1. НеМе - химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего энергетического уровня благодаря наличию на внешнем уровне 4 и более электронов, малому радиусу атомов по сравнению с атомами Ме.
Свойства атомов: высокие значения электроотрицательности, окислительные свойства, элементы главных подгрупп (р-элементы) иск водород, все неМе кроме Н занимают в ПС верхний правый угол.
В периоде: заряд ядра увеличивается, радиус атома уменьшается, число электронов на внешнем энергетическом уровне увеличивается, эл-ть увеличивается, окислительные свойства усиливаются, неМе свойства усиливаются.
В гл. подгруппе: заряд ядра не изменяется, радиус атома увеличивается, число электронов на внешнем уровне не изменяется, эл-ть уменьшается, неМе свойства уменьшаются, окислительные свойства уменьшаются, вост. свойства усиливаются.
2.Галогены - элементы 7А группы. Строение внешнего энергетического уровня ns2np5. Для фтора характерна валентность 1, а для всех остальных может быть 3,5,7. Радиус атомов по группе сверху вниз увеличивается. Эл-ть сверху вниз уменьшается. НеМе свойства ослабевают. С.О: -1 (основная) 0, +1, +3, +5, +7 (ВСО). Для галогенов характерны высокие значения энергии сродства к электронам, эл-ти => галогены - типичные неМе, проявляющие чрезвычайную склонность к присоединению электронов.
Физические свойства: Фтор и хлор при н.у. - газы. Фтор окрашен в светло-желтый цвет, а хлор - в желто-зеленый. Бром является красно-бурой жидкостью, а йод - твердое вещество темно-буроо цвета с металлическим блеском, образующее при нагревании пары темно-фиолетового цвета. При охлаждении паров йод превращается в твердое вещество, минуя жидкое состояние.
Химические свойства:
1) +Ме:
2)+неМе:
3)Г+Г=интергалоген:
4)+H2O:
3. - Свободный фтор получают электролизом расплавом фтористых соединений, при этом фтор выделяется на аноде.
- В лаб. условиях хлор получают действием MnO2 или KMnO4 на НСl:
-Пром. способ получения свободного хлора основан на электролизе расплава хлорида натрия или конц. р-ра хлорида натрия.
-Поскольку более хим. активные галогены вытесняют менее активные из р-ов солей галогеноводородных кислот, этим пользуются для получения йода и брома.
-При получении йода из природных источников используют сильные окислители в кислой среде, так же получают и бром в лаб. условиях.
HF - жидкость, все остальное - газы. В следствии высокой полярности галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. Их растворы - кислоты. ила кислот в ряду возрастает, т.к. увеличивается степень диссоциации. HF(р-р) является слабой кислотой и в водны растворах находится в виде димеров, от которых катион Н отщепляется с большим трудом. Димеры - удвоенные молекулы.
Все кислоты - бесцветные жидкости, и разбавленные и концентрированные кислоты в хим. отношении ведут себя одинакого.
4. Cl2O - данный оксид имеет кислотный характер и при растворении в воде образует хлорноватистую кислоту. Данный оксид не возможно получить прямым синтезом хлора и кислорода. Его получают действием хлора на оксид ртути в присутствии воды. Соед. хлора склонны к реакциям диспропорционирования (если в реакции дис-ния ХЭ проявляет + с.о., то в продуктах этой реакции образуются 2 вещества с более высокой и низкой с.о.
HClO - очень слабая и малоустойчивая кислота даже в разбавленных р-ах. Данная кислота способна разлагаться с образованием HCl и атомарного кислорода. Очень сильный окислитель.
HClO3 - образуется по обменной реакции Ba(Clo3)2. Сильная кислота, но существует только в растворе, обладает окислительными свойствами. Соли не обладают. Хлораты очень ядовиты.
HClO2 - неустойчивая и занимает промежуточное положение между хлорноватистой и хлорноватой
HClO4 - сильно дымящая, очень гигроскопичная жидкость. Неустойчива, при хранении может взрываться. При нагревании выше 90С разлагается со взрывом.
5. Электронная конфигурация ns2np4, р-семейство. Сходное строение внешнего энергетического уровня определяет сходство элементов по след. признакам:
с.о.: +6, +4, +2, 0, -2
элементы обладают значительной электроотрицательностью
Сера образует оксиды в с.о. +4 и +6 = кислотные оксиды
Водородные соединения (при н.у.): h2o - жидкость, h2s, h2se, h2te - газы, с неприятным запахом, сильно ядовиты.
Кислород. Аллотропные модификации - О2 и О3
Сера. А.М. - Кристаллическая: моноклинная и ромбическая (более устойчивая, желтый порошок. нерастворим, флотация).---плавление----> Пластическая (не устойчива, превращается в ромбическую).
6. Молекула H2S имеет угловое строение. При н.у. - газ с резким неприятным запахом. Умерено растворим в воде. Немного тяжелее воздуха. Очень ядовит.
Хим. свойства: Восстановитель.
Термически не устойчив:
Легко сгорает в кислороде/ на воздухе:
Легко окисляется галогенами:
При t взаимодействует с Ме:
В присутствии кислорода окисляет серебро:
Получение: h2 + s = h2s, hcl + na2s = h2s + nacl, гидролиз al2s3 + 6 h2o 2al(oh)3 + 3h2s
H2S - кислота. Слабая, слабее угольной, двухосновная. Будучи двухосновной, образует 2 типа солей - средние и кислые. Koh + h2s = khs + h2o / k2s + h2o
Хим. свойства: +соли,
т.к. сильный окислитель 2h2s o2 = 2s + 2h2o
h2s окисляется конц и разб кислотами h2so4 и hno3: h2s + 3h2so4 = 4so2 + 4h2o
h2s = 2hno3 = s + 2no2 + 2h2o
7. SO2 имеет форму равнобедренного треугольника. В н.у - бесцветный газ с характерным резким запахом. Растворы в воде таксичные.
Получение: 4FeS2+11O2=>2Fe2O3+8SO4 - Пром.
Na2SO3+H2SO4=>Na2SO4+SO2+H2O - Лаб.
Сu+2H2SO4=>CuSO4+SO2+2H2O
Хим.Св-ва: SO2+H2O=>H2SO3
SO2+CaO=>CaSO3
SO2+2NaOH=>Na2SO3+H2O
SO2+2CO=>2CO2+S
2SO2+O2=>2SO3
SO2+Br+2H2O=>H2SO4+2HBr
5SO2+2KMnO4+2MnO=>2H2SO4+2MnSO4+K2SO4
H2SO3-имеет резкий запах
SO2+H2O=>H2SO3
H2SO3+NaOH=>Na2SO3+H2O
H2SO3+2NaOH=>Na2SO3+2H2O
8. SO3 - серный оксид. При н.у.- безцветная жидкость. При низкой температуре затвердевает в безцветные кристаллы. Хорошо полимеризуется.
Получение: Na2SO3+H2SO4=>Na2SO4+SO2+K2O
2SO3=(t)=>2SO2+O2
SO3+H2O=>H2SO4
SO3+BeO=>BeSO4
SO3+2NaOH=>Na2SO4+H2O
3SO3+H2S=>4SO2+H2O
H2SO4 - Безцветная тяжёлая маслянистая жидкость, не имеет запаха, не летуча.
9. типичные p-элементы азот N, фосфор P, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмут Bi.В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до +5. Наиболее характерны степени +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3. AsH3, SbH3 газы с неприятным запахом, легко разлагаются. Чрезвычайно ядовиты Соединения As, Sb, Bi ядовиты. Особо опасны соединения As3+ ( AsH3- арсин).Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных форм. В кислородных соединениях для элементов VА группы наиболее характерны степени окисления +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.
1. Основной характер оксидов R2O5 увеличивается, а кислотный - ослабевает с увеличением порядкового номера.
2. Гидроксиды всех элементов в пятивалентном состоянии имеют кислотный характер.
3. Основной характер гидроксидов R(OH)3 увеличивается, а кислотный - ослабевает с увеличением порядкого номера.
RO33- + 3H+ = R(OH)3 = R3+ + 3OH- (R - элемент)
4. As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде.
5. Восстановительные свойства водородных соединений RH3 усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкого номера.
10.N2O - газ, без цвета, со слабым не приятным запахом, тяжелее воздуха, малорастворим в воде, лучше в C2H5OH
2N2O=(t)=>2N2+O2
Получение: NH4NO3=(t)=>N2O+2H2O
NO - безцвветный газ, немного тыжелее воздуха, малорастворим в воде, обладает и востановительными и окислительными св-вами.
Получение: N2+O2=>2NO
4NH3+5O2=(P,t)=>4NO+6H2O
3Cu+8HNO3=>3Cu(NO3)2+2NO+4H2O
Х.С: 2NO+O2=>2NO2
NO2 - кислотный, бурый газ,ядовитый с характерным запахом, сильный окислитель, хорошо ратворим в воде.
2NO2+H2O=>HNO3+HNO2
2HNO2=>NO2+NO+H2O
3NO2+2H2O=>2HNO3+NO+H2O
4NO2+2H2O+O2=>4HNO3
2NO2<==>H2O4
Получение: Cu+4HNO3=>Cu(NO3)3+2NO2+2H2O
N2O3 - кислотный оксид-газ, красновато бурого цвета, при охлаждении сгущается в синюю жидкость, растворяется в воде.
Получение: 2NaNO2+H2SO4=>Na2SO4+2HNO2
2HNO2=>N2O3+H2O
N2O3+H2O=>HNO2
N2O3=(t)=>NO+NO2
HNO2 - не устойчивая, наиболее устойчива при нулевой (t), при высокой температуре разлагаеися 3HNO2=(t)=>HNO3+2NO+H2O
Основание, активный Меt 2NO3+2HI=>2NO+I2+2H2O
2KMnO4+5HNO2+3H2SO4=>5HNO3+2MnSO4+K2SO4+H2O
N2O5 - безцветные кристаллы расстворимые в виде молекулы, не устойчивы и легко разлагаются часто со взрывом.
2N2O5=>4NO2+O2
N2O5+H2O=>2HNO3
Получение: 2NaNO3+H2SO4=>NaSO4+2HNO3
HNO3 - безцветая, безводная "дымящаяся" на воздухе жидкость, разлогается с выделением жёлто бурого газа 4HNO3=(t)=>4NO2+2H2O+O2
Сильный ок-ль
11. Белый - белое в-во, режетсяя ножом, ядовитый.
Красный - тв, красно бурое в-во, не растворимого, не летучее, не ядовитое.
Чёрный - имеет Met блеск и полупроводниковую проводимость
Фосфин PH3 - очень ядовитый неустойчивый газ, с резким запахом, самопроизвольно воспламеняеся на воздухе.
2PH3+4O2=>2H3PO4
Получение: 8P+Ca(OH)2+8H2O=>2PH3+3Ca(H2PO3)2
P2O3 - белое кристалическое в-во, ядовитое.
4P+3O2=>2P2O3
P2O3+O2=>P2O5
P2O5+3H2O=>2H3PO4
P2O3+4KOH=>2K2HPO3+H2O
H3PO4 - безцветнное кристалическое в-во, хорошо растворимо в воде.
P2O3+3H2O=>2H3PO3
PCL3+3H2O=>H3PO4+3HCL
H3PO3+2Na2PO3+2H2O
4H3PO4=>3H3PO4+PH3
H3PO4+HgCL2+H2O=>H3PO4+Hg+2HCL
P2O5 - белое гигроскопичные кристаллы
4P+5O2=>2P2O5
P2O5+H2O=>2HPO3 / +3H2O=>2H3PO4 / +2H2O=>H4P2O7
+основный оксид, щелоч.
P2O5+2HNO3=>2HPO3+N2O5
H3PO4 - беле тв. в-во, хорошо растворимо в воде.
P2O5+3H2O=>2H3PO4
Ca3(PO4)2+3H2SO4=>2H3PO4+3Ca2SO4 /3P+5HNO3+2H2O=>3H3PO4+5NO-Пром
2H3PO4=(t)=>H4P2O7+H2O
12. p-элементы (С, Sr, Ge, Sn, Pb) C.O: -4, +2, 0, -4не типична.
С-углерод
Алмаз - прозрачная, безцветные кристалы. Устойчив к кислотам и щелочам.
Графит - жирная масса серого цвета, не прозрачен.
Карбид - порошок чёрного цвета, полупроводник.
Фуллерен - его молекулы предоставляют собой полые сферы и атомов углерода.
Аморфный углерод(уголь,сажа) - чёрного цвета, тугоплавкий, прочный.
Si - кремний
Аморфный кремний - бурый порошок.
Кристалический кремний - тёмно бурые кристаллы с Met блеском, очень твёрдые но хрупкие.
С
+Oизб.=>CO2
+O2нед.=>2CO2
+S=>CS2
+N2=>C3N2
+CaO=>CaC2+CO
+H2O=>CO+H2
S
+Hal=>SiHal
+O2нед=(t)=>2SiO
+O2изб=(t)=>SiO2
+HHal=>SiHal4+H2
+2NaOH+H2O=>Na2SiO3+2H2
+12HF+4HNO3=>3SiF4+4NO+8H2O
13. CO - безцветный газ, без запаха, малорастворим в воде
+О2=>2CO2
+CL2=>COCL2
+Fe2O3=>2Fe+3CO2
+Ni=>Ni(CO)4
CO2 - газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха.
+2LiOH=>Li2CO3+H2O
+2Na2O=>2Na2CO3+O2
+2Mg=>2MgO+C
+2H2O=>H2CO3
H2CO3 - непрочное оединение, существует только в водных растворах, слабая диссоциирует, ступенчато.
Na2CO3+H2O=>NaHCO3+NaOH
MetCO3=>MetO+CO2
K2CO3+H2SO4=>K2SO4+H2O+CO2
NH3+CO2+H2O=>NH4HCO3
SiO2 - очень твёрдое и тугоплавкое в-во, полимер, атомы которого образуют 3-х осовную кристалическую решотку.
+2KOH=>K2SiO3+H2O
+CaO=>CaSIO3
+Na2CO3=>Na2SiO3+CO2
+4HF=>SiF4+2H2O
+2C=>SiC+2CO
+2C+2CL2=>SiCL4+2CO
+Si=>SiO
+H2SiO3=>SiO3+H2O
H2SiO3 - практически не растворима в воде, но легко образует колич. р-ры.
Na2SiO3+2HCL=>H2SiO3+2NaCL слабее H2CO3
кр: Na2SiO3+CO2+2HCL=>Na2CO3+H2SiO3
как соли слабой кис-ты, селикоты Na и K в воде подвергаются гидролизу, по этому их р-ры имеют щел. среду.
14. 1)A - щел. Мет., 2)А - щел-зем. Мет., 3)А - все кроме (В) Мет.- все ХЭ s-семейство, кроме H и He, некоторые р-элементы(Pb, Bi) и все d-семейства и f. ХЭ Мет. хар-ся сравнительно большенства R атомов. Легко отдают электроны, малыми знаениями эл-ты, проявляют только (+) степени окисления.
Мет. хорошо проводят тепло и ток, обладают Мет. блеском, не прозрачен, при н.у. все Мет. кроме Hg тв. пластины.
Между атомами Мет. в кристаллах образуется Мет. связь за счёт свободных электронов по всему объему Мет.
уменьшение активности+ окисл.акт.ионов ===>Ряд напряжеий<===увелечение окисл. способностей активных ионов
30 Осадок бурого цвета
образуется при взаимодействии с растворами щелочей;
Fe3+ +3OH- → Fe(OH)3↓
качественная реакция на соли железа
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- → Fe3[Fe(CN)6]2↓
качественная реакция на соли железа (II) — с красной кровяной солью;
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4-4 → Fe4[Fe(CN)6]3↓
качественная реакция на соли железа (III) — с желтой кровяной солью;
Качественная реакция на ион железа (III) например вот такая
FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3 ↓+ 3 NaCl – реакция со щелочью
Качественная реакция на ион железа (III) – реакция с желтой кровяной солью.
3 К4[Fe(CN)6 ] +4 FeCl3 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 12 KCl
Качественная реакция на ион железа (III) – реакция с роданидом калия.
FeCl3 + 3 КCNS = Fe(CNS)3 + 3 KCl
Качественная реакция на ион железа (II) – реакция с красной кровяной солью.
турнбуллева синь - KFe[Fe(CN)6]).
2 К3[Fe(CN)6 ] +3 FeSO4 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 3K2SO4
Качественная реакция на ион железа (II) – реакция со щелочью.
FeSO4 +2 NaOH = Fe(OH)2 ↓ + Na2SO4
15. Металлы. В свободном состоянии в природе встречаются только неактивные металлы. Так в виде самородков встречаются золото и платина, иногда - серебро и медь. Добыча этих металлов связано только с механическим отделением их от примесей.
Сплавы. Система, состоящая из двух и более МЕ, или МЕ и неМЕ. Например: Сталь ,чугун, бронза,
латунь, дюрамомин.
Коррозия. Самопроизвольный протекающий процесс разрушения МЕ, превращающий их в химическое соединение ,вследствие хим. воздействий внешней среды, сопровождающихся изменением их физико-химических свойств.
Виды хим. коррозии.
Атмосферная – возникает под влиянием газов и случайных примесей.
Газовая- развивается под действием агрессивных газов.
Химическая коррозия -взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисления металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают в одном акте.
Электрохимическая коррозия – разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов.
Защита:
Смазывание неокисленными маслами
Нанесение раствора на поверхность МЕ высокомол.соед.
Нанесение металлического защитного покрытия.
Общие способы получения МЕ.
Отделение пустых пород
В качестве восстановителя могут использовать уголь,СО. Спб пирометаллургия.
Спб. Метамотермия(аллюмотермия) используют акт МЕ.
Спб. Водородетермия(исп.водород)
СиО + H2= Си +H2O
Сr2O3+ AL2= Al2O3+ Cr2
Обработка сульфидных руд.
Обжиг.2 FeS +3O2 = 2FeO + 2SO2
FeO+CO=Fe+CO2
В щелочных и щелочнозем. МЕ получается электролиз их солей и гидроксидов.
KOH= К+OH
Катод: К(минус)-К(о) плюс один електрон. Востановление
Анод; 4OH-O2 + 2H2O окисление,минус 4 электрона.
4K(плюс)+4OH(мин)= 4K(о) + O2+2H2O
4KOH+ 4K(о)+O2(вверх)+2H2O
Гидрометаллургия. Метод извлечения МЕ из руд с помощью реагентов.(H2SO4,KCN)
CuO+H2SO4=CuSO4+H2O
Fe +CuSO4=Cu(вниз)+FeSO4
16. Щелочные ме.
Это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов. Оксиды которых при взаимодействии с H2O образуют растворимые основания-щелочи. Атомы всех щел. МЕ
имеют на на внешнем энергетическом уровне по 1S электрону.
Физические свойства и распространенность в природе:
Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl.
Химические свойства:
1.Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:
Li + 2 H2O =2 LiOH + H2
2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
4 Li + O2 = 2 Li2O
При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:
2 Na + O2 = Na2O2
3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом,c с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов.
2 Na + Cl2 =2 NaCl
2Na+H2=2NaH
2 K + S =K 2S
6Li + N2 = 2 Li3N
Способы получения:
1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
2LiCl =2 Li + Cl2 в(верх)
катод: Li+ + e → Li
анод: 2Cl− — 2e → Cl2
2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:
4 NaOH = 4 Na + 2 H2O + O2(вверх)
катод: Na+ + e → Na
анод: 4OH− — 4e → 2H2O + O2
17.Цинк, ртуть, кадмий.
Элементы d электронного семейства. Zn 1S22S22P63S23P64S23D10
Cd 5S24D10
Hg 6S25D10
Ст.ок +2(искл Hg +1)
Менее выражена химическая активность, поэтому они трудно окисляются и не взаимодействуют с H2O(кроме Zn)
Как простые вещества. Имеют серебристо-белый цвет .Zn при низкой темп. хрупок, а при 100 гр. становится пластичным. Cd пластичнее цинка ,куется и протягивается в проволоку. При 80гр. становится к. Устойчив на воздухе и в воде, т.к. защищен оксидной пленкой. Hg существует в жидком состоянии ,со многими МЕ ртуть создает твердые или жидкие сплавы. В хим.отн. не активна.
Химические свойства: Цинк.
Типичный пример металла, образующего амфотерные соединения. Амфотерными являются соединения цинка ZnO и Zn(OH)2
На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:
2Zn + O2 =2ZnO
Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:
ZnO + 2HCl =ZnCl2 + H2O
так и щелочами:
ZnO + 2NaOH + H2O =Na2[Zn(OH)4]
Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:
Zn + 2HCl =ZnCl2 + H2(вверх)
и растворами щелочей:
Zn + 2NaOH + 2H2O =Na2[Zn(OH)4] + H2(вверх)
образуя гидроксоцинкаты.
Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
Zn(OH)2 + 2 HCl =ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 H2SO4 =ZnSO4 + 2H2O
Взаимодействие с кислотными оксидами:
Zn(OH)2 + CO2= ZnCO3 + H2O
Взаимодействие с избытком аммиака:
Zn(OH)2 + 4 NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2
Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды :
{Zn(OH)2 + 2 NaOH =Na2ZnO2 + 2 H2O
Термическое разложение :
Zn(OH)2 =ZnO + H2O
Ртуть.
В природе сущ. Как HgS(киноварь)
1.Взаимодействие ртути с простыми веществами.
2.Взаимодействие с неМЕ.
Hg+Cl2=HgCl2
3.Взаимодействие с кислотами-оксисл.
Hg+H2SO4=HgSO4+SO2(вверх)+H2O
4.С HNO3
Образуется 1. Конц.Hg(NO3)2+NO2+H22O
2. раствор.Hg(NO3)2+N2O+H2O
Пары ртути очень ядовиты.
Кадмий.
Кадмий расположен в одной группе периодической системы с цинком и ртутью, занимая промежуточное место между ними, поэтому некоторые химические свойства этих элементов сходны. Так, сульфиды и оксиды этих элементов практически нерастворимы в воде. С углеродом кадмий не взаимодействует и карбидов не образует.
18.Берилий.Магний.
Берилий 2S2
Магний 3S2
Кальций 4S2
Стронций 5S2
Возможные ст.ок 0,+2.
В соединений берилия и магния связ ковалентная.Щелочнозем. в основом обр.хим связью ионного типа.
Все элементы агр за искл берилия имеют серебристо белый цвет.
В водных растворах МЕ явл. Сильными восстановит.
Берилий по своим свойствам напоминает алюминий.
Химические свойства.
С простыми вещ-ми.
1.взаимодействие с галогенами
Ca+Cl2=CaCl2
2.c O2
2Ca+O2=2CaO
3.Si,P ,C,N,S
Be+S=BeS
3Mg+2P=Mg3P2
3Ca+N2=Ca3N2
Mg+2C=MgC2
2Ba+Si=Ba2Si
4.c водородом(кроме Be)
Ba+H2=BaH2
5.Металлы выступают в кач.восстановителей.
SiO2+2Ca=Si+2CaO
CO2+Mg=MgO+C
Со сложными веществами.
1.С водой
Mg+H2O=MgO+H2(вверх)
Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2(вверх)
2.Вз.с кислотами.
Ca+2HCl=CaCl2+H2(вверх)
Be+HF=не идет
3.С конц.кислотами.
Сa+HNO3 конц.=Сa(NO3)2+N2O+H2O
C растворами кислот.
Сa+HNO3=Ca(NO3)2+NH4NO3+H2O
Распространение в природе.
Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций. Немногим ему уступает магний. Распространены в природе также барий и стронций. Бериллий является редким элементом. Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щёлочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём.