Основные свойства s- металлов.

ЩЕЛОЧНЫЕ – металлы 1 группы, главной подгруппы.

Электронное строение валентных орбиталей ns¹. Называются так потому, что водные растворы их оксидов – сильные основания («щёлочи»):

Ме₂О+ Н₂О = 2МеОН.

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr(радиоактивен), сверху вниз по подгруппе металлические свойства растут.

Физические свойства

Мягкие, лёгкие, серебристые, режутся ножом. Rb и Cs существуют в виде паст. Из-за высокой склонности к окислению их хранят под слоем керосина или вазелинового масла.

Химические свойства -

очень активны.

1. Реакции с простыми веществами

а) 4Na + O₂ = 2Na₂O оксид;

б) 2Na + Н₂ = 2NаН гидрид;

в) 2Na + F₂ = 2NaF фторид;

г) 6Na + N₂ = 2Na₃N нитрид;

д) 2Na + S = Na₂S сульфид;

е) 3Na + Р= Na₃Р фосфид;

ж) 4Na + Si= Na₄Si силицид.

2. Реакции со сложными веществами:

а) 2Na + 2Н₂О = 2NaОН + Н₂^­;

б) 2Na + 2НСl = 2NaCl + Н₂^­;

в) Реакции с Н₂SO_{4 k} и HNО₃ идут по-разному (см. взаимодействие кислот со щелочно-земельными металлами).

Некоторые соединения Na и K

NаОН – едкий натр; каустическая сода;

NаНСО₃ – питьевая сода;

Nа₂СО₃ – техническая (кальцинированная) сода;

К₂СО₃ – поташ.

ЩЕЛОЧНО-ЗЕМЕЛЬНЫЕ – металлы 2 группы

главной подгруппы.

Электронное строение валентных орбиталей ns². Историческое название оксидов – «земли», при растворении в воде также получаются щёлочи, отсюда и название «щелочно-земельные»

МеО + Н₂О = Ме(ОН)₂.

земли щелочи

Не все металлы этой подгруппы обладают высокой активностью:

Ве – амфотерен; ВеО, Ве(ОН)₂ – тоже амфолиты;

Mg – переходный металл; Mg(OH)₂ – основание средней силы, малорастворимо; Са – щелочной металл; Са(ОН)₂ – малорастворимое сильное основание ;

Sr – щелочной металл, Sr(OH)₂ – растворимое сильное основание;

Ва – щелочной металл; Ва(ОН)₂ – растворимое сильное основание;

Rа – радиоактивен.

Химические свойства

Для Са, Sr и Ва характерны те же химические реакции, что и для щелочных металлов. Следует особо выделить реакции очень активных металлов, Mg и Ве с Н₂SO_{4 конц.} и HNO₃.

1. Щелочные и щелочно-земельные металлы восстанавливают S⁺⁶

в реакции с Н₂SO_{4 конц.} максимально;

Mg – в меньшей степени;

Ве реагирует с кислотой как малоактивный металл:

а) 8Na + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S^­ + 4H₂O;

4Ca + 5H₂SO₄ = 4CaSO₄ + H₂S^­ + 4H₂O;

б) 3Mg + 4H₂SO₄ = 3MgSO₄ + S_¯ + 4H₂O;

в) Ве + 2H₂SO₄ = ВеSO₄ + SO₂^­ + 2H₂O.

2. Реакции с HNO₃ идут с большим количеством вариантов, при этом чем активнее металл и разбавленнее кислота, тем сильнее восстанавливается HNO₃. Могут идти несколько параллельных реакций; может также идти одновременно реакция взаимодействие металла с водой, в которой растворена кислота.

а) 8Na + 9HNO_{3 разб.} = 8NaNO₃ + NH₃^­ + 3H₂O;

(или Ва) (или NH₄NO₃)

б) 8Na + 10HNO_{3 конц.} = 8NaNO₃ + N₂О^­ + 5H₂O;

(или Ва)

в) 3Ве + 8HNO_{3 разб.} = 3Ве(NO₃)₂ + 2NО^­ + 4H₂O;

г) Ве + 4HNO_{3 конц.} = Ве(NO₃)₂ + NО₂^­ + 2H₂O.

Некоторые соединения кальция

1. Карбид Са легко разлагается водой:

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)_2¯ + С₂Н₂^­.

2. Известняк, мел, мрамор: СаСО₃

.

3. СаО – негашеная известь; реакция гашения:

СаО + Н₂О ® Са(ОН)₂.

4. Са(ОН)₂ – гашеная известь;

Са(ОН)₂, раствор – известковая вода;

Са(ОН)₂, осадок – известковое молоко.

5. Реакция открытия СО₂:

а) через известковую воду пропускают углекислый газ и выделяется осадок белого цвета:

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО_3¯ + Н₂О;

б) при дальнейшем пропускании СО₂ осадок растворяется, т.к. образуется растворимая кислая соль:

СаСО_3¯ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂.

6. Жёсткость воды ( ) – совокупность свойств, обусловленная содержанием в воде ионов Са²⁺, Mg²⁺; её наличие приводит к ряду проблем:

а) на посуде и в паровых котлах образуется накипь;

б) стирка затруднена, т.к. плохо образуется пена;

в) пища утрачивает свой вкус.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какой газ будет выделяться при взаимодействии перекиси водорода с перманганатом калия (в присутствии серной кислоты) – а)водород? б)кислород? в)двуокись серы?

2.Что получится при помещении металлического кальция в воду – а)мел? б)негашеная известь? в)известковое молоко?