2.2.2. Лужні і лужноземельні метали

лужні метали. натрій. Калій

Лужні метали — це елементи головної підгрупи I групи періодичної системи.

Атоми зазначених елементів мають на зовнішньому рівні по одному електрону і в хіміч­них реакціях виявляють (за винятком Гідрогену) тільки металічні властивості. При цьому елементи головної підгрупи розташовані на початку ряду активності металів. Зі зростанням порядкового номера елементів головної підгрупи через збільшення атомного радіуса металіч­ні властивості підсилюються.

Типовими представниками елементів головної підгрупи І групи є Натрій та Калій, хімічні властивості яких ми розглянемо.

Натрій

Натрій, хімічний символ Ма, латинська назва Ма^гіит (від гр. піігоп — так римляни на­зивали соду (натрій карбонат Ма₂СО₃), інша назва — 8огїіит, за назвою тієї ж соди). Атомна маса Натрію — 23 а. о. м., зустрічається він у вигляді єдиного стабільного ізотопу

Ядро атома Натрію має 11 протонів і 12 нейтронів, електрони розташовані на трьох енер­гетичних рівнях. Електронна формула Натрію 1з²2з²2р⁶3з¹. Відповідно до зазначеного Натрій має порядковий номер у періодичній системі 11, розташовується в III періоді в головній підгрупі І групи.

Калій

Калій — хімічний символ К, латинська назва Каїіит. Назва походить від арабського «ал- калі» (зола рослин). У зарубіжній літературі зустрічається назва «потасій» (від Епоіаззіит — зола).

Атомна маса Калію 39 а. о. м.

Ядро атома Калію має 19 протонів і 20 нейтронів, електрони розташовані на чотирьох енер­гетичних рівнях. Електронна формула Калію 1з²2з²2р⁶3з²3р⁶4з¹. Калій має порядковий номер у періодичній системі 19, розташовується в IV періоді, IV ряді в головній підгрупі І групи.

Фізичні властивості

Відносна мала міцність зв'язку між атомами лужних металів обумовлює їх низьку меха­нічну міцність: натрій і калій — м'які метали, легко ріжуться ножем, свіжий зріз на повітрі відразу вкривається плівкою оксиду (в кисні виникає самозаймання). Натрій і калій мають сріблясто-білий колір.Великі розміри атомів лужних металів ведуть до малої щільності: натрій (р = 0,97 г/см³) і калій (р = 0,85 г/см³) навіть легше, ніж вода. Температури плавлення невеликі: у натрія — 98 °С, у калія — 63 °С.

Хімічні властивості

Як видно з будови атомів, Натрій і Калій виявляють тільки металічні властивості. Вони активно взаємодіють з простими речовинами неметалами. При цьому в реакції з киснем утворюється пероксид:

2Ма + 0₂ = Ма₂0₂, 2К + 0₂ = К₂0₂,

а з киснем повітря — оксид:

4Ма + 0₂ = 2Ма₂0, 4К + 0₂ = 2К₂0.

З іншими елементами підгрупи Оксигену і з галогенами Натрій і Калій утворюють солі безоксигенових кислот:

2Ма + 8 = Ма₂8 — натрій сульфід, 2К + Те = К₂Те — калій телурид, 2К + С1₂ = 2КС1 — калій хлорид, 2Ма + ^ = 2Ка! — натрій йодид.

З елементами підгрупи Нітрогену Натрій і Калій утворюють нітриди та фосфіди:

6Ма + N = 2Ма₃М — натрій нітрид, 3К + Р = К₃Р — калій фосфід,

а з елементами підгрупи Карбону — карбіди та силіциди:

4К + С = К₄С — натрій карбід, 4Ма + 8і = Ма₄8і — натрій силіцид.

Із складних речовин Натрій і Калій реагують з водою і кислотами, вони заміщують у мо­лекулах рухливі атоми Гідрогену:

2Ма + 2Н₂0 = 2МаОН + Н₂Т, 2К + Н₂80₄ = К₂80₄ + Н₂Т.

В основних оксидах, гідроксидах і солях атоми Натрію і Калію заміщують атоми інших металів, які розташовані в ряді активності після Натрію або Калію:

2пО + 2Ма = 2п + Н₂0, Мд(ОН)₂ + 2К = Мд + 2КОН, МдС1₂ + 2Ма = Мд + 2КаС1.

Одержання та застосування

Метали натрій і калій одержують електролізом розплаву натрій (калій) хлориду:

2_Ма0 —-- , 2Ма_(катод) + С1_2(анод)

Натрій використовується в органічному синтезі — під час одержання синтетичного каучу­ку, а також часто у вигляді розчину в ртуті (амальгама) для відновлення різних функціо­нальних груп.

Сплав натрію з калієм (1 : 1) є рідиною за кімнатної температури і використовується як теплоносій на атомних електростанціях.

Основні сполуки Натрію та Калію

Сполуки Натрію (КаОН, КаСІ, Ка₂СО₃, Ка₃РО₄) і Калію (КОН, К₂0, К₃Р0₄, КС1 та багато інших) широко використовуються як у побуті, так і в лабораторній та промисловій практиці. Проте найбільше значення серед усіх сполук Натрію має натрій хлорид КаСІ.

Натрій хлорид виділяють з природних джерел (відомі родовища майже чистого натрій хлориду з висотою пласта заввишки 1,5 км); води деяких озер (Баскунчак, Ельтон та ін.) є концентрованими розчинами натрій хлориду.

Натрій хлорид виявляє усі властивості солей. Основною є його реакція з кислотами, пе­редусім із сульфатною, в результаті чого одержують важливий у практиці продукт — хлоро­водень:

2КаСІ + Н₂8О₄ = Ка₂8О₄ + 2НСГЇ.

Крім того, електроліз розплаву натрій хлориду дозволяє одержати металічний натрій та хлор, а електроліз водного розчину — натрій гідроксид і хлор.

2^СІ + 2Н2О -—³ > 2^0Н + 2Н2(катод) + СІ^од,.

Натрій гідроксид, що утворюється за допомогою електролізу, є основною вихідною речови­ною для одержання усіх похідних натрію.

Значна кількість натрій хлориду використовується в побуті (кухонна сіль) і в харчовій промисловості.

Калій належить до елементів, які необхідні для живлення рослин. Як калійні добрива ви­користовуються природні речовини — сильвініт КСІ • КаСІ або продукти його переробки.

Як натрій, так і калій входять до складу тканей організму людини. Натрій міститься в плазмі крові, лімфі. Йон Калію К+ бере участь у проведенні нервових імпульсів і в роботі серця.

Сполука КО₂ використовується на підводних човнах і космічних кораблях для поглинання СО₂ та регенерації кисню.

Для визначення сполук Натрію та Калію використовують підпалення з метою перевірки забарвлення полум'я. Йони Ка+ забарвлюють його у жовтий колір, йони К+ — у бузковий.

лужноземельні метали. Кальцій

До головної підгрупи ІІ групи періодичної системи входять Берилій (Ве), Магній (Мд), Кальцій (Са), Стронцій (8г), Барій (Ва) і Радій (Ка).

На валентному рівні атомів усіх перелічених елементів наявні два електрони, бо у хімічних реакціях енергетично вигідніше їх віддати, ніж приєднувати необхідні для завершення зовнішнього енергетичного рівня шість електронів. Тому всі елементи другого періоду є ме­талами, хоча їх металічні властивості виражені різною мірою. Берилій виявляє ступінь окис­нення +2, а його оксид і гідроксид є амфотерними. Магній є активним металом, але його гідроксид є нейтральним. Оксиди кальцію, стронцію, барію і радію взаємодіють з водою і утворюють гідроксиди, водні розчини яких мають лужну реакцію. Оскільки оксиди металів раніше називалися землями, то й ця група металів одержала назву лужноземельних.

Властивості лужноземельних елементів розглянемо на прикладі Кальцію.

Кальцій (СаІгїит, Са), атомна маса 40 а. о. м., порядковий номер 20, в ядрі атома Кальцію є 20 протонів і 20 нейтронів. Електронна формула І8²2з²2р⁶3з²3р⁶48², тобто два електрони в атомі Кальцію знаходяться на четвертому енергетичному рівні.

Тому Кальцій розміщується в головній підгрупі другої групи періодичної системи елемен­тів в її четвертому періоді.

Хімічні властивості

Кальцій є досить активним елементом. У повітрі він вкривається тонкою плівкою оксиду, яка, однак, не захищає його від руйнування, тому що водяна пара з повітря реагує з нею і утворює пухкий гідроксид:

2Са + 0₂ = 2СаО, СаО + Н₂0 = Са(ОН)₂.

З галогенами Кальцій реагує дуже енергійно (у фторі відбувається навіть повне згоряння):

Са + С1₂ = СаС1₂.

З менш активними неметалами (водень, сірка, фосфор, вуглець, кремній) реагує за умови нагрівання:

Са + Н₂ = СаН₂,

Са + 8 = Са8, 3Са + 2Р = Са₃Р₂, 3Са + N = Са₃М₂, 2Са + С = Са2С, 2Са + 8і = Са₂8і.

Із складних речовин Кальцій вступає до реакції заміщення з оксидами, гідроксидами та солями менш активних металів:

2пО + Са = 2п + СаО, Са(ОН)₂ + Са = Си + Са(ОН)₂, Ге8О₄ + Са = Ге + Са8О₄,

а також з кислотами:

2НС1 + Са = СаС1₂ + Н₂.

З нітратною кислотою Кальцій, який є сильним відновником, може (залежно від концентрації кислоти) утворювати Н₂О, Н₂ або №Н₃.

ШНМО₃ + 4Са = 4Са(МО₃)₂ + М₂О + 5Н₂О, 12НМО₃ + 5Са = 5Са(МО₃)₂ + N + 6Н₂О, ЮНМО₃ + 4Са = 4Са(МО₃)₂ + МН₄МО₃ + 3Н₂О.

Одержання Кальцію

Як і кожний активний метал, Кальцій неможливо одержати в достатній кількості за допо­могою реакцій заміщення або відновлення його оксиду вуглецем. Тому Кальцій одержують електролізом розплаву його солей, передусім хлориду.

СаС1₂ -—³ > Са(катод) + С1₂(а_Нод) .

У кальцію як металу обмежене практичне застосування. Він входить до складу деяких спеціальних сплавів, а також використовується в лабораторній практиці під час одержання безводних органічних розчинників.

Тимошенко Ю (наступні 10 сторінок)

Сполуки Кальцію

Водночас сполуки Кальцію мають широке практичне застосування. Перш за все слід зга­дати кальцій карбонат СаСО₃, який у вигляді вапняку, крейди та мармуру має великі родо­вища. Мармур та його різновиди використовуються під час створення скульптурних компо­зицій і як оздоблювальний та будівельний матеріал. Вапняк застосовується для одержання гашеного та негашеного вапна, що широко використовується у будівництві.

Негашене вапно СаО одержують випалюванням вапна при 1200 °С:

СаСО₃ = СаО + СО₂Т.

Кальцій оксид виявляє усі хімічні властивості основних оксидів, реагує з речовинами, що мають кислий характер, тобто з кислотними оксидами й кислотами:

3СаО + Р₂О₅ = Са₃(РО₄)₂,

СаО + 8О3 = Са8О4,

СаО + 2НС1 = СаС1₂ + Н₂О,

СаО + 2НМО₃ = Са(МО₃)₂ + Н₂О.

Однак найбільш важливою реакцією кальцій оксиду є його реакція з водою, яка супровод­жується виділенням великої кількості тепла:

СаО + Н2О = Са(ОН)2.

Цю реакцію називають гашенням вапна, а кальцій гідроксид, що утворився, — гашеним вапном. Кальцій гідроксид обмежено розчиняється у воді, і його розчини мають лужну реак­цію, тому що відбувається дисоціація:

Са(0Н)₂ ^ Са0Н+ + ОН^- ^ Са²⁺ + 20Н^- .

Розчин кальцій гідроксиду, що зберігається у нещільно закритому посуді, повільно кала­мутніє, бо в реакції з карбон (IV) оксидом, який міститься у повітрі, утворюється кальцій карбонат:

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃^ + Н₂О.

Ця реакція використовується як якісна реакція на вуглекислий газ або на йони Кальцію у розчині. Якщо через лужний розчин, що має суспензію кальцій карбонату, пропустити над­лишок вуглекислого газу, то завись зникає, і розчин стає прозорим через те, що утворився кальцій гідрогенкарбонат:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂.

З простих речовин кальцій гідроксид реагує з хлором і утворює солі хлорнуватистої кис­лоти:

сї

Са(0Н)₂ + Сї₂ < > Са(0Н)С10 < ² > Са(С10)₂.

—нсї —нсї

Солі кальцію хлорнуватистої кислоти (основні та середні) мають назву хлорне вапно (бі­лильне) і використовуються як вибілювальний і знезаражувальний засіб.

Найважливішою реакцією кальцій гідроксиду є його реакція із силіцій (IV) оксидом (пісок):

Са(ОН)₂ + 8іО₂ = Са8іО₃ + Н₂О.

Ця реакція, як і реакція з вуглекислим газом, відбувається у вапняному розчині, що ви­користовується у будівництві.

Для того щоб визначити в розчині йони Кальцію, до проби розчину додають сульфатну кислоту. Осад, який утворюється, свідчить, що в розчині наявні йони Кальцію:

Са²⁺ + 804^- = Са80₄ і .

Аналогічним способом в розчині розпізнають йони Ва²+:

Ва²⁺ + 804^- = Ва80₄ і .

Якісною реакцію на йони Са²+ є забарвлення полум'я у цегляно-червоний колір.

Твердість води

Вода, як і повітря, є одним з необхідних елементів життєдіяльності рослин, тварин і лю­дини. Ми одержуємо воду з різних джерел. Вона випадає у вигляді опадів, добувається із природних джерел (колодязь, криниця) або наявна у природних сховищах — озерах, морях і океанах. Жодне з цих джерел не дає чистої води — вона завжди є розчином різних речовин.

Так, атмосферні опади мають в розчиненому вигляді газоподібні речовини і розчинні ча­стинки атмосферного пилу; вода, що одержана з природних джерел, — розчинні компоненти порід, через які просочувалася; вода озер, морів та океанів — речовини, що принесли до неї ріки. Вода, що має невелику кількість розчинених речовин (атмосферні опади), називається м'якою; якщо у воді наявні багато розчинених речовин, вона називається твердою. Переваж­но у воді природних джерел, а також морів та океанів у значній кількості наявні солі кальцію і магнію, гідрокарбонати, сульфати, хлориди. Тому для того, щоб визначити твердість води, перш за все визначають концентрацію йонів кальцію і магнію.

Твердість води вимірюється в міліграм-еквівалентах кальцію або магнію на 1 л. Міліграм- еквівалент кальцію дорівнює 20 мг, а магнію — 12 мг. Таким чином, якщо у літрі води виз­начається 40 мг Са²+ і 36 мг Мд²+, то за кальцієм така твердість буде дорівнювати 2 мг-екві- валентам, а за магнієм — 3, загальна твердість складає 5 мг-еквівалентів.

Характер твердості води залежить від природи аніона. Якщо зазначені елементи наявні у вигляді гідрокарбонатів, то твердість називається карбонатною, або тимчасовою, бо вона усувається кип'ятінням:

Са(НС0₃)₂ = СаС0₃ і + Н₂0 + С0₂ Т .

Сульфати і хлориди кальцію і магнію обумовлюють сульфатну, або постійну твердість, яка не усувається кип'ятінням. Для її усунення використовують натрій карбонат (кальцино­вану соду):

Са8О₄ + Ка₂СО₃ = СаСО₃^ + Ка₂8О₄.

За допомогою соди усувається і тимчасова твердість:

Са(НСО₃) + Ка₂СО₃ = СаСО₃^ + 2КаНСО₃.