3)Щелочные и щелочноземельные металлы. Получение, свойства, применение.

ІА щелочные Ме: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr – степень окисления +1

ІІА щелочнозем. Ме: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – степ. окисл. +2

Sp – гибридизация

Физические св-ва: В свободном состоянии – типичные Ме, в среде имеют серебристый металлический блеск, у Cs – золотистый срез. На воздухе быстро тускнеют (исключения: Be и Mg), они сохраняют металлический блеск, т.к. покрываются защитной оксидной плёнкой.

Получение: 1) Электролизом расплава смеси соли LiCl и KCl

2) Восстановлением оксида: 2LiO+Si=4Li+SiO2

Na получают электролизом расплава NaCl и NaOH

K получают восстановлением из расплава KOH и KCl или электролизом расплава KCl в вакууме.

6KCl+4CaO+2Al=3CaCl2+CaO*Al2O3+6K↑

4KCl+4CaO+Si=2CaO*SiO2+4K

KCl+CaC2=CaCl2+2C+K

Li, Na, K – хранят в герметичной железной таре.

Rb, Cs – в запаянных стеклянных ампулах.

Щелочноземельные Ме получают также электролизом расплава галидов, а также Mg:

MgO+C=Mg+CO

MgO+CaC2=Mg+CaO+2C

Ca, Ba, Sr: 6CaO+2Al=3Ca↑+3CaO*Al2O3

Химические свойства: Атомы s-элементов могут только отдавать электроны. Энергия сродства к электрону равна 0.

1) с O2 (реакция горения)

щел: Ме+O2=Ме2O ; щелочнозем : Ме+О2=МеО

Be и Mg взаимодействуют с О2 только с поверхностью, т.к. образуется оксидная пленка при тушение горячего Na, K нельзя применять огнетушители с жидким СО2 , т.к. может произойти взрыв, их засыпают NaCl, KCl.

При сжигании: с кислородом.

Li +O2=Li2O ; 2Na+O2=Na2O2 – пероксид

K, Rb, Cs : K+O2=KO2 – супероксид

Щелочноземельные Ме сгорают в кислороде, образуя оксиды, при дальнейшем окисление могут получены пероксиды.

2)При обычной температуре взаимодействуют с галогенами. При этом образуется галиды, сульфиды, нитриды, гидриды, фосфиды.

3) с H2O : щел: Ме+H2O=МеОН+Н2↑

щелочнозем: Ме+Н2О=Ме(ОН)2+Н2↑

4) с кислотами: Легко растворяются с разбавленной серной кислоте, в разбавленной азотной кислоте растворяется с выделением NH4 : Mg+2HCl→MgCl2+H2

Mg+HNO3(разб)→Mg(NO3)2+NH4NO3+H2O

Be – растворяется в HNO3 только при нагревании.

5) с щелочами только Be – его оксид обладает амфотерными свойствами Be+KOH+H2O=K2[Be(OH)4]+H2

K2[Be(OH)4]=K2BeO2+H2O

5)Жесткость воды. Методы её устранения.

Наличие в природной воде солей кальция и магния обуславливают её жесткость. Различают временную и постоянную жесткость воды. Временную жесткость придают воде гидрокарбонаты, постоянную – сульфаты и хлориды Ca (ІІ) и Mg (ІІ). Жесткость воды устраняют физическими и химическими методами. Временная жесткость устраняется кипячением воды. При этом гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты: Са(НСО3)2=СаСО3+СО2+Н2О

Химическое умягчение основано на введение в воду реагентов, обогащающих её анионами СО3 и ОН, в результате чего образуется малорастворимые CaCO3 и Mg(OH)2. Для этого природную воду обрабатывают гашеной известью или содой:

CaSO4(р)+Na2CO3(р)=CaCO3(т)+Na2SO4(р)

Ca(HCO3)(р)+Ca(OH)2(р)=2CaCO3(т)+2Н2О(ж)

MgSO4(р)+Ca(OH)2(р)=Mg(OH)2(т)+CaSO4(р)

Для удаления ионов Ca и Mg можно применять также фосфаты натрия, буру, поташ и др. Широко распространение в технике получил метод устранения жесткости воды путем ионного обмена. В этом методе используется способность некоторых природных и искусственных высокомолекулярных соединений – ионитов – обменивать входящие в их состав радикалы на ионы, находящиеся в растворе.

7)Окислительно-восстановительные св-ва р-элементов и их соединений. Инертные газы не имеют не окислительных, не восстановительных св-в. Все р-элементы Ме в свободном состоянии проявляют восст. св-ва. В периодах слева на право возрастает окислительная способность атома.

В группах ослабление окислительных св-в, нарастание и увеличение восстановит. св-в.

С+Н2SO4(конц)=СО2+SO4+H2O

S+H2SO4(конц)=SO2+H2O

К числу наиболее сильных окислителей относятся хлорная известь.

Ca(OH)2+Cl2=CaCl2+Ca(ClO)2+H2O