Гидроксиды щелочных металлов
Физические свойства
Общая формула гидроксидов щелочных металлов – MOН.
Все гидроксиды щелочных металлов – бесцветные гигроскопичные вещества, легко расплывающиеся на воздухе, очень хорошо растворимы в воде и этаноле, при переходе от LiOH к CsOH растворимость увеличивается.
Некоторые физические свойства гидроксидов щелочных металлов приведены в таблице.
| Свойство | LiОH | NaOH | KOH | RbOH | CsOH |
| Плотность, кг/м3 | |||||
| Температура плавления,°С | |||||
| Температура кипения,°С | ≈ 925 | - | - | ||
| Растворимость в воде, г/100 г Н2О при 15°С |
Химические свойства
Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития при нагревании до температуры 600°С разлагается:
2LiOH = Li2O + H2O.
Все гидроксиды проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют:
NaOH = Na+ + OH-.
Реагируют с оксидами неметаллов:
KOH + CO2 = KHCO3;
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O;
2KOH + 2NO2 = KNO3 + KNO2 + H2O.
Взаимодействуют с кислотами, вступают в реакцию нейтрализации:
NaOH + HCl = NaCl + H2O;
KOH + HNO3 = KNO3 + H2O.
Вступают в обменные реакции с солями:
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl.
Реагируют с галогенами:
2KOH + Cl2 = KClO + KCl + H2O (на холоде) ;
6KOH + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3Н2О (при нагревании).
В расплавленном состоянии взаимодействуют с амфотерными металлами и их оксидами:
2KOH + Zn = K2ZnO2 + H2;
2KOH + ZnO = K2ZnO2 + H2O.
Водные растворы гидроксидов при взаимодействии с амфотерными металлами, их оксидами и гидроксидами образуют гидроксокомплексы:
2NaOH + Be + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2;
2NaOH + BeO + H2O = Na2[Be(OH)4];
2NaOH + Be(OH)2 = Na2[Be(OH)4].
Водные растворы и расплавы гидроксидов реагируют с бором и кремнием, их оксидами и кислотами:
4NaOH + 4B + 3O2 = 4NaBO2 + 2H2O (расплав);
2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2 (раствор).
Получение
Гидроксиды лития, натрия и калия получают электролизом концентрированных растворов их хлоридов, при этом на катоде выделяется водород, на аноде образуется хлор:
2NaCl + 2H2O 
H2 + 2NaOH + Cl2.
Гидроксиды рубидия и цезия получают из их солей при помощи обменных реакций:
Rb2SO4 + Ba(OH)2 = 2RbOH + BaSO4.
ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ
Свойства щелочноземельных металлов
| Атомный номер | Название | Атомная масса | Электронная конфигурация | r г/см3 | t°пл. °C | t°кип. °C | ЭО | Атомный радиус, нм | Степень окисления |
| Бериллий Be | 9,01 | [He] 2s2 | 1,86 | 1,5 | 0,113 | +2 | |||
| Магний Mg | 24,3 | [Ne]3s2 | 1,74 | 649,5 | 1,2 | 0,16 | +2 | ||
| Кальций Ca | 40,08 | [Ar] 4s2 | 1,54 | 1,0 | 0,2 | +2 | |||
| Стронций Sr | 87,62 | [Kr] 5s2 | 2,67 | 1,0 | 0,213 | +2 | |||
| Барий Ba | 137,34 | [Xe] 6s2 | 3,61 | 0,9 | 0,25 | +2 | |||
| Радий Ra | [Rn] 7s2 | ~6 | ~700 | 0,9 | – | +2 |
Физические свойства
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.
Химические свойства
1. Очень реакционноспособны.
2. Обладают положительной валентностью +2.
3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.
4. Обладают большим сродством к кислороду (восстановители).
5. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.
6. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.
Нахождение в природе
Be
3BeO • Al2O3 • 6SiO2 – берилл
Mg
MgCO3 – магнезит
CaCO3 • MgCO3 – доломит
KCl • MgSO4 • 3H2O – каинит
KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит
Ca
CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)
Ca3(PO4)2 – апатит, фосфорит
CaSO4 • 2H2O – гипс
CaSO4 – ангидрит
CaF2 – плавиковый шпат (флюорит)
Sr
SrSO4 – целестин
SrCO3 – стронцианит
Ba
BaSO4 – барит
BaCO3 – витерит
Получение
Бериллий получают восстановлением фторида:
BeF2 + Mg –t°® Be + MgF2
Барий получают восстановлением оксида:
3BaO + 2Al –t°® 3Ba + Al2O3
Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:
CaCl2 ® Ca + Cl2
катод: Ca2+ + 2ē ® Ca0
анод: 2Cl- – 2ē ® Cl02
Металлы главной подгруппы II группы - сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®
1. Реакция с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:
Mg + 2H2O –t°® Mg(OH)2 + H2
Ca + 2H2O ® Ca(OH)2 + H2
2. Реакция с кислородом.
Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO2:
2Mg + O2 ® 2MgO
Ba + O2 ® BaO2
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
Be + Cl2 ® BeCl2(галогениды)
Ba + S ® BaS(сульфиды)
3Mg + N2 ® Mg3N2(нитриды)
Ca + H2 ® CaH2(гидриды)
Ca + 2C ® CaC2(карбиды)
3Ba + 2P ® Ba3P2(фосфиды)
Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Ca + 2HCl ® CaCl2 + H2
Mg + H2SO4(разб.) ® MgSO4 + H2
Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:
Be + 2NaOH + 2H2O ® Na2[Be(OH)4] + H2
5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
Ca2+ - темно-оранжевый
Sr2+- темно-красный
Ba2+ - светло-зеленый
Катион Ba2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:
Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.
Оксиды щелочноземельных металлов
Получение
1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
2) Термическое разложение нитратов или карбонатов
CaCO3 –t°® CaO + CO2
2Mg(NO3)2 –t°® 2MgO + 4NO2 + O2
Химические свойства
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами
MgO + H2O ® Mg(OH)2
3CaO + P2O5 ® Ca3(PO4)2
BeO + 2HNO3 ® Be(NO3)2 + H2O
BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:
BeO + 2NaOH + H2O ® Na2[Be(OH)4]
Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2
Получение
Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Ba + 2H2O ® Ba(OH)2 + H2
CaO(негашеная известь) + H2O ® Ca(OH)2(гашеная известь)
Химические свойства
Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:
Be(OH)2 – амфотерный гидроксид
Mg(OH)2 – слабое основание
остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
1) Реакции с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + SO2 ® CaSO3¯ + H2O
Ba(OH)2 + CO2 ® BaCO3¯ + H2O
2) Реакции с кислотами:
Mg(OH)2 + 2CH3COOH ® (CH3COO)2Mg + 2H2O
Ba(OH)2 + 2HNO3 ® Ba(NO3)2 + 2H2O
3) Реакции обмена с солями:
Ba(OH)2 + K2SO4 ® BaSO4¯+ 2KOH
4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:
Be(OH)2 + 2NaOH ® Na2[Be(OH)4]
Жесткость воды
Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.
Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.
Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.
Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+:
1) кипячением:
Сa(HCO3)2 –t°® CaCO3¯ + CO2 + H2O
Mg(HCO3)2 –t°® MgCO3¯ + CO2 + H2O
2) добавлением известкового молока:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ® 2CaCO3¯ + 2H2O
3) добавлением соды:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 ® CaCO3¯+ 2NaHCO3
CaSO4 + Na2CO3 ® CaCO3¯ + Na2SO4
MgCl2 + Na2CO3 ® MgCO3¯ + 2NaCl
4) пропусканием через ионнообменную смолу
а) катионный обмен:
2RH + Ca2+ ® R2Ca + 2H+
б) анионный обмен:
2ROH + SO42- ® R2SO4 + 2OH-
(где R - сложный органический радикал)
Для удаления временной жесткости используют все четыре способа, а для
постоянной - только два последних.
ПОДГРУППА АЛЮМИНИЯ