-
Химические свойства
Отношение к неметаллам. S- металлы окисляются кислородом воздуха. При этом Rb и Cs воспламеняются при обычных условиях, Na и К – при нагревании, а на поверхности Be и Mg образуются прочные оксидные плёнки ВеО и MgO, которые предохраняют их от дальнейшего окисления. Сгорая в кислороде, литий образует оксид – Li2O, натрий- пероксид Na2O2,калий, рубидий и цезий – надпероксиды КО2,RuO2,CsO2, а щелочноземельные металлы – оксиды СаО, SrO, ВаО.
Все металлы, за исключением Ве, взаимодействуют с водородом, образуя гидриды:
2Na + H2 = 2NaH
Ca + H2 = CaH2
Гидрид бериллия получают по реакции в эфирном растворе
BeCl2 + 2LiH = BeH2 + 2LiCl
Эти металлы взаимодействуют также с галогенами, серой и другими неметаллами, образуя соответственно галогениды, сульфиды и т.д.
С азотом взаимодействуют Li, Be, Mg и щелочноземельные металлы с образованием нитридов:
6Li + N2 = 2Li3 N (при комнатной температуре)
3Ca + N2 = Ca3N2 (при нагревании)
В целом, взаимодействие S-металлов с простыми веществами можно отразить следующими схемами:
а) Э - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
б) Э - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Отношение к воде. В электрохимическом ряду напряжений S-металлы стоят далеко перед водородом и имеют стандартные электродные потенциалы от –3,05В (Li) до (Be). Наиболее отрицательное значение потенциала среди всех металлов имеет Li, что объясняется малым радиусом иона Li + (0,68 А) и высокой энергией гидратации (500 кДж/моль) в водном растворе. Из положения в ряду напряжений следует, что все металлы взаимодействуют с водой:
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
При этом натрий плавится, калий – воспламеняется, рубидий и цезий – взрываются, что объясняется выделением значительного количества тепла ( ∆H<0) и уменьшением энтропии ( ∆S<0) при растворении иона Ме+ . В то же время на поверхности бериллия и магния образуется защитная оксидная плёнка, которая предохраняет их от взаимодействия с водой. Однако магний с кипящей водой реагирует, так как в этих условиях оксидная плёнка растворяется.
Отношение к кислотам. Все металлы взаимодействуют с разбавленными и концентрированными кислотами:
2K + H2SO4(р) = K2SO4 + H2
8Na +10HNO3(р) = NH4NO3 + 8NaNO3 + 3H2O
4Ca + 5H2SO4(к) = H2S + 4CaSO4 + 4H2O
Исключение представляют HF и H3PO4 и те металлы, фториды и фосфаты которых малорастворимы в воде (LiF, MgF2, CaF2, Li3PO4, Ca3(PO4)2 и др.
Бериллий пассивируется в холодных концентрированных азотной и серной кислотах но, являясь амфотерным металлом, взаимодействует со щелочами, образуя бериллаты:
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2
Так, для металлов А-группы реакции с важнейшими соединениями можно показать следующей схемой:
-
Соединения s – металлов
Гидриды – бесцветные твёрдые вещества, имеющие ионную кристаллическую решётку. Исключение составляет BeH2 и MgH2, которые занимают промежуточное положение между ионными и ковалентными соединениями и являются полимерами ( BeH2)n, (MgH2)n, в которых мономеры BeH2 и MgH2 связаны между собой водородной связью.
Термическая устойчивость гидридов щелочных металлов уменьшается от LiH к CsH, а среди гидридов щелочноземельных металлов самым устойчивым является CaH2.
При нагревании ионных гидридов до температуры их синтеза, происходит разложение:
Гидриды содержат анион Н-, определяющий их восстановительные свойства. Химическая (восстановительная) активность ионных гидридов возрастает с увеличением относительной атомной массы металла, т.е. в ряду LiH CsH и CaH2 BaH2
Все ионные гидриды получают при прямом взаимодействии металла с водородом.
Являясь восстановителями, гидриды легко окисляются кислородом, водой, галогенами и др.
2RbH + O2 = Rb2O + H2O
2KH + H2S = K2S + 2H2
KH + HCl = KCl + H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2
Оксиды – твёрдые термически устойчивые вещества с ионной кристаллической решёткой, с очень высокими и сравнительно близкими по величинам температурам плавления (для Be, Mg и щелочно-земельных элементов): 2825 у MgO и 0C у SrO (кроме BeO). Эти оксиды А - группы получают косвенным путём (кроме Li2O), оксиды металлов ІІА –группы – непосредственно
4Li + O2 = 2Li2O
Na2O2 + Na = 2Na2O
2Mg + O2 = 2MgO
CaCO3= CaO + CO2
Оксиды практически не проявляют окислительных свойств и не восстанавливаются водородом (∆G > 0).
Все оксиды за исключением BeO и MgO энергично взаимодействуют с водой:
Li2O + H2O = 2LiOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
а также с кислотами:
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
BaO + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O
Оксид бериллия проявляет амфотерные свойства и взаимодействует при нагревании с растворами и расплавами щелочей:
BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4]
BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O
Пероксиды – твёрдые кристаллические вещества, являющиеся солями пероксида водорода H2O2. Их получают окислением кислородом металла (Na2O2) – для А группы или оксида (BaO2) для IIА группы, а также действием пероксида водорода на гидроксиды:
2Na + O2 = Na2O2
2BaO + O2 = 2BaO2
Mg(OH)2 + H2O2 = MgO2 + 2H2O
Пероксиды являются сильными окислителями, так как содержит диамагнитный ион [O2]2-, отличающийся от молекул О2 наличием двух электронов на разрыхляющей π-орбитали, который, в силу этого, менее устойчив, чем молекулы О2.
Na2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = Na2SO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O
BaO2 + 2KI + 2H2O = Ba(OH)2 + I2 + 2KOH
В то же время пероксиды могут проявлять восстановительные свойства и диспропорционировать:
5Na2O2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
[
O2]2-
- 2e = O2
1
[O2]2-+2e = 2O2- 1
При растворении в воде эти соединения подвергаются практически полному гидролизу, так как кислотные свойства H2O2 выражены очень слабо:
Na2O2 + H2O = 2NaOH + H2O2
BaO2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2O2
Надпероксиды щелочных металлов – твердые вещества, являются сильными окислителями и разлагаются под действием воды, влажного воздуха, разбавленных кислот с выделением кислорода, например:
4KO2 + 2H2O = 4KOH + 3O2
[O2]-
- e =O2
3
[O2]- + 3e =2O-2 1
Гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов – сильные основания, гидроксид магния – слабое основание, гидроксид бериллия – амфотерен, т.е., в целом, основные свойства усиливаются от LiOH к FrOH и от Be(OH)2 к Ba(OH)2. Все гидроксиды – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, за исключением LiOH, Be(OH)2 к Mg(OH)2. Они взаимодействуют с кислотами, а Be(OH)2 и со щелочами:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]
Гидроксиды щелочных металлов, а также Ca, Sr и Ba – щелочи – взаимодействуют с амфотерными металлами, их оксидами, а также с неметаллами и их оксидами, например:
Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2
SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O
Следует отметить, что гидроксид магния растворяется в воде в присутствии солей аммония, вследствие образования более слабого основания – гидроксида аммония:
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH
Соли S-металлов делятся на средние (NaCl, K2SO4, Mg(NO3)2 и т.д.), кислые(KHSO4, Ca(HCO3)2 и т.д.) и двойные (KLiSO4, MgCO3*CaCO3 и т.д.).
В средних солях тип связи преимущественно ионный, кислые соли имеют сложное строение и содержат ионы, в которых анионы, например SO42-, HSO4- и другие, связаны между собой водородными связями, в двойных солях осуществляется донорно-акцепторное взаимодействие. Следует отметить, что в галогенидах бериллия (BeCl3, BeF2 и т.д.) преобладает ковалентная связь, обусловленная sp-гибридными орбиталями атома Be.
Соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде, а многие соли металлов 2А-подгруппы малорастворимы в воде. Соли бериллия и магния в водном растворе подвергаются гидролизу:
MgCl2
+H2O
MgOHCl + HCl
Присутствие в воде ионов магния и кальция в виде гидрокарбонатов обуславливает её временную жёсткость, устраняемую химическим путём:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl
Следует отметить существенное отличие свойств солей лития и бериллия от солей основных s-металлов. Так, кислородсодержащие соли лития при нагревании разлагаются с образованием оксида, а соли остальных щелочных металлов с образованием других солей, например:
4LiNO3 = 2Li2O2 + 4NO2 + O2
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
Сa(NO3)2 = Ca(NO2)2 + O2
Галогениды бериллия, в отличии от галогенидов магния и щелочноземельных металлов обладают амфотерными свойствами:
BeF2 + 2KF = K2BeF4
BeF2 + SiF4 = BeSiF6
Окислительно-восстановительные свойства соединений S - металлов проявляются в реакциях с участием сильных восстановителей - гидридов и сильных окислителей - пероксидов и надпероксидов.
Гидрид LiH - NaH - KH - RbH – CsH
N
a2O2,
KO2,
RbO2,
CsO2;
CaO2,
SrO2,
BaO2
сильные окислители
Пероксиды и надпероксиды проявляют окислительные свойства, но при действии сильных окислителей - окисляются, могут диспропорционировать.
Cr(OH)3 + 3Na2O2 = 2Na2CrO4 + 2NaOH + 2H2O
BaO2 + 2KI + 2H2O = I2 + Ba(OH)2 + 2KOH
SrO2 + HgCl2 = O2 + SrCl2 + Hg
2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2↑
Na2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O
5Na2O2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O