Характеристика щелочноземельных металлов по плану 9 класс

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2:

• Be — 2s2
• Mg — 3s2
• Ca — 4s2
• Sr — 5s2
• Ba — 6s2
• Ra — 7s2

Природные соединения

В природе щелочноземельные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• Be — BeO*Al2O3*6SiO2 — берилл
• Mg — MgCO3 — магнезит, MgO*Al2O3 — шпинель, 2MgO*SiO2 — оливин
• Ca — CaCO3 — мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO4*2H2O — гипс, CaF2 — флюорит

Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

• MgCl2 → (t) Mg + Cl2 (электролиз расплава)
• CaO + Al → Al2O3 + Ca (алюминотермия — способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)
• MgBr2 + Ca → CaBr2 + Mg

Химические свойства

• Реакции с водой

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании. Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2↑

• Реакции с кислотами

Щелочноземельные металлы — активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот: Ba + HCl → BaCl2 + H2

• Реакции с неметаллами

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I). Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

1. Mg + O2 → MgO (оксид магния)
2. Ca + I2 → CaI2 (йодид кальция)
3. При нагревании реагируют с серой, азотом, водородом и углеродом.
4. Mg + S → (t) MgS (сульфид магния)
5. Ca + N2 → (t) Ca3N2 (нитрид кальция)
6. Ca + H2 → (t) CaH2 (гидрид кальция)
7. Ba + C → (t) BaC2 (карбид бария)
• С оксидами других металлов

Ba + TiO2 → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Получение

• Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:
• MgCO3 → (t) MgO + CO2
• Ca(NO3)2 → (t < 560°C) Ca(NO2)2 + O2
• Ca(NO3)2 → (t > 560°C) CaO + O2 + NO2
• Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Химические свойства

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO — амфотерного оксида.

• Реакции с кислотами и кислотными оксидами
1. BaO + HCl → BaCl2 + H2O
2. CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
3. MgO + SO3 → MgSO4
4. CaO + CO2 → CaCO3
5. CaO + SiO2 → CaSiO3
• Реакция с водой
• В нее вступают все, кроме оксида бериллия.
• CaO + H2O → Ca(OH)2
• MgO + H2O → Mg(OH)2
• Амфотерный оксид бериллия

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

1. BeO + HCl → BeCl2 + H2O
2. BeO + NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
3. Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:
4. BeO + NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
5. BeO + Na2O → Na2BeO2

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия — амфотерного гидроксида.

Получение

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)2)

CaO + H2O → Ca(OH)2

Химические свойства

• Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.
• Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O
• Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2
• Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O + CO2
• Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

1. Реакции с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).
2. Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + NaOH
3. Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.
4. Be(OH)2 + HCl → BeCl2 + H2O
5. Be(OH)2 + NaOH → Na2[Be(OH)4]

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящую от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

• Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить — каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках — CaCO3 — бесспорное доказательство устранения жесткости:
• Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O
• Также временную жесткость можно устранить, добавив Na2CO3 в воду:
• Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaHCO3
• С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na2CO3:
• CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaCl
• MgSO4 + Na2CO3 + H2O → [Mg(OH)]2CO3↓ + CO2↑ + Na2SO4

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

Щёлочноземельные металлы — основные свойства, характеристика и список элементов

Щёлочноземельные металлы получили свое название за счет своих оксидов, которые сообщают воде щелочные реакции. Изучая химию, очень часто приходится взаимодействовать со сложными и непонятными названиями. Но если разобраться и понять что к чему, то изучать предмет легко и интересно.

Однако при написании формул стоит быть внимательным, не забывая про коэффициенты и признаки реакций.

Положение в периодической системе Менделеева

Щелочноземельные металлы – это химические элементы второй группы периодической системы химических элементов таблицы Менделеева:

• бериллий Be;
• магний Mg;
• кальций Ca;
• стронций Sr;
• барий Ba;
• радий Ra.

Электронное строение и закономерности изменения свойств

Атомы данных металлов на внешнем энергетическом уровне имеют 2 s-электрона. Отсюда следует, что максимальная степень окисления +2.

• Также могут иметь нулевую степень окисления, но не отрицательную, так как металлы не могут иметь данную степень.
• Общая конфигурация внешнего энергетического уровня nS2:

В периоде от Be до Ra металлические свойства, восстановительные, электроотрицательные увеличиваются, а неметаллические, окислительные свойства и радиус атома уменьшается.

Физические свойства щелочноземельных металлов

1. Физические свойства данной группы имеют следующие характеристики: светло-серый — темно-серый цвет, твердые вещества, не растворимые и нелетучие, без запаха, тепло-электропроводимые, имеют характерный металлический блеск.
2. Показатели плотности и температуры плавления представлены в таблице:

Химические свойства

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов усиливают основные свойства при движении вниз по второй группе. Следовательно, бериллий имеет меньшие основные свойства, чем радий.

• Эти вещества взаимодействуют с любыми растворами кислот от сильной до слабой, а также с образованием солей, образуя белый осадок.
• 4Ca + 5H2SO4 (конц) = 4CaSO4 + H2S + 4H2O.
• С кислородом образуют реакцию горения и оксид:
• 2Mg + O2 = 2MgO.
• Металлы, стоящие в главной подгруппе второй группы (кроме бериллия) реагируют с водой. При проведении данных реакций выделяется водород (H2):
• Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2,
• Вa + 2H2O = Вa(OH)2 + H2.
• Также реагируют с неметаллами:
• Bа + Cl2 = BаCl2 — хлорид бериллия;
• Ca + Br2 = CaBr2 — бромид кальция;
• Sr + H2 = SrH2 — гидрид стронция.
• Химические свойства щелочноземельных металлов показаны на картинке:

Нахождение в природе

Все металлы данного типа встречаются на земле, но не в чистом виде. Часто они представлены в виде минеральных солей. Самый распространённый считается кальций, магний немного уступает, затем идет барий и стронций. 

Бериллий и радий являются самыми редкими, однако последний металл в больших количествах находится в урановых рудах.

Способ получения

1. Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей.
2. Барий получают с помощью восстановления оксида.
3. При нагревании фторида бария получают сам металл.

Качественные реакции

• Одна из качественных реакций-окрашивание пламени.
• Список возможных цветов пламени при нагревании данных элементов:
• Ca — темно-оранжевый;
• Sr — насыщенный красный;
• Ba — светло-зеленый или классический зеленый.

Металлы данного типа при взаимодействии с щелочами, оксидами или растворами солей выпадают в белый осадок.

Применение щелочноземельных металлов

Бериллий из-за своей прочности добавляют в различные сплавы металлов, также препятствует коррозии. Используется в изготовлении рентгеновских аппаратов.

Магний и кальций активно использует для лекарственных средств, поскольку данные металлы играют большую роль в жизнедеятельности организма. Также в медицине используют радий, но для облучения кожи и злокачественных образований.

Стронций и барий добавляют в различный сплавы, которые работают в агрессивной среде и имеют сверхсильную проводимость.

Данные металлы играют огромную роль в жизни человека, выполняют различные функции и имеют ряд определенных свойств. Они содержатся в земной коре, поэтому довольно широко используются. Однако это не говорит о том, что их нужно расходовать безгранично.

Характерные химические свойства Be, Mg и щелочноземельных металлов

К семейству щёлочноземельных эле­ментов относят кальций, стронций, барий и радий. Д. И. Менделеев включал в это семей­ство и магний. Щёлочноземельными элементы именуются по той причине, что их гидроксиды, подобно гидро­ксидам щелочных металлов, раство­римы в воде, т. е. являются щелочами. «…Земельными же они названы пото­му, что в природе они встречаются в состоянии соединений, образующих нерастворимую массу земли, и сами в виде окисей RO имеют землистый вид», — пояснял Менделеев в «Основах химии».

• •Металлы главной подгруппы II группы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами.
• • Легко отдают два валентных электрона, и во всех соединениях имеют степень окисления +2
• • Сильные восстановители
• •Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba
• • К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний
• • Бериллий по большинству свойств ближе к алюминию

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства щелочноземельных металлов + Be

1.      Реакция с водой.

1. 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 щелочей:
2. Mg + 2H 2 O  – t° →   Mg(OH) 2 + H 2 ­↑
3. Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ↑ ­

2.      Реакция с кислородом.

• Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2 :
• 2Mg + O 2 → 2MgO
• Ba + O 2 → BaO 2
• 3.      С другими неметаллами образуют бинарные соединения:
• Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогениды)
• Ba + S → BaS (сульфиды)
• 3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нитриды)
• Ca + H 2 → CaH 2 (гидриды)
• Ca + 2C → CaC 2 (карбиды)
• 3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (фосфиды)
• Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
• 4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:
• Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ­
• Mg + H 2 SO 4 (разб.) → MgSO 4 + H 2 ­
• 5. Бериллий  растворяется в водных растворах щелочей:
• Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 [Be(OH) 4 ] + H 2 ­
• 6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:
• соединения кальция — кирпично-красный, стронция — карминово-красный, а бария — желтовато-зелёный.

Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО 2- 2 . Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.

Электронная конфигурация Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е — .

Ионы магния и кальция ‑ незаменимые элементы жизнедеятельности любой клетки. Их соотношение в организме должно быть строго определённым. Ионы магния участвуют в деятельности ферментов (например, карбоксилазы), кальция – в построении скелета и обмена веществ. Повышение содержания кальция улучшает усвоение пищи. Кальций возбуждает и регулирует работу сердца.

Его избыток резко усиливает деятельность сердца. Магний играет отчасти роль антагониста кальция. Введение ионов Mg 2+ под кожу вызывает наркоз без периода возбуждения, паралич мышц, нервов и сердца. Попадая в рану в форме металла, он вызывает долго незаживающие гнойные процессы. Оксид магния в лёгких вызывает так называемую литейную лихорадку.

Частый контакт поверхности кожи с его соединениями приводит к дерматитам. Самые широко используемые в медицине соли кальция: сульфат СаSO 4 и хлорид CaCL 2 . Первый используется для гипсовых повязок, а второй применяется для внутривенных вливаний и как внутреннее средство.

Он помогает бороться с отёками, воспалениями, аллергией, снимает спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови.

Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Вызывают менегоэнцефалит с поражением мозжечка, поражение гладких сердечных мышц, паралич, а в больших дозах – дегенеративные изменения печени. В малых же дозах соединения бария стимулируют деятельность костного мозга.

При введении в желудок соединений стронция наступает его расстройство, паралич, рвота; поражения по признакам сходны с поражениями от солей бария, но соли стронция менее токсичны.

Особую тревогу вызывает появление в организме радиоактивного изотопа стронция 90 Sr.

Он исключительно медленно выводится из организма, а его большой период полураспада и, следовательно, длительность действия могут служить причиной лучевой болезни.

Радий опасен для организма своим излучением и огромным периодом полураспада (Т 1/2 = 1617 лет).

Первоначально после открытия и получения солей радия  в более или менее чистом виде его стали использовать довольно широко для рентгеноскопии, лечения опухолей и некоторых тяжёлых заболеваний.

Теперь с появлением других более доступных и дешевых материалов применение радия в медицине практически прекратилось. В некоторых случаях его используют для получения радона и как добавку в минеральные удобрения.

В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода.  Гидроксид кальция ‑ довольно сильное основание. У кальция — наименее активного из всех щелочноземельных металлов — характер связи в соединениях ионный.

По своим характеристикам стронций занимает промежуточное положение между кальцием и барием.

Свойства бария наиболее близки к свойствам щелочных металлов.

Бериллий и магний широко используют в сплавах. Бериллиевые бронзы – упругие сплавы меди с 0,5-3% бериллия; в авиационных сплавах (плотность 1,8) содержится 85-90% магния («электрон»). Бериллий отличается от остальных металлов ИИА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

1. Be+H 2 O+2NaOH=Na 2 [Be(OH) 4 ]+H 2 .
2. Магний активно реагирует с азотом:
3. 3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .
4. В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.

Традиционная техническая проблема – жесткость воды , связанная с наличием в ней ионов Mg 2+ и Ca 2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов.

S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице  приведено их содержание.

Содержание S-элементов в организме человека

Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п.

Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов  калия  в  организме  находится  внутри клеток  и  только 2%  во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия.

В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов.

Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов).

Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca 10 (PO 4 ) 6 (OH) 2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция.

В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг.

Щелочноземельные металлы: общая характеристика, строение; свойства и получение — урок. Химия, 9 класс

Щелочноземельными металлами называют (4) химических элемента (I)(I)(A) группы Периодической системы Д. И. Менделеева, начиная с кальция:

кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra).

Электронное строение атомовНа внешнем энергетическом уровне атомы металлов (IIA) группы имеют два электрона.

Поэтому для всех щелочноземельных металлов характерна степень окисления (+2).

Этим объясняется сходство их свойств.

Для металлов (I)(I)(A) группы (сверху вниз) характерно:

• увеличение радиуса атомов;
• усиление восстановительных, металлических свойств.

Из щелочноземельных металлов кальций наиболее широко распространён в природе, а радиоактивный радий — менее всего.

• Все щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, поэтому встречаются в природе только в виде соединений.
• Основными источниками кальция являются его карбонаты CaCO3 (мел, мрамор, известняк).
• В свободном виде простые вещества представляют собой типичные металлы от серого до серебристого цвета.

Физические свойства простых веществВ твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Это обусловливает общие физические свойства простых веществ металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.

1. Тем не менее, металлы (I)(I)(A) группы имеют разные значения температуры плавления, плотности и других физических свойств.
2. Щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, реагируют с кислородом, водородом, другими неметаллами, оксидами, кислотами, солями.
3. Они являются сильными восстановителями.
4. Щелочноземельные металлы активно реагируют с:
5. водой, образуя соответствующие гидроксиды и выделяя водород:
6. кислотами, легко растворяясь в их растворах с образованием соответствующих солей:
7. Ba+2HCl=BaCl2+H2↑;
8. с неметаллами, образуя оксиды или соответствующие соли (гидриды, галогениды, сульфиды и др.):
9. Bа+Cl2=BаCl2,
10. Bа+S=BаS.

Щелочноземельные металлы получают в основном электролизом расплавов галогенидов. Чаще используются хлориды металлов.

При этом на катоде восстанавливаются катионы, а на аноде окисляются анионы.

Суммарное уравнение реакции электролиза расплава хлорида кальция: 

CaCl2=эл. токCa+Cl2↑. 

Щелочноземельные металлы (9-й класс)

Класс: 9

• Тип урока: изучение нового материала.
• Вид урока: комбинированный урок
• Задачи урока:
• Обучающие: формирование знаний учащихся о щелочноземельных элементах как типичных металлах, понятия о взаимосвязи строения атомов со свойствами (физическими и химическими).
• Развивающие: развитие умений исследовательской деятельности, умения добывать информацию из различных источников, сравнивать, обобщать, делать выводы.
• Воспитывающие: воспитание устойчивого интереса к предмету, воспитание таких нравственных качеств как аккуратность, дисциплина, самостоятельность, ответственное отношение к порученному делу.
• Методы: проблемные, поисковые, лабораторная работа, самостоятельная работа учащихся.
• Оснащение: компьютер, таблица по технике безопасности, диск “Виртуальная лаборатория по химии”, презентация.

Ход урока

1. Организационный момент.

2. Вводное слово учителя

Мы изучаем раздел, металлы, и вы знаете, что металлы имеют большое значение в жизни современного человека. На предыдущих уроках мы познакомились с элементами I группы главной подгруппы – щелочными металлами.

Сегодня приступаем к изучению металлов II группы главной подгруппы — щелочноземельных металлов.

Для того чтобы усвоить материал урока, нам необходимо вспомнить наиболее важные вопросы, которые рассматривали на предыдущих уроках.

3. Актуализация знаний

Беседа.

— Где находятся щелочные металлы в периодической системе Д.И. Менделеева?

Ученик:

— В периодической системе щелочные металлы расположены в I группе главной подгруппе, на внешнем уровне 1 электрон, который щелочные металлы легко отдают, поэтому во всех соединениях они проявляют степень окисления +1. С увеличением размеров атомов от лития к францию энергия ионизации атомов уменьшается и, как правило, возрастает их химическая активность.

1. Учитель:
2. — Физические свойства щелочных металлов?
3. Ученик:

— Все щелочные металлы серебристо-белого цвета с незначительными оттенками, лёгкие, мягкие и легкоплавкие. Их твёрдость и температура плавления закономерно снижаются от лития к цезию.

Учитель:

— Знания Химических свойств щелочных металлов проверим в виде небольшой проверочной работы по вариантам:

• I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия натрия с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.
• I I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия лития с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.
• I I I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия калия с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.

• Учитель: Тема нашего урока “Щелочноземельные металлы”
• Задачи урока: Дать общую характеристику щелочноземельным металлам.
• Рассмотреть их электронное строение, сравнить физические и химические свойства.
• Узнать о важнейших соединениях этих металлов.
• Определить области применения этих соединений.
• — Наш план урока написан на доске, будем работать соответственно плана, просмотрим презентацию.

1. Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева.
2. Строение атома щелочных металлов.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства.
5. Применение щелочноземельных металлов.

Беседа.

Учитель:

Исходя, из полученных ранее знаний ответим на следующие вопросы: Для ответа воспользуемся периодической системой химических элементов Д.И. Менделеева .

1. 1. Перечислите щелочноземельные металлы
2. Ученик:
3. — Это магний, кальций, стронций, барий, радий.
4. Учитель:

2. Почему данные металлы назвали щелочноземельными?

• Ученик:
• Происхождение этого названия связано с тем, что их гидроксиды являются щелочами, а оксиды по тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и железа, носившими ранее общее название «земли»
• Учитель:

3. Расположение щелочноземельные металлы в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Ученик:

— II группа главная подгруппа. У металлов II группы главной подгруппы на внешнем энергетическом уровне содержится по 2 электрона, находящихся на меньшем удалении от ядра, чем у щелочных металлов.

Поэтому их восстановительные свойства хотя и велики, но все же менее, чем у элементов I группы.

Усиление восстановительных свойств также наблюдается при переходе от Mg к Ba, что связано с увеличением радиусов их атомов, во всех соединениях проявляют степень окисления +2.

Учитель: Физические свойства щелочноземельных металлов?

Ученик:

— Металлы II группы главной подгруппы — это серебристо-белые вещества, хорошо проводящие тепло и электрический ток. Плотность их возрастает от Be к Ba, а температура плавления, наоборот, уменьшается. Они значительно тверже щелочных металлов. Все, кроме бериллия, обладают способностью окрашивать пламя в разные цвета.

1. Проблема: В каком виде щелочноземельные металлы встречаются в природе?
2. Почему в природе щелочноземельные металлы в основном существуют в виде соединений?
3. Ответ: В природе щелочноземельные металлы находятся в виде соединений, потому что обладают высокой химической активностью, которая в свою очередь, зависит от особенностей электронного строения атомов (наличие двух неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне)
4. Физкультминутка – отдых глазам.
5. Учитель:

— Зная общие физические свойства, активность металлов, предположите химические свойства щелочноземельных металлов. С какими веществами взаимодействуют щелочные металлы?

Ученик:

— Щелочноземельные металлы взаимодействуют как с простыми веществами, и сложными. Активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами ( с галогенами, водородом, образуя гидриды). Из сложных веществ с водой – образуя растворимые в воде основания – щелочи и с кислотами.

Учитель:

— А теперь на опытах убедимся, в правильности наших предположениях о химических свойствах щелочноземельных металлов.

4. Лабораторная работа по виртуальной лаборатории

Цель: провести реакции, подтверждающие химические свойства щелочноземельных металлов.

Повторяем правила техники безопасности для работы со щелочноземельными металлами.

• работать в вытяжном шкафу
• на подносе
• сухими руками
• брать в малых количествах

Работаем с текстом, который читаем по виртуальной лаборатории.

Опыт № 1.Взаимодействие кальция с водой.

Опыт № 2. Горение магния, кальция, стронция, бария

Записать уравнения реакции и наблюдения в тетрадь.

5. Подведение итогов урока, выставление оценок

5. Рефлексия.

Что запомнилось на уроке, что понравилось.

6. Домашнее задание

§ 12 упр.1(б) упр.4

Литература

1. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия 9.- Москва.: Просвещение, 2001
2. Габриелян О.С. Химия 9.-Москва.:Дрофа, 2008
3. Габриелян О.С., Остроумов И.Г. Настольная книга учителя. Химия 9.

   -Москва.:Дрофа 2002

4. Габриелян О.С. Контрольные и проверочные работы. Химия 9.-Москва.:Дрофа, 2005.
5. Коллекция Виртуальной лаборатории. Учебное электронное издание

29.03.

2010

II группа главная подгруппа Периодической таблицы Менделеева (щелочноземельные металлы)

• К щелочноземельным металлам относят химические элементы: двувалентные металлы, составляющие IIА группу:
• Бериллий Be 
• магний Mg
• кальций Ca,
• стронций Sr,
• барий Ba и
• радий Ra. 
• 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.

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:

• атомного радиуса,
• металлических, основных, восстановительных свойств,
• реакционной способности.

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизация,
• сродство к электрону.

1. Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 2 электрона на внешнем уровне ns2:
2. Be — 2s2
3. Mg —3s2
4. Ca — 4s2
5. Sr — 5s2
6. Ba — 6s2
7. Ra — 7s2

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:

Магний

• Магний получают электролизом солей, чаще всего хлоридов: расплавленного карналлита (KCl·MgCl26H2O) или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

MgCl2 → Mg + Cl2

• восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:

• 2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca2SiO4
• Кальций
• Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:
• CaCl2 → Ca + Cl2
• Барий
• Барий получают алюмотермическим способом —  восстановление оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:
• 4BaO+ 2Al → 3Ba + Ba(AlO2)2

Качественные реакции

• Окрашивание пламени солями щелочных металлов

Цвет пламени:

1. Ca — кирпично-красный
2. Sr — карминово-красный (алый)
3. Ba — яблочно-зеленый

• Взаимодействие с веществами:

• С кислородом
• С кислородом взаимодействуют при нагревании с образованием оксидов
• 2Сa + O2 → 2CaO
• Видео Горение кальция
• С галогенами
• (F, Cl, Br, I)
• Щелочноземельные металлы реагируют с галогенамипри нагревании с образованием галогенидов .
• Сa + Cl2→ 2СaCl2
• С водородом
• Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании с образованием гидридов:
• Сa + H2 СaH2 
• Бериллий с водородом не взаимодействует.
• Магний реагирует только при повышенном давлении:
• Mg + H2 → MgH2
• С серой
• Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с серой с образованием сульфидов сульфидов:
• Сa + S  СaS
• Ca + 2C → CaC2 (карбиды)
• С азотом
• При комнатной температуре с азотом взаимодействует только магний с образованием нитрида:
• 6Mg + 2N2 → 2Mg3N2
• Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.
• С углеродом
• Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
• Ca + 2C → CaC2
• Бериллий при нагревании с углеродом с образует карбид — метанид:
• 2Be + C → Be2C
• С фосфором
• Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с фосфором с образованием фосфидов:
• 3Сa + 2P  Сa3 P2

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой
2. Кальций, стронций и барий взаимодействуют с водой при комнатной температуре с образованием щелочи и водорода:
3. Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑,
4. Магний реагирует с водой при кипячении, а бериллий с водой не реагирует.

5. С кислотами

• 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:
• 4Ca + 10H2SO4(конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O;
• с разбавленной и концентрированной азотной:
• 4Sr + 10HNO3(конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +5H2O
• С водными растворами щелочей
•  В водных растворах щелочей растворяется только бериллий:
• Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
• С солями
• В расплаве щелочноземельные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:
• Ca + CuCl2 → CaCl2 + Cu

Запомните! В растворе щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.

1. С оксидами
2. Щелочноземельные металлы могут восстанавливать из оксидов такие неметаллы как кремний, бор, углерод:
3. 2Ca + SiO2 → 2CaO + Si
4. Магний сгорает в атмосфере углекислого газа с образованием оксида магния и сажи (С):
5. 2Mg + CO2 → 2MgO + C

Щелочноземельные металлы Химия 9 класс Леднева Дарья Николаевна Учитель химии МБОУ СОШ п. Дружба. — презентация

• 1 Щелочноземельные металлы Химия 9 класс Леднева Дарья Николаевна Учитель химии МБОУ СОШ п. Дружба
• 2 Элемен т Ar Количе ство электронов на послед нем уровне СО Атомн ый радиус Металл ически е свойства Восста новите льные свойства Be9 2s2 +2)) Mg243s2+2))) Ca404s2+2)))) Sr885s2+2))))) Ba1376s2+2)))))) Ra[226]7s2+2))))))) Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы
• 3 Краткая электронная запись — 2s22s2 2s22s2 2p62p6 2p62p6 3s23s2 3s23s2 3p63p6 3p63p6 4s24s2 3d03d0
• 4 Ве — амфотерный металл, Mg – металл, Mg – металл, Сa, Sr,Ba — щёлочноземельные металлы Ra –радиоактивный элемент

5 Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы Одинаковое строение внешнего электронного слоя Элементы проявляют СО +2 Атомы элементов являются сильными восстановителями, т.к содержат 2 электрона на внешнем энергетическом уровне, которые отдают при взаимодействиями с другими элементами. Атомы элементов являются сильными восстановителями, т.к содержат 2 электрона на внешнем энергетическом уровне, которые отдают при взаимодействиями с другими элементами. С увеличением элементов увеличивается атомный радиус, увеличивается число электронных слоев, следовательно возрастает легкость отдачи электронов. Восстановительные свойства увеличиваются в группе сверху вниз.

1. 6 Be – светло-серый, твердый, хрупкий Ca – твердый, пластичный Mg – относительно мягкий, пластичный, ковкий Sr – ковкий
2. 7
3. 8 2Me 0 +O 2 2Me +2 O -2 Me 0 +H 2 Me +2 H 2 Me 0 +Cl 0 2 Me +2 Cl 2 Me 0 +S 0 Me +2 S -2 Me 0 +2HCl Me +2 Cl 2 + H 2 Me 0 +2HOH Me +2 (OH) 2 +Н 2 Химические свойства элементов II группы главной подгруппы Химические свойства элементов II группы главной подгруппы

9 Соединения щелочноземельных металлов Оксиды щелочноземельных металлов легко реагируют с оксидами неметаллов с образованием соответствующих солей. Оксиды щелочноземельных металлов легко реагируют с оксидами неметаллов с образованием соответствующих солей.

10 BaSO 4 Благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в рентгенодиагностике – баритовая каша.

11 Ca 3 (PO 4 ) 2 Входит в состав фосфоритов и апатитов, а также в состав костей и зубов. В организме взрослого человека содержится 1 кг Са в виде фосфата кальция.

12 CaCO3 Карбонат кальция – одно из самых распространённых на Земле соединений. Его содержат горные породы – мел, мрамор, известняк.

13 CaSO 4 2H 2 O Встречается в природе в виде минерала гипса, представляющего собой кристаллогидрат. Используется в строительстве, в медицине для наложения гипсовых повязок, для получения слепков.

14 MgCO 3 Широко применяется в производстве стекла, цемента, кирпича, а также в металлургии для перевода пустой породы в шлак.

15 Са(ОН)2 Гидроксид кальция или гашёная известь с песком и водой называется известковым раствором и широко используется в строительстве. При нагревании разлагается на оксид и воду.

16 Сравните атомы элементов, поставив знаки или = вместо *: Сравните атомы элементов, поставив знаки или = вместо *: а) заряд ядра: Mg * Ca, Na *Mg, Ca * К; б) число электронных слоев: Mg * Ca, Na * Mg, Ca * К; Ca * К; в) число электронов на внешнем уровне: Mg * Ca, Na *Mg, Ca * К; г) радиус атома: Mg * Ca, Na * Mg, Ca * K; д) восстановительные свойства: Mg * Ca, Na * Mg, Ca * K. Ca * K. Проверка знаний