- •2. Щелочные металлы
- •2.1. Историческая справка
- •2.2. Место щелочных металлов в Периодической системе химических элементов
- •2.3. Распространенность в природе
- •2.4. Физические свойства щелочных металлов
- •2.5. Химические свойства щелочных металлов
- •Взаимодействие с неметаллами
- •Взаимодействие с водой
- •Взаимодействие с кислотами
- •Взаимодействие с аммиаком
- •Взаимодействие с органическими веществами
- •Восстановление металлов из оксидов и солей
- •2.7. Оксиды щелочных металлов
- •Получение
- •2.8. Гидроксиды щелочных металлов Физические свойства
- •Химические свойства
- •Получение
- •Примеры решения задач
- •3. Бериллий, магний и щелочно-земельные металлы
- •3.1. Историческая справка
- •3.2. Место бериллия, магния и щелочно-земельных металлов в Периодической системе химических элементов
- •3.3. Распространенность в природе
- •.4. Физические свойства бериллия, магния и щелочно-земельных металлов
- •3.5. Химические свойства бериллия, магния и щелочно-земельных металлов
- •Взаимодействие с простыми веществами
- •3.7. Особенности химии бериллия
- •3.8. Оксид и гидроксид магния
- •3.9. Оксид и гидроксид кальция
- •3.10. Жесткость воды
- •3.11. Обнаружение щелочно-земельных металлов
- •3.12. Применение бериллия, магния и щелочно-земельных металлов и их соединений
- •Примеры решения задач
- •4. Алюминий
- •4.1. Историческая справка
- •4.2. Место алюминия в Периодической системе химических элементов д.И. Менделеева
- •4.3. Распространенность в природе
- •4.4. Физические свойства алюминия
- •4.5. Химические свойства алюминия
- •Взаимодействие с неметаллами
- •Взаимодействие с водой
- •Взаимодействие с кислотами
- •Взаимодействие со щелочами
- •Восстановление металлов из оксидов и солей
- •4.6. Оксид алюминия Физические свойства
- •Химические свойства
- •Получение
- •4.7. Гидроксид алюминия Физические свойства
- •Химические свойства
- •Получение
- •4.8. Применение алюминия и его соединений
- •5. Элементы триады железа – железо, кобальт, никель
- •5.1. Историческая справка
- •5.2. Место элементов в Периодической системе химических элементов д.И. Менделеева
- •5.3. Распространенность в природе
- •5.4. Физические свойства элементов триады железа
- •5.5. Химические свойства железа, кобальта и никеля
- •Взаимодействие с неметаллами
- •Взаимодействие с водой
- •Взаимодействие с кислотами
- •Взаимодействие со щелочами
- •Восстановительные свойства
- •Образование карбонилов
- •5.6. Соединения железа (II)
- •5.7. Соединения железа (III)
- •5.8. Соединения железа (VI)
- •5.9. Применение железа, кобальта и никеля и их соединений
- •Примеры решения задач
3.7. Особенности химии бериллия
Бериллий по своим свойствам значительно отличается от остальных элементов 2 группы Периодической системы химических элементов, ион Be2+ благодаря своему малому радиусу, высокой плотности заряда и большим значениям энергии ионизации устойчив только в газовой фазе. Поэтому химическая связь в бинарных соединениях бериллия обладает высокой долей ковалентности, поэтому соединения бериллия имеют довольно высокие температуры плавления и кипения.
По многим свойствам бериллий похож на алюминий («диагональное сходство»). Металлический бериллий пассивируется концентрированной азотной кислотой и проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами, выделяя водород. Оксид и гидроксид бериллия также реагируют с кислотами и щелочами:
BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O;
BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4] (в растворе);
BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O (в расплаве);
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O;
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4].
В отличие от солей щелочно-земельных металлов соли бериллия, подобно солям алюминия, легко гидролизуются:
BeCl2 + H2O = BeOHCl + HCl.
Бериллий образует более устойчивые комплексы, чем щелочно-земельные металлы:
BeSO4 + Na2SO4 = Na2[Be(SO4)2],
BeCO3 + (NH4)2CO3 = (NH4)2[Be(CO3)2].
3.8. Оксид и гидроксид магния
Оксид магния MgO (жженая магнезия) – белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристаллической решетке, структурный тип хлорида натрия. Температура плавления 2640°С, температура кипения 3600°С.
Мелкокристаллический оксид магния химически активен, медленно реагирует с водой:
MgO + H2O = Mg(OH)2;
поглощает углекислый газ:
MgO + CO2 = MgCO3;
растворяется в кислотах:
MgO + H2SO4 = MgSO4 +H2O.
Прокаленный оксид магния теряет химическую активность.
Получается при взаимодействии простых веществ:
2Mg + O2 = 2MgO;
при термическом разложении гидроксида и солей некоторых кислородсодержащих кислот:
MgCO3 = MgO + CO2.
Гидроксид магния Mg(OH)2 – белое кристаллическое вещество, имеет слоистую структуру, кристаллизуется в тригональной кристаллической решетке. При нагревании разлагается:
Mg(OH)2 = MgO + H2O.
В воде растворяется незначительно, является основанием средней силы. Реагирует с кислотами:
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O;
с оксидами неметаллов:
Mg(OH)2 + CO2 = MgCO3 + H2O;
участвует в реакциях обмена:
3Mg(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3 + 3MgCl2;
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3 + 2H2O.
Получается при растворении магния и оксида магния в воде, при взаимодействии солей магния со щелочами:
MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4.
3.9. Оксид и гидроксид кальция
Оксид кальция СаO (негашеная известь) – белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристаллической решетке, структурный тип хлорида натрия. Температура плавления 2627°С, температура кипения 2850°С.
Оксид кальция химически активен, энергично реагирует с водой, выделяя большое количество тепла:
СаO + H2O = Са(OH)2;
реагирует с оксидами неметаллов:
СаO + SO2 = CaSO3;
растворяется в кислотах:
CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O.
Получается при взаимодействии простых веществ:
2Ca + O2 = 2CaO;
при термическом разложении гидроксида и солей некоторых кислородсодержащих кислот:
2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2 + O2.
Гидроксид кальция Ca(OH)2 (гашеная известь, пушонка) – белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в гексагональной кристаллической решетке. При нагревании до 580°С разлагается:
Са(OH)2 = СаO + H2O.
В воде мало растворим, является сильным основанием. Реагирует с кислотами:
Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O;
с оксидами неметаллов:
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2;
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O;
участвует в реакциях обмена:
3Ca(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3 + 3CaCl2;
Ca(OH)2 + 2NH4Cl = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O.
Получается при растворении кальция и оксида кальция в воде, при взаимодействии солей кальция со щелочами:
Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3.