Características de los metales alcalinotérreos. Metales y sus propiedades. Metales alcalinos. Metales alcalinotérreos. Aluminio. Calcio y sus compuestos
Video tutorial 1: Química Inorgánica. Metales: álcali, alcalinotérreo, aluminio
Video tutorial 2: Metales de transición
Conferencia: Característica Propiedades químicas y obtención de sustancias simples - metales: álcali, alcalinotérreo, aluminio; elementos de transición (cobre, zinc, cromo, hierro)
Propiedades químicas de los metales
Todos los metales en las reacciones químicas se manifiestan como agentes reductores. Se separan fácilmente de los electrones de valencia, oxidándose en el proceso. Recordemos que cuanto más a la izquierda se encuentra el metal en la serie electroquímica de tensión, más poderoso es un agente reductor. Por lo tanto, el más fuerte es el litio, el más débil es el oro y viceversa, el oro es el agente oxidante más fuerte y el litio es el más débil.
Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Cr → Zn → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au
Todos los metales desplazan a otros metales de la solución salina, es decir, restaurarlos. Todo excepto los alcalinos y alcalinotérreos, ya que interactúan con el agua. Los metales ubicados antes de H lo desplazan de las soluciones de ácidos diluidos y ellos mismos se disuelven en ellos.
Echemos un vistazo a algunas de las propiedades químicas generales de los metales:
- La interacción de los metales con el oxígeno forma óxidos básicos (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O, etc.) o anfóteros (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, etc.).
- La interacción de metales con halógenos (el subgrupo principal del grupo VII) forma ácidos hidrohálicos (HF - fluoruro de hidrógeno, HCl - cloruro de hidrógeno, etc.).
- La interacción de metales con no metales forma sales (cloruros, sulfuros, nitruros, etc.).
- La interacción de metales con metales forma compuestos intermetálicos (MgB 2, NaSn, Fe 3 Ni, etc.).
- La interacción de metales activos con hidrógeno forma hidruros (NaH, CaH 2, KH, etc.).
- La interacción de los metales alcalinos y alcalinotérreos con el agua forma álcalis (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2, etc.).
- La interacción de los metales (solo los que se encuentran en la serie electroquímica hasta H) con los ácidos forma sales (sulfatos, nitritos, fosfatos, etc.). Debe tenerse en cuenta que los metales reaccionan con los ácidos con bastante desgana, mientras que casi siempre interactúan con bases y sales. Para que tenga lugar la reacción de un metal con un ácido, es necesario que el metal sea activo y el ácido fuerte.
Propiedades químicas de los metales alcalinos.
Los siguientes elementos químicos pertenecen al grupo de los metales alcalinos: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs), francio (Fr). Moviéndose de arriba hacia abajo en el grupo I de la tabla periódica, sus radios atómicos aumentan, lo que significa que el metal y propiedades reconstituyentes.
Considere las propiedades químicas de los metales alcalinos:
- No tienen signos de anfotericidad, ya que tienen valores negativos de potenciales de electrodo.
- El agente reductor más fuerte de todos los metales.
- Los compuestos exhiben solo un estado de oxidación de +1.
- Al donar un solo electrón de valencia, los átomos de estos elementos químicos se convierten en cationes.
- Forma numerosos compuestos iónicos.
- Casi todo el mundo se disuelve en agua.
Interacción de metales alcalinos con otros elementos:
1. Con el oxígeno, se forman compuestos individuales, por lo que el óxido forma solo litio (Li 2 O), el sodio forma peróxido (Na 2 O 2) y potasio, rubidio y cesio - superóxidos (KO 2, RbO 2, CsO 2).
2. Con agua, formando álcalis e hidrógeno. Recuerde, estas reacciones son explosivas. Solo el litio reacciona con el agua sin explosión:
2Li + 2Н 2 О → 2LiO Н + Н 2.
3. Con halógenos, formando haluros (NaCl - cloruro de sodio, NaBr - bromuro de sodio, NaI - yoduro de sodio, etc.).
4. Con hidrógeno cuando se calienta, formando hidruros (LiH, NaH, etc.)
5. Con azufre cuando se calienta, formando sulfuros (Na 2 S, K 2 S, etc.). Son incoloros y fácilmente solubles en agua.
6. Con fósforo cuando se calienta, formando fosfuros (Na 3 P, Li 3 P, etc.), son muy sensibles a la humedad y al aire.
7. Con el carbono, cuando se calienta, los carburos forman solo litio y sodio (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), mientras que el potasio, el rubidio y el cesio no forman carburos, forman compuestos binarios con grafito (C 8 Rb, C 8 Cs, etc.) ...
8. En condiciones normales, solo el litio reacciona con el nitrógeno, formando nitruro Li 3 N, con el resto de los metales alcalinos, la reacción solo es posible cuando se calienta.
9. Reaccionan con los ácidos de forma explosiva, por lo que realizar tales reacciones es muy peligroso. Estas reacciones son ambiguas, porque el metal alcalino reacciona activamente con el agua, formando un álcali, que luego se neutraliza con un ácido. Esto crea una competencia entre el álcali y el ácido.
10. Con amoníaco, formando amidas: análogos de hidróxidos, pero bases más fuertes (NaNH 2 - amida de sodio, KNH 2 - amida de potasio, etc.).
11. Con alcoholes, formando alcoholatos.
El francio es un metal alcalino radiactivo, uno de los elementos radiactivos más raros y menos estables. Sus propiedades químicas no se conocen bien.
Obtener metales alcalinos:
Para obtener metales alcalinos, se utiliza principalmente la electrólisis de las masas fundidas de sus haluros, la mayoría de las veces cloruros, que forman minerales naturales:
- NaCl → 2Na + Cl 2.
El sodio también se puede obtener calcinando sosa y carbón en crisoles cerrados:
- Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.
- 2Li 2 O + Si + 2CaO → 4Li + Ca 2 SiO 4.
- KCl + Na → K + NaCl.
Propiedades químicas de los metales alcalinotérreos
Los metales alcalinotérreos incluyen elementos del subgrupo principal del grupo II: calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba), radio (Ra). La actividad química de estos elementos aumenta de la misma forma que la de los metales alcalinos, es decir, con un aumento hacia abajo del subgrupo.
Propiedades químicas de los metales alcalinotérreos:
- Al donar dos electrones de valencia, los átomos de estos elementos químicos se convierten en cationes.
- Los compuestos presentan un estado de oxidación de +2.
- Las cargas de los núcleos atómicos son una unidad más altas que las de los elementos alcalinos de los mismos períodos, lo que provoca una disminución del radio de los átomos y un aumento de los potenciales de ionización.
La estructura de las capas de valencia de los átomos de estos elementos es ns 2.
Interacción de metales alcalinotérreos con otros elementos:
1. Con oxígeno, todos los metales alcalinotérreos, excepto el bario, forman óxidos, el bario forma peróxido BaO 2. De estos metales, el berilio y el magnesio, cubiertos con una fina película protectora de óxido, interactúan con el oxígeno solo a una t muy alta. Los óxidos básicos de metales alcalinotérreos reaccionan con el agua, a excepción del óxido de berilio BeO, que tiene propiedades anfóteras. La reacción de óxido de calcio y agua se llama reacción de apagado. Si el reactivo es CaO, se forma cal viva, si Ca (OH) 2, cal apagada. También los óxidos básicos reaccionan con óxidos de ácido y ácidos. Por ejemplo:
- 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .
2. Con el agua, los metales alcalinotérreos y sus óxidos forman hidróxidos, sustancias cristalinas blancas que, en comparación con los hidróxidos de metales alcalinos, son menos solubles en agua. Los hidróxidos de metales alcalinotérreos son álcalis, excepto el anfótero Be (OH ) 2 y base débil Mg (OH) 2. Dado que el berilio no reacciona con el agua, Be (OH ) 2 puede obtenerse por otros métodos, por ejemplo, por hidrólisis de nitruro:
- Ser 3 N 2+ 6H 2 O → 3 Ser (OH) 2+ 2N H 3.
3. En condiciones normales, reacciono con halógenos, a excepción del berilio. Este último reacciona solo a una t alta. Se forman haluros (MgI 2 - yoduro de magnesio, CaI 2 - yoduro de calcio, CaBr 2 - bromuro de calcio, etc.).
4. Todos los metales alcalinotérreos, excepto el berilio, reaccionan con el hidrógeno cuando se calientan. Se forman hidruros (BaH 2, CaH 2, etc.). Para la reacción de magnesio con hidrógeno, además de una t alta, también se requiere una mayor presión de hidrógeno.
5. Forma sulfuros con azufre. Por ejemplo:
- Ca + S → СaS.
Los sulfuros se utilizan para producir ácido sulfúrico y los metales correspondientes.
6. Formar nitruros con nitrógeno. Por ejemplo:
- 3Ser + N 2 → Ser 3 N 2.
7. Con ácidos, formando sales del correspondiente ácido e hidrógeno. Por ejemplo:
- Be + H 2 SO 4 (diluido) → BeSO 4 + H 2.
Estas reacciones se desarrollan de la misma forma que en el caso de los metales alcalinos.
Obtención de metales alcalinotérreos:
El berilio se obtiene por reducción de fluoruro:
- BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2
- 3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al 2 O 3
- CaCl 2 → Ca + Cl 2
Propiedades químicas del aluminio
El aluminio es un metal ligero y activo, en el número 13 de la tabla. El más abundante de todos los metales en la naturaleza. Y de los elementos químicos ocupa la tercera posición en cuanto a distribución. Conductor eléctrico y de alto calor. Resistente a la corrosión, ya que está recubierto de una película de óxido. El punto de fusión es 660 0 С.
Considere las propiedades químicas y la interacción del aluminio con otros elementos:
1. En todos los compuestos, el aluminio se encuentra en el estado de oxidación +3.
2. Presenta propiedades reductoras en casi todas las reacciones.
3. El metal anfótero presenta propiedades tanto ácidas como básicas.
4. Recupera muchos metales de los óxidos. Este método de obtención de metales se llama alumotermia. Un ejemplo de cómo obtener Chrome:
2Al + Cr 2 О 3 → Al 2 О 3 + 2Cr.
5. Reacciona con todos los ácidos diluidos para formar sales y desprender hidrógeno. Por ejemplo:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;
2Al + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.
En HNO 3 y H 2 SO 4 concentrados, el aluminio se pasiva. Gracias a ello, es posible almacenar y transportar estos ácidos en contenedores fabricados en aluminio.
6. Interactúa con los álcalis, ya que disuelven la película de óxido.
7. Interactúa con todos los no metales excepto el hidrógeno. Para llevar a cabo la reacción con oxígeno, se necesita aluminio finamente triturado. La reacción es posible solo a t alta:
- 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .
En cuanto a su efecto térmico, esta reacción es exotérmica. La interacción con azufre forma sulfuro de aluminio Al 2 S 3, con fosfuro de fósforo AlP, con nitruro de nitrógeno AlN, con carburo de carbono Al 4 C 3.
8. Interactúa con otros metales para formar aluminuros (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7, etc.).
Recibiendo aluminio:El aluminio metálico se obtiene por electrólisis de una solución de alúmina Al 2 O 3 en criolita fundida Na 2 AlF 6 a 960-970 ° C.
- 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2.
Propiedades químicas de los elementos de transición.
Los elementos de transición incluyen elementos de subgrupos secundarios de la tabla periódica. Considere las propiedades químicas del cobre, zinc, cromo y hierro.
Propiedades químicas del cobre
1. En la fila electroquímica, se encuentra a la derecha de H, por lo que este metal está inactivo.
2. Agente reductor débil.
3. En compuestos, presenta estados de oxidación +1 y +2.
4. Reacciona con el oxígeno cuando se calienta, formando:
- óxido de cobre (I) 2Cu + O 2 → 2CuO(en t 400 0 C)
- o óxido de cobre (II): 4Cu + O 2 → 2Cu 2 O(en t 200 0 C).
Los óxidos tienen propiedades básicas. Cuando se calienta en una atmósfera inerte, el Cu 2 O se desproporciona: Cu 2 O → CuO + Cu... El óxido de cobre (II) CuO en reacciones con álcalis forma cupratos, por ejemplo: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
5. El hidróxido de cobre Cu (OH) 2 es anfótero, en él prevalecen las principales propiedades. Se disuelve fácilmente en ácidos:
- Cu (OH) 2 + 2HNO 3 → Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O,
y en soluciones concentradas de álcalis con dificultad:
- Сu (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.
6. La interacción del cobre con el azufre en diferentes condiciones de temperatura también forma dos sulfuros. Cuando se calienta a 300-400 0 С en vacío, se forma sulfuro de cobre (I):
- 2Cu + S → Cu 2 S.
A temperatura ambiente, disolviendo azufre en sulfuro de hidrógeno, se puede obtener sulfuro de cobre (II):
- Cu + S → CuS.
7. A partir de los halógenos, interactúa con el flúor, el cloro y el bromo, formando haluros (CuF 2, CuCl 2, CuBr 2), yodo, formando yoduro de cobre (I) CuI; no interactúa con hidrógeno, nitrógeno, carbono, silicio.
8. No reacciona con ácidos, no oxidantes, porque oxidan solo metales ubicados antes del hidrógeno en la serie electroquímica. Este elemento químico reacciona con ácidos - agentes oxidantes: nítrico diluido y concentrado y sulfúrico concentrado:
3Cu + 8HNO3 (descomp.) → 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O;
Cu + 4HNO 3 (conc) → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
Cu + 2H 2 SO 4 (conc) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
9. Al interactuar con las sales, el cobre desplaza de su composición a los metales ubicados a su derecha en la serie electroquímica. Por ejemplo,
2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .
Aquí vemos que el cobre se disolvió y el hierro (III) se redujo a hierro (II). Esta reacción es de gran importancia práctica y se utiliza para eliminar el cobre rociado sobre plástico.
Propiedades químicas del zinc
2. Posee propiedades restauradoras pronunciadas y propiedades anfóteras.
3. En compuestos, presenta un estado de oxidación de +2.
4. En el aire, se cubre con una película de óxido de ZnO.
5. La interacción con el agua es posible a una temperatura de calor rojo. Como resultado, se forman óxido de zinc e hidrógeno:
- Zn + H 2 O → ZnO + H 2.
6. Reacciona con halógenos, formando haluros (ZnF 2 - fluoruro de zinc, ZnBr 2 - bromuro de zinc, ZnI 2 - yoduro de zinc, ZnCl 2 - cloruro de zinc).
7. Con fósforo se forman fosfuros Zn 3 P 2 y ZnP 2.
8. Con calcogenuro de ZnS gris.
9. No reacciona directamente con hidrógeno, nitrógeno, carbono, silicio y boro.
10. Reacciona con ácidos no oxidantes, formando sales y desplazando hidrógeno. Por ejemplo:
- H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
- Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2.
También reacciona con ácidos - agentes oxidantes: con conc. El ácido sulfúrico forma sulfato de zinc y dióxido de azufre:
- Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
11. Reacciona activamente con los álcalis, ya que el zinc es un metal anfótero. Forma tetrahidroxozincatos con soluciones alcalinas y libera hidrógeno:
- Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .
En los gránulos de zinc, después de la reacción, aparecen burbujas de gas. Con álcalis anhidros, cuando se fusiona, forma cincatos y libera hidrógeno:
- Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2.
Propiedades químicas del cromo
1. En condiciones normales es inerte, cuando se calienta está activo.
2.
3. Forma compuestos coloreados.
4. En compuestos presenta estados de oxidación +2 (óxido básico CrO negro), +3 (óxido anfótero Cr 2 O 3 e hidróxido Cr (OH) 3 verde) y +6 (óxido de cromo (VI) ácido CrO 3 y ácidos: crómico H 2 CrO 4 y H 2 Cr 2 O 7 bicrómico, etc.).
5. Interactúa con el flúor en t 350-400 0 C, formando fluoruro de cromo (IV):
- Cr + 2F 2 → CrF 4.
6. Con oxígeno, nitrógeno, boro, silicio, azufre, fósforo y halógenos a t 600 0 C:
- compuesto con oxígeno forma óxido de cromo (VI) CrO 3 (cristales rojo oscuro),
- conexión con nitrógeno - nitruro de cromo CrN (cristales negros),
- compuesto con boro - boruro de cromo CrB (cristales amarillos),
- compuesto con silicio - siliciuro de cromo CrSi,
- compuesto con carburo de carbono-cromo Cr 3 C 2.
7. Reacciona con el vapor de agua, estando en estado incandescente, formando óxido de cromo (III) e hidrógeno:
- 2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2 .
8. No reacciona con soluciones alcalinas, sin embargo, reacciona lentamente con sus fundidos, formando cromatos:
- 2Cr + 6KOH → 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.
9. En diluido ácidos fuertes se disuelve para formar sales. Si la reacción tiene lugar en el aire, se forman sales de Cr 3+, por ejemplo:
- 2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 .
- Cr + 2HCl → CrCl2 + H2.
10. Con los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados, así como con el agua regia, reacciona solo cuando se calienta, porque a baja t, estos ácidos pasivan el cromo. Las reacciones con ácidos cuando se calientan se ven así:
2Сr + 6Н 2 SO 4 (conc) → Сr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6Н 2 О
Cr + 6НNО 3 (conc) → Сr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О
Óxido de cromo (II) CrO- sólido, negro o rojo, insoluble en agua.
Propiedades químicas:
- Posee propiedades básicas y regeneradoras.
- Cuando se calienta a 100 0 C en aire, se oxida a Cr 2 O 3 - óxido de cromo (III).
- Es posible reducir el cromo con hidrógeno a partir de este óxido: CrO + H 2 → Cr + H 2 O o coque: CrO + C → Cr + CO.
- Reacciona con ácido clorhídrico mientras libera hidrógeno: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
- No reacciona con álcalis, ácidos sulfúrico y nítrico diluidos.
Óxido de cromo (III) Cr 2 O 3- una sustancia refractaria, de color verde oscuro, insoluble en agua.
Propiedades químicas:
- Posee propiedades anfóteras.
- ¿Cómo reacciona el óxido básico con los ácidos? Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
- Cómo interactúa el óxido ácido con los álcalis: Cr 2 O 3 + 2KON → 2KCrO 3 + H 2 O.
- Los oxidantes fuertes se oxidan Cr 2 O 3 para cromar H 2 CrO 4.
- Los agentes reductores fuertes restauranGritar Cr 2 O 3.
Hidróxido de cromo (II) Cr (OH) 2 - un sólido de color amarillo o marrón, poco soluble en agua.
Propiedades químicas:
- Base débil, mostrando propiedades básicas.
- En presencia de humedad en el aire, se oxida a Cr (OH) 3 - hidróxido de cromo (III).
- Reacciona con ácidos concentrados, formando sales de cromo azul (II): Cr (OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O.
- No reacciona con álcalis y ácidos diluidos.
Hidróxido de cromo (III) Cr (OH) 3 - una sustancia gris verdosa que no se disuelve en agua.
Propiedades químicas:
- Posee propiedades anfóteras.
- ¿Cómo reacciona el hidróxido básico con los ácidos? Cr (OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
- Cómo interactúa el hidróxido de ácido con los álcalis: Cr (OH) 3 + 3NaОН → Na 3 [Cr (OH) 6].
Propiedades químicas del hierro
1. Un metal activo altamente reactivo.
2. Posee propiedades reductoras, así como propiedades magnéticas pronunciadas.
3. En compuestos presenta estados de oxidación básicos +2 (con oxidantes débiles: S, I, HCl, soluciones salinas), +3 (con oxidantes fuertes: Br y Cl) y menos característico +6 (con O y H 2 O). En oxidantes débiles, el hierro adquiere un estado de oxidación de +2, en los más fuertes, +3. El estado de oxidación +2 corresponde al óxido negro FeO y al hidróxido verde Fe (OH) 2, que tienen propiedades básicas. El estado de oxidación +3 corresponde al óxido marrón rojizo Fe 2 O 3 y al hidróxido marrón Fe (OH) 3, que tienen propiedades anfóteras débilmente expresadas. Fe (+2) es un agente reductor débil y Fe (+3) es más a menudo un agente oxidante débil. Cuando cambian las condiciones redox, los estados de oxidación del hierro pueden cambiar entre sí.
4. En aire a t 200 0 C se cubre con una película de óxido. Se corroe fácilmente en condiciones atmosféricas normales. NS Cuando el oxígeno pasa a través de la masa fundida de hierro, se forma óxido de FeO. Cuando el hierro se quema en el aire, se forma el óxido Fe 2 O 3. Cuando se quema en oxígeno puro, se forma un óxido: escamas de hierro:- 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.
5. Reacciona con halógenos cuando se calienta:
- compuesto con cloro forma cloruro de hierro (III) FeCl 3,
- compuesto con bromo - bromuro de hierro (III) FeBr 3,
- compuesto con yodo - yoduro de hierro (II, III) Fe 3 I 8,
- compuesto con flúor - fluoruro de hierro (II) FeF 2, fluoruro de hierro (III) FeF 3.
- compuesto con azufre forma sulfuro de hierro (II) FeS,
- conexión con nitrógeno - nitruro de hierro Fe 3 N,
- compuesto con fósforo - fosfuros FeP, Fe 2 P y Fe 3 P,
- compuesto con silicio - siliciuro de hierro FeSi,
- compuesto con carbono - carburo de hierro Fe 3 C.
9. No reacciona con soluciones alcalinas, sino que reacciona lentamente con las masas fundidas alcalinas, que son agentes oxidantes fuertes:
- Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O.
10. Restaura los metales ubicados en la fila electroquímica de la derecha:
- Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.
- 3Fe 2 O 3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4,
- Fe 3 O 4 + CO → CO 2 + 3FeO,
- FeO + CO → CO 2 + Fe.
Óxido de hierro (II) FeO - una sustancia cristalina negra (wustita), que no se disuelve en agua.
Propiedades químicas:
- Posee propiedades básicas.
- Reacciona con ácido clorhídrico diluido: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.
- Reacciona con ácido nítrico concentrado:FeO + 4HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
- No reacciona con agua y sales.
- Con hidrógeno a t 350 0 C se reduce a metal puro: FeO + H 2 → Fe + H 2 O.
- También se reduce a metal puro cuando se combina con coque: FeO + C → Fe + CO.
- Este óxido se puede obtener de varias formas, una de ellas es calentar Fe a baja presión O: 2Fe + O 2 → 2FeO.
Óxido de hierro (III)Fe 2 O 3- Polvo de color marrón (hematita), sustancia insoluble en agua. Otros nombres: óxido de hierro, plomo rojo, colorante alimentario E172, etc.
Propiedades químicas:
- Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
- No reacciona con las soluciones alcalinas, reacciona con sus fundidos formando ferritas: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O.
- Cuando se calienta con hidrógeno, exhibe propiedades oxidantes:Fe 2 O 3 + H 2 → 2 FeO + H 2 O.
- Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.
Óxido de hierro (II, III) Fe 3 O 4 o FeO Fe 2 O 3 - un sólido de color negro grisáceo (magnetita, mineral de hierro magnético), una sustancia que no se disuelve en agua.
Propiedades químicas:
- Se descompone al calentar más de 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
- Reacciona con ácidos diluidos: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
- No reacciona con soluciones alcalinas, reacciona con sus fundidos: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
- Tras la reacción con oxígeno, se oxida: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
- Con hidrógeno, cuando se calienta, se reduce:Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O.
- También se reduce cuando se combina con monóxido de carbono: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.
Hidróxido de hierro (II) Fe (OH) 2 - sustancia cristalina blanca, raramente verdosa, insoluble en agua.
Propiedades químicas:
- Tiene propiedades anfóteras con predominio de las básicas.
- Entra en la reacción de neutralización del ácido no oxidante, mostrando las principales propiedades: Fe (OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O.
- Al interactuar con los ácidos nítrico o sulfúrico concentrado, presenta propiedades reductoras, formando sales de hierro (III): 2Fe (OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
- Cuando se calienta, reacciona con soluciones alcalinas concentradas: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.
Hidróxido de hierro (I I I) Fe (OH) 3- sustancia cristalina o amorfa de color marrón, insoluble en agua.
Propiedades químicas:
- Posee propiedades anfóteras leves con predominio de las principales.
- Reacciona fácilmente con ácidos: Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O.
- Forma hexahidroxoferratos (III) con soluciones alcalinas concentradas: Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3.
- Forma ferratos con álcalis fundidos:2Fe (OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
- V ambiente alcalino exhibe propiedades reductoras con oxidantes fuertes: 2Fe (OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.
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La lección cubrirá el tema “Metales y sus propiedades. Metales alcalinos. Metales alcalinotérreos... Aluminio". Aprenderás propiedades generales y las regularidades de los elementos alcalinos y alcalinotérreos, estudiar por separado las propiedades químicas de los metales alcalinos y alcalinotérreos y sus compuestos. Mediante el uso ecuaciones químicas Se considerará un concepto como la dureza del agua. Conozca el aluminio, sus propiedades y aleaciones. Aprenderás sobre mezclas que regeneran oxígeno, ozonidos, peróxido de bario y producción de oxígeno.
Tema: Metales comunes y no metales
Lección: Metales y sus propiedades. Metales alcalinos. Metales alcalinotérreos. Aluminio
El subgrupo principal del grupo I de la Tabla Periódica de D.I. Mendeleev son litio Li, sodio Na, potasio K, rubidio Rb, cesio Cs y francio Fr. Se hace referencia a los elementos de este subgrupo. Su nombre común es metales alcalinos.
Los metales alcalinotérreos se encuentran en el subgrupo principal del grupo II del D.I. Mendeleev. Estos son magnesio Mg, calcio Ca, estroncio Sr, bario Ba y radio Ra.
Los metales alcalinos y alcalinotérreos como metales típicos exhiben propiedades reductoras pronunciadas. Los elementos de los principales subgrupos propiedades metálicas aumenta con el aumento del radio. Las propiedades reductoras son especialmente pronunciadas en metales alcalinos. Tanto es así que es prácticamente imposible realizar sus reacciones con soluciones acuosas diluidas, ya que en primer lugar se producirá una reacción de su interacción con el agua. La situación es similar para los metales alcalinotérreos. También interactúan con el agua, pero con mucha menos intensidad que los metales alcalinos.
Configuraciones electrónicas capa de valencia de metales alcalinos - ns 1 , donde n es el número de la capa de electrones. Se denominan elementos s. Metales alcalinotérreos - ns 2 (elementos-s). El aluminio tiene electrones de valencia. …3 s 2 3p 1(elemento p). Estos elementos forman compuestos con un tipo de enlace iónico. Cuando se forman compuestos para ellos, el estado de oxidación corresponde al número de grupo.
Detección de iones metálicos en sales.
Los iones metálicos se pueden identificar fácilmente por el cambio de color de la llama. Arroz. 1.
Sales de litio: coloración de llama rojo carmín. Las sales de sodio son amarillas. Sales de potasio: púrpura a través del vidrio de cobalto. El rubidio es rojo, el cesio es azul violeta.
Arroz. 1
Sales de metales alcalinotérreos: calcio - rojo ladrillo, estroncio - rojo carmín y bario - verde amarillento. Las sales de aluminio no cambian el color de la llama. Las sales de metales alcalinos y alcalinotérreos se utilizan para crear fuegos artificiales. Y puede determinar fácilmente por el color, las sales de qué metal se usaron.
Propiedades de los metales
Metales alcalinos son sustancias de color blanco plateado con un brillo metálico característico. Se empañan rápidamente en el aire debido a la oxidación. Estos son metales blandos, Na, K, Rb, Cs son similares en suavidad a la cera. Son fáciles de cortar con cuchillo. Son ligeros. El litio es el metal más ligero con una densidad de 0,5 g / cm 3.
Propiedades químicas de los metales alcalinos.
1. Interacción con los no metales
Debido a sus altas propiedades reductoras, los metales alcalinos reaccionan violentamente con los halógenos para formar el haluro correspondiente. Cuando se calientan, reaccionan con azufre, fósforo e hidrógeno para formar sulfuros, hidruros, fosfuros.
2Na + Cl 2 → 2NaCl
El litio es el único metal que reacciona con el nitrógeno incluso a temperatura ambiente.
6Li + N 2 = 2Li 3 N, el nitruro de litio resultante sufre una hidrólisis irreversible.
Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3
2. Interacción con el oxígeno
Solo con litio se forma inmediatamente óxido de litio.
4Li + О 2 = 2Li 2 О, y cuando el oxígeno interactúa con el sodio, se forma peróxido de sodio.
2Na + О 2 = Na 2 О 2. Cuando todos los demás metales se queman, se forman superóxidos.
K + O 2 = KO 2
3. Interacción con el agua
Mediante la reacción con el agua, se puede ver claramente cómo la actividad de estos metales en el grupo cambia de arriba hacia abajo. El litio y el sodio interactúan tranquilamente con el agua, el potasio, con un destello, y el cesio, ya con una explosión.
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
4.
8K + 10HNO 3 (final) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O
8Na + 5H 2 SO 4 (conc) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Obtención de metales alcalinos
Debido a la alta actividad de los metales, se pueden obtener mediante la electrólisis de sales, la mayoría de las veces cloruros.
Los compuestos de metales alcalinos se utilizan ampliamente en diversas industrias. Ver Tab. 1.
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COMPUESTOS COMUNES DE METALES ALCALINOS |
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Soda cáustica (soda cáustica) |
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Sal |
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Salitre chileno |
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Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O |
Sal de Glauber |
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Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O |
Refresco de cristal |
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Potasio cáustico |
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Cloruro de potasio (sylvin) |
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Salitre indio |
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Su nombre se debe al hecho de que los hidróxidos de estos metales son álcalis, y los óxidos antes se llamaban "tierras". Por ejemplo, el óxido de bario BaO es tierra de bario. El berilio y el magnesio no suelen clasificarse como metales alcalinotérreos. Tampoco consideraremos el radio, ya que es radiactivo.
Propiedades químicas de los metales alcalinotérreos.
1. Interacción conno metales
Сa + Cl 2 → 2СaCl 2
Ca + H 2 CaH 2
3Ca + 2P Ca 3 P 2-
2. Interacción con el oxígeno
2Ca + O 2 → 2CaO
3. Interacción con el agua
Sr + 2H 2 O → Sr (OH) 2 + H 2, pero la interacción es más tranquila que con los metales alcalinos.
4. Interacción con ácidos - agentes oxidantes fuertes
4Sr + 5HNO 3 (conc) → 4Sr (NO 3) 2 + N 2 O + 4H 2 O
4Ca + 10H 2 SO 4 (conc) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O
Obtención de metales alcalinotérreos
El calcio y el estroncio metálicos se obtienen por electrólisis de sales fundidas, la mayoría de las veces cloruros.
CaCl 2 Ca + Cl 2
El bario de alta pureza se puede obtener mediante el método alumotérmico a partir del óxido de bario.
3BaO + 2Al 3Ba + Al 2 O 3
COMPUESTOS ALCALINOS COMUNES DE TIERRA
Los compuestos más famosos de metales alcalinotérreos son: CaO - cal viva. Ca (OH) 2 - cal apagada, o agua de cal. Cuando el dióxido de carbono pasa a través del agua de cal, se produce turbidez, ya que se forma carbonato cálcico insoluble CaCO 3. Pero hay que recordar que con el paso adicional de dióxido de carbono, se forma bicarbonato soluble y el sedimento desaparece.
Arroz. 2
СaO + H 2 O → Ca (OH) 2
Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O
CaCO 3 ↓ + H 2 O + CO 2 → Ca (HCO 3) 2
Yeso - estos son CaSO 4 ∙ 2H 2 O, alabastro - CaSO 4 ∙ 0.5H 2 O. El yeso y el alabastro se utilizan en la construcción, la medicina y para la fabricación de artículos decorativos. Arroz. 2.
Carbonato de calcio El CaCO 3 forma muchos minerales diferentes. Arroz. 3.
Arroz. 3
Fosfato de calcio Ca 3 (PO 4) 2 - fosforita, la harina fosfórica se utiliza como fertilizante mineral.
Puro anhidro cloruro de calcio El CaCl 2 es una sustancia higroscópica, por lo que se usa ampliamente en los laboratorios como desecante.
Carburo de calcio- CaC 2. Puedes conseguirlo así:
СaO + 2C → CaC 2 + CO. Uno de sus usos es la producción de acetileno.
CaC 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + C 2 H 2
Sulfato de bario BaSO 4 - barita. Arroz. 4. Utilizado como referencia blanca en algunos estudios.
Arroz. 4
Dureza del agua
El agua natural contiene sales de calcio y magnesio. Si están contenidos en concentraciones notables, entonces el jabón no forma espuma en dicha agua debido a la formación de estearatos insolubles. Cuando se hierve, se forman escamas.
Rigidez temporal debido a la presencia de bicarbonatos de calcio y magnesio Ca (HCO 3) 2 y Mg (HCO 3) 2. Esta dureza se puede eliminar hirviendo.
Ca (HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + СО 2 + Н 2 О
Dureza constante del agua debido a la presencia de cationes Ca 2+., Mg 2+ y aniones H 2 PO 4 -, Cl -, NO 3 - y otros. La dureza constante del agua se elimina solo debido a reacciones de intercambio iónico, como resultado de lo cual el magnesio y Los iones de calcio se transferirán al sedimento.
Tarea
1.No.3, 4, 5-a (pág.173) Gabrielyan O.S. Química. Grado 11. Un nivel básico de. 2ª ed., Borrado. - M.: Avutarda, 2007 .-- 220 p.
2. ¿Cuál es la reacción del medio ambiente en una solución acuosa de sulfuro de potasio? Confirme la respuesta con la ecuación de la reacción de hidrólisis.
3. Determine la fracción de masa de sodio en agua de mar, que contiene 1,5% de cloruro de sodio.
Metales de los principales subgrupos de los grupos I y II. Dureza del agua
V sistema periódico de elementos, los metales se localizan principalmente en los subgrupos principales de los grupos I-III, así como en los subgrupos laterales.
En el grupo IA, los átomos de los elementos en el nivel de energía externa tienen 1 electrón en el estado s 1, en el grupo IIA, los átomos en el EI externo tienen 2 electrones en el estado s 2. Estos elementos son elementos s. En el grupo IIIA, todos los elementos del EI externo tienen 3 electrones en el estado s 2 p 1. Se refieren a elementos p.
El grupo IA incluye los metales alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, cuya actividad aumenta al moverse de arriba hacia abajo debido a un aumento en el radio de los átomos, las propiedades metálicas aumentan de la misma manera que en los alcalinos. metales terrosos del grupo IIA Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra y metales del grupo IIIA Al, Ga, In, Tl.
Los óxidos del tipo R 2 O son característicos únicamente del Li; todos los demás metales alcalinos se caracterizan por los peróxidos R 2 O 2, que son agentes oxidantes fuertes.
Todos los metales de estos grupos forman óxidos e hidróxidos básicos, excepto Be y Al, que presentan propiedades anfóteras.
Propiedades físicas
En estado libre, todos los metales son sustancias de color blanco plateado. El magnesio y los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles, bastante blandos, aunque más duros que los alcalinos. El berilio se distingue por su dureza y fragilidad considerables; el bario se divide con un impacto fuerte.
En estado cristalino en condiciones normales, el berilio y el magnesio tienen una forma hexagonal. red cristalina, calcio, estroncio - una red cristalina cúbica centrada en la cara, bario - una red cristalina cúbica centrada en el cuerpo con un tipo de metal enlace químico, lo que determina su alta conductividad térmica y eléctrica.
Los metales tienen puntos de fusión y ebullición más altos que los de los metales alcalinos, y con un aumento en el número de serie de un elemento, el punto de fusión del metal cambia de manera no monotónica, lo que está asociado con un cambio en el tipo de red cristalina.
El berilio y el magnesio están cubiertos con una película de óxido fuerte y no cambian con el aire. Los metales alcalinotérreos son muy activos, se almacenan en ampollas selladas, bajo una capa de vaselina o queroseno.
Algunos propiedades físicas En la tabla se dan el berilio, el magnesio y los metales alcalinotérreos.
Metales alcalinos Son sustancias de color blanco plateado con un brillo metálico característico. Se empañan rápidamente en el aire debido a la oxidación. Estos son metales blandos, Na, K, Rb, Cs son similares en suavidad a la cera. Son fáciles de cortar con cuchillo. Son ligeros. El litio es el metal más ligero con una densidad de 0,5 g / cm 3.
Propiedades químicas de los metales alcalinos.
1... Interacción con no metales
Debido a sus altas propiedades reductoras, los metales alcalinos reaccionan violentamente con los halógenos para formar el haluro correspondiente. Cuando se calientan, reaccionan con azufre, fósforo e hidrógeno para formar sulfuros, hidruros, fosfuros.
2Na + Cl 2 → 2NaCl
2Na + S → Na 2 S
2Na + H 2 → 2NaH
3Na + P → Na 3 P
El litio es el único metal que reacciona con el nitrógeno incluso a temperatura ambiente.
6Li + N 2 = 2Li 3 N, el nitruro de litio resultante sufre una hidrólisis irreversible.
Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3
Solo con litio se forma inmediatamente óxido de litio.
4Li + О 2 = 2Li 2 О, y cuando el oxígeno interactúa con el sodio, se forma peróxido de sodio.
2Na + О 2 = Na 2 О 2. Cuando todos los demás metales se queman, se forman superóxidos.
K + O 2 = KO 2
Mediante la reacción con el agua, se puede ver claramente cómo la actividad de estos metales en el grupo cambia de arriba hacia abajo. El litio y el sodio interactúan tranquilamente con el agua, el potasio, con un destello, y el cesio, ya con una explosión.
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
4.
8K + 10HNO 3 (final) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O
8Na + 5H 2 SO 4 (conc) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Obtención de metales alcalinos
Debido a la alta actividad de los metales, se pueden obtener mediante la electrólisis de sales, la mayoría de las veces cloruros.
Los compuestos de metales alcalinos se utilizan ampliamente en diversas industrias.
Metales alcalinotérreos
Su nombre se debe al hecho de que los hidróxidos de estos metales son álcalis, y los óxidos antes se llamaban "tierras". Por ejemplo, el óxido de bario BaO es tierra de bario. El berilio y el magnesio no suelen clasificarse como metales alcalinotérreos. Tampoco consideraremos el radio, ya que es radiactivo.
Propiedades químicas de los metales alcalinotérreos
1. Interacción con los no metales
Сa + Cl 2 → 2СaCl 2
Ca + S → CaS
Ca + H 2 → CaH 2
3Ca + 2P → Ca 3 P 2-
2. Interacción con el oxígeno
2Ca + O 2 → 2CaO
3. Interacción con el agua
Sr + 2H 2 O → Sr (OH) 2 + H 2, pero la interacción es más tranquila que con los metales alcalinos.
4. Interacción con ácidos - agentes oxidantes fuertes
4Sr + 5HNO 3 (conc) → 4Sr (NO 3) 2 + N 2 O + 4H 2 O
4Ca + 10H 2 SO 4 (conc) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O
Obtención de metales alcalinotérreos
El calcio y el estroncio metálicos se obtienen por electrólisis de sales fundidas, con mayor frecuencia cloruros.
CaCl 2 Ca + Cl 2
El bario de alta pureza se puede obtener mediante el método alumotérmico a partir del óxido de bario.
UBICACIÓN EN LA NATURALEZA
La corteza terrestre contiene berilio - 0,00053%, magnesio - 1,95%, calcio - 3,38%, estroncio - 0,014%, bario - 0,026%, radio - un elemento artificial.
Se encuentran en la naturaleza solo en forma de compuestos: silicatos, aluminosilicatos, carbonatos, fosfatos, sulfatos, etc.
OBTENCIÓN
1. El berilio se obtiene por reducción de fluoruro:
BeF 2 + Mg t ˚ C → Be + MgF 2
2. El bario se obtiene por reducción de óxido:
3BaO + 2Al t ˚ C → 3Ba + Al 2 O 3
3. El resto de metales se obtienen por electrólisis de cloruros fundidos:
Porque Dado que los metales de este subgrupo son agentes reductores fuertes, es posible obtenerlos solo por electrólisis de sales fundidas. En el caso del Ca, se suele utilizar CaCl 2 (con la adición de CaF 2 para bajar el punto de fusión)
CaCl 2 = Ca + Cl 2
PROPIEDADES FÍSICAS
Los metales alcalinotérreos (en comparación con los metales alcalinos) tienen t ° pl. y t ° balas, densidad y dureza.
SOLICITUD
| Berilio (anfoterina) | Magnesio | Ca, Sr, Ba, Ra |
| 1. Fabricación de estructuras térmicas para espacios. buques (resistencia al calor, capacidad calorífica del berilio) 2. Bronces de berilio (ligereza, dureza, resistencia al calor, aleaciones anticorrosión, resistencia a la tracción superior al acero, se pueden enrollar en tiras de 0,1 mm de espesor) 3. En reactores nucleares, X- ingeniería de rayos, electrónica de radio 4. Alloy Be, Ni, W- Muelles de reloj de fabricación suiza Pero Be es frágil, venenoso y muy caro | 1. Obtención de metales - magnesio-térmicos (titanio, uranio, circonio, etc.) 2. Obtención de aleaciones superligeras (aviones, producción de automóviles) 3. En síntesis orgánica 4. Para la fabricación de cohetes de alumbrado e incendiarios. | 1. Fabricación de aleaciones de plomo-cadmio necesarias para la producción de cojinetes. 2. El estroncio es un agente reductor en la producción de uranio. Los fósforos son sales de estroncio. 3. Utilizados como captadores, sustancias para crear vacío en aparatos eléctricos. Calcio La obtención de metales raros, forma parte de las aleaciones. Getter de bario en tubos de rayos catódicos. Diagnóstico de rayos X de radio, trabajos de investigación. |
PROPIEDADES QUÍMICAS
1. Agentes reductores fuertes, muy reactivos. La actividad de los metales y su capacidad reductora aumenta en el siguiente orden: Be - Mg - Ca - Sr - Ba
2. Posee un estado de oxidación de +2.
3. Reaccionar con agua a temperatura ambiente (excepto Be) para liberar hidrógeno.
4. Forme hidruros de tipo sal EH 2 con hidrógeno.
5. Los óxidos tienen la fórmula general EO. La tendencia a la formación de peróxidos es menos pronunciada que la de los metales alcalinos.
Reacción con agua.
En condiciones normales, la superficie de Be y Mg está cubierta con una película de óxido inerte, por lo que son resistentes al agua, pero con agua caliente, el magnesio forma la base Mg (OH) 2.
Por el contrario, Ca, Sr y Ba se disuelven en agua para formar hidróxidos, que son bases fuertes:
Be + H 2 O → BeO + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
Reacción con oxígeno.
Todos los metales forman óxidos RO, el bario forma peróxido - BaO 2:
2Mg + O 2 → 2MgO
Ba + O 2 → BaO 2
Los compuestos binarios se forman con otros no metales:
Be + Cl 2 → BeCl 2 (haluros)
Ba + S → BaS (sulfuros)
3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (nitruros)
Ca + H 2 → CaH 2 (hidruros)
Ca + 2C → CaC 2 (carburos)
3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (fosfuros)
El berilio y el magnesio reaccionan de forma relativamente lenta con los no metales.
4. Todos los metales se disuelven en ácidos:
Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2
Mg + H 2 SO 4 (diluido) → MgSO 4 + H 2
El berilio también se disuelve en soluciones acuosasálcalis:
Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
5. Reacción cualitativa a cationes de metales alcalinotérreos - coloración de la llama en los siguientes colores:
Ca 2+ - naranja oscuro
Sr 2+ - rojo oscuro
Ba 2+ - verde claro
El catión Ba 2+ generalmente se abre mediante una reacción de intercambio con ácido sulfúrico o sus sales:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓
El sulfato de bario es un precipitado blanco insoluble en ácidos minerales.
Óxidos de metales alcalinotérreos
Recepción
1) Oxidación de metales (excepto Ba, que forma peróxido)
2) Descomposición térmica de nitratos o carbonatos
CaCO 3 t ˚ C → CaO + CO 2
2Mg (NO 3) 2 t˚C → 2MgO + 4NO 2 + O 2
Propiedades químicas
Óxidos básicos típicos. Reacciona con agua (excepto BeO y MgO), óxidos ácidos y ácidos.
CaO + H 2 O → Ca (OH) 2
3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2
BeO + 2HNO 3 → Be (NO 3) 2 + H 2 O
BeO - óxido anfótero, soluble en álcalis:
BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2
Hidróxidos de metales alcalinotérreos R (OH) 2
Recepción
Reacciones de metales alcalinotérreos o sus óxidos con el agua:
Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2
CaO (cal viva) + H 2 O → Ca (OH) 2 (cal apagada)
Propiedades químicas
Los hidróxidos de R (OH) 2 son sustancias cristalinas blancas, menos solubles en agua que los hidróxidos de metales alcalinos ( la solubilidad de los hidróxidos disminuye al disminuir el número de serie; Be (OH) 2 - insoluble en agua, soluble en álcalis). La basicidad de R (OH) 2 aumenta con el aumento del número atómico:
Be (OH) 2 - hidróxido anfótero
Mg (OH) 2 - base débil
Ca (OH) 2 - álcali
el resto de los hidróxidos son bases fuertes (álcalis).
1) Reacciones con óxidos ácidos:
Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O! Respuesta cualitativa al dióxido de carbono.
Ba (OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ + H 2 O
2) Reacciones con ácidos:
Ba (OH) 2 + 2HNO 3 → Ba (NO 3) 2 + 2H 2 O
3) Reacciones de intercambio con sales:
Ba (OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2KOH
4) Reacción del hidróxido de berilio con álcalis:
Be (OH) 2 + 2NaOH → Na 2
Dureza del agua
El agua natural que contiene iones Ca 2+ y Mg 2+ se denomina dura. Cuando se hierve, el agua dura forma escamas, los productos alimenticios no hierven en ella; los detergentes no hacen espuma.
Dureza de carbonato (temporal) debido a la presencia de bicarbonatos de calcio y magnesio en el agua, dureza sin carbonato (constante) - cloruros y sulfatos.
Dureza total del agua considerado como la suma de carbonatos y no carbonatos.
Eliminando rigidez el agua se lleva a cabo mediante la precipitación de iones Ca 2+ y Mg 2+ de una solución
Considere las propiedades químicas de los metales alcalinotérreos. Definamos las características de su estructura, producción, estar en la naturaleza, aplicación.
Posición en el PS
Primero, determinemos la ubicación de estos elementos en Mendeleev. Están ubicados en el segundo grupo del subgrupo principal. Estos incluyen calcio, estroncio, radio, bario, magnesio, berilio. Todos ellos no contienen dos electrones de valencia. En general, el berilio, el magnesio y los metales alcalinotérreos tienen electrones ns2 en el nivel externo. En los compuestos químicos, presentan un estado de oxidación de +2. Durante la interacción con otras sustancias, exhiben propiedades reductoras, donando electrones de un nivel de energía externo.
Modificar propiedades
A medida que crece el núcleo atómico, el berilio y el magnesio también potencian sus propiedades metálicas, ya que se observa un aumento en el radio de sus átomos. Considere las propiedades físicas de los metales alcalinotérreos. El berilio en su estado normal es un metal gris con un brillo de acero. Tiene una densa red cristalina hexagonal. Al entrar en contacto con el oxígeno en el aire, el berilio forma inmediatamente una película de óxido, como resultado de lo cual su actividad química disminuye y se forma una capa mate.
Propiedades físicas
El magnesio como sustancia simple es un metal blanco que forma una capa de óxido en el aire. Tiene una celosía de cristal hexagonal.
Las propiedades físicas de los metales alcalinotérreos calcio, bario, estroncio son similares. Son metales con un brillo plateado característico, que se cubren con una película amarillenta bajo la influencia del oxígeno atmosférico. El calcio y el estroncio tienen una red cúbica centrada en la cara, el bario tiene una estructura centrada en el cuerpo.
La química de los metales alcalinotérreos se basa en el hecho de que tienen un enlace metálico. Es por eso que se distinguen por una alta conductividad eléctrica y térmica. Sus puntos de fusión y ebullición son más altos que los de los metales alcalinos.
Métodos de obtención
La producción de berilio a escala industrial se lleva a cabo mediante la reducción del metal a partir del fluoruro. La condición para el flujo de este reacción química está precalentando.
Teniendo en cuenta que los metales alcalinotérreos se encuentran en la naturaleza en forma de compuestos, se lleva a cabo la electrólisis de sus sales fundidas para obtener magnesio, estroncio, calcio.
Propiedades químicas
Las propiedades químicas de los metales alcalinotérreos están asociadas con la necesidad de eliminar preliminarmente una capa de película de óxido de su superficie. Es ella quien determina la inercia de estos metales al agua. El calcio, bario, estroncio, cuando se disuelven en agua, forman hidróxidos con propiedades básicas pronunciadas.
Las propiedades químicas de los metales alcalinotérreos implican su interacción con el oxígeno. Para el bario, el producto de la interacción es el peróxido; para todos los demás, los óxidos se forman después de la reacción. En todos los representantes de esta clase, los óxidos exhiben propiedades básicas; solo el óxido de berilio se caracteriza por propiedades anfóteras.
Las propiedades químicas de los metales alcalinotérreos también se manifiestan en reacción con azufre, halógenos y nitrógeno. Al reaccionar con ácidos, se observa la disolución de estos elementos. Teniendo en cuenta que el berilio pertenece a elementos anfóteros, puede entrar en interacción química con soluciones alcalinas.
Reacciones cualitativas
Fórmulas básicas de metales alcalinotérreos cubiertas en el curso. química Inorgánica están asociados con sales. Para identificar representantes de esta clase en una mezcla con otros elementos, puede usar definición cualitativa... Cuando se introducen sales de metales alcalinotérreos en la llama de una lámpara de alcohol, la llama se tiñe con cationes. El catión de estroncio da un tono rojo oscuro, catión de calcio - color naranja y el catión de bario tiene un tono verde.
Los aniones sulfato se utilizan para identificar el catión de bario en el análisis cualitativo. Como resultado de esta reacción, se forma sulfato de bario blanco, que es insoluble en ácidos inorgánicos.
El radio es un elemento radiactivo que se encuentra en la naturaleza en pequeñas cantidades. Cuando el magnesio interactúa con el oxígeno, se observa un destello deslumbrante. Este proceso se ha utilizado durante algún tiempo al fotografiar en habitaciones oscuras. Las llamaradas de magnesio ahora están siendo reemplazadas por sistemas eléctricos. El berilio pertenece a la familia de los metales alcalinotérreos, que reacciona con muchos quimicos... El calcio y el magnesio, al igual que el aluminio, pueden reducir metales raros como el titanio, tungsteno, molibdeno, niobio. Los datos se denominan calciotermia y termia de magnesio.
Características de la aplicación
¿Cuáles son los usos de los metales alcalinotérreos? El calcio y el magnesio se utilizan para fabricar aleaciones ligeras y metales raros.
Por ejemplo, el magnesio está contenido en duraluminio y el calcio es un componente de las aleaciones de plomo que se utilizan para fabricar cubiertas de cables y crear cojinetes. Los metales alcalinotérreos se utilizan ampliamente en tecnología en forma de óxidos. (óxido de calcio) y magnesio quemado (óxido de magnesio) son necesarios para la industria de la construcción.
Cuando el óxido de calcio interactúa con el agua, se libera una cantidad significativa de calor. (hidróxido de calcio) se utiliza para la construcción. Una suspensión blanca de esta sustancia (lechada de lima) se utiliza en la industria azucarera para la purificación del jugo de remolacha.
Sales de metales del grupo II
Las sales de magnesio, berilio, metales alcalinotérreos se pueden obtener al reaccionar con ácidos de sus óxidos. Los cloruros, fluoruros y yoduros de estos elementos son de color blanco. sustancias cristalinas, generalmente muy soluble en agua. Entre los sulfatos, solo los compuestos de magnesio y berilio son solubles. Su disminución se observa desde las sales de berilio a los sulfatos de bario. Los carbonatos son prácticamente insolubles en agua o tienen una solubilidad mínima.
Los sulfuros de elementos alcalinotérreos se encuentran en pequeñas cantidades en metales pesados. Si les iluminas, puedes obtener diferentes colores. Los sulfuros se incluyen en compuestos luminosos llamados fósforo. Se utilizan pinturas similares para crear esferas luminosas y señales de tráfico.
Compuestos comunes de metales alcalinotérreos
El carbonato de calcio es el elemento más abundante en la superficie terrestre. Es parte integral de compuestos como piedra caliza, mármol, tiza. Entre ellos, se utiliza principalmente piedra caliza. Este mineral es indispensable en la construcción y se considera una excelente piedra de construcción. Además, de este compuesto inorgánico Consiga cal viva y cal apagada, vidrio, cemento.
El uso de piedra caliza triturada ayuda a fortalecer las carreteras y, gracias al polvo, se puede reducir la acidez del suelo. representa las conchas de los animales más antiguos. Este compuesto se usa para fabricar goma, papel y crayones escolares.
El mármol tiene una gran demanda entre arquitectos y escultores. Fue del mármol que se crearon muchas de las creaciones únicas de Miguel Ángel. Parte de las estaciones de metro de Moscú están revestidas con baldosas de mármol. El carbonato de magnesio se utiliza en grandes volúmenes en la fabricación de ladrillos, cemento, vidrio. Es necesario en la industria metalúrgica para eliminar la roca estéril.
El sulfato de calcio, que se encuentra naturalmente en forma de yeso (hidrato cristalino de sulfato de calcio), se utiliza en la industria de la construcción. En medicina, este compuesto se usa para hacer moldes, así como para crear moldes de yeso.
El alabastro (yeso semiacuoso), al interactuar con el agua, emite una gran cantidad de calor. Esto también se utiliza en la industria.
La sal de Epsom (sulfato de magnesio) se usa con fines medicinales como laxante. Esta sustancia tiene un sabor amargo y se encuentra en el agua de mar.
La "papilla de barita" (sulfato de bario) no se disuelve en agua. Es por eso que esta sal se usa en diagnósticos de rayos X. La sal bloquea los rayos X, lo que permite detectar enfermedades del tracto gastrointestinal.
La composición de fosforitas (rocas) y apatitas contiene fosfato de calcio. Son necesarios para obtener compuestos de calcio: óxidos, hidróxidos.
El calcio juega un papel especial para los organismos vivos. Es este metal el que se necesita para construir el esqueleto. Los iones de calcio son necesarios para regular el trabajo del corazón y aumentar la coagulación de la sangre. La falta de ella causa mal funcionamiento. sistema nervioso, pérdida de coagulabilidad, pérdida de la capacidad de las manos para sujetar normalmente varios objetos.
Para evitar problemas de salud, una persona debe consumir alrededor de 1,5 gramos de calcio todos los días. El principal problema es que para que el cuerpo absorba 0,06 gramos de calcio, es necesario ingerir 1 gramo de grasa. La cantidad máxima de este metal se encuentra en lechuga, perejil, requesón, queso.
Conclusión
Todos los representantes del segundo grupo del subgrupo principal de la tabla periódica son necesarios para la vida y actividad del hombre moderno. Por ejemplo, el magnesio es un estimulante de los procesos metabólicos del cuerpo. Debe estar presente en tejido nervioso, sangre, huesos, hígado. El magnesio es un participante activo en la fotosíntesis de las plantas, ya que es parte integral de la clorofila. Los huesos humanos constituyen aproximadamente una quinta parte del peso total. Contienen calcio y magnesio. Los óxidos, sales de metales alcalinotérreos han encontrado diversas aplicaciones en la industria de la construcción, farmacéutica y medicina.