Самый активный восстановитель среди щелочноземельных металлов

Содержание
  1. Общая характеристика
  2. Природные соединения
  3. Получение
  4. Химические свойства
  5. Оксиды щелочноземельных металлов
  6. Получение
  7. Химические свойства
  8. Гидроксиды щелочноземельных металлов
  9. Получение
  10. Химические свойства
  11. Жесткость воды
  12. Щёлочноземельные металлы — основные свойства, характеристика и список элементов
  13. Положение в периодической системе Менделеева
  14. Электронное строение и закономерности изменения свойств
  15. Физические свойства щелочноземельных металлов
  16. Химические свойства
  17. Нахождение в природе
  18. Способ получения
  19. Качественные реакции
  20. Применение щелочноземельных металлов
  21. Щелочные и щелочноземельные металлы
  22. Активные металлы — список в химии, таблица, реакции и ряд — Природа Мира
  23. Подведение итогов
  24. Характерные химические свойства Be, Mg и щелочноземельных металлов
  25. Химические свойства щелочноземельных металлов + Be
  26. Щелочноземельные металлы: общая характеристика, строение; свойства и получение — урок. Химия, 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.

Щелочные и щелочноземельные металлы

Средняя оценка: 4.6

Всего получено оценок: 1354.

Средняя оценка: 4.6

Всего получено оценок: 1354.

Наиболее активными среди металлической группы являются щелочные и щелочноземельные металлы. Это мягкие лёгкие металлы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами.

Активные металлы занимают первую и вторую группы периодической таблицы Менделеева. Полный список щелочных и щелочноземельных металлов:

  • литий (Li);
  • натрий (Na);
  • калий (K);
  • рубидий (Rb);
  • цезий (Cs);
  • франций (Fr);
  • бериллий (Be);
  • магний (Mg);
  • кальций (Ca);
  • стронций (Sr);
  • барий (Ba);
  • радий (Ra).

Рис. 1. Щелочные и щелочноземельные металлы в таблице Менделеева.

Электронная конфигурация щелочных металлов – ns1, щелочноземельных металлов – ns2. Соответственно, постоянная валентность щелочных металлов – I, щелочноземельных – II.

За счёт небольшого количества валентных электронов на внешнем энергетическом уровне активные металлы проявляют мощные свойства восстановителя, отдавая внешние электроны в реакциях.

Чем больше энергетических уровней, тем меньше связь с внешних электронов с ядром атома. Поэтому металлические свойства возрастают в группах сверху вниз.

Из-за активности металлы I и II групп находятся в природе только в составе горных пород. Чистые металлы выделяют с помощью электролиза, прокаливания, реакции замещения.

Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет с металлическим блеском. Цезий – серебристо-жёлтый металл. Это наиболее активные и мягкие металлы. Натрий, калий, рубидий, цезий режутся ножом. По мягкости напоминают воск.

Рис. 2. Разрезание натрия ножом.

Щелочноземельные металлы имеют серый цвет. По сравнению со щелочными металлами являются более твёрдыми, плотными веществами. Ножом можно разрезать только стронций. Самый плотный металл – радий (5,5 г/см3).

Наиболее лёгкими металлами являются литий, натрий и калий. Они плавают на поверхности воды.

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с простыми веществами и сложными соединениями, образуя соли, оксиды, щёлочи. Основные свойства активных металлов описаны в таблице.

Взаимодействие Щелочные металлы Щелочноземельные металлы
С кислородом Самовоспламеняются на воздухе. Образуют надпероксиды (RO2), кроме лития и натрия. Литий образует оксид при нагревании выше 200°C. Натрий образует смесь пероксида и оксида.
  • Примеры:
  • – 4Li + O2 → 2Li2O;
  • – 2Na + О2 → Na2O2;
  • – Rb + O2 → RbO2
На воздухе быстро образуются защитные оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются.
  1. Примеры:
  2. – 2Mg + O2 → 2MgO;
  3. – 2Ca + O2 → 2CaO
С неметаллами
  • Реагируют при нагревании с серой, водородом, фосфором:
  • – 2K + S → K2S;
  • – 2Na + H2 → 2NaH;
  • – 2Cs + 5P → Cs2P5.
  • С азотом реагирует только литий, с углеродом – литий и натрий:
  • – 6Li + N2 → 2Li3N;
  • – 2Na + 2C → Li2C2
  1. Реагируют при нагревании:
  2. – Ca + Br2 → CaBr2;
  3. – Be + Cl2 → BeCl2;
  4. – Mg + S → MgS;
  5. – 3Ca + 2P → Ca3P2;
  6. – Sr + H2 → SrH2
С галогенами Бурно реагируют с образованием галогенидов:
2Na + Cl2→ 2NaCl
С водой Образуются щёлочи. Чем ниже металл расположен в группе, тем более активно протекает реакция. Литий взаимодействует спокойно, натрий горит жёлтым пламенем, калий – со вспышкой, цезий и рубидий взрываются.
  • Примеры:
  • – 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2­↑;
  • – 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
  1. Менее активно, чем щелочные металлы, реагируют при комнатной температуре:
  2. – Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2;
  3. – Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
С кислотами Со слабыми и разбавленными кислотами реагируют с взрывом. С органическими кислотами образуют соли.
  • Примеры:
  • – 8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O + 5H2O;
  • – 8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O;
  • – 10Na + 12HNO3 (разб) → N2 + 10NaNO3 + 6H2O;
  • – 2Na + 2CH3COOH → 2CH3COONa + H2↑
  1. Образуют соли:
  2. – 4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O;
  3. – 4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
Со щелочами Из всех металлов реагирует только бериллий:
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
С оксидами Вступают в реакцию все металлы, кроме бериллия. Замещают менее активные металлы:
2Mg + ZrO2 → Zr + 2MgO

Рис. 3. Реакция калия с водой.

Щелочные и щелочноземельные металлы можно обнаружить с помощью качественной реакции. При горении металлы окрашиваются в определённый цвет. Например, натрий горит жёлтым пламенем, калий – фиолетовым, барий – светло-зелёным, кальций – тёмно-оранжевым.

Щелочные и щелочноземельные – наиболее активные металлы. Это мягкие простые вещества серого или серебристого цвета с небольшой плотностью. Литий, натрий, калий плавают на поверхности воды. Щелочноземельные металлы более твёрдые и плотные, чем щелочные. На воздухе быстро окисляются.

Щелочные металлы образуют надпероксиды и пероксиды, оксид образует только литий. Бурно реагируют с водой при комнатной температуре. С неметаллами реагируют при нагревании. Щелочноземельные металлы вступают в реакцию с оксидами, вытесняя менее активные металлы.

Со щелочами реагирует только бериллий .

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.

  • Светлана-Анатольевна Мамахай

Средняя оценка: 4.6

Всего получено оценок: 1354.

А какая ваша оценка?

Гость завершил

Тест «История болезни»с результатом 9/10

Гость завершил

Тест «Обломов»с результатом 9/19

Гость завершил

Тест «Крепкий мужик»с результатом 7/10

Гость завершил

Тест Склонение 4 классс результатом 7/10

Гость завершил

Тест «Биография Гете»с результатом 7/10

Гость завершил

Тест «Тихий Дон»с результатом 10/18

Гость завершил

Тест «Мертвые души»с результатом 10/19

Не подошло? Напиши в х, чего не хватает!

Активные металлы — список в химии, таблица, реакции и ряд — Природа Мира

Среди всех металлов некоторые отличаются тем, что они очень легко вступают в восстановительные реакции. Такие металлы имеют много схожих свойств и объединяются в класс активных металлов.

К активным металлам относятся три группы элементов:

  • щелочные металлы;
  • щелочноземельные металлы;
  • алюминий.

Щелочные металлы находятся в первой группе таблицы Менделеева, то есть занимают в ней крайнее левое положение. В частности щелочными металлами являются:

  • литий (Li);
  • натрий (Na);
  • калий (K);
  • рубидий (Rb);
  • цезий (Cs);
  • франций (Fr).

Щелочноземельные металлы находятся во второй группе, то есть правее щелочных металлов. К ним относятся:

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

Активные металлы в таблице Менделеева

В целом активные металлы отличаются тем, что имеют один или два валентных электрона, поэтому они легко отдают эти электроны в ходе химических реакций, выступая в качестве восстановителей.

Степень активности металла можно оценить по его расположению в электрохимическом ряде активности металлов. Чем левее там находится металл, тем сильнее выражены его восстановительные свойства. Крайнее левое положение в ряде занимает литий.

В вот крайне правое положение в ряду занимает золото, именно поэтому оно почти не окисляется кислотами.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Алюминий – это так называемый постпереходный металл, по своим свойствам он находится где-то между активными и среднеактивными металлами. Разные ученые придерживаются различного мнения о том, стоит ли считать алюминий активным металлом.

Активные металлы не встречаются в природе в чистом виде, так как они быстро вступают в химические реакции с другими элементами. Чаще всего в природе они присутствуют в виде оксидов. Например, даже если алюминий получен в чистом виде, то на воздухе он быстро покрывается оксидной пленкой.

Цвет всех щелочных металлов – белый, с серебристым оттенком. Исключением является цезий, имеющий серебристо-желтый цвет. Щелочные металлы можно резать простым скальпелем, так как у них низкая твердость. Также они имеют малую плотность – от 534 кг/м3 у лития до 1900 кг/м3 у цезия.

Литий, калий и натрий настолько легкие, что они плавают в воде, но построить корабль из них не получится, так как вода быстро окисляет и разрушает эти металлы.

Франций и цезий плавятся уже при комнатной температуре, а самый тугоплавкий щелочной металл – это литий, плавящийся при 180,6°С.

Для защиты щелочных металлов от воздуха и волы их хранят в керосине. При реагировании лития с водой выделяется водород, а натрий и особенно калий просто взрываются в воде. При взаимодействии с кислородом образуются оксиды.

Щелочноземельные металлы значительно тверже щелочных, их нельзя просто взять и разрежать ножом. Также они тяжелее – их плотность колеблется от 1550 кг/м3 у кальция до 5500 кг/м3 у радия. Цвет щелочноземельных металлов – серый. Температуры плавления этих элементов находятся в диапазоне 650-840°С. Исключение – бериллий, плавящийся лишь при 1278°С.

Чем больше порядковый номер щелочноземельного металла в таблице Менделеева, тем выше его химическая активность. Например, бериллий вообще не взаимодействует с кислородом и по своим свойствам напоминает алюминий. Наиболее активные стронций, барий и радий приходится хранить в керосине, также как и щелочные металлы.

Подведение итогов

Активные металлы отличаются тем, что имеют лишь один-два валентных электрона, которые они легко отдают. Поэтому эти элементы очень быстро вступают в химические реакции, а в природе в чистом виде не встречаются.

Не все нашли? Используйте поиск по сайту

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.
Растворимость, моль/л (20 0 С) Растворимость, г/л
Be(OH) 2
  • Mg(OH) 2
  • Ca(OH) 2
  • Sr(OH) 2
  • Ba ( OH ) 2
8∙10 -6
  1. 5∙10 -4
  2. 2∙10 -2
  3. 7∙10 -2
  4. 2∙10 -1
3,4∙10 -4
  • 2,9∙10 -2
  • 1,5
  • 8,5
  • 34,2

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

Элемент Содержание, %
Li
  1. Na
  2. K
  3. Rb
  4. Cs
  5. Be
  6. Mg
  7. Ca
  8. Sr
  9. Ba
10 -4
  • 0,08
  • 0,23
  • 10 -5
  • 10 -4
  • 10 -7
  • 0,027
  • 1,4
  • 10 -3
  • 10 -5

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↑. 

Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Станок