей и выделе- нием водорода: 2Na + 2H
2
O
→ 2NaOH + H
2
;
 реакция с кислотами проходит с образованием солей и вы- делением водорода: 2K + 2HCl
→ 2KCl + H
2
;
 взаимодействие с галогеналками — реакция Вюрца (см.
«Органическая химия», тема «Алканы»): 2Na + 2CH
2
Cl

→ C
2
H
6
+ 2NaCl.
Соединения щелочных металлов
Оксиды (общая формула — Me
2
O) — твердые вещества белого цвета; обладают всеми свойствами основных оксидов:
 взаимодействуют с водой: K
2
O + H
2
O
→ 2KOH;

Металлы главных подгрупп и их соединения
67
 взаимодействуют с кислотными оксидами: 3K
2
O + P
2
O
5

→ 2K
3
PO
4
;
 взаимодействуют с кислотами: Na
2
O + 2HCl
→ 2NaCl + H
2
O.
Гидроксиды (общая формула — MeOH) — твердые вещества белого цвета; обладают всеми свойствами щелочей:
 взаимодействуют с кислотами: NaOH + HCl
→ NaCl + H
2
O;
 взаимодействуют с кислотными оксидами: 2NaOH + CO
2

→ Na
2
CO
3
+ H
2
O;
 взаимодействуют с галогенами: 2NaOH + Cl
2
→ NaClO +
+ NaCl + H
2
O.
Соли (общая формула — Me
n
Ac) — твердые вещества исклю- чительно ионного строения, большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы воде, исключение составляют некоторые соли лития, например Li
3
PO
4
; соли щелочных металлов, образованные слабыми кислотами, способны ги- дролизоваться:
Гидриды — твердые вещества белого цвета, обладают следу- ющими свойствами:
 взаимодействуют с водой: NaH + H
2
O
→ NaOH + H
2
;
 при нагревании разлагаются на металл и водород (за ис- ключением гидрида лития):
Применение
Соединения калия K используют в качестве удобрений; в ме- дицинской практике применяется 0,9%-ный раствор хлорида натрия NaCl (физиологический раствор) и глауберова соль
Na
2
SO
4
. 10H
2
O (слабительное средство).
Щелочноземельные металлы (IIА-группа)
Представители
Бериллий Be (II период), магний Mg (III период), кальций Ca
(IV период), стронций Sr (V период), барий Ba (VI период), радий
Ra (VII период).

Раздел II. Неорганическая химия
68
Важнейшие природные соединения
Мел, кальцит, мрамор CaCO
3
, барит BaSO
4
, гипс CaSO
4
. 2H2O, фосфорит Ca
3
(PO
4
)
2
, стронцианит SrCO
3
, доломит CaCO
3
. MgCO
3
, магнезит MgCO
3
Физические свойства
Металлы серебристо-белого цвета, хорошо проводят электри- ческий ток. Сверху вниз по группе отмечаются следующие закономерности:
 плотность металлов увеличивается (
ρ(Be) = 1,85 г/см
3
,
ρ(Ba) = 3,50 г/см
3
);
 температура плавления уменьшается (t
пл.
(Be)
= 1283 °C,
t
пл.
(Ba)
= 710 °C).
Получение
 Электролиз расплава солей соответствующих металлов:
;
 алюмотермический метод (в случае стронция Sr и бария Ba):
Химические свойства
 Щелочноземельные металлы проявляют такую же актив- ность, как и щелочные; бериллий — мало активный металл
(не реагирует водой (водяным паром) и водородом, образует галогениды, оксиды и сульфиды при температуре выше
600
°С);

Металлы главных подгрупп и их соединения
69
 взаимодействие с кислородом приводит к образованию смеси пероксида и оксида металла: 2Ca + O
2
→ 2CaO (оксид каль- ция — основной продукт реакции), Ca + O
2
→ CaO
2
(пероксид кальция — побочный продукт реакции);
 взаимодействие с водородом приводит к образованию гидридов металлов:
;
 взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов металлов:
;
 взаимодействие с галогенами приводит к образованию гало- генидов (фторидов, хлоридов, бромидов, иодидов) металлов:
Ca + Br
2
→ CaBr
2
;
 реакция с водой проходит с образованием щелочей и выделе- нием водорода: Ca + 2H
2
O
→ Ca(OH)
2
+ H
2
;
 реакция с кислотами проходит с образованием солей и вы- делением водорода: Ca + 2HCl
→ CaCl
2
+ H
2
;
 бериллий, в отличие от щелочноземельных металлов, реа- гирует с водным раствором щелочи: Be + 2NaOH + 2H
2
O

→ Na
2
[Be(OH)
4
] + H
2
Соединения щелочноземельных металлов
Оксиды (общая формула — MeO) — твердые вещества белого цвета, обладают свойствами основных оксидов:
 взаимодействуют с водой: CaO + H
2
O
→ Ca(OH)
2
, BeO +
+ H
2
O
→ Be(OH)
2
;
 взаимодействуют с кислотными оксидами: CaO + CO
2

→ CaCO
3
;
 взаимодействуют с кислотами: CaO + 2HCl
→ CaCl
2
+ H
2
O;
 взаимодействуют со щелочами (амфотерные свойства про- являет только бериллий):
+ H
2
O.
Гидроксиды (общая формула — Me(OH)
2
) — твердые вещества белого цвета, обладают всеми свойствами оснований:

Раздел II. Неорганическая химия
70
 взаимодействуют с кислотами: Ca(OH)
2
+ 2HCl
→ CaCl
2
+
+ 2H
2
O;
 взаимодействуют с кислотными оксидами: Ca(OH)
2
+
+ CO
2
→ CaCO
3
+ H
2
O;
 взаимодействуют со щелочами (амфотерные свойства проявляет только бериллий): Be(OH)
2
+ 2NaOH

→ Na
2
Be(OH)
4
 реакция разложения (легче всего дегидратируется гид- роксид бериллия (при T
= 130 °C), тяжелее — гидроксид бария (при T
= 1000 °C)): Be(OH)
2
→ BeO + H
2
О.
Соли (общая формула — Me
n
(Ac)
2
):
 хлориды, бромиды и нитраты щелочноземельных ме- таллов хорошо растворимы воде, фосфаты, карбонаты и сульфаты — малорастворимы либо практически не растворимы в воде;
 соли щелочноземельных металлов, образованные сла- быми кислотами, если они растворимы, подвергаются гидролизу:
;
 гидрокарбонаты магния и кальция (Ca(HCO
3
)
2
, Mg(HCO
3
)
2
) определяют временную жесткость воды, их сульфаты
(CaSO
4
, MgSO
4
, реже — хлориды CaCl
2
, MgCl
2
) — посто- янную жесткость воды;
 общая жесткость воды складывается из двух составляю- щих: временной и постоянной жесткости; математическое выражение общей жесткости:
, где
,
— концентрации ионов Сa
2+
и Mg
2+
, мг/л.
Применение
 Соединения магния Mg: медицина (английская соль MgSO
4
×
× 7H
2
O — в качестве слабительного средства, оксид магния
MgO нейтрализует действие кислот, гидроксид-карбонат магния MgOH . 3MgCO
3
. 3H
2
O — в качестве присыпки);

Металлы главных подгрупп и их соединения
71
 соединения бериллия Be: аэрокосмическая промышленность
(гидрид бериллия BeH
2
— в качестве ракетного топлива), ядерной энергетике, горнодобывающей промышленности (мощ- нейшее взрывчатое вещество — оксиликвит, представляющее собой смесь бериллия и жидкого озона О
3
); металлический бериллий используют для легирования сплавов, материалы на основе оксида бериллия BeO проявляют улучшенные огнеупорные свойства;
 соединения кальция Ca: медицина (гипс CaSO
4
. 2H
2
O);
 соединения бария Ba: электротехника (титанат бария BaTiO
3
— электротехнический материал), медицина (сульфат бария
BaSO
4
— для диагностики заболеваний желудочно-кишеч- ного тракта).
Алюминий (IIIА-группа, III период)
Важнейшие природные соединения
Алюмосиликаты Na
2
O . Al
2
O
3
. 2SiO
2
и K
2
O . Al
2
O
3
. 2SiO
2
; бокситы
Al
2
O
3
. nH
2
O; криолит Na
3
[AlF
6
]; корунд Al
2
O
3
Физические свойства
Легкий пластичный металл серебристо-белого цвета, хорошо проводит электрический ток, t
пл.
= 660 °С.
Получение
Электролиз оксида алюминия Al
2
O
3
в расплаве криолита Na
3
[AlF
6
]:
Химические свойства
 Реакция горения, а также стадия образования тонкой защит- ной пленки оксида алюминия на фрагменте металлического алюминия: 4Al + 3O
2
→ 2Al
2
O
3
;
 взаимодействует с углеродом при высоких температурах с об- разованием карбида алюминия:
;

Раздел II. Неорганическая химия
72
 взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:
;
 взаимодействует с галогенами с образованием галогени- дов (фторидов, хлоридов, бромидов, иодидов) алюминия:
2Al + 3Br
2
→ 2AlBr
3
;
 взаимодействует с молекулярным азотом проходит с образо- ванием нитрида алюминия:
;
 защитная оксидная пленка препятствует реакции алюминия с водой, однако если ее удалить, то алюминий, подобно щелоч- ным и щелочноземельным металлам, активно взаимодействует с водой: 2Al + 6H
2
O
→ 2Al(OH)
3
+ 3H
2
;
 взаимодействует с оксидами металлов при высоких темпера- турах (алюмотермия):
;
 взаимодействует с растворами щелочей: 2Al + 2NaOH +
+ 2H
2
O
→ 2NaAlO
2
+ 3H
2
;
 взаимодействует с кислотами:
 разбавленными (HCl, H
3
PO
4
, CH
3
COOH, HBr и т. д.): 2Al +
+ 6HCl
→ 2AlCl
3
+ 3H
2
;
 к о н ц е н т р и р о в а н н о й с е р н о й :
(реакция идет только при нагревании, на холоде алюминий не реагирует с кислотой, то есть пассивируется ею);
 разбавленной азотной: Al + 4HNO
3
→ Al(NO
3
)
3
+ NO +
+ 2H
2
O;
 концентрированной азотной:
(реакция не идет ни при каких условиях (алюминий пассивируется кислотой), в связи с этим концентрированную азотную кислоту хранят в алюминиевых емкостях).
Соединения алюминия
Оксид (Аl
2
O
3
) — твердое вещество белого цвета, не раство- ряется в воде, обладает свойствами амфотерных оксидов:

Металлы главных подгрупп и их соединения
 взаимодействует с кислотами: Al
2
O
3
+ 3H
2
SO
4(разб.)

→ Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
O;
 взаимодействует с основаниями: Al
2
O
3
+ 2KOH

→ 2KAlO
2
+ H
2
O.
Гидроксид (Al(OH)
3
) — твердое вещество белого цвета, не растворяется в воде, обладает свойствами амфотерных ги- дроксидов:
 взаимодействует с кислотами: Al(OH)
3
+ 3HCl
→ AlCl
3
+
+ 3H
2
O;
 взаимодействует с основаниями: Al(OH)
3
+ KOH

→ K[Al(OH)
4
] (образуется комплексное соединение — тетрагидроксоалюминат калия);
 реакция термического разложения: 2Al(OH)
3
Al
2
O
3
+ H
2
O.
Применение
Машиностроение, авиастроение, быт (изготовление посуды), медицина (ацетат алюминия Al(CH
3
COO)
3
— для лечения кожных заболеваний), очистка воды (гидратированный сульфат алюминия
Al
2
(SO
4
)
3
. 18H
2
O), различные отрасли промышленности и науки
(Al
2
O
3
— адсорбент в хроматографии).

перейти в каталог файлов
связь с админом