Щелочные и щелочноземельные

Fe, Cr, Al

Металлы

до водорода Сd Pb Mn Sn Сo

Металлы послеводорода (при t)Сu Ag Hg

Au, Pt

 X

H₂S↑

могут S↓ или SO₂↑

1) пассивируются на холоде;

2) при нагревании → SO₂↑

 S↓

могут H₂Sили SO₂

SO₂↑

-----

Общие способы получения металлов

• Пирометаллургия. Виды:

1.Восстановление металлов из оксидов углем или угарным газом

ZnO+ C t= CO + Zn   Fe3O4+ 4CO t= 4CO2 + 3Fe  

2.Обжиг сульфидов с последующим восстановлением (если металл находится в руде в виде соли или основания, то последние предварительно переводят в оксид)

2ZnS + 3O2 t=  2ZnO + 2SO2↑ MgCO3 t= MgO + CO2↑ 

3.Алюмотермия (в тех случаях, когда нельзя восстановить углём или угарным газом из-за образования карбида или гидрида)

3MnO2 + 4Al t= 3Mn + 2Al2O3 2Al + 3BaO t= 3Ba + Al2O3 

4.Водородотермия - для получения металлов особой чистоты

MеxOy + H2 = H2O + Me, MoO3 + 3H2 t=  Mo + 3H2O↑

• Электрометаллургия (электролиз), Восстановление металлов электрическим током

Щелочные и щелочноземельные металлы получают в промышленности электролизом расплавов солей (хлоридов)

2NaCl –расплав, электр. ток. → 2 Na + Cl2↑ CaCl2 –расплав, электр. ток.→  Ca + Cl2↑

расплавов гидроксидов:4NaOH –расплав, электр. ток.→  4Na + O2↑ + 2H2O 

Алюминий в промышленности получают в результате электролиза расплава оксида алюминия в криолите Na3AlF6 (из бокситов):

2Al2O3 –расплав в криолите, электр. ток.→  4Al + 3 O2↑

Электролиз водных растворов солей используют для получения металлов средней активности и неактивных:

2CuSO4+2H2O –раствор, электр. ток. →   2Cu + O2 + 2H2SO4

• Гидрометаллургия (получение металлов из растворов солей )

CuSO4+ Fe→ FeSO4+Cu

Щелочные металлы (1 группа)

Очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2     2Li + 2H2O → 2LiOH + H2­

2. Реакция с кислотами: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2­

3. Реакция с кислородом:

4Li + O2 → 2Li2O(оксид лития) 2Na + O2 → Na2O2  (пероксид натрия) 2Na2O2+2H2O → 4NaOH + O2 K + O2 → KO2 (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

3. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды) 2Na + S → Na2S (сульфиды)

2Na + H2 → 2NaH (гидриды) 2NaH2+H2O → 2NaOH + H2    

6Li + N2 → 2Li3N (нитриды) 2Li + 2C → Li2C2 (карбиды)

4. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:Li+ – карминово-красный Na+ – желтый K+, Rb+ и Cs+ – фиолет.

Щелочноземельные металлы (2 группа)

 1.      Очень реакционноспособны.

2.      Степень окисления +2.

3.      Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.

4.      восстановители

5.      С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.

6.      Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.

Активность металлов увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba

 MgCO3 – магнезит,CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор ) Ca3(PO4)2 – апатит,CaSO4 • 2H2O – гипс

получают электролизом расплавов хлоридов: CaCl2 = Ca + Cl2­

Химические свойства

 1.      Реакция с водой. Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2­

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:

 2.      Реакция с кислородом.Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO2:

 2Mg + O2 = 2MgO Ba + O2 = BaO2

 3.      С другими неметаллами образуются бинарные соединения:

 Be + Cl2 = BeCl2(галогениды) Ba + S = BaS(сульфиды)

3Mg + N2 = Mg3N2(нитриды) Ca + H2 = CaH2(гидриды)

Ca + 2C - CaC2(карбиды) 3Ba + 2P = Ba3P2(фосфиды)

 Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

 4.      Все металлы растворяются в кислотах:

 Ca + 2HCl = CaCl2 + H2­ Mg + H2SO4(разб.) = MgSO4 + H2­

 Бериллий амфотерен, поэтому растворяется в водных растворах щелочей:

 Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2­

 5.      Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета: Ca2+ - темно-оранжевый Sr2+- темно-красный Ba2+ - зеленый

  Реактивом на ион Ba2+  служит серная кислота или ее соли.

Оксиды щелочноземельных металлов

Получение

 1)     Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2)     Термическое разложение карбонатов  CaCO3  –t=  CaO + CO2­ 

 Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами  MgO + H2O = Mg(OH)2 3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2

 BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:  BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4]

Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2

Подучают : Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2­ CaO(негашеная известь) + H2O = Ca(OH)2(гашеная известь)

Химические свойства

 Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:

 Be(OH)2 – амфотерный гидроксид Mg(OH)2 – слабое основание

 остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).

 1)     Реакции с кислотными оксидами: Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O

 2)     Реакции с кислотами:  Mg(OH)2 + 2CH3COOH =(CH3COO)2Mg + 2H2O

Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O

 3)     Реакции обмена с солями: Ba(OH)2 + K2SO4 = BaSO4+ 2KOH

 4)     Реакция гидроксида бериллия со щелочами: Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]

 Жесткость воды  Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная  (постоянная)  жесткость – хлоридов и сульфатов.

Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+:

 1)     кипячением:Сa(HCO3)2  –t=  CaCO3+ CO2­ + H2O

 2)     добавлением известкового молока: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O

 3)     добавлением соды:

 Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3+ 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 + Na2SO4

Алюминий. (3 группа) Амфотерность.

Химические свойства алюминия

Алюминий – химически  активный металл, но прочная оксидная пленка определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства.

1.Взаимодействие с неметаллами

4Al + 3O2 = 2Al2O3, 2Al + 3S = Al2S3. Al + P = AlP.

При 800°С реагирует с азотом, а при 2000°С – с углеродом, образуя нитрид и карбид:

2Al + N2 = 2AlN, 4Al + 3C = Al4C3 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

С водородом непосредственно не взаимодействует.

2.Взаимодействие с водой Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой:2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

3. с кислотами 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2; 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2;

8Al + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O (в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония).

С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре не взаимодействует, при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты:

2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O; Al + 6HNO3 = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

4. со щелочами Алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами

в растворе с образованием тетрагидроксоалюмината натрия:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

при сплавлении с образованием алюминатов: 2Al + 2KOH = 2KAlO2 + 3H2.

4.Восстановление металлов из оксидов и солей

Алюминий – активный металл, вытесняет металлы из их оксидов. Это свойство алюминия нашло практическое применение в металлургии 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3.

Соединения алюминия

Al2O3  –  твердое вещество белого цвета, тугоплавкое.Типичный амфотерный оксид, поэтому реагирует с кислотами и щелочами.Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O  

При сплавлении - алюминат натрия:Al2O3 (тв)+ 2 NaOH (тв) → 2 NaAlO2 + H2O,  

В растворе щёлочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:

Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O = 2Na(Al(OH)4)

Алюминаты неустойчивы и даже при слабом подкислении разрушаются:

Na[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)3 + NaHCO3

Al(OH)3  – белое вещество, нерастворимое в воде,  амфотерный гидроксид.

Получают AlCl3 + NaOH (по каплям)= Al(OH)3 ↓ + 3 NaCl 

Взаимодействует с кислотами и щелочами.Al(OH)3 + 3 HCl = AlCl3 + 3 H2O

В растворе: Al(OH)3 + NaOH(избыток) = Na(Al(OH)4)

В расплавах: Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Получение: Образуется при действии водного раствора аммиака на растворы солей алюминия:AlCl3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl;

растворы щелочей не применяются, поскольку образующийся гидроксид алюминия в них хорошо растворяется.

Степень окисления

Оксид

Гидроксид

Характер

окраска

Примечания

+2

CrO (чёрный)

Cr(OH)₂(желтый)

Основный

Cr²⁺ (соли голубого цвета)

Очень сильный восстановитель

+3

Cr₂O₃(зелёный)

Cr(OH)₃ (серо-зеленый)

Амфотерный

Cr³⁺ (зеленые соли)

+6

CrO₃(красный)

H₂CrO₄ H₂Cr₂O₇

Кислотный

CrO₄^2- (хроматы, желтые) Cr₂O₇^2- (дихроматы, оранжевые)

Переход зависит от среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит.