Лекция № 5 Элементы главных подгрупп ( s- и p-элементы) (2 часа). Общая характеристика неметаллов

Цель:

1. Ознакомление с основными химическими свойствами s- и p-элементов.

2. Овладение нормами педагогических отношений профессионально-педагогической деятельности при проектировании и осуществлении образовательного процесса, направленного на подготовку рабочих (специалистов) (ОК-9).

Содержание

НЕМЕТАЛЛЫ. Водород. Строение атома водорода. Положение водорода в периодической системе химических элементов. Изотопы водорода. Распространение водорода в природе. Строение молекулы водорода. Лабораторные и промышленные способы получения водорода. Физические и химические свойства водорода. Молекулярный и атомарный водород как восстановитель. Соединения водорода с металлами и неметаллами, их кислотно-основные и окислительно - восстановительные свойства. Меры предосторожности при работе с водородом. Водород – топливо будущего.

Галогены. Общая характеристика атомов элементов и простых веществ. Характеристика соединений галогенов друг с другом. Биологическая роль простых веществ и соединений, образованных галогенами. Меры предосторожности при работе с галогенами.

Фтор. Распространение фтора в природе, способы получения. Физические и химические свойства фтора. Соединения фтора. Фтороводород, получение и свойства. Фтороводородная кислота, фториды. Фторид кислорода. Применение фтора и его соединений.

Хлор. Нахождение в природе, изотопы. Лабораторные и промышленные способы получения хлора, его физические и химические свойства. Применение хлора и его соединений. Охрана окружающей среды от загрязнения хлором, ПДК хлора.

Механизм взаимодействия хлора с водородом. Хлороводород, соляная кислота: промышленные и лабораторные способы получения. Характер соединения хлора с металлами, физические и химические свойства соединений, применение. Взаимодействие хлора с водой, щелочами и другими сложными веществами.

Кислородные соединения хлора: оксиды, кислоты, соли. Сравнение силы, прочности и окислительных свойств оксокислот хлора, стереохимия их анионов.

Бром. Йод. Распространение в природе, получение в лаборатории и промышленности. Физические и химические свойства брома и йода. Бромоводород и йодоводород. Бромоводородная и йодоводородная кислоты, их соли. Получение, свойства и применение.

Сравнительная характеристика силы галогеноводородных кислот и восстановительных свойств их анионов. Направленность реакций между галогенами и веществами, содержащими галогенид-ионы.

Сравнительная характеристика оксокислот галогенов с одинаковыми степенями окисления кислотообразующих элементов.

Кислород. Изотопы кислорода. Строение молекулы кислорода, его парамагнетизм. Физические и химические свойства кислорода. Роль кислорода в природе. Аллотропия кислорода. Озон. Химические свойства озона, его получение, образование в природе.

Кислород как окислитель. Взаимодействие с кислородом простых и сложных веществ. Промышленные и лабораторные способы получения кислорода, области его применения.

Водородные соединения кислорода. Вода и пероксид водорода, состав и электронное строение их молекул. Кислотно-основные и окислительно - восстановительные свойства пероксида водорода. Пероксиды металлов, их получение, свойства и применение.

Сера. Сера в природе. Аллотропия серы. Физические и химические свойства серы.

Водородные соединения серы. Сероводород, его строение, физические и химические свойства, физиологическое действие сероводорода, его ПДК. Сероводородная кислота и сульфиды, их восстановительные свойства. Гидролиз сульфидов.

Кислородные соединения серы. Оксид серы(IV): его физические и химические свойства, лабораторные и промышленные способы получения. Физиологическое действие и ПДК. Химические свойства сернистой кислоты и сульфитов.

Оксид серы (VI), его физические и химические свойства.

Серная кислота. Свойства концентрированной и разбавленной серной кислоты. Взаимодействие с металлами, неметаллами и сложными веществами. Правила обращения с концентрированной серной кислотой. Соли серной кислоты, их нахождение в природе, свойства и применение. Значение серной кислоты и ее солей в народном хозяйстве. Биологическая роль серы, круговорот серы в природе.

Азот. Азот в природе. Строение молекулы азота и причины ее устойчивости. Физические и химические свойства азота. Лабораторные и промышленные способы получения, применение азота, особенности взаимодействия азота с кислородом.

Аммиак. Электронное строение и геометрия молекулы. Физические и химические свойства аммиака, его получение в промышленности и в лаборатории. Донорные свойства аммиака при взаимодействии с водой, кислотами и в комплексообразования. Соли аммония, их структура и свойства. Продукты термического разложения солей аммония. Окисление аммиака.

Реакция замещения атомов водорода в молекуле аммиака. Амиды, имиды и нитриды металлов. Гидразин. Гидроксиламин. Азотистоводородная кислота и азиды. Строение молекул и окислительно - восстановительные свойства водородных соединений азота.

Кислородные соединения азота. Оксиды азота: строение молекул, устойчивость, получение и свойства.

Азотистая кислота, нитриты. Азотная кислота. Электронное строение и геометрия молекулы. Химические свойства азотной кислоты: взаимодействие с металлами и неметаллами концентрированной и разбавленной азотной кислоты. Нитраты. Термическое разложение нитратов.

Биологическая роль азота. Проблема связанного азота. Азотные удобрения. Круговорот азота в природе.

Фосфор. Важнейшие природные соединения фосфора, получение. Аллотропия фосфора. Токсичность белого фосфора, меры предосторожности при работе с ним.

Фосфиды металлов. Соединения фосфора с водородом, фосфины. Сравнение геометрии молекул и свойств фосфина и аммиака.

Кислородные соединения фосфора. Оксиды фосфора. Изменение устойчивости, кислотных и окислительно- восстановительных свойств в ряду оксокислот фосфора. Соли ортофосфорной кислоты, их практическое применение. Биологическая роль фосфора, фосфорные удобрения. Использование фосфорных удобрений на почвах с различными значениями рН.

Углерод. Углерод в природе. Аллотропия углерода: алмаз, графит, карбин. Их структура, физические и химические свойства, практическое значение. Характер гибридизации атомных орбиталей углерода в аллотропных формах. Химические свойства углерода. Практическое использование восстановительных свойств углерода.

Водородные соединения углерода. Углерод в органических соединениях. Карбиды металлов, их общая характеристика.

Кислородные соединения углерода. Оксид углерода(II), строение, физические и химические свойства. Физиологическое действие оксида углерода (II) и меры предосторожности при работе с ним. Первая помощь при отравлении угарным газом. Фосген. Карбонилы металлов.

Оксид углерода (IV), строение его молекулы, физические и химические свойства. Промышленные и лабораторные способы получения. Угольная кислота. Карбонаты и гидрокарбонаты, растворимость, гидролиз, термическая устойчивость. Круговорот углерода в природе.

Кремний. Кремний и его соединения. Кремний в природе. Природные силикаты. Промышленные и лабораторные способы получения кремния. Свойства кремния и его применение. Водородные соединения кремния, их отличие от углеводородов. Силициды металлов. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты. Силикаты. Растворимое стекло. Кварц.

Инертные газы. История открытия инертных газов. Электронная структура атомов и положение в периодической системе. Объяснение невозможности существования двухатомных молекул с позиций метода молекулярных орбиталей. Потенциалы ионизации. Нахождение в природе, способы выделения. Физические свойства. Применение гелия, неона, аргона. Важнейшие соединения ксенона и криптона, их свойства, получение и применение.

МЕТАЛЛЫ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП. Щелочные металлы. Распространенность в земной коре, изотопный состав, важнейшие природные соединения щелочных металлов. Способы получения щелочных металлов. Свойства, получение и применение важнейших соединений: гидридов, оксидов, гидроксидов, пероксидов, солей. Правила хранения и техника безопасности при работе со щелочными металлами и щелочами. Значения соединений натрия и калия для живых организмов. Калийные удобрения.

Магний. Щелочноземельные металлы.

Общая характеристика атомов элементов главной подгруппы II группы. Физические и химические свойства простых веществ. Получение в промышленности. Поведение металлов в реальных атмосферных условиях. Правила хранения щелочноземельных металлов, меры предосторожности при работе с ними.

Свойства, получение гидридов, оксидов, гидроксидов, пероксидов и солей магния и щелочноземельных металлов. Магнезия, негашеная и гашеная известь. Свойства, получение и применение. Физиологическое действие соединений главной подгруппы II группы.

Алюминий. Распространение в земной коре, важнейшие природные соединения: физические и химические свойства алюминия. Получение алюминия, применение. Алюминотермия. Свойства основных соединений алюминия: оксида, гидроксида, гидроксоалюминатов, солей. Их практическое применение.

Методический инструментарий преподавателя

Групповые творческие задания. Работа с Интернет-источниками. Работа в микрогруппах по проведению химических опытов.

Содержание внеаудиторной работы

ответить на контрольные вопросы:

1. Окислительные или восстановительные свойства присущи s- и p-элементам

2. В каких формах находятся в природе s- и p-элементы

3. На какие группы и почему подразделяют s- и p-элементы

4. Сферы использования s- и p-элементов

Используемая литература

Основная литература

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. для вузов. - М.: Высшая школа, 2007. - 559 с. (Библиотека УлГПУ).

2. Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия: учебник для вузов. – М.: Дрофа, 2005. – 594 с. (Электронный ресурс. – Режим доступа: http://www.knigafund.ru/books/38247).

Дополнительная литература

1. Кузьменко Н.Е.  Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Экзамен, 2002. – 542 с. (Библиотека УлГПУ)

2. Глинка Н.Л.   Общая химия: учеб. пособие для нехим. специальностей вузов. - М.: Интеграл-Пресс, 2007. - 727 с. (Библиотека УлГПУ)

3. Лидин Р.А. Химия. Полный сборник задач: для школьников старших классов и поступающих в вузы. – М.: Дрофа, 2007 - 610 с. (Электронный ресурс. – Режим доступа: http://www.knigafund.ru/books/38248).

Элементы с неметаллическими свойствами находятся в IIIA-VIIA - группах Периодической системы:

Период IIIA IVA VA VIA VIIA 2 B C N O F 3   Si P S Cl 4     As Se Br 5       Te I 6         At

Обычно среди неметаллов рассматривают также водород Н, хотя это не совсем точно, поскольку водороду присущи как неметаллические, так и металлические химические свойства.

Общая электронная формула атомов неметаллов ns²np¹⁻⁵, этому соответствует большое разнообразие степеней окисления неметаллов в соединениях. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению высокой окислительной активности. Вот почему значения электроотрицательности у них велики. Отсюда многообразие в химических свойствах и способах получения неметаллов.

Другая характерная особенность неметаллов - стремление образовывать ковалентные связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. Поэтому и простые вещества и соединения неметаллов имеют ковалентное строение.

В свободном виде встречаются газообразные вещества - F₂, Cl₂, O₂, N₂ и Н₂, твердые - I₂, At, S, Te, P, As, C, Si и В, при комнатной температуре известен один жидкий неметалл - бром Br₂.

Нередко для неметаллов наблюдается аллотропия, например у кислорода (О₂ и О₃) и углерода (графит, алмаз, карбин, фуллерен).

В природе встречаются самородные неметаллы - N₂ и O₂ (в воздухе), сера (в земной коре), но чаще неметаллы в природе находятся в химически связанном виде. В первую очередь это вода и растворенные в ней соли, затем - минералы и горные породы (например, различные силикаты, алюмосиликаты, фосфаты, бораты, сульфаты и карбонаты).

По распространенности в земной коре неметаллы занимают самые различные места: от трех самых распространенных элементов (O, Si, H) до весьма редких (As, Se, I, Te).

Самый сильный окислитель – фтор. Он окисляет даже

воду и некоторые благородные газы:

2 F₂ + 2 H₂O = 4HF + O₂

2 F₂ + Xe = XeF₄

Окислительные свойства неметаллов зависят от численного значения

электроотрицательности атома и увеличиваются в следующем порядке:

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, O, F

Такая же закономерность в изменении окислительных свойств харак-

терна и для простых веществ соответствующих элементов. Ее можно на-

блюдать на примере реакций с водородом:

3 H₂ + N₂ = 2 NH₃ (t, катализатор);

H₂ + Cl₂ = 2 HCl (при освещении – hυ);

H₂ + F₂ = 2 HF (в темноте - взрыв);

Восстановительные свойства у атомов неметаллов выражены довольно

слабо и возрастают от кислорода к кремнию:

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, О

Cl₂ + O₂ ≠ ;

N2 + O₂ = 2 NO (только при высокой t);

S + O₂ = SO₂ ( при н.у.)

Благородные газы в виде простых веществ одноатомны (Не, Nе, Аr и т.д.). Галогены, азот, кислород, водород как простые вещества существуют в виде двухатомных молекул (F₂, С1₂, Вr₂, I₂, N₂, О₂, Н₂). Остальные неметаллы могут существовать при нормальных условиях, как в кристаллическом состоянии, так и в аморфном состоянии. Неметаллы в отличие от ме-

таллов плохо проводят теплоту и электрический ток.

С, В, Si – имеют сходное строение и обладают некоторыми общими свойствами. Эти элементы в виде простых веществ существуют в нескольких аллотропных модификациях – в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллические видоизменения С (алмаз), Si и В обладают большой твердостью, высокими температурами плавления и полупроводниковыми

свойствами. Все эти элементы образуют соединения с металлами – карбиды (СаС₂, А1₄С₃, Fе₃С), силициды (Мg₂Si) и бориды (ТаВ, ТаВ₂). Некоторые из них обладают большой твердостью (Fе₃С, ТаВ). Кристаллический бор В (как и кремний) имеет очень высокую температуру плавления (2075 ^оС) и бобладает большой твердостью. Электропроводность бора с повышением температуры значительно увеличивается, что дает возможность широко ис-

пользовать его в полупроводниковой технике.

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного типа:

H₄R, H₃R, H₂R, HR (кроме ВH₃ или В₂Н₆). В обычных условиях это газы или летучие жидкости. Водные растворы водородных соединений неметаллов могут проявлять и основные свойства (NH₃, PH₃) и кислотные свойства (HF, HCl, H₂S). В периоде с увеличением заряда ядра кислотные свойства водородных соединений неметаллов в водных растворах увеличиваются. -

Простые вещества (неметаллы)

Немолекулярного строения

С, В, Si

У этих неметаллов атомные кристаллические решетки, поэтому они обладают большой

твердостью и очень высокими температурами плавления. Молекулярного строения

F₂, O₂, Cl₂, Br₂, N₂, I₂, S₈

Для этих неметаллов в твердом состоянии характерны молекулярные кристаллические решетки. При обычных условиях это газы, жидкости или твердые вещества с низкими тем-

пературами плавления.

Сероводородная кислота относится к слабым кислотам, хлороводородная кислота –

к сильным кислотам. Соли сероводородной кислоты подвергаются гидролизу, соли соляной кислоты гидролизу не подвергаются:

Na₂S + H₂O <=> NaHS + NaOH; (рН > 7)

NaCl + H₂O ≠ (рН = 7)

В группе с увеличением заряда ядра кислотные свойства и восстановительные свойства водородных соединений неметаллов увеличиваются:

HCl + H₂SO₄(конц.) ≠

2 HBr + H₂SO₄(конц.) = Br₂ + SO₂ + 2 H₂O

8 HI + H₂SO₄(конц.) = 4 I₂ + H₂S + 4 H₂O

Кислородные соединения неметаллов проявляют кислотные свойства. Неметаллы при взаимодействии с кислородом (прямом или косвенном) образуют кислотные оксиды, гидроксиды которых проявляют кислотные свойства:

НеМе (Э) → кислотный оксид (ЭхОу) → гидроксид – кислота (НхЭОу)

S + O₂ = SO₂; SO₂ + H₂O = H₂SO₃

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃; SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов в периоде увеличиваются, а группе уменьшаются:

SiO₂ – P₂O₅ – SO₃ – Cl₂O₇

H₂SiO₃ – H₃PO₄ – H₂SO₄ – HClO₄

Кислотные свойства увеличиваются

НNО₃ ^– H₃PO₄ – H₃ АsO₄

Кислотные свойства уменьшаются

Если неметалл может образовывать соединения с разными степенями окисления, то свойства соединений будут зависеть от степени окисления элемента. С увеличением степени окисления кислотные свойства соединений увеличиваются:

В периодической таблице металлические элементы отделены от неметаллических элементов диагональной линией, проходящей от бора к астату.

Вдоль этой границы располагаются элементы, проявляющие свойства металлов и неметаллов. К ним относятся бор, кремний, германий мышьяк, сурьма, теллур и астат, которые называются полуметаллами или металлоиды. Таким образом, внутри каждого периода имеется «пограничная зона», в которой располагается элемент, проявляющий двойственные свойства.

Следовательно, переход от типичного металла к типичному неметаллу в периоде происходит постепенно. Внутри больших периодов переход от металлов к неметаллам происходит плавно.

Биологическая роль химических элементов в организме человека чрезвычайно разнообразна и важна. Основу живых систем составляют только шесть элементов: углерод, водород, кислород, азот, фосфор, сера. И все эти элементы относятся к неметаллам, о свойствах которых речь пойдет ниже.

На долю перечисленных неметаллов в организме человека приходится 97,4%. Для этих элементов характерным является то, что они способны образовывать разнообразные связи, этим и обуславливается большое число биомолекул, существующих в живых организмах. Корме того, углерод, водород, кислород, азот, фосфор и сера относятся к макроэлементам, т.е.

элементам, содержание которых в организме выше 10^-2 %. К микроэлементам, содержание которых в организме находится в пределах от 10^-3 до10^-5 %, из неметаллов относятся иод, мышьяк, фтор, бром. По значимости для жизнедеятельности элементы делятся на группы. К жизненно необходимым или незаменимым элементам относится ряд металлов (Ca, K, Na, Mg, Mn, Cu, Co, Fe, Zn, Mo, V) и следующие неметаллы: Н, О, N, P, S, Cl, C, I. Их дефицит приводит к нарушению нормальной жизнедеятельности человека. Кроме того, в организме человека постоянно находятся следующие неметаллы: Br, F, B, Si, As, Se. Элементы, необходимые для построения и жизнедеятельности различных клеток и организмов, называют биогенными элементами.

- незаменимые элементы-неметаллы, (макроэлементы)- биогенные неметаллы,(микроэлементы)- металлы

Для организма вреден не только недостаток, но и избыток биогенных элементов. В результате недостатка или избытка того или иного элемента в организме человека могут возникать различные заболевания. Существует тесная связь между живой и неживой природой. Обычно содержание элементов в живых организмах соответствует содержанию этого элемента в

земной коре. В живых организмах постоянно происходит обмен химических элементов с окружающей средой. В обмене принимают участие элементы с близкими физико-химическими характеристиками, такими, как ионный радиус, заряд иона, энергия ионизации, координационное число и т.д. Ион какого-либо элемента (особенно при его недостатке) в организме замещаться близким по химическим свойствам и ионному радиусу ионом другого элемента, чаще соседа по группе периодической системы. Этот процесс в первую очередь зависит от химического состава среды. Следовательно, нарушение естественного микроэлементного состава среды может пагубно отразиться на жизненных процессах. Поэтому так важна защита природы от неразумного загрязнения.

Щелочные и щелочноземельные металлы.

Л.Полинг писал: “Металл можно определить как вещество, хорошо проводящее электричество и теплоту, отличающееся характерным блеском, который называется металлическим; из металлов можно ковать листы (благодаря особому свойству – ковкости) и вытягивать проволоку (благодаря пластичности); дополнительно можно отметить, что электропроводность таких веществ возрастает спонижением температуры....

Можно утверждать, что одной из характерных особенностей металла является то, что каждый атом имеет много соседних атомов; число кратчайших расстояний между атомами превышает число валентных электронов”.

Наиболее ковкий и пластичный металл – золото. Из него получают полупрозрачную (голубоватую на просвет) фольгу толщиной 0,0002 мм, а из 1 г золота можно вытянуть проволоку диаметром 0,002 мм и длиной 3420 м.

Элементы IА группы – щелочные металлы

Свойства простых веществ

Li Na K Rb Cs

Температура плавления, ⁰С 180 98 64 38,4 28,4

Температура кипения, 0С 1345 883 774 688 678

Радиус атома, пм (10^-12 м) 155 189 236 248 268

Радиус иона Э⁺ , пм 68 98 133 149 165

Плотность, г/см³ 0,53 0,97 0,86 1,53 1,88

Продукт горения в O₂ Li₂O Na₂O₂ KO₂ RbO₂ CsO₂

Радиус атома кислорода равен 75 пм, а иона O^2- составляет 132 пм. Соотношение размеров благоприятствует образованию пероксидов и надпероксидов щелочных металлов.

Металлические литий, натрий и калий получают электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием:

2 NaCl = 2 Na + Cl₂ электролиз в расплаве или с ртутным катодом

2 CsCl + Ca = 2 Cs + CaCl2

В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:

2 NaCl + CaC₂ = 2 Na + CaCl₂ + 2 C

4 KCl + 4 CaO + Si = 4 K + 2 CaCl₂ + Ca₂SiO₄

Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).

Сверхсекретный литий

Идея первой конструкции водородной бомбы типа "слойка", пришла на ум сначала Эдварду Теллеру, потом в 1948 А.Д.Сахарову, затем британским ученым. Но будучи тупиковой ветвью развития термоядерных систем, отмерла в СССР после американских тестов Ivy Mike и Castle Bravo. По схеме "слойка" в Советском Союзе создана бомба РДС-6с. Испытание прошло 12 августа 1953 – на полгода раньше, чем в США. Параметры: 400 кт с тритиевым усилением; 40 кт – триггер (ядерная бомба-запал), 60-80 кт синтез, остальное - деление урановых оболочек; всего 250 кт без трития.

Термоядерный заряд – дейтерид лития-6 6Li2H (7,3% легкого изотопа в природном литии). Под действием нейтронов плутониевого “запала” литий превращается в тритий:

6Li + n = 3H + 4He + 4,8 МэВ

3H + 2H = 4He + n + 17,6 МэВ (1 МэВ = 9,65*107 кДж/моль)

На 8 г дейтерида лития выделяется 2,16*109 кДж, а 1 килотонна (103 т) тротила

соответствует примерно 4,2*109 кДж или 15,5 г дейтерида лития.

Демонстрации:

Реакция щелочных металлов (Li, Na, K) и кальция с водой. На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li₃N (до 75%) и Li₂O.

4 Li + O₂ = 2 Li₂O

6 Li + N₂ = 2 Li₃N

Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na₂O₂) и надпероксиды

(K₂O₄ или KO₂).

2 Na + O₂ = Na₂O₂

K + O₂ = KO₂

Перечисленные вещества реагируют с водой:

Li₃N + 3 H₂O = 3 LiOH + NH₃

Na₂O₂ + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂O₂

K₂O₄ + 2 H₂O = 2 KOH + H₂O₂ + O₂

Еще одна секретная смесь

Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в

изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных

диверсантов) использовалась смесь “оксон”:

Na₂O₂ + CO₂ = Na₂CO₃ + 0,5 O₂

K2O₄ + CO₂ = K₂CO₃+ 1,5 O₂

В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих

противогазов для пожарных.

Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:

2 Li + H₂ = 2 LiH

LiH + AlH₃ = LiAlH₄

Гидрид и алюмогидрид лития используются как сильные восстановители.

Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду,

их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:

SiO₂ + 2 NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур

их кипения (более 13000С).

Некоторые соединения натрия называют содами:

а) кальцинированная сода, безводная сода, бельевая сода

или просто сода – карбонат натрия Na₂CO₃;

б) кристаллическая сода – кристаллогидрат карбоната натрия Na₂CO₃^.10H₂O;

в) двууглекислая или питьевая – гидрокарбонат натрия NaHCO₃;

г) гидроксид натрия NaOH называют каустической содой или каустиком

Элементы IIА группы

Свойства простых веществ

Be Mg Ca Sr Ba

Температура плавления, ⁰С 1284 650 850 770 710

Температура кипения, ⁰С 2970 1120 1487 1368 1635

Радиус атома, пм (10^-12 м) 113 160 197 215 221

Радиус иона Э²⁺ , пм 34 74 104 120 138

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 IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

Be + H₂O + 2 NaOH = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

Магний активно реагирует с азотом:

3 Mg + N₂ = Mg₃N₂

Растворимость гидроксидов

Be(OH)₂ Mg(OH)₂ Ca(OH)₂ Sr(OH)₂ Ba(OH)₂

Произведение растворимости 2*10^-15 1,3*10^-10 8*10^-6 3,4*10^-4 8*10^-3

Растворимость, моль/л (20⁰С) 8*10^-6 5*10^-4 2*10^-2 7*10^-2 2*10^-1

Растворимость, г/л 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 Mg²⁺ и Ca²⁺ . 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.

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Содержание в живом организме и биологическое действие

Содержание в организме человека, %

Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sr 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 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. Берилиий образует гораздо более прочные комплексы с производными фосфорной кислоты, чем магний, поэтому соли бериллия ядовиты. 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 Ca₁₀(PO₄)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.