- Общая характеристка щелочноземельных металлов
- Ответы
- Химические свойства щелочноземельных металлов
- Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами
- Взаимодействие со сложными веществами
- Тренировочные задания
- Способы получения щелочноземельных металлов
- Нахождение в природе щелочноземельных металлов
- Щелочных и щелочноземельных металлов, алюминия, железа
Общая характеристка щелочноземельных металлов
От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:
- атомного радиуса,
- металлических, основных, восстановительных свойств,
- реакционной способности.
- электроотрицательность,
- энергия ионизация,
- сродство к электрону.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 2 электрона на внешнем уровне ns2:
Be — 2s2
Ca — 4s2
Sr — 5s2
Ba — 6s2
Ra — 7s2
К щелочноземельным металлам относят химические элементы: двувалентные металлы, составляющие IIА группу:
Хотя бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, а магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них.
Все щелочноземельные металлы — вещества серого цвета и гораздо более твердые, чем щелочные металлы.
Бериллий Be устойчив на воздухе. Магний и кальций (Mg и Ca) устойчивы в сухом воздухе. Стронций Sr и барий Ba хранят под слоем керосина.
- Металлы – простые вещества Химические свойства щелочноземельных металлов во многом напоминают свойства щелочных металлов, а магний и бериллий имеют некоторые характерные особенности.
- Бериллий, магний и щелочноземельные металлы горят на воздухе.
2Be + O = 2BeO 2Mg + O
2Ba + O = 2BaO (до 500С) 2Ba + O
- Взаимодействие с неметаллами приводит к образованию бинарных соединений
Са + S = СаS 2Mg + Si Si 3Mg +
- При комнатной температуре с водой реагируют только щелочноземельные металлы. Магний при нагревании.
Ca + 2HO = Ca(OH)↑ Mg + 2H
- Металлы IIА группы активно реагируют с разбавленными кислотами:
Mg + H Ве + 2HCl = ВеCl
- Взаимодействие с кислотами окислителями (азотной, концентрированной серной)
3Ве + 8HNO3 (разб. гор.) + 2NO + 4H
4Mg + 10HNO
4Ca + 10HNOO + 5H
4Ca + 10HNO3 (оч. разб.)
4Mg + 5H = 4MgSOS + 4H
4Са + 5H = 4СаSOS + 4H
- Бериллий не только образует амфотерные оксид и гидроксид, но и сам реагирует с щелочами в концентрированных растворах или при сплавлении:
- При взаимодействии с аммиаком образуются амиды и водород:
3Mg + 2NH
- Магний и кальций используют в качестве восстановителей.
MoO + Mg Mo + MgO V + 5Ca
5CaO + 2V
Магний восстанавливает из оксидов не только металлы, но и неметаллы.
2Mg + CO 2MgO + C 2Mg + SiO
Si + 2MgO (ниже 800°С)
+ 4CaO 4Mg + SiO
Si + 2MgO ( 1000°С)
- Cоединения металлов IIА группы
- оксиды щелочноземельных металлов – основные. Вступают в реакции с водой, кислотными оксидами, кислотами. Оксид бериллия – амфотерный.
- CaO + HO = Ca(OH) (реакция идет при комнатной температуре)
MgO + H (100° – 150°С)
- CaO + CO2 = CaCO3
- MgO + HO MgO + 2HI = MgI
- Амфотерность оксида бериллия выражается в его способности реагировать как с кислотами, так и с щелочами при сплавлении или в растворе.
BeO + 2HCl = BeCl
MgO + CO = Mg + CO MgO + C = Mg + CO
3BaO + Si = BaSiO
СaO + C
- Гидроксид магния, гидроксиды щелочноземельных металлов – характер основный, гидроксид бериллия – характер амфотерный.
- O Ca(OH)
↓ + HO Ca(OH)
- + 2HCl = BaCl
COOH = (CHCa + 2H
-
MgO + H
- + 2HCl = BeClO Be(OH) + 2NaOH = Na
- O + 2CO
+ 2HCl = CaClO + 2СО
O + CO
+ 2HCl = CaCl↑ + H
O = Ca(HCO
- Ca + Na
O 2Ca(NO
2CaO + 4NO
-
+ Cl
на катоде на аноде
+ 5C + 3SiO + 5CO + 2P
+ 4NaBr + 2HO = CaCl + 4NaOH + 2Br
O SrSO
– C – O – Ba – O – C – CH – C – CH
║ ║ ║
O O O
+ 4C = BaS + 4CO BaSO = BaS + 4H
+ 4CO = BaS + 4CO SrS + 4CO
- O = Ca(OH)↑ СаО = 2РН↑ + 3 Са(ОН)
- Si + 4H↓ + SiH
O = ↓3Ba(OH)
- ↑ Mg + 8HBr = 3MgBr
= 5Ca
O = 3Ca(OH)+ 2KOH + 2P
O = Ca
+ 16NO + 2H + 8H
+ 8K + 64HCl = 3Ca+ 16KCl + 16CrCl + 32H
+ 4NaBr + 2HO = CaCl + 4NaOH + 2Br
1. К нерастворимой в воде соли белого цвета, которая встречается в природе в виде широко используемого в строительстве и архитектуре минерала, прилили раствор соляной кислоты, в результате соль растворилась, и выделился газ, при пропускании которого через известковую воду выпал осадок белого цвета; осадок растворился при дальнейшем пропускании газа. При кипячении полученного раствора выпадает осадок. Напишите уравнения описанных реакций.
2. Кальций растворили в воде. При пропускании через полученный раствор сернистого газа образуется осадок белого цвета, который растворяется при пропускании избытка газа. Добавление к полученному раствору щелочи приводит к образованию осадка белого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
3. Раствор, полученный при пропускании сернистого газа через бромную воду, нейтрализовали гидроксидом бария. Выпавший осадок отделили, смешали с коксом и пркалили. При обработке продукта прокаливания хлороводородной кислотой выделился газ с запахом тухлых яиц. Напишите уравнения описанных реакций.
4. Кальций нагрели в атмосфере водорода. Продукт реакции обработали водой, выделяющийся газ пропустили над нагретым оксидом цинка, а в раствор добавили кальцинированную соду. Напишите уравнения описанных реакций.
5. Через баритовую воду пропускали углекислый газ. В полученный раствор добавили гидроксид бария, продукт реакции отделили и растворили в ортофосфорной кислоте.
Напишите уравнения описанных реакций.
6. Через раствор, полученный при гашении извести, пропустили газ, который образуется при получении негашеной извести из известняка; в результате выделяется белый осадок. При действии уксусной кислоты на полученный осадок выделяется тот же газ, который образуется при прокаливании карбоната кальция. Напишите уравнения описанных реакций.
7. Негашеную известь «погасили» водой. В полученный раствор пропустили газ, который выделяется при кальцинировании гидрокарбоната натрия, при этом наблюдали образование и последующее растворение осадка. Напишите уравнения описанных реакций.
8. Вещество, образующееся при сплавлении магния с кремнием, обработали водой, в результате образовался осадок и выделился бесцветный газ. Осадок растворили в соляной кислоте, а газ пропустили через раствор перманганата калия, при этом образовались два нерастворимых в воде бинарных вещества. Напишите уравнения описанных реакций.
9. Магниевую стружку нагрели в атмосфере азота и продукт реакции последовательно обработали кипящей водой, растворами серной кислоты и нитрата бария. Напишите уравнения описанных реакций
10. Негашеную известь прокалили с избытком кокса. Продукт реакции после обработки водой используется для поглощения сернистого и углекислого газов. Напишите уравнения описанных реакций.
11. Магний нагрели в сосуде, наполненном газообразным аммиаком. Образовавшееся вещество растворили в концентрированном растворе бромоводородной кислоты, раствор выпарили и остаток нагрели до появления запаха, после чего добавили раствор щелочи. Напишите уравнения описанных реакций.
12. Магниевый порошок смешали с кремнием и нагрели. Продукт реакции обработали холодной водой и выделяющийся газ пропустили через горячую воду. Образовавшийся осадок отделили, смешали с едким натром и нагрели до плавления. Напишите уравнения описанных реакций.
13. Простое вещество, полученное при нагревании фосфата кальция с коксом и оксидом кремния, сплавили с металлическим кальцием. Продукт реакции обработали водой, а выделяющийся газ собрали и пропустили через раствор соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
14. Фосфат кальция прокалили с углём в присутствии речного песка. Образовавшееся простое вещество прореагировало с избытком хлора. Полученный продукт внесли в избыток раствора гидроксида калия. На образовавшийся раствор подействовали известковой водой. Напишите уравнения описанных реакций.
15) Металлический кальций прокалили в атмосфере азота. Продукт реакции обработали водой, выделившийся при этом газ пропустили в раствор нитрата хрома (III). Выпавший в ходе процесса серо-зеленый осадок обработали щелочным раствором пероксида водорода.
Напишите уравнения описанных реакций.
16) Смесь порошков нитрита калия и хлорида аммония растворили в воде и раствор осторожно нагрели. Выделившийся газ прореагировал с магнием. Продукт реакции внесли в избыток раствора соляной кислоты, при этом выделение газа не наблюдалось. Полученную магниевую соль в растворе обработали карбонатом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
17) Магний растворили в разбавленной азотной кислоте, причем выделение газа не наблюдалось. получившийся раствор обработали избытком раствора гидроксида калия при нагревании. Выделившийся при этом газ сожгли в кислороде. Напишите уравнения описанных реакций.
18) Нитрат натрия сплавили с оксидом хрома (III) в присутствии карбоната натрия. выделившийся при этом газ прореагировал с избытком гидроксида кальция с выпадением осадка белого цвета. Осадок растворили в избытке раствора бромоводородной кислоты и в полученный раствор добавили раствор нитрата серебра до прекращения выпадения осадка. Напишите уравнения описанных реакций.
19) Фосфид кальция обработали соляной кислотой. Выделившийся газ сожгли в закрытом сосуде, продукт горения полностью нейтрализовали раствором гидроксида калия. К полученному раствору прилили раствор нитрата серебра. Напишите уравнения описанных реакций.
20) Оксид кремния прокалили с большим избытком магния. Полученную смесь веществ обработали водой. При этом выделился газ, который сожгли в кислороде. Твердый продукт сжигания растворили в концентрированном растворе гидроксида цезия. Напишите уравнения описанных реакций.
21) Магний нагрели в атмосфере азота. При добавлении к полученному веществу воды выделился газ, который пропустили над нагретым оксидом свинца (II). Полученное твердое вещество темного цвета растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.
22) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ сначала пропустили над нагретым оксидом меди (II), а полученный газ пропустили через раствор гидроксида кальция до тех пор, пока первоначально выпавший осадок не растворился. Напишите уравнения описанных реакций.
23) Барий растворили в воде. К полученному раствору добавили сульфат калия, выпавший осадок отфильтровали, после чего через горячий фильтрат пропустили газообразный хлор. Реакционную массу выпарили, а затем прокалили до образования одной соли. Напишите уравнения описанных реакций.
24) Магний растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору последовательно добавили гидроксид натрия, бромоводородную кислоту, фосфат натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
25) Барий растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделился бесцветный газ – несолеобразующий оксид. Полученный раствор разделили на три части. Первую выпармлм досуха, полученный осадок прокалили. Ко второй части добавили раствор сульфата натрия до прекращения выделения осадка; к третьей добавили раствор карбоната натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
26) Сульфат бария сплавили с коксом. Твердый остаток растворили в соляной кислоте, выделившийся газ вступил в реакцию оксидом серы (IV), а раствор – с сульфитом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
1) СаСО + 2HCl = CaCl↑ + H
↓ + H
O = Ca(HCO
2) Ca + 2HO = Ca(OH)
↓ + H
O = Ca(HSO
↓ + 2H
O = 2HBr + H
↓ + 2H
BaS + 4CO↑
BaS + 2HCl = ВaCl
4) Са + H
O = Ca(OH)
ZnO + H Zn + H
↓ + 2NaOH
O = Вa(HCO
O + Ва(Н
СаО + СО
СаО + НО = Са(ОН)
↓ + H
СООН = (СНСа + СО ↑ + H
7) CaO + HO = Ca(OH)
↑ + H
↓ + H
O = Ca(HCO
8) 2Mg + Si
Si + 4HO = 2Mg(OH)↓ + SiH
+ 2HCl = MgCl
↓ + 3SiO ↓ + 8KOH + 2H
9) 3Mg + N
↓ + 2NH
↓ + Mg(NO
10) СaO + C
O = Ca(OH)
↓ + H
↓ + H
11) 3Mg + 2NH
+ 8HBr = 3MgBr
↑ + HBr↑
+ 2NaOH = Mg(OH)↓ + 2NaBr
12) 2Mg + Si
Si + 4H↓ + SiH
+ 5C + 3SiO + 5CO + 2P
3Ca + 2P
O = 3Ca(OH)↓ + 2PH
+ HCl = PH
+ 5C + 3SiO + 5CO + 2P
2P + 5Cl
+ 8KOH = K + 5KCl + 4H
= Ca↓ + 6KOH
15) 3Ca + N
O = 3Ca(OH)
+ 3HO + Cr(NO↓ + 3NH
+ 4KOH = 2K
KCl + N
3Mg + N
+ 8HCl = 3MgCl
O = (MgOH)↓ + CO↑ + 4NaCl
17) 4Mg + 10HNO
+ 2KOH = Mg(OH)↓ + 2KNO
↑ + KNO
+ 6H
↑ + 3NaNO
↓ + H
+ 2HBr = CaBr↑ + H
= 2AgBr↓ + Ca(NO
+ 6HCl = 3CaCl
+ 3KOH = K
= Ag↓ + 3KNO
+ 2Mg = 2MgO + Si
2Mg + Si = Mg
+ 4Mg = 2MgO + Mg
Si + 4HO = 2Mg(OH)↓ + SiH
+ 2O
+ 2CsOH = Cs
21) 3Mg + N = Mg
+ 6HO = 3Mg(OH) + 2NH
+ 3PbO = 3Pb + N + 3H
3Pb + 8HNO = 3Pb(NO + 2NO + 4H
O + CO↑ + CO
CO + CuO = Cu + CO
+ Ca(OH) = CaCO
O = Ca(HCO
23) Ba + 2HCl = BaCl
+ Na = BaSO↓ + 2NaCl
+ 4C BaS + 4CO
3CO + Fe 2Fe + 3CO
24) 4Mg + 10HNO = 4Mg(NOO + 5H
+ 2NaOH = Mg(OH)↓ + 2NaNO
+ 2HBr = MgBr + 2H
+ 2Na = Mg↓ + 6NaBr
25) 4Ba + 10HNO = Ba(NOO + 5H
+ Na = BaSO↓ + 2NaNO
+ Na = BaCO↓ + 2NaNO
+ 4C BaS + 4CO
BaS + 2HCl = ВaCl
S + SO = 2HO + 3S↓
+ Na = BaSO↓ + 2NaCl
<!—[not-vk_video][/not-vk_video]—>
Неорганическая химия. Металлы: щелочные, щелочноземельные, алюминий
Характерные химические свойства и получение простых веществ — металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)
Химические свойства металлов
Все металлы в химических реакциях проявляют себя, как восстановители. Они легко расстаются с валентными электронами, окисляясь при этом. Вспомним, что, чем левее располагается металл в электрохимическом ряду напряженности, тем более сильным восстановителем он является. Следовательно, самый сильный — это литий, самый слабый — золото и наоборот, золото — самый сильный окислитель, а литий — самый слабый.
Все металлы вытесняют из раствора солей другие металлы, т.е. восстанавливают их. Все, кроме щелочных и щелочноземельных, так как они взаимодействуют с водой. Металлы, расположенные до Н, вытесняют его из растворов разбавленных кислот, а сами растворяются в них.
Рассмотрим некоторые общие химические свойства металлов:
- Взаимодействие металлов с кислородом образует основные (СаО, Na2O, 2Li2O и др.) или амфотерные (ZnO, Cr2O3, Fe2O3 и др.) оксиды.
- Взаимодействие металлов с галогенами (главная подгруппа VII группы) образует галогеноводородные кислоты (HF — фтороводород, HCl — хлороводород и др.).
- Взаимодействие металлов с неметаллами образует соли (хлориды, сульфиды, нитриды и др.).
- Взаимодействие металлов с металлами образует интерметаллиды (MgB2, NaSn, Fe3Ni и др.).
- Взаимодействие активных металлов с водородом образует гидриды (NaH, CaH2, KH и др.).
- Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой образует щелочи (NaOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2 и др.).
- Взаимодействие металлов (только, стоящих в электрохимическом ряду до Н) с кислотами образует соли (сульфаты, нитриты, фосфаты и др.). Следует иметь ввиду, что металлы реагируют с кислотами достаточно неохотно, тогда как с основаниями и солями взаимодействуют практически всегда. Для того, чтобы реакция металла с кислотой прошла нужно, чтобы металл был активным, а кислота сильной.
Химические свойства щелочных металлов
К группе щелочных металлов относятся следующие химические элементы: литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). С перемещением сверху вниз по группе I Периодической таблицы их атомные радиусы увеличиваются, а значит возрастают металлические и восстановительные свойства.
Рассмотрим химические свойства щелочных металлов:
- Не имеют признаков амфотерности, так как обладают отрицательными значениями электродных потенциалов.
- Самые сильные восстановители среди всех металлов.
- В соединениях проявляют только степень окисления +1.
- Отдавая единственный валентный электрон, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
- Образуют многочисленные ионные соединения.
- Практически все растворяются в воде.
Взаимодействие щелочных металлов с другими элементами:
С кислородом, образуя индивидуальные соединения, так оксид образует только литий (Li2O), натрий образует пероксид (Na2O2), а калий, рубидий и цезий — надпероксиды (KO2, RbO2, CsO2).
С водой, образуя щелочи и водород. Помните, эти реакции взрывоопасны. Без взрыва с водой реагирует только литий:
С галогенами, образуя галогениды (NaCl — хлорид натрия, NaBr — бромид натрия, NaI — йодид натрия и др.).
С водородом при нагревании, образуя гидриды (LiH, NaH и др.)
С серой при нагревании, образуя сульфиды (Na2S, K2S и др.). Они бесцветны и хорошо растворимы в воде.
С фосфором при нагревании, образуя фосфиды (Na3P, Li3P и др.), очень чувствительны к влаге и воздуху.
С углеродом при нагревании карбиды образуют только литий и натрий (Li2CO3, Na2CO3), тогда как калий, рубидий и цезий не образуют карбидов, они образуют бинарные соединения с графитом (C8Rb, C8Cs и др).
С азотом при обычных условиях реагирует только литий, образуя нитрид Li3N, с остальными щелочными металлами реакция возможна только при нагревании.
С кислотами реагируют со взрывом, поэтому проведение таких реакций очень опасно. Данные реакции проходят неоднозначно, потому что щелочной металл активно реагирует с водой, образуя щелочь, которая потом нейтрализуются кислотой. Таким образом создается конкуренция между щелочью и кислотой.
С аммиаком, образуя амиды — аналоги гидроксидов, но более сильные основания (NaNH2 — амид натрия, KNH2 — амид калия и др.).
Со спиртами, образуя алкоголяты.
Франций — радиоактивный щелочной металл, один из редчайших и наименее устойчивых среди всех радиоактивных элементов. Его химические свойства изучены недостаточно.
Получение щелочных металлов:
Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
Есть и другие способы получения щелочных металлов:
Натрий также можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях:
Известен способ получения лития из его оксида в вакууме при 300°С:
Калий получают, пропуская пары натрия через расплав хлорида калия при 800°С, выделяющие пары калия конденсируют:
Химические свойства щелочноземельных металлов
К щелочноземельным металлам относятся элементы главной подгруппы II группы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra). Химическая активность данных элементов растет также, как и у щелочных металлов, т.е. с увеличением вниз по подгруппе.
Химические свойства щелочноземельных металлов:
Строение валентных оболочек атомов этих элементов ns2.
- Отдавая два валентных электрона, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
- В соединения проявляют степень окисления +2.
- Заряды ядер атомов на единицу больше, чем у щелочных элементов тех же периодов, что приводит к уменьшению радиуса атомов и увеличению ионизационных потенциалов.
Взаимодействие щелочноземельных металлов с другими элементами:
С кислородом все щелочноземельные металлы, кроме бария образуют оксиды, барий образует пероксид BaO2. Из данных металлов берилий и магний, покрытые тонкой защитной оксидной пленкой взаимодействуют с кислородом только при очень высоких t. Основные оксиды щелочноземельных металлов реагируют с водой, за исключением оксида берилия BeO, обладающего амфотерными свойствами. Реакция оксида кальция и воды называется реакцией гашения извести. Если реагентом является CaO образуется негашенная известь, если Ca(OH)2, гашенная. Также основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами. К примеру:
С водой щелочноземельные металлы и их оксиды образуют гидроксиды — белые кристаллические вещества, которые в сравнении с гидроксидами щелочных металлов хуже растворяются в воде. Гидроксиды щелочноземельных металлов являются щелочами, кроме амфотерного BeOH)2 и слабого основания MgOH. Поскольку берилий не реагирует с водой, BeOH)2 может быть получен другими способами, например гидролизом нитрида:
С галогенами при обычных условиях реагирую все, кроме бериллия. Последний вступает в реакцию только при высоких t. Образуются галогениды (MgI2 – иодид магния, CaI2 – иодид кальция, СаBr2 – бромид кальция и др.).
С водородом реагируют при нагревании все щелочноземельные металлы, кроме берилия. Образуются гидриды (BaH2, CaH2 и др.). Для реагирования магния с водородом помимо высокой t требуется еще и повышенное давление водорода.
С серой образуют сульфиды. К примеру:
- .
Сульфиды служат для получения серной кислоты и соответствующих металлов.
С азотом образуют нитриды. К примеру:
С кислотами образуя соли соответствующей кислоты и водород. К примеру:
Эти реакции протекают также, как и в случае щелочных металлов.
Получение щелочно-земельных металлов:
Бериллий получают восстановлением фторида:
Барий получают восстановлением оксида:
Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:
Химические свойства алюминия
Алюминий – активный, легкий металл, под порядковым номером 13 в таблице. В природе самый распространенный из всех металлов. А из химических элементов занимает третью позицию по распространению. Высокий тепло- и электропроводник. Устойчив к коррозии, поскольку покрывается оксидной пленкой. Температура плавления равна 6600 С.
Рассмотрим химические свойства и взаимодействие алюминия с другими элементами:
Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.
Практически во всех реакциях проявляет восстановительные свойства.
Амфотерный металл, проявляет как кислотные, так и основные свойства.
Восстанавливает многие металлы из оксидов. Этот метод получения металлов получил название алюмотермии. Пример получения хрома:
Взаимодействует со всеми разбавленными кислотами, образуя соли и выделяя водород. К примеру:
В концентрированных HNO3 и H2SO4 алюминий пассивируется. Благодаря этому, возможно хранить и транспортировать данные кислоты в емкостях, изготовленных из алюминия.
Взаимодействует со щелочами, так как они растворяют оксидную пленку.
Взаимодействует со всеми неметаллами, кроме водорода. Для проведения реакции с кислородом нужен мелкораздробленный алюминий. Реакция возможна только при высокой t:
- .
По своему тепловому эффекту данная реакция относится к экзотермическим. Взаимодействие с серой образует сульфид алюминия Al2S3, с фосфором фосфид AlP, с азотом нитрид AlN, с углеродом карбид Al4C3.
Взаимодействует с другими металлами, образуя алюминиды (FeAl3 CuAl2, CrAl7 и др.).
Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 960–970°С.
Химические свойства переходных элементов
К переходным относятся элементы побочных подгрупп Периодической таблицы. Рассмотрим химические свойства меди, цинка, хрома и железа.
Химические свойства меди
В электрохимическом ряду находится правее Н, поэтому данный металл малоактивен.
В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2.
Взаимодействует с кислородом при нагревании, образуя:
- оксид меди (I) (при t 4000C)
- или оксид меди (II):
Гидроксид меди Си(ОН)2 амфотерен, основные свойства в нем преобладают. В кислотах он растворяется легко:
а в концентрированных растворах щелочей с трудом:
Взаимодействие меди с серой при различных температурных условиях, также образует два сульфида. При нагревании до 300-4000С в вакууме образуется сульфид меди (I):
При комнатной t, растворив серу в сероводороде, можно получить сульфид меди
Из галогенов взаимодействует со фтором, хлором и бромом, образуя галогениды (CuF2, CuCl2, CuBr2), йодом, образуя йодид меди (I) CuI; не взаимодействует с водородом, азотом, углеродом, кремнием.
С кислотами — неокислителями не реагирует, потому как они окисляют только металлы, расположенные до водорода в электрохимическом ряду. Данный химический элемент реагирует с кислотами — окислителями: разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной:
Взаимодействуя с солями, медь вытесняет из их состава металлы, расположенные правее неё в электрохимическом ряду. К примеру,
Здесь мы видим, что медь перешла в раствор, а железо (III) восстановилось до железа (II). Данная реакция имеет важное практическое значение и применяется для удаления меди, напыленной на пластмассу.
Химические свойства цинка
Самый активный после щелочноземельных металлов.
Обладает выраженными восстановительными свойствами и амфотерными свойствами.
В соединениях проявляет степень окисления +2.
На воздухе покрывается оксидной пленкой ZnO.
Взаимодействие с водой возможно при температуре красного каления. В результате образуется оксид цинка и водород:
Взаимодействует с галогенами, образуя галогениды (ZnF2 — фторид цинка, ZnBr2 — бромид цинка, ZnI2 — йодид цинка, ZnCl2 — хлорид цинка).
С фосфором образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2.
С серой халькогенид ZnS.
Непосредственно не реагирует с водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором.
Взаимодействует с кислотами — неокислителями, образуя соли и вытесняя водород. К примеру:
- .
С кислотами — окислителями тоже реагирует: с конц. серной кислотой образует сульфат цинка и сернистый газ:
Активно реагирует со щелочами, так как цинк — амфотерный металл. С растворами щелочей образует тетрагидроксоцинкаты и выделяя водород:
- .
На гранулах цинка, впоследствии реакции, появляются пузырьки газа. С безводными щелочами при сплавлении образует цинкаты и выделяет водород:
Химические свойства хрома
В обычных условиях инертен, при нагревании активен.
Обладает амфотерными свойствами.
Образует окрашенные соединения.
В соединениях проявляет степени окисления +2 (основный оксид CrO черного цвета), +3 (амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 зеленого цвета) и +6 (кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и кислоты: хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7 и др.).
Со фтором взаимодействует при t 350-4000C, образуя фторид хрома (IV):
- .
C кислородом, азотом, бором, кремнием, серой, фосфором и галогенами при t 6000C:
- соединение с кислородом образует оксид хрома(VI) CrO3 (тёмно-красные кристаллы),
- соединение с азотом — нитрид хрома CrN (черные кристаллы),
- соединение с бором — борид хрома CrB (желтые кристаллы),
- соединение с кремнием — силицид хрома CrSi,
- соединение с углеродом — карбид хрома Cr3C2.
С водяным паром реагирует, находясь в раскалённом состоянии, образуя оксид хрома (III) и водород:
- .
С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с их расплавами, образуя хроматы:
В разбавленных сильных кислотах растворяется, образуя соли. Если реакция проходит на воздухе образуются соли Cr3+, например:
Если же без воздуха, то соли Cr2+, например:
С концентрированными серной и азотной кислотами, а также с царской водкой, реагирует только при нагревании, т.к. при низких t эти кислоты пассивируют хром. Реакции с кислотами при нагревании выглядят так:
Оксид хрома(I) CrO — твердое вещество черного или красного цвета, не растворяющееся в воде.
- Обладает основными и восстанавливающими свойствами.
- При нагревании до 1000С на воздухе окисляется до Cr2O3 — оксида хрома (III).
- Возможно восстановление хрома водородом из данного оксида: CrO + Н
- Реагирует с соляной кислотой, при этом выделяя водород:
- Не реагирует со щелочами, разбавленными серной и азотной кислотами.
Оксид хрома (III) Cr2O3 — тугоплавкое вещество, темно-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.
- Обладает амфотерными свойствами.
- Как основный оксид взаимодействует с кислотами: .
- Как кислотный оксид взаимодействует со щелочами: .
- Сильные окислители окисляют Cr2O3 до хромата H2CrO4.
- Сильные восстановители восстанавливают
Гидроксид хрома(II) Cr(OH)2 — твердое вещество желтого или коричневого цвета, плохо растворяющееся в воде.
- Слабое основание, проявляет основные свойства.
- В присутствии влаги на воздухе окисляется до Cr(OH)3 — гидроксида хрома (III).
- Реагирует с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: .
- Не реагирует со щелочами и разбавленными кислотами.
Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 — вещество серо-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.
- Обладает амфотерными свойствами.
- Как основный гидроксид взаимодействует с кислотами: .
- Как кислотный гидроксид взаимодействует со щелочами: .
Химические свойства железа
Активный металл, обладающий высокой реакционной способностью.
Обладает восстановительными свойствами, а также ярко выраженными магнитными свойствами.
В соединениях проявляет основные степени окисления +2 (со слабыми окислителями: S, I, HCl, растворами солей ), +3 (с сильными окислителями: Br и Cl) и менее характерную +6 (с О и ). У слабых окислителей железо принимает степень окисления +2, у более сильных +3. Степени окисления +2 соответствуют чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH)2, обладающие основными свойствами. Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3, обладающие слабо выраженными амфотерными свойствами. Fe (+2) — слабый восстановитель, а Fe (+3) — чаще слабый окислитель. При изменении окислительно — восстановительных условий, степени окисления железа могут меняться друг с другом.
На воздухе при t 2000C покрывается оксидной пленкой. В обычных атмосферных условиях легко подвергается коррозии. При пропускании кислорода через расплав железа образуется оксид FeО. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe2О3. При сгорании в чистом кислороде образуется оксид — железная окалина:
C галогенами реагирует при нагревании:
- соединение с хлором образует хлорид железа(III) FeCl3,
- соединение с бромом — бромид железа (III) FeBr3,
- соединение с йодом — йодид железа (II,III) Fe3I8,
- соединение со фтором — фторид железа (II) FeF2, фторид железа(III) FeF3.
С серой, азотом, фосфором, кремнием и углеродом также реагирует при нагревании:
- соединение с серой образует сульфид железа(II) FeS,
- соединение с азотом — нитрид железа Fe3N,
- соединение с фосфором — фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P,
- соединение с кремнием — силицид железа FeSi,
- соединение с углеродом — карбид железа Fe3C.
При высокой t взаимодействует с водой:
Не реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, так как покрыто оксидной пленкой, пассивирующее данный металл. Если же концентрированную серную кислоту нагреть, реакция пойдет:
Реакции с соляной и разбавленной 20-% серной кислотами образуют соли железа (II):
Реакция с разбавленной 70-% серной кислотой образует сульфат железа (III):
С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с расплавами щелочей, являющихся сильными окислителями:
Восстанавливает металлы, расположенные в электрохимическом ряду правее:
В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO·Fe2O3).
Оксид железа (II) FeO — кристаллическое вещество черного цвета (вюстит), не растворяющееся в воде.
- Обладает основными свойствами.
- Реагирует с разбавленной соляной кислотой:
- Реагирует с концентрированной азотной кислотой:
- Не реагирует с водой и солями.
- С водородом при t 3500C восстанавливается до чистого металла:
- Также восстанавливается до чистого металла при соединении с коксом:
- Получить данный оксид можно различными способами, один из них нагревание при низком давлении О: .
Оксид железа (III) Fe2O3 — порошок бурового цвета (гематит), нерастворяющееся в воде вещество. Другие названия: окись железа, железный сурик, пищевой краситель E172 и пр.
- Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных.
- Легко взаимодействует с кислотами:
- С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами, образуя ферриты: .
- При нагревании с водородом проявляет окислительные свойства:
- В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства:
Оксид железа (II, III) Fe3O4 или FeO•Fe2O3 — серовато-черное твердое вещество (магнетит, магнитный железняк), нерастворяющееся в воде вещество.
- Разлагается при нагревании более 15000С: .
- Реагирует с разбавленными кислотами:
- С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами: .
- При реакции с кислородом окисляется: .
- С водородом при нагревании восстанавливается:
- Также восстанавливается при соединении с оксидом углерода: .
Гидроксид железа(II) Fe(OH)2 — белое, редко зеленоватое кристаллическое вещество, нерастворяющееся в воде.
- Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных.
- Вступает в реакции нейтрализации кислоты-неокислителя, проявляя основные свойства: .
- При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотами проявляет восстановительные свойства, образуя соли железа (III): .
- При нагревании вступает в реакции с концентрированными растворами щелочей: .
Гидроксид железа (II) Fe(OH)3 — бурое кристаллическое или аморфное вещество, нерастворяющееся в воде.
- Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных.
- Легко взаимодействует с кислотами: .
- С концентрированными растворами щелочей образует гексагидроксоферраты (III):
- С расплавами щелочей образует ферраты: .
- В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства:
Возник вопрос по теме? Задавайте его репетитору по химии 👉
Ответы
Химические свойства щелочноземельных металлов
- Окрашивание пламени солями щелочных металлов
Ca — кирпично-красный
Sr — карминово-красный (алый)
Ba — яблочно-зеленый
- Взаимодействие с веществами:
Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами
С кислородом взаимодействуют при нагревании с образованием оксидов
Видео Горение кальция
(F, Cl, Br, I)
Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами при нагревании с образованием галогенидов .
Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании с образованием гидридов:
Сa + H2 СaH2
Бериллий с водородом не взаимодействует.
Магний реагирует только при повышенном давлении:
Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с серой с образованием сульфидов сульфидов:
Сa + S СaS
При комнатной температуре с азотом взаимодействует только магний с образованием нитрида:
Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.
Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
Бериллий при нагревании с углеродом с образует карбид — метанид:
Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с фосфором с образованием фосфидов:
3Сa + 2P Сa3 P2
Взаимодействие со сложными веществами
Кальций, стронций и барий взаимодействуют с водой при комнатной температуре с образованием щелочи и водорода:
Магний реагирует с водой при кипячении, а бериллий с водой не реагирует.
- С растворами HCl, H2SO4, H3PO4 щелочноземельные металлы взаимодействуют с образованием соли и выделением водорода:
Са + H2SO4(разб)= СаSO4 + H2
- С кислотами-окислителями (HNO3 и конц. H2SO4):
с концентрированной серной:
с разбавленной и концентрированной азотной:
С водными растворами щелочей
В водных растворах щелочей растворяется только бериллий:
В расплаве щелочноземельные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:
В растворе щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.
Щелочноземельные металлы могут восстанавливать из оксидов такие неметаллы как кремний, бор, углерод:
Магний сгорает в атмосфере углекислого газа с образованием оксида магния и сажи (С):
Тренировочные задания
1. Литий при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ
1) кислородом и алюминием
2) серой и хромом
3) оксидом углерода (II) и оксидом меди (I)
4) азотом и фосфором
2. Верны ли следующие утверждения о литии?
А. Литий хранят под слоем вазелина. Б. Взаимодействие лития с кислородом приводит к пероксиду лития.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
3. Натрий при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) ртутью и алюминием
2) фосфором и оксидом кальция
3) оксидом серы (IV) и оксидом кальция
4) азотной кислотой и водой
4. Верны ли следующие утверждения о натрии?
А. Натрий не реагирует с фосфором даже при нагревании.
Б. Натрий используют в технике при получении калия.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
5. Калий при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) водой и магнием
2) серой и разбавленной серной кислотой
3) оксидом фосфора (V) и оксидом магния
4) азотной кислотой и оксидом серы (VI)
6. Верны ли следующие утверждения о калии?
А. Калий не реагирует с водой.
Б. Гидрид калия нельзя получить прямой реакцией калия с водородом.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
7. Магний при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) в одой и железом
2) серой и разбавленной серной кислотой
3) оксидом фосфора (V) и оксидом кремния
4) азотной кислотой и оксидом серы (VI)
8. Верны ли следующие утверждения о магнии?
А. Магний на воздухе покрывается оксидной пленкой.
Б. Магний реагирует с соляной кислотой.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
9. Кальций при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) водой и углеродом
2) фосфором и литием
3) оксидом фосфора (V) и оксидом азота (IV)
4) оксидом бария и оксидом серы (VI)
10. Верны ли следующие утверждения о кальции?
А. Кальций реагирует с азотом при нагревании.
Б. Кальций не реагирует с оксидом фосфора (V).
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
11. Барий при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) водой и соляной кислотой
2) фосфором и натрием
3) оксидом фосфора (V) и оксидом лития
4) оксидом углерода (IV) и оксидом серы (VI)
12. Верны ли следующие утверждения о барии?
А. Барий не вступает в реакцию с бромом.
Б. Барий вступает в реакцию с водой.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
13. Алюминий при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) серой и соляной кислотой
2) фосфором и оксидом калия
3) оксидом фосфора (V) и водой
4) железом и оксидом серы (VI)
14. Верны ли следующие утверждения об алюминии?
А. Алюминий вступает в реакцию с Fe2O3.
Б. Алюминий реагирует с соляной кислотой.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
15. Железо при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:
1) серой и соляной кислотой
2) фосфором и оксидом калия
3) оксидом фосфора (V) и водой
4) кислородом и оксидом серы (VI)
16. Верны ли следующие утверждения о железе?
А. Железо вступает в реакцию с Fe2O3.
Б. Железо реагирует с соляной кислотой.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
17. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакции
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Li + HNO3 (разб.) →
Б) Li + S →
В) Li + H2O →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) LiNO3 + H2↑
2) Li2S
3) LiOH
4) LiNO3 + NH4NO3 + H2O
5) LiOH + H2
18. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Li + O2 →
Б) Li + Cl2 →
В) Li + HNO3 (разб.) →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) LiNO3 + H2↑
2) LiCl
3) Li2O
4) Li2O2
5) LiNO3 + NH4NO3 + H2O
19. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Na + O2 →
Б) Na + H2SO4 →
В) Na + HCl →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) NaCl
2) Na2O
3) Na2O2
4) NaCl + H2↑
5) Na2SO4 + H2↑
20. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Na + HNO3 (разб.) →
Б) Na + O2 →
В) Na + H2O →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) NaNO3 + H2↑
2) NaNO3 + NH4NO3 + H2O
3) NaOH + H2↑
4) Na2O
5) Na2O2
21. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) K + O2 →
Б) K + HCl →
В) K + S →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) K2O
2) KO2
3) K2S
4) KCl + H2O
5) KCl + H2↑
22. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) K + H2O →
Б) K + Cl2 →
В) K + H2SO4 (разб.) →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) KH + O2
2) K2SO4
3) KCl
4) K2SO4 + H2↑
5) KOH + H2↑
23. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Mg + HNO3 (разб.) →
Б) Mg + N2 →
В) Mg + HCl →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Mg(NO3)2 + N2O + H2O
2) Mg(NO3)2 + H2↑
3) MgO + H2↑
4) MgCl2 + H2↑
5) Mg3N2
24. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Mg + H2SO4 (разб.) →
Б) Mg + H2 →
В) Mg + HNO3 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) MgSO4 + SO2 + H2O
2) Mg(NO3)2 + H2↑
3) MgH2
4) MgSO4 + H2↑
5) Mg(NO3)2 + N2O + H2O
25. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Ca + HNO3 (разб.) →
Б) Ca + P →
В) Ca + HCl →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Ca(NO3)2 + NO2 + H2O
2) CaCl2 + H2O
3) Ca(NO3)2 + N2O + H2O
4) Ca3P2
5) CaCl2 + H2↑
26. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Ca + N2 →
Б) Ca + C →
В) Ca + HCl →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Ca3N2
2) Ca2C
3) CaCl2
4) CaCl2 + H2↑
5) CaC2
27. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Ba + HNO3 (разб.) →
Б) Ba + H2 →
В) Ba + H2O →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Ba(NO3)2 + N2O3↑ + H2O
2) Ba(NO3)2 + N2O↑ + H2O
3) BaH2
4) Ba(OH)2 + H2↑
5) Ba(OH)2
28. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Ba + N2 →
Б) Ba + O2 →
В) Ba + C →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) BaO
2) Ba2O2
3) Ba3N2
4) BaC2
5) Ba2C
29. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Al + HCl →
Б) Al + C →
В) Al + Fe2O3 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) FeAlO2
2) Al2O3 + Fe
3) AlCl3 + H2↑
4) Al4C3
5) Al2C3
30. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Al + NaOH + H2O →
Б) Al + P →
В) Al + HI →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Na[Al(OH)4] + H2↑
2) AlI3 + H2↑
3) AlP
4) Na[Al(OH)4]
5) Al(OH)3 + H2↑
31. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Fe + HCl →
Б) Fe + H2SO4 (разб.) →
В) Fe + S →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) FeCl3 + H2↑
2) Fe2(SO4)3 + H2↑
3) FeSO4 + H2↑
4) FeS
5) FeCl2 + H2↑
32. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА
А) Fe + H2O (пар) →
Б) Fe + HNO3 (разб.) →
В) Fe + CuSO4 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
1) Fe2(SO4)3 + Cu
2) Fe(NO3)3 + NO + H2O
3) FeSO4 + Cu
4) Fe3O4 + H2
5) Fe(NO3)3 + NO2 + H2O
33. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
34. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
35. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
36. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
37. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
38. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
39. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
40. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
41. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
42. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
43. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
44. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
45. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
46. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
Способы получения щелочноземельных металлов
- Магний получают электролизом солей, чаще всего хлоридов: расплавленного карналлита (KCl·MgCl26H2O) или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:
- восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:
Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:
Барий получают алюмотермическим способом — восстановление оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:
Нахождение в природе щелочноземельных металлов
Как правило, щелочноземельные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др.
Основные минералы, в которых присутствуют щелочноземельные металлы:
Щелочных и щелочноземельных металлов, алюминия, железа
Элементами группы IA являются литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Их называют также щелочными металлами. Некоторые их физические свойства приведены в таблице 6.
Для щелочных металлов наблюдается общая для периодической системы закономерность: с увеличением порядкового номера возрастает радиус атома элемента и его металлические свойства, электроотрицательность уменьшается.
Общий способ получения щелочных металлов — электролиз расплавов их хлоридов, например:
Калий получают также с помощью натрийтермического метода:
Щелочные металлы химически очень активны, легко реагируют с простыми и сложными веществами, в своих соединениях проявляют степень окисления +1. Хранят щелочные металлы в герметичной таре под слоем обезвоженного керосина, а литий — под слоем вазелина.
Ниже представлены общие для всех щелочных металлов реакции (Me = Li, Na, K, Rb, Cs):
Исключением является реакция с кислородом, в которой щелочные металлы ведут себя по-разному:
Оксиды щелочных металлов Э2O являются типичными основными оксидами, а гидроксиды ЭОН — сильными основаниями (щелочами), сила которых возрастает от лития к цезию.
Элементами IIА-группы являются бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Последние три называют элементами подгруппы кальция или щёлочноземельными металлами. Некоторые свойства элементов IIА-группы приведены в таблице 7.
Свойства бериллия и магния несколько отличаются от свойств, характерных для щёлочноземельных металлов. Бериллий по многим свойствам близок к алюминию, а магний — к цинку (диагональное сходство).
Для щёлочноземельных металлов наблюдается общая для периодической системы закономерность: с увеличением порядкового номера возрастает радиус атома элемента и его металлические свойства, электроотрицательность уменьшается.
Магний и кальций получают электролизом расплавов их хлоридов, например:
Стронций и барий получают восстановлением их оксидов алюминием или кремнием, например:
Щёлочноземельные металлы химически активны; они легко реагируют с простыми и сложными веществами, в своих соединениях проявляют степень окисления +2.
Ниже приведены характерные для щёлочноземельных металлов реакции с простыми и сложными веществами (Me = Ca, Sr, Ba):
Оксиды щёлочноземельных металлов представляют собой типичные основные оксиды. Они реагируют с кислотами с образованием солей и воды, с кислотными оксидами с образованием солей. Реакция с водой протекает по-разному. Если оксид бария легко реагирует с водой при комнатной температуре с образованием сильной щёлочи Ba(OH)2, то оксид магния может реагировать с водой только при кипячении. Химические свойства оксидов щёлочноземельных металлов (Me = Ca, Sr, Ba):
Гидроксиды щёлочноземельных металлов проявляют основные свойства: реагируют с кислотами с образованием основных или средних солей и воды, с кислотными оксидами с образованием солей и воды. Химические свойства гидроксидов щёлочноземельных металлов (Me = Ca, Sr, Ba):
Сила оснований увеличивается с увеличением порядкового номера элемента.
Алюминий — химический элемент, расположенный в 3-м периоде IIIA группе. Его электронная формула 1s22s22p63s23p1.
Алюминий пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте из-за образования устойчивой оксидной пленки. Сильный восстановитель.
Химические свойства:
Оксид алюминия — типичный амфотерный оксид, гидроксид алюминия — типичный амфотерный гидроксид.
Железо находится в 4-м периоде VIIIБ группе. Его электронная формула 1s22s22p63s23p63d64s2. Металл средней активности, в своих соединениях проявляет степени окисления +2 и +3. Известны ряд соединений железа со степенью окисления +6.
Химически чистое железо получают разложением его пентакарбонила:
Основная масса железа используется не в чистом виде, а в виде сплавов с углеродом (сталь, чугун) и другими элементами. Эти сплавы получают в доменных печах.
Упрощённо этот процесс можно описать уравнением:
Характерные для железа химические реакции:
FeO проявляет основные, а Fe2O3 — амфотерные с преобладанием основных свойства. Оба оксида вступают в окислительно-восстановительные реакции.
Для двойного оксида железа (II) — железа (III) Fe3O4 (магнетит) характерны в первую очередь окислительно-восстановительные реакции, а также реакции обмена, которые идут так же, как и у входящих индивидуально в его состав оксидов:
Гидроксид железа (II) практически проявляет только основные свойства, при нагревании разлагается, вступает в окислительно-восстановительные реакции:
Гидроксид железа (III) проявляет амфотерные с преобладанием основных свойства, при нагревании разлагается, вступает в окислительно-восстановительные реакции:
