Сайт учителя биологии и географии Лотоцкой Е. Г.

 

Элемент	Li	Na	K	Rb	Cs
Валентные электроны	2s1	3s1	4s1	5s1	6s1
Электроотрицательность	1,0	0,9	0,8	0,8	0,7
Электродный потенциал, В	-3,05	-2,71	-2,93	-2,92	-2,92

Щелочноземельные металлы

Основные характеристики щелочноземельных металлов

 

Элемент	Ca	Sr	Ba
Валентные электроны	4s2	5s2	6s2
Электродный потенциал, В	-2,87	-2,89	-2,90

Строение валентных оболочек атомов этих элементов ns², заряды ядер атомов на единицу больше, чем у щелочных элементов тех же периодов. Это приводит к уменьшению радиуса атомов и увеличению ионизационных потенциалов и, следовательно, к уменьшению их химической активности.
Щелочноземельные металлы химически очень активны. При комнатной температуре они медленно окисляются кислородом воздуха, а при нагревании сгорают с образованием оксидов.
Магний сгорает, излучая ослепительно-белый свет со значительной долей ультрафиолетовых лучей. Это раньше использовалось при фотографировании.
Магний нельзя гасить водой, так как может взорваться, выделяющийся при реакции магния с водой, водород.
На заводе по переработке вторичного сырья в Уолтон Хиллс, штат Огайо возник пожар. В здании было большое количество металлов, среди них - титан, сталь и магний. Пожарные, опасаясь, что огонь перекинется на соседнюю бензозаправку, решили залить горящее здание водой.
Результат не заставил себя ждать - произошел сильный взрыв, во все стороны разлетелись куски раскаленного добела магния. Ослепительное огненное облако поднялось на высоту 50 м. Однако пожарных это не остановило - они продолжили заливать здание, что вызвало новые взрывы магния. От жара огня начали плавиться стены здания. Таким образом, незнание пожарными химии магния привело к катастрофическим результатам.

Щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, вытесняя из нее водород и образуя щелочи Са(ОН)₂, Sr(OH)₂ и Ва(ОН)₂.
При опускании кусочка кальция в воду начинает выделятся водород, который облепляет металл и он всплывает. Со временем происходит помутнение раствора образуется малорастворимый Са(ОН)₂, что доказывает малиновое окрашивание, если добавить фенолфталеин.

С водородом, азотом и другими неметаллами они взаимодействуют с образованием соответствующих ионных гидридов, нитридов и т.д. Щелочноземельные металлы образуют множество обычных солей, но комплексных соединений эти элементы не образуют.

Алюминий – активный, легкий металл с температурой плавления 660⁰С. На воздухе он покрывается тончайшей пленкой оксида, которая защищает его от дальнейшего окисления и действия воды. Однако, при удалении защитной пленки и при нагревании алюминий энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, соединяется с азотом и углеродом.
Алюминий восстанавливает многие металлы из оксидов, этот метод получения металлов называется алюмотермией.
Алюминий взаимодействует с выделением водорода со всеми галогеноводородными кислотами и разбавленной серной кислотой:
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑
2Al + 6H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑,
а с разбавленной азотной кислотой (концентрация 2-3М) - с образованием преимущественно нитрата аммония:
8Al + 30HNO₃ = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O
В концентрированных HNO₃ и H₂SO₄ алюминий пассивируется, что позволяет хранить и транспортировать эти кислоты в емкостях из алюминия. Алюминий легко взаимодействует со щелочами, т.к. они растворяют оксидную пленку.
Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.

Все d-элементы являются металлами, т.к. внешние s-электроны слабо удерживаются атомами. Однако энергия межатомных связей в кристаллических решетках этих металлов обусловлена не только делокализованными s-электронами, но и дополнительными ковалентными связями между неспаренными электронами d-орбиталей. Поэтому d-металлы (кроме цинка, кадмия и ртути) прочны и тугоплавки, особенно находящиеся в средней части декад (Cr, Mo, W, Mn, Tc, Re).
При образовании соединений в химических связях используются s-электроны и все или часть d-электронов. Поэтому для d-элементов свойственны переменная валентность, разнообразие и широкие пределы изменения основно-кислотных и окислительно-восстановительных свойств соединений. С увеличением степени окисления элемента в его однотипных соединениях изменяется характер связи от ионной ко все более ковалентной. Поэтому, например, низшие оксиды и гидроксиды являются основными, а высшие - кислотными, низшие галогениды - ионные растворимые соли, а высшие - молекулярные, легколетучие гидролизующиеся вещества. С увеличением степени окисления возрастает окислительная и уменьшается восстановительная активность соединений.
Весьма характерно для d-элементов образование многочисленных и прочных комплексных соединений. В комплексных соединениях d-элементы образуют связи с лигандами по донорно-акцепторному механизму в качестве акцептора электронных пар.
В царской водке, концентрированной H₂SO₄ и азотной кислоте любой концентрации хром пассивируется, но он способен вытеснять водород из кислот-неокислителей с образованием CrCl₂ и CrSO₄. При значительном нагревании хром взаимодействует с концентрированными HNO₃ и H₂SO₄, окисляясь до трехвалентного состояния:
Cr + 6HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O
Состояние +3 наиболее устойчиво для хрома; в этой степени окисления у него существует множество обычных и комплексных соединений, кристаллогидратов и квасцов.
СrCl₃ – безводный; - кристаллогидрат
При нагревании железо реагирует со многими неметаллами. Например, при внесении порошка железа в пламя газовой горелки железо активно реагирует с кислородом.

Железо медленно окисляется атмосферным кислородом и влагой:
4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃
Этот процесс называется атмосферной коррозией.
Железо при обычных температурах взаимодействуют с кислотами-неокислителями с образованием солей (МеСl₂, MeSO₄) в степени окисления +2 и выделением водорода. В холодных концентрированных Н₂SO₄ и HNO₃ металлы пассивируются, что позволяет концентрированную серную кислоту перевозить в железных цистернах; в разбавленной азотной кислоте железо окисляется до степени окисления +3.
Fe+4HNO₃=Fe(NO₃)₃+NO↑+2H₂O

Медь является неактивным металлом, не реагирует с кислотами-неокислителями, но реагирует с азотной и концентрированной серной кислотами.
Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
Для меди наиболее характерна степень окисления +2.
Пример. Какое уравнение соответствует реакции разбавленной азотной кислоты с медью
1) 3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O
2) Cu + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂↑
3) Cu + 2HNO₃ = CuO + NO₂ + H₂O
4) Cu + HNO₃ = CuO + NH₂NO3 + H₂O
В азотной кислоте окислителем является азот в степени окисления +5, поэтому в этой реакции водород не выделяется. CuO в реакции образоваться не может, так как обязательно прореагирует с азотной кислотой.
Чем активнее металл и разбавленнее азотная кислота, тем в большей степени она восстанавливается.
Медь неактивный металл, значит с разбавленной кислотой будет образовываться NO, а с концентрированной – NO₂.

Цинк устойчив на воздухе благодаря покрывающей его оксидной пленке. Цинк активно вытесняет водород из кислот-неокислителей:
Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑
Цинк с щелочами активно реагирует, т.к. он является амфотерным металлом:
Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑
На гранулах цинка образуются пузырьки газа (водорода).
Цинк образует соединения только в степени окисления +2.