Отношение щелочных металлов к водороду

    Гидриды. Наиболее устойчивым среди гидридов щелочных металлов является гидрид лития LiH. В этом отношении он близок гидридам щелочноземельных металлов, которые значительно более устойчивы, чем гидриды щелочных металлов.

Гидрид лития легко получается при пропускании водорода над слабо нагретым литием, находящимся в железной лодочке. При этом образуется белая твердая, состоящая из правильных кристаллов масса С точкой плавления 680°. [c.199]     Отношение щелочных металлов к водороду. Гидриды.

Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя твердые солеобразные гидриды типа ЭН, в которых степень окисления водорода—1. Гидриды плавятся без разложения. При электролизе их распла- [c.272]

    Отношение к другим элементарным окислителям. Галогены, сера, азот, фосфор, водород и др.

при определенных условиях относительно легко окисляют щелочные металлы с образованием галидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, гидридов и др. (см. гл. I). Эти реакции протекают с выделением большого количества тепла, часто в форме горения, а иногда со взрывом (например, калий при взаимодействии с бромом).

Менее активно взаимодействуют щелочные металлы с азотом и лишь литий соединяется с ним при обыкновенной температуре, но лучше при слабом нагревании  [c.36]

    Гидриды щелочных металлов (NaH — sH) подвергаются термической диссоциации в пределах температур 400—450°, гидрид же лития для этого требует более высокой температуры.

Гидрид лития стоит несколько особняком по отношению к гидридам остальных металлов и приближается по своим свойствам к гидридам щелочноземельных элементов (см. Щелочноземельные металлы ).

Разлагаются они на свободный металл и молекулярный водород по схеме  [c.236]

    Отношение щелочных металлов к водороду. Гидриды. [c.337]

    Ковалентная составляющая в связях соединений меди, серебра и золота с электроотрицательными элементами выше, чем у щелочных металлов. Склонность соединяться с водородом и образовывать гидриды ионного типа невелика и такие соединения очень непрочны.

Элементы подгруппы 1В образуют значительно больше труднорастворимых соединений, чем щелочные металлы. Высокая ковалентная составляющая обусловливает низкую растворимость оксидов, гидроксидов, сульфидов и невысокие растворимости хлор-, бром- и иодпроизводных однозарядных катионов элементов подгруппы 1В.

Высокое значение ионизационного потенциала и меньшее, чем у щелочных металлов, различие между радиусами ионов и атомов указывает на более положительное значение их окислительно-восстановительных потенциалов. Сверху вниз по подгруппе окислительно-восстановительный потенциал растет.

В водных растворах нормальный потенциал у всех элементов положительнее водорода. По отношению к кислороду потенциал у Си и Ag — отрицательный, а у Аи — положительный. Поэтому элементы этой подгруппы не вытесняют водород из растворов его нонов и выделяются при электролизе водных растворов солей в отсутствие перенапряжения водорода.

Из-за того, что окислительно-восстановительный потенциал у Си и Ag отрицательнее кислорода, а у Аи — положительнее, металлы встречаются в природе в самородном состоянии, а Си и Ag еще и в виде соединений. [c.282]

    Отношение к другим элемента.рным оки слите-л я м. Щелочные металлы энергично окисляются галогенами, серой, селеном, водородом, образуя галиды, сульфиды, селениды, гидриды. При растирании их с порошком серы образование сульфидов происходит со взрывом. В атмосфере хлора ири наличии влаги воспламе- [c.217]

    Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов по своим свойствам сходны с соответствующими солями галогенов, отличаясь от последних своей неустойчивостью по отношению к воде. Состоят они из положительных ионов металла и отрицательных ионов водорода.

При электролизе, например, расплавленного гидрида лития LiH на катоде выделяется литий, а на аноде — водород. Таким образом, водород можно отнести к элементам первой и седьмой групп. Атомная масса водорода 1,008. Элемент водород неоднороден он представляет собой смесь изотопов Н и Н.

Первый изотоп на- [c.157]

    Гидрид магния образуется при взаимодействии активированного иодом металлического магния с водородом под давлением (способ 1). MgHj в активной форме (по отношению к кислороду и соединениям с положительным водородом) наиболее целесообразно получать путем взаимодействия галогенида магния с гидридом щелочного металла в эфирном растворе (способ 2). [c.973]

    В ионных гидридах связь между атомом металла и водородом ионная, причем водород образует здесь отрицательный ион H , принимая на ls-орбиталь дополнительный электрон, в результате чего он приобретает конфигурацию электронов инертного газа гелия.

В этом отношении поведение атома водорода в гидридах щелочных и щелочноземельных металлов похоже на поведение атомов галогенов в галогенидах с теми же металлами. По физическим свойствам и по строению кристаллических решеток ионные гидриды также схожи с соответствующими галогенидами.

Например, гидриды щелочных металлов кристаллизуются по типу каменной соли (Na l),, образуя типично ионную решетку, в которой каждый ион щелочного металла окружен шестью ионами водорода, а каждый ион водорода — шестью ионами щелочного металла.

Как и вообще вещества с ионными решетками, ионные гидриды имеют сравнительно высокие температуры плавления. [c.178]

    В ряде случаев удалось обнаружить образование гидрида щелочного металла при нуклеоф ИЛьном замещении водорода в ароматическом или гетероциклическом кольце. Гидридный ион — очень сильное основание. По отношению к нему молекулярный водород является корреспондирующей кислотой.

Если в системе имеются вещества с подвижными атомал1и водорода, то в ходе реакции может выделяться молекулярный водород. Полагают, что первая стадия нуклеофильного замещения состоит в образовании промежуточного продукта в результате присоединения нуклеофильного реагента. Такая точка зрения подтверждается изложенными ниже примерами.

]У1еханизм нуклеофильного замещения наиболее подробно обоснован опытами с азотистыми гетероциклами [39—42]. [c.315]

    Гидриды, входящие в эт группу, легко образуются в виде бесцветных кристаллов при нагревании металла в водороде. Гидриды щелочных металлов обладают структурой каменной соли и напоминают во многих отношениях галоидные соли щелочных металлов ).

Электролиз расплавленного LiH при тe и epaтype, близкой к точке плавления (680° С), с применением стальных электродов приводит к образованию лития на катоде, водород же выделяется иа аноде.

Эти ионные гидриды имеют значительно более высокие те5шературы плавления, чем молекулярные гидриды, расс5ютренные в предыдущем параграфе. Все они легко реагируют с водой, выделяя водород при этом остается раствор гидроокиси металла.

Существует интересная реакция между нагретым твердым гидридом натрия и двуокисью углерода, приводящая к образованию иона муравьиной кислоты  [c.284]

    Водород проявляет валентность 1- -, но по химическим свойствам имеет лишь отдаленное отношение к щелочным металлам (1а) и с гораздо ббльшим основанием может быть причислен к группе галогенов (Vila). Подобно им водород образует прочные двухатомные молекулы. В соединениях с более электроположительными элементами он проявляет валентность 1—.

Гидриды большинства металлов сходны с галогенидами и представляют ионные или ионно-металлические соединения. Растворяясь в металлах, водород выступает как протон (H-f-), а в водных растворах образует ионы гидроксония, т. е. гидратированные отрицательные ионы водорода НдО».

Однако в отличие от галогенов водород проявляет электроположительные свойства и обнаруживает значительную восстановительную способность. Это дает известные основания, помещая его в группе галогенов (Vila), сильно сдвигать влево к металлам, а помещая условно (в скобках) в I группе, еще более сильно сдвигать вправо к неметаллическим элементам (см. табл. 10 и И).

По значению электроотрицательности водород близок к углероду, находящемуся посредине между I и VII группами, над которым он и размещался Андроповым [79]. [c.83]

    Изомеризацию ненасыщенных углеводородов (алкинов, алкенов, диенов) с перемещением кратной связи (или связей) в молекуле катализируют основания — едкие щелочи, алко-голяты, амиды и гидриды щелочных и щелочноземельных металлов и щелочноорганические соединения. Существует прямая зависимость между степенью кислотности углеводорода, определенной при помощи реакций металлирования или дейтерообмена, и его склонностью к изомеризации. Кроме того, чем кислее углеводород, тем более слабое основание способно его изомеризовать. Естественно предположить, что изомеризация начинается с кислотно-основной реакции между углеводородом и катализатором. Б. А. Казанский и И. В. Гостунская [144—147] высказали мысль о том, что первой стадией изомеризации с перемещением кратной связи является прото-низация водорода в СН-связи, находящейся в аллильном положении по отношению к кратной связи  [c.152] Смотреть страницы где упоминается термин Отношение щелочных металлов к водороду. Гидриды: [c.390]    [c.166]    [c.59]    [c.4]    [c.100]    [c.59]    [c.87]   
Смотреть главы в:

Курс химии -> Отношение щелочных металлов к водороду. Гидриды

• Гидриды металлов
• Гидриды щелочных
• Металлы водородом
• Металлы гидридами металлов
• Щелочные металлы гидриды

© 2022 chem21.info Реклама на сайте

Химические свойства щелочных металлов. Натрий

Металлы 5-блока имеют однотипное строение не только внешнего энергетического уровня, но и предпоследнего уровня. В результате этого в группе щелочных металлов наблюдается плавное изменение свойств по группе от лития к цезию и наибольшее сходство между всеми элементами по сравнению с другими группами.

Металлы от лития до цезия имеют серебристо-белый цвет (цезий золотистый), они блестящие, очень мягкие, с хорошей электрической проводимостью. Плотность лития, натрия и калия меньше плотности воды. Щелочные металлы не только легкоплавкие, но и имеют довольно низкие температуры кипения (табл. 26.3).

Таблица 263

Свойства щелочных металлов

Получают щелочные металлы электролизом расплавленных солей и гидроксидов:

При электролизе расплавленного гидроксида натрия поддерживается температура 350°С. Катод из графита располагается в центре электролизера в железном цилиндре (рис. 26.2). Расплавленный натрий всплывает на поверхность электролита и собирается в этом цилиндре. Кислород выделяется на железных стенках электролизера, служащих анодом.

Рис. 26.2. Схема электролизной установки для получения натрия:

• 1 — реакционный сосуд; 2 — катод; 3 — анод;
• 4 — стальной цилиндр с сеткой и крышкой

Расплавленные щелочные металлы заметно испаряются в вакууме. Газообразный щелочной металл состоит не только из атомов металла, в нем также есть примесь и двухатомных молекул:

В молекулах 1л2, Ыа2 и др. имеется ковалентная связь, образованная неспаренными электронами на внешних 5-орбиталях. Этим щелочные металлы похожи на водород, но связь в молекуле Н2 значительно прочнее.

Летучесть щелочных металлов позволяет восстанавливать их из оксидов менее активными металлами:

Равновесие реакции смещается вправо благодаря удалению паров металла. Данным методом можно осаждать тонкий слой щелочного металла на внутренней поверхности стеклянного устройства, например, фотоэлемента.

Хранят щелочные металлы в закрытых стальных контейнерах без доступа воздуха и воды. Небольшие куски натрия изолируют от воздуха слоем керосина. Щелочные металлы пожароопасны, а тушение их водой недопустимо. При попадании воды на горящий металл пожар усиливается, так как горит выделяющийся водород.

Рассмотрим реакции щелочных металлов на примере натрия. При нагревании расплавленный натрий реагирует с водородом, а в атмосфере галогенов горит:

Гидрид натрия — белое солеобразное вещество, разлагающееся водой с выделением водорода.

Блестящая поверхность натрия на воздухе за несколько секунд тускнеет вследствие образования соединения с кислородом. При этом фактически идут две реакции. Более быстро образуется пероксид натрия и медленнее — оксид натрия. Получается смесь, содержащая -90% Ыа202 и 10% Ыа20:

Пероксид натрия применяется как сильный окислитель. Водой он разлагается:

В твердом виде Ыа202 применяется для очистки воздуха, гак как, поглощая углекислый газ, он выделяет кислород:

При нагревании натрий реагирует также с серой, фосфором, углем:

С азотом наиболее легко реагирует литий. Во влажном воздухе на его поверхности образуются одновременно оксид, гидроксид и нитрид лития

Ц3м.

Щелочные металлы реагируют с оксидами многих других элементов, восстанавливая металлы и неметаллы. Оксидом, в частности, является вода. Реакция натрия с водой идет очень бурно, выделяющийся водород загорается, натрий плавится и в виде шарика «катается» по поверхности воды.

При нагревании натрия с оксидом кремния до 1000°С образуется кремний. При более сильном нагревании натрий реагирует и со стеклом.

Реакции щелочных металлов с кислотами идут очень бурно, но практического значения не имеют, так как соли проще и безопаснее получать нейтрализацией гидроксидов.

Реакции щелочных металлов с солями очень разнообразны. Они могут восстанавливать как другие металлы, так и различные элементы, входящие в состав остатков кислородных кислот:

Необычным свойством щелочных металлов является растворение в жидком аммиаке с образованием синих растворов с высокой электрической проводимостью.

Натрий (и другие щелочные металлы) в этих растворах находится в виде сольватированных катионов Ыа+яЫН3, а электроны, вероятно, соединяются с молекулами аммиака, но могут быть присоединенными и к атомам натрия, образуя Ыа_.

Энергетически это возможно, так как натрий имеет сродство к электрону. На свету из синих растворов натрия в аммиаке выделяется водород и образуется амид натрия КаКН2.

Щелочные металлы реагируют и с некоторыми классами органических веществ. Реакция со спиртами идет аналогично реакции с водой, но значительно медленнее и без воспламенения:

Продукт данной реакции называется этоксид натрия. Это более сильное основание, чем гидроксид. Реагируя с водой, он образует спирт и щелочь:

Ионы щелочных металлов образуют соли с множеством разных анионов, в том числе и неустойчивых, не известных в составе кислот. Например, в качестве восстановителя довольно часто применяется дитионит натрия N328204, но соответствующая кислота Н25204 не существует. Большинство солей щелочных металлов растворимы в воде. Особенно мало нерастворимых солей образует натрий.

Выше отмечалось, что практически нерастворимой солью является гексагидроксоантимонат натрия Ка[5Ь(ОН)6]. Поэтому приобретает практическое значение даже пониженная растворимость некоторых солей. Примером может служить гидрокарбонат натрия КаНС03. Его растворимость равна 9,6 г на 100 г воды при 20°С.

Значительно большую растворимость имеет карбонат натрия Ыа2С03 (21,5 г на 100 г воды).

До недавнего времени считалось, что катионы 5-элементов, особенно однозярядные катионы щелочных металлов, не могут быть центральными атомами в комплексных соединениях из-за своих относительно больших радиусов и вытекающей отсюда слабости акцепторных свойств.

Однако развитие органического синтеза и получение все более сложных веществ, в том числе и циклических, содержащих атомы — доноры электронных нар (О, N1, Б), заставило отказаться от этого взгляда.

Катионы щелочных металлов действительно не образуют комплексов с обычными моно- и даже нолидентатными лигандами. Но иначе ведут себя эти ионы в отношении макроциклических молекул, во внутренней «дырке» или «полости» которых может плотно разместиться катион.

Тогда между атомами кислорода и азота в цикле, имеющими заряды -5, и катионом в центре цикла возникает притяжение, достаточное для существования комплекса в растворе.

Первый макроциклический эфир был синтезирован в 1967 г. Ч. Педерсеном. В последующие 20 лет в этой области развернулись обширные исследования.

Были синтезированы, а также найдены в природе (в живых клетках) различные типы макроциклов, образующих комплексы «гость — хозяин» не только с катионами, но и с анионами и молекулами. В 1987 г.

за работы в области макроциклических соединений Ч. Педерсену, Д. Краму и Ж.-М. Лену была присуждена Нобелевская премия.

Остановимся лишь на двух типах макроциклических соединений — коро- пандах и криптандах. Короиапды — это циклические полиэфиры, в которых чередуются атомы кислорода и углеводородные мостики, например:

Изображенный здесь коронанд имеет шесть атомов кислорода и 12 атомов углерода в кольце. Его кратко называют 18-краун-6. Комплексы с коро- нандами называются коронаты. Коронанд 18-краун-6 прочно связывает ион К4: константа образования К = 1,3• 106.

Размер внутренней пустоты цикла практически совпадает с диаметром иона калия. У коронатов других однозарядных катионов константы образования значительно меньше. Например, у катиона Agt К = 40.

Очевидно, что коронанды в зависимости от размера цикла и некоторых других характеристик проявляют избирательность по отношению к отдельным катионам. Это позволяет разделять смеси и определять их состав.

Второй тип макроциклических соединений — криптанды. Это третичные амины с двумя атомами азота, соединенными мостиковыми радикалами. Три цепочки радикалов создают полость между атомами азота. Рассмотрим макроцикл, обозначаемый как криптанд-[2.2.21.

В обозначении подразумевается, что все цепочки между атомами азота содержат по два атома кислорода. Этот криптанд особенно прочно связывает ион Ыа В результате становится возможной реакция криптанда не только с ионом N3*, но и с металлическим натрием.

В полости криптанда оказывается Ыа а электрон переходит к другому атому натрия, располагающемуся вне полости:

Так возникает необычная для щелочных металлов, да и вообще для металлов, степень окисления -1, не предполагавшаяся до открытия макроциклических соединений.

Изображенное на схеме соединение кристаллизуется в виде шестиугольных табличек с золотистым металлическим блеском. При температуре 83°С кристаллы плавятся и разлагаются на криптанд и металлический натрий.

Некоторые соединения натрия находят очень широкое практическое применение.

Хлорид натрия — эта соль не только производится для употребления в пищу, но и выпускается в виде химических реактивов разной степени чистоты. Кроме того, это главное природное сырье для получения других соединений натрия, металлического натрия и хлора.

Гидроксид натрия ЫаОН наиболее широко используемая щелочь, применяется во многих отраслях промышленности. Имеет также заводские названия каустическая сода и едкий натр.

Гидроксид натрия получается в промышленности электролизом водного раствора КаС1. Одновременно получается и хлор. ЫаОП — белое кристаллическое вещество, поглощающее из воздуха пары воды и углекислый газ.

Растворимость в воде составляет 109 г на 100 г воды (при 20°С). Можно вычислить массовую долю ЫаОП в насыщенном растворе:

Гидрокарбонат натрия ЫаНС03 — питьевая (пищевая)сода. Применяется в домашнем хозяйстве и медицине. Заводское производство основано на реакции

При одновременном пропускании углекислого газа и аммиака в насыщенный раствор хлорида натрия образуется гидрокарбонат аммония ЫН^НСОз. По обменной реакции с хлоридом натрия выпадает в осадок наименее растворимый в этой системе гидрокарбонат натрия. Гидрокарбонат натрия в небольшой степени гидролизуется:

При нагревании раствора гидролиз усиливается, и начинается выделение углекислого газа:

Раствор ЫаНС03 имеет pH = 8,5. Отсюда очевидно, что у этой кислой соли основные свойства более выражены, чем кислотные.

Карбонат натрия Ыа2С03. Наибольшее количество гидрокарбоната натрия используется на производство карбоната натрия — кальцинированной соды. Для этого гидрокарбонат натрия прокаливают при температуре около 150°С.

Это хорошо растворимая в воде соль. Так, при 20°С в 100 г воды растворяется 21,5 г №2С03. Из насыщенного раствора выделяется кристаллогидрат Ыа2С03 • ЮН20. Сода создает в растворе сильнощелочную среду вследствие гидролиза.

При концентрации ОД моль/л степень гидролиза составляет 4%, а pH раствора равен 11,7. Эта соль ведет себя как сравнительно сильное основание. Этим свойством обусловлена огромная потребность в карбонате натрия. Его производство составляет около 10 млн т в год.

Сода используется для производства стекла, переработки целлюлозы, нейтрализации кислот, гидролиза жиров и т.д.

Гидрокарбонат натрия значительно менее растворим в воде, чем карбонат. Он выпадает в осадок в результате химической реакции при пропускании углекислого газа через концентрированный раствор Ка2С03.

Пример 26.1. Через 100 г раствора карбоната натрия с массовой долей 17,5% пропускали углекислый газ до окончания выделения осадка гидрокарбоната натрия, растворимость которого составляет 9,6 г на 100 г воды. Вычислите массу осадка.

Решение. Очевидно, что раствор состоит из 17,5 г соли и 82,5 г воды. Найдем по уравнению реакции массу образующегося ЫаНСОз и массу вступающей в реакцию воды:

Составим пропорцию для определения массы осадка (т):

• 100 г воды растворяют 9,6 г КаНС03;
• (82,5 — 2,97) г воды растворяют (27,74 — т) г ЫаНС03.

Из пропорции получаем уравнение

Ответ, масса выпавшего осадка ИаНСОз равна 20,1 г.

Находят применение и другие соли натрия, но в меньших количествах, чем вышерассмотренные. Натриевые соли с физиологически активными анионами (№1, Ыа2804, ЫаВг, ЫаЕ, ЫаНС03) широко используют в качестве лекарств, так как ионы натрия практически безвредны для организма даже в повышенных концентрациях.

1. Общая характеристика и химические свойства щелочных металлов

• Особенности
  соединений лития по сравнению с
  соединениями других щелочных металлов.
  
• Гидриды,
  оксиды, пероксиды, гидроксиды щелочных
  металлов : химическая связь в соединениях,
  получение и свойства.
• Получение
  натрия, гидроксида натрия и карбоната
  натрия в промышленности.
• Взаимодействие
  с растворами щелочей: а)амфотерных
  металлов; б)неметаллов; в)кислотных
  оксидов; г)амфотерных оксидов.

Металлы подгруппы IA
периодической системы элементов I.
И. Менделеева Li,
Na,
К, Rb,
Cs
и Fr
называются щелочными.

Щелочные, щелочноземельные
металлы, Be
и Mg
относятся к наиболее электроположительным,
элементам. В соединениях с други­ми
элементами для металлов подгруппы IA
типична степень окисления + 1, а для
металлов подгруппы ПА +2. С ростом
числа электронных слоев и увеличением
радиусов энергия ионизации атомов
уменьшается.

Вследствие этого химическая
активность элементов в подгруппах
увеличивается с ростом их порядкового
номера. С малой энергией ионизации
связан характерный для них фотоэффект,
а также окрашивание их солями пламени»
газовой горелки.

Благодаря легкой отдаче
наружных электронов щелочные и
щелочноземельные металлы образуют
соединения преимуществен­но с ионной
связью.

1. Щелочные и щелочноземельные металлы проявляют высокую
2. химическую активность. При
   нагревании в водороде они образуют
3. гидриды — солеподобные
   соединения, в которых водород находится
4. а виде отрицательно заряженного иона. На воздухе щелочные
5. металлы быстро окисляются,
   образуя в зависимости от их активности
6. оксиды,
   пероксиды, надпероксиды или озониды.
7. При этом Ci,
   Na
   и К'загораются на воздухе или в атмосфере сухого кислорода
   только
8. при нагревании, a,
   Rb и Cs
   самовоспламеняются без нагревания.
9. Образование при горении
   оксида состава М2О
   характерно только
10. для лития. Натрий образует
    пероксид состава М2O2,
    калий, рубидий
11. и цезий — надпероксиды
    состава МО2.

Щелочные металлы энергично
взаимодействуют с водой, вытес-из нее водород и образуя соответствующие гидроксиды. Активность взаимодействия
этих металлов с водой возрастает по
мере увеличения порядкового номера элемента.

Так,- литий реагирует с
водой без плавления, натрий — плавится,
калий — самовозгорает-ся , взаимодействие
рубидия и цезия протекает еще более
энергично.

Щелочные металлы энергично взаимодействуют с галогенами, а при
нагревании — с серой.

• Гидроксиды щелочных металлов
  — соединения с преимуществен-
• но ионной связью. В водных
  растворах они нацело диссоциируют
• ным характером связи
  объясняется и их высокая термическая

устойчнвость:они не, отщепляют воду дажепри нагревании до
температуры кипения (выше 1300 °С) Исключение составляет, гидроксид
лития, который при нагревании разлагается
с отщепле-нием ,воды. Поведение лития отличается и в других отношениях
от поведения остальных щелочных
металлов. Это объясняется его неполной
электронной аналогией с остальными
элементами группы.

Из щелочных металлов только литий при сравнительно не­большом
нагревании
взаимодействует с азотом, углеродом и
крем-нием, образуя соответственно нитрид
Li3N,
карбид Li2С2
и силицид Li6Si2.
В присутствии влаги образование нитрида
идёт уже при ком­натной температуре.

В отличие от щелочных
металлов, почти все соли которых хорошо
растворимы в воде, литий образует
малорастворимый фторид LiF
карбонат Li2CO3
и фосфат Li3PO4.

Кальций, стронций и барий
по отношению к кислороду и воде ведут
себя подобно щелочным металлам. Они
разлагают воду с выде­лением водорода
и образованием гидроксидов М(ОН)2.
Взаимодей­ствуя с кислородом, образуют
оксиды (СаО) и пероксиды (SrO2,
ВаО2),
которые реагируют с водой подобно
аналогичным соедине­ниям щелочных
металлов.

Магний также существенно
отличается от щелочноземельных металлов.
Например, из-за малой растворимости его
гидроксида он не взаимодействует с
холодной водой. При нагревании процесс
облегчается.

В целом металлы подгруппы
ПА химически активны: при нагревании
они взаимодействуют с Галогенами и
серой с .образо­ванием соответствующих
солей, соединяются с молекулярным
азотом.

Соли щелочноземельных
металлов, как и соли щелочных метал­лов,
состоят из ионов. Соли этих металлов
окрашивают пламя го­релки в
характерные цвета,
для соединений Be
и Mg
этого не наблю­дается.

В
отличие от солей щелочных металлов
многие соли металлов подгруппы ПА
малорастворимы, в частности фториды
(кроме BeF2).
сульфаты (кроме BeSО4
и MgSO4),
карбонаты. Из водных раствороэ Ве2+
осаждается в виде основных карбонатов
перемен-.ного состава, Mg2+—
в виде 4MgCO3-Mg(OH)2-5H2O,
а Са2+,
Sr2
+
и Ва2+
осаждаются в виде средних карбонатов
МСОз.

1. А)
   Be+2NaOH=
   Na2BeO2+H2
2. Al+NaOH+H2O=NaAlO2+H2
3. Б)
   Неметаллы,
   за исключением галогенов, не реагируют
   с растворами щелочей
4. Cl2+NaOH=NaClO3+NaCl+H2O
5. В)
   кислотные оксиды растворяются только
   в щелочах с образование соли и воды
6. SO3+2NaOH=Na2So4+H2o
7. Г) Амф ме реагируют с сильными щелочами,
   проявляя этим свои кислотные свойства,
   например:
8. ZnO
   + 2NaOH → Na2ZnO2 +
   H2O
   Амфотерные оксиды могут реагировать с
   щелочами двояко: в растворе и в расплаве.
9. При
   реакции с щёлочью в расплаве образуется
   обычная средняя соль(как показано на
   примере выше).
10. При
    реакции с щёлочью в растворе образуется
    комплексная соль.
11. Al2O3 +
    2NaOH + 3H2O
    → 2Na[Al(OH)4]
    (В данном случае образуется
    тетрагидроксоаллюминат натрия)