Какие свойства проявляют щелочноземельные металлы при взаимодействии с неметаллами
На уроке будет раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий». Вы узнаете общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучите по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений будет рассмотрено такое понятие, как жесткость воды. Познакомитесь с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнаете, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.
Тема: Основные металлы и неметаллы
Урок: Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий
Общие свойства металлов
Главную подгруппу I группы Периодической системы Д.И. Менделеева составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Элементы этой подгруппы относят к металлам. Их общее название – щелочные металлы.
Щелочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы Периодической системы Д.И. Менделеева. Это магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
Щелочные и щелочноземельные металлы как типичные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. У элементов главных подгрупп металлические свойства с увеличением радиуса возрастают. Особенно сильно восстановительные свойства проявляются у щелочных металлов. Настолько сильно, что практически невозможно проводить их реакции с разбавленными водными растворами, так как в первую очередь будет идти реакция взаимодействия их с водой. У щелочноземельных металлов ситуация аналогичная. Они тоже взаимодействуют с водой, но гораздо менее интенсивно, чем щелочные металлы.
Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns1 , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns2 (s-элементы). У алюминия валентные электроны …3s23р1 (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.
Обнаружение ионов металла в солях
Ионы металлов легко определить по изменению окраски пламени. Рис. 1.
Соли лития – карминово-красная окраска пламени. Соли натрия – желтый. Соли калия – фиолетовый через кобальтовое стекло. Рубидия – красный, цезия – фиолетово-синий.
Рис. 1
Соли щелочноземельных металлов: кальция – кирпично-красный, стронция – карминово-красный и бария – желтовато-зеленый. Соли алюминия окраску пламени не меняют. Соли щелочных и щелочноземельных металлов используются для создания фейерверков. И можно легко определить по окраске, соли какого металла применялись.
Щелочные металлы
Свойства металлов
Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.
Химические свойства щелочных металлов
1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S Na2S
2Na + H2 2NaH
3Na + P Na3P
Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.
6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.
Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑
2. Взаимодействие с кислородом
Только с литием сразу образуется оксид лития.
4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.
2Na + О2 = Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.
К + О2 = КО2
3. Взаимодействие с водой
По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Получение щелочных металлов
Из-за высокой активности металлов, получать их можно при помощи электролиза солей, чаще всего хлоридов.
Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ | |
NaOH | Едкий натр (каустическая сода) |
NaCl | Поваренная соль |
NaNO3 | Чилийская селитра |
Na2SO4∙10H2O | Глауберова соль |
Na2CO3∙10H2O | Сода кристаллическая |
KOH | Едкое кали |
KCl | Хлорид калия (сильвин) |
KNO3 | Индийская селитра |
K2CO3 | Поташ |
Щелочноземельные металлы
Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.
Химические свойства щелочноземельных металлов.
1. Взаимодействие с неметаллами
Сa + Cl2→ 2СaCl2
Сa + S СaS
Сa + H2 СaH2
3Сa + 2P Сa3 P2-
2. Взаимодействие с кислородом
2Сa + O2 → 2CaO
3. Взаимодействие с водой
Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O
4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
Получение щелочноземельных металлов
Металлический кальций и стронций получают электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.
CaCl2 Сa + Cl2
Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария
3BaO +2Al 3Ba + Al2O3
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ
Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО – негашеная известь. Ca(OH)2 – гашеная известь, или известковая вода. При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО3. Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.
Рис. 2
СaO + H2O → Ca(OH)2
Ca(OH)2 + CO2↑ → CaCO3↓+ H2O
CaCO3↓+ H2O + CO2 → Ca(HCO3)2
Гипс – это CaSO4∙2H2O, алебастр – CaSO4∙0,5H2O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.
Карбонат кальция CaCO3 образует множество различных минералов. Рис. 3.
Рис. 3
Фосфат кальция Ca3(PO4)2 – фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.
Чистый безводный хлорид кальция CaCl2 – это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.
Карбид кальция – CaC2. Его можно получить так:
СaO + 2C →CaC2 +CO. Одно из его применений – это получение ацетилена.
CaC2 + 2H2O →Ca(OH)2 + C2H2↑
Сульфат бария BaSO4 – барит. Рис. 4. Используется как эталон белого в некоторых исследованиях.
Рис. 4
Жесткость воды
В природной воде содержатся соли кальция и магния. Если они содержатся в заметных концентрациях, то в такой воде не мылится мыло из-за образования нерастворимых стеаратов. При её кипячении образуется накипь.
Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Такую жесткость воды можно устранить кипячением.
Ca(HCO3)2 CaCO3↓ + СО2↑ + Н2О
Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca2+., Mg2+ и анионов H2PO4- ,Cl-, NO3- и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl
Алюминий
Алюминий и его соединения
Алюминий занимает 4-е место по распространенности в земной коре, уступая кремнию, кислороду и водороду. В природе он присутствует в виде алюмосиликатов, глин и бокситов. Рис. 5.
Рис. 5
По своим химическим свойствам он гораздо менее активен, чем щелочные и щелочноземельные металлы. Во многом это связано с образованием не его поверхности тончайшей пленки оксида, которая препятствует или замедляет многие химические реакции.
Химические свойства алюминия
1. Реакция с галогенами
2Al + 3I2 2AlI3
2. Сгорает при нагревании с выделением большого количества теплоты
4Al + 3O2 2Al2O3 + Q . При этом может развиваться температура до 35000С.
3. Реакция с неметаллами
2Al + 3S Al2S3
2Al + N2 2AlN
4Al + 3С Al4С3
4. Взаимодействует с водой
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2↑ Если снять амальгамированием или механически пленку.
Амальгамирование – это нанесение на поверхность небольшого количества ртути.
5. Алюминий активно восстанавливает металлы из их оксидов (алюмотермия)
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr; этот способ используется при получении многих металлов: Mn, Cr, V, W, Ba, Sr и др.
6. Взаимодействует с кислотами-неокислителями
2Al + 6HCl →2AlCl3 + 3H2↑
Алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами из-за пассивации. С разбавленной серной или азотной кислотой взаимодействует
8Al + 30HNO3 →8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
7. Взаимодействие со щелочами. Al, Al2O3, Al(OH)3 взаимодействуют со щелочами:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ (амфотерные свойства).
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
8. Реагирует с растворами солей
2Al + 3CuCl2 → 2AlCl3 + 3Cu
Применение алюминия
Рис. 6
Алюминий широко применяется в быту и технике, так как он довольно легок, коррозионно-устойчив и нетоксичен. См. Рис. 6. Часто используются сплавы алюминия. Основной – это дуралюмин (дюралюминий, дюраль). Это сплав алюминия, содержащий медь (массовая доля – 1,4-13%) и небольшие количества магния, марганца и других компонентов. Используется как конструкционный материал в авиа- и машиностроении.
Смеси, регенерирующие кислород
Оксиды и пероксиды способны реагировать с углекислым газом, образуя карбонат и кислород.
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + 1/2O2
KO2 + CO2 → K2CO3 + 3/2O2
Если сложить эти 2 уравнения реакции, то получится смесь, выделяющая и 2 моль углекислого газа, и 2 моль кислорода.
Na2O2 + 2KO2 + 2 CO2 → Na2CO3 + K2CO3 + 2О2. Суммарный объём газа в левой и правой части уравнения будет одинаков. Постоянство объёма газа очень важно, так как такие смеси применяются для удаления CO2 и превращения его в нужный для дыхания кислород, например, в подводных лодках или космических станциях. Но там не должно происходить перепада давления.
Подведение итога урока
На уроке была раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий». Вы узнали общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучили по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений было рассмотрено такое понятие, как жесткость воды. Познакомились с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнали, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.
Список литературы
1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет
1. Internerurok.ru (Источник).
2. Hemi.nsu.ru (Источник).
3. Chemport.ru (Источник).
4. Химик.ру (Источник).
Домашнее задание
1. №№3, 4, 5-а (с. 173) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
2. Какую реакцию среды имеет водный раствор сульфида калия? Ответ подтвердите уравнением реакции гидролиза.
3. Определите массовую долю натрия в морской воде, которая содержит 1,5% хлорида натрия.
Элементы II группы главной подгруппы
1. Положение в Периодической системе химических элементов
2. Электронное строение и закономерности изменения свойств
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
7.1.3. Взаимодействие с водородом
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие с оксидами неметаллов
7.2.6. Взаимодействие с солями и оксидами металлов
Оксиды щелочноземельных металлов
1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Амфотерные свойства оксида бериллия
Гидроксиды щелочноземельных металлов
1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие с кислыми солями
2.5. Взаимодействие с неметаллами
2.6. Взаимодействие с металлами
2.7. Взаимодействие с солями
2.8. Разложение при нагревании
2.9. Диссоциация
2.10. Амфотерные свойства гидроскида бериллия
Соли щелочноземельных металлов
Жесткость
1. Постоянная и временная жесткость
2. Способы устранения жесткости
Элементы II группы главной подгруппы
Положение в периодической системе химических элементов
Щелочноземельные металлы расположены во второй группе главной подгруппе периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто во 2 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). На практике к щелочноземельным металлам относят только кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них. Однако, согласно номенклатуре ИЮПАК, щелочноземельными принято считать все металлы II группы главной подгруппы.
Электронное строение и закономерности изменения свойств
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов: ns2, на внешнем энергетическом уровне в основном состоянии находится 2 s-электрона. Следовательно, типичная степень окисления щелочноземельных металлов в соединениях +2.
Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочноземельных металлов.
В ряду Be—Mg—Ca—Sr—Ba—Ra, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрицательность.
Физические свойства
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.
Кристаллическая решетка щелочноземельных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, они обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при высоких температурах.
Нахождение в природе
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:
Доломит — CaCO3 · MgCO3 — карбонат кальция-магния.
Магнезит MgCO3 – карбонат магния.
Кальцит CaCO3 – карбонат кальция.
Гипс CaSO4 · 2H2O – дигидрат сульфата кальция.
Барит BaSO4 — сульфат бария.
Витерит BaCO3 – карбонат бария.
Способы получения
Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:
MgCl2 → Mg + Cl2
или восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:
2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca2SiO4
Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:
CaCl2 → Ca + Cl2
Барий получают восстановлением оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:
4BaO+ 2Al → 3Ba + Ba(AlO2)2
Качественные реакции
Качественная реакция на щелочноземельные металлы — окрашивание пламени солями щелочноземельных металлов.
Цвет пламени:
Ca — кирпично-красный
Sr — карминово-красный (алый)
Ba — яблочно-зеленый
Качественная реакция на ионы магния: взаимодействие с щелочами. Ионы магния осаждаются щелочами с образованием белого осадка гидроксида магния:
Mg2+ + 2OH— → Mg(OH)2↓
Качественная реакция на ионы кальция, стронция, бария: взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей кальция, стронция и бария с карбонатами выпадает белый осадок карбоната кальция, стронция или бария:
Ca2+ + CO32- → CaCO3↓
Ba2+ + CO32- → BaCO3↓
Качественная реакция на ионы стронция и бария: взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей стронция и бария с сульфатами выпадает белый осадок сульфата бария и сульфата стронция:
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
Sr2+ + SO42- → SrSO4↓
Также осадки белого цвета образуются при взаимодействии солей кальция, стронция и бария с сульфитами и фосфатами.
Например, при взаимодействии хлорида кальция с фосфатом натрия образуется белый осадок фосфата кальция:
3CaCl2 + 2Na3PO4 → 6NaCl + 2Ca3(PO4)2↓
Химические свойства
1. Щелочноземельные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.
1.1. Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов при нагревании.
Например, бериллий взаимодействует с хлором с образованием хлорида бериллия:
Be + Cl2 → BeCl2
1.2. Щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с серой и фосфором с образованием сульфидов и фосфоридов.
Например, кальций взаимодействует с серой при нагревании:
Ca + S → CaS
Кальций взаимодействует с фосфором с образованием фосфидов:
3Ca + 2P → Ca3P2
1.3. Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании. При этом образуются бинарные соединения — гидриды. Бериллий с водородом не взаимодействует, магний реагирует лишь при повышенном давлении.
Mg + H2 → MgH2
1.4. С азотом магний взаимодействует при комнатной температуре с образованием нитрида:
6Mg + 2N2 → 2Mg3N2
Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.
1.5. Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов.
Например, кальций взаимодействует с углеродом с образованием карбида кальция:
Ca + 2C → CaC2
Бериллий реагирует с углеродом при нагревании с образованием карбида — метанида:
2Be + C → Be2C
1.6. Бериллий сгорает на воздухе при температуре около 900°С:
2Be + O2 → 2BeO
Магний горит на воздухе при 650°С с выделением большого количества света. При этом образуются оксиды и нитриды:
2Mg + O2 → 2MgO
3Mg + N2 → Mg3N2
Щелочноземельные металлы горят на воздухе при температуре около 500°С, в результате также образуются оксиды и нитриды.
Видеоопыт: горение кальция на воздухе можно посмотреть здесь.
2. Щелочноземельные металлы взаимодействуют со сложными веществами:
2.1. Щелочноземельные металлы реагируют с водой. Взаимодействие с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Бериллий с водой не реагирует. Магний реагирует с водой при кипячении. Кальций, стронций и барий реагируют с водой при комнатной температуре.
Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:
2Ca0 + 2H2+O = 2Ca+(OH)2 + H20
2.2. Щелочноземельные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной, разбавленной серной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.
Например, магний реагирует с соляной кислотой:
2Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑
2.3. При взаимодействии щелочноземельных металлов с концентрированной серной кислотой образуется сера.
Например, при взаимодействии кальция с концентрированной серной кислотой образуется сульфат кальция, сера и вода:
4Ca + 5H2SO4(конц.) → 4CaSO4 + S + 5H2O
2.4. Щелочноземельные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии кальция и магния с концентрированной или разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (I):
4Ca + 10HNO3 (конц) → N2O + 4Сa(NO3)2 + 5H2O
При взаимодействии щелочноземельных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
4Ba + 10HNO3 → 4Ba(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
2.5. Щелочноземельные металлы могут восстанавливать некоторые неметаллы (кремний, бор, углерод) из оксидов.
Например, при взаимодействии кальция с оксидом кремния (IV) образуются кремний и оксид кальция:
2Ca + SiO2 → 2CaO + Si
Магний горит в атмосфере углекислого газа. При этом образуется сажа и оксид магния:
2Mg + CO2 → 2MgO + C
2.6. В расплаве щелочноземельные металлы могут вытеснять менее активные металлы из солей и оксидов. Обратите внимание! В растворе щелочноземельные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.
Например, кальций вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):
Ca + CuCl2 → CaCl2 + Cu
Оксиды щелочноземельных металлов
Способы получения
1. Оксиды щелочноземельных металлов можно получить из простых веществ — окислением металлов кислородом:
2Ca + O2 → 2CaO
2. Оксиды щелочноземельных металлов можно получить термическим разложением некоторых кислородсодержащих солей — карбонатов, нитратов.
Например, карбонат кальция разлагается на оксид кальция, оксид азота (IV) и кислород:
2Ca(NO3)2 → 2CaO + 4NO2 + O2
MgCO3 → MgO + CO2
СаСО3 → СаО + СО2
3. Оксиды магния и бериллия можно получить термическим разложением гидроксидов:
Mg(OH)2 → MgO + H2O
Химические свойства
Оксиды кальция, стронция, бария и магния — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой. Оксид бериллия — амфотерный.
1. Оксиды кальция, стронция, бария и магния взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:
Например, оксид магния взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната магния:
MgO + CO2 → MgCO3
2. Оксиды щелочноземельных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).
Например, оксид кальция взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида кальция и воды:
CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O
3. Оксиды кальция, стронция и бария активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.
Например, оксид кальция взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция:
CaO + H2O → 2Ca(OH)2
Оксид магния реагирует с водой при нагревании:
MgO + H2O → Mg(OH)2
Оксид бериллия не взаимодействует с водой.
4. Оксид бериллия взаимодействует с щелочами и основными оксидами.
При взаимодействии оксида бериллия с щелочами в расплаве или с основными оксидами образуются соли-бериллаты.
Например, оксид натрия реагирует с оксидом бериллия с образованием бериллата натрия:
Na2O + BeO → Na2BeO2
Например, гидроксид натрия реагирует с оксидом бериллия в расплаве с образованием бериллата натрия:
2NaOH + BeO → Na2BeO2 + H2O
При взаимодействии оксида бериллия с щелочами в растворе образуются комплексные соли.
Например, оксид бериллия реагирует с гидроксидом калия с растворе с образованием тетрагидроксобериллата калия:
2NaOH + BeO + H2O → Na2[Be(OH)4]
Гидроксиды щелочноземельных металлов
Способы получения
1. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих оксидов с водой.
Например, оксид кальция (негашеная известь) при взаимодействии с водой образует гидроксид кальция (гашеная известь):
CaO + H2O → Ca(OH)2
Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании:
MgO + H2O → Mg(OH)2
2. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих металлов с водой.
Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:
2Ca + 2H2O → 2Ca(OH)2 + H2
Магний взаимодействует с водой только при кипячении:
2Mg + 2H2O → 2Mg(OH)2 + H2
3. Гидроксиды кальция и магния можно получить при взаимодействии солей кальция и магния с щелочами.
Например, нитрат кальция с гидроксидом калия образует нитрат калия и гидроксид кальция:
Ca(NO3)2 + 2KOH → Ca(OH)2↓ + 2KNO3
Химические свойства
1. Гидроксиды кальция, стронция и бария реагируют с всеми кислотами (и сильными, и слабыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Гидроксид магния взаимодействует только с сильными кислотами.
Например, гидроксид кальция с соляной кислотой реагирует с образова-нием хлорида кальция:
Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O
2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например, гидроксид бария с углекислым газом реагирует с образова-нием карбонатов или гидрокарбонатов:
Ba(OH)2(избыток) + CO2 → BaCO3 + H2O
Ba(OH)2 + 2CO2(избыток) → Ba(HCO3)2
3. Гидроксиды кальция, стронция и бария реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплекс?