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 Гидроксиды щелочных металлов - student2.ru 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

CaCO3t°® CaO + CO2­

2Mg(NO3)2t°® 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)2t°® CaCO3¯ + CO2­ + H2O

Mg(HCO3)2t°® 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

Наши рекомендации