Лабораторная работа № 15.

Химия s – элементов I и II групп.

В группу щелочных металлов входит следующий ряд элементов: литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Они находятся в главной подгруппе I группы периодической системы. Все эти металлы сходны в том отношении, что на их внешнем электронном слое имеется один электрон. Щелочные металлы относятся к числу s-элементов. Электрон внешнего электронного слоя атома щелочного металла по сравнению с другими элементами того же периода удален от ядра, т.е. радиус атома щелочного металла наибольший по сравнению с радиусом атомов элементов того же периода. В связи с этим валентный электрон внешнего слоя атомов щелочных металлов легко отрывается, превращая их в положительно однозарядные ионы. Этим обусловлено то, что соединения щелочных металлов с другими элементами построены по типу ионной связи.

В окислительно-восстановительных реакциях щелочные металлы ведут себя как сильные восстановители, и эта способность возрастает от металла к металлу с увеличением заряда ядра атома. Среди металлов щелочные металлы проявляют наиболее высокую химическую активность. В ряду напряжений все щелочные металлы располагаются в начале ряда. Электрон внешнего электронного уровня является единственным валентным электроном, поэтому щелочные металлы в любых соединениях одновалентны. Степень окисления щелочных металлов обычно +1.

Щелочные металлы легко окисляются на воздухе, в воде и кислотах. Чтобы предотвратить окисление, их хранят в закрытых (вакуумированных) сосудах или под слоем эфира, керосина и т.п. Окисление щелочных металлов в атмосфере кислорода протекает очень энергично, причем образуется при этом пероксид металла типа R₂O₂. Оксиды могут быть получены только при соблюдении особых условий.

Оксиды щелочных металлов R₂O обладают ярко выраженными основными свойствами, активно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами.

При взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой образуются гидроксиды щелочных металлов — щелочи ROH — это сильные основания, основные свойства которых возрастают с увеличением атомного номера элемента. Восстановительные свойства щелочных металлов выражены настолько сильно, что при нагревании их в атмосфере водорода образуются гидриды, в которых степень окисления водорода равна - Водородные соединения щелочных металлов отвечают формуле RH. Это белые кристаллические вещества.

Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns². В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2.

Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлам.

Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий. Радий является радиоактивным химическим элементом.

Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

Принцип метода: Изучение физических и химических свойств простых веществ и соединений элементов при проведении химических реакций между ними, получения этих веществ

Цель работы: изучение химических свойств простых веществ щелочных и щелочноземельных металлов и их соединений.

Посуда и оборудование:

Фарфоровые чашки

Фильтровальная бумага

Наждачная бумага

Тигельные щипцы

Асбестовая сетка

Стеклянная палочка

Прибор для получения газов

Фарфоровые тигли

Реактивы:

Литий

Натрий

Кальций

Лента магния

Универсальная индикаторная бумага

Растворы:

Фенолфталеина

Соляной кислоты (разб. и конц.)

Серной кислоты (разб. и конц.)

Хлорида магния

Хлорида кальция

Хлорида стронция

Хлорида бериллия

Гидроксида натрия (разб. и конц.)

Аммиака

Карбоната натрия

Гидрокарбоната натрия

Аммиачной буферной смеси

Трилона Б

Хромогена черного.

Этилового спирта

Ход работы:

Взаимодействие металлов с водой

1. Взять три фарфоровые чашки с водой. Отрезать по маленькому кусочку лития, натрия и кальция и, обсушив их фильтровальной бумагой, бросить каждый в отдельную чашку с водой. Отметить какой из металлов наиболее активно взаимодействует с водой. Какой газ выделяется? Испытать индикатором реакцию среди полученных растворов. Написать уравнение реакций.

2. Кусочек ленты магния, очищенный наждачной бумагой, опустить в пробирку с дистиллированной водой. Имеются ли внешние признаки протекания реакции? Нагреть пробирку небольшим пламенем горелки. Что наблюдаете? Испытать полученный раствор индикатором. Написать уравнение реакции.

Взаимодействие магния с кислотами

В пробирку налить 1-2 мл разбавленной соляной или серной кислоты и добавить небольшой кусочек магния. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

Получение и свойства оксида магния

Сжечь кусочек ленты магния над асбестовой сеткой и собрать продукты горения. Какой цвет полученного соединения? Внести порошок оксида магния в пробирку с дистиллированной водой, тщательно размешать стеклянной палочкой и добавить к раствору несколько капель раствора фенолфталеина. Что наблюдается? Написать уравнения реакций.

Получение гидроксида магния

Налить в две пробирки по 1 мл раствора какой-нибудь соли магния. Затем в одну пробирку добавить раствор гидроксида натрия, в другую раствор – аммиака. Отметить цвет и характер образующихся осадков. Написать уравнения реакций.

Гидроксид бериллия и его свойства

Поместить в пробирку 5–6 капель раствора соли бериллия и добавить (по каплям) раствор щелочи до образования осадка гидроксида бериллия. Осадок разделить на две части; на одну часть осадка подействовать соляной кислотой, на другую – избытком щелочи.

В отчете описать опыт и привести уравнения реакций получения Be(OH)₂ и его взаимодействия с кислотой и щёлочью. Сделать вывод о свойствах гидроксида бериллия. Написать схемы его диссоциации по основному и кислотному типу. Привести название комплексного соединения, образующегося при взаимодействии Be(OH)₂ с избытком щелочи. Объяснить, почему бериллий образует комплексные соединения и почему его координационное число равно четырем.

Гидролиз солей бериллия

С помощью универсальной индикаторной бумаги определить водородный показатель раствора хлорида (или нитрата) бериллия. В отчете привести значение рН и написать уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде.

Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов щелочных металлов

С помощью универсальной индикаторной бумаги определить среду и водородный показатель растворов Na₂СO₃, NaHCO₃ и K₂CO₃.

В отчете привести значения рН, написать уравнения гидролиза и ответить на следующие вопросы: а) почему водородный показатель растворов Na₂CO₃ и K₂CO₃ выше семи и практически одинаков? б) почему среда раствора гидрокарбоната близка к нейтральной?

Получение гидроксидов щелочноземельных металлов.

Налить в три пробирки по 1 мл растворов хлорида кальция, стронция и бария и добавить по 1 мл разбавленного раствора NaOH. Обратить внимание на количество выпавшего осадка в каждой пробирке. Написать уравнения реакций.

Получение и свойства карбонатов щелочноземельных металлов

1. В три пробирки налить по 1 мл растворов хлоридов кальция, стронция и бария и добавить по 1 мл раствора Na₂СO₃. Каков вид и цвет осадков? Прилить во все пробирки раствор соляной кислоты. Что происходит? Написать уравнения реакций?

2. Получите СО₂ и пропустите в пробирку с известковой водой. Что наблюдаете? Написать уравнения реакций.

3. Нагрейте пробирку с раствором, полученном в предыдущем опыте. Что наблюдаете? Написать уравнения реакций.

Окрашивание пламени

Опыт проводится в вытяжном шкафу. В шесть фарфоровых тиглей поместить по половине микрошпателя соединений лития, натрия, калия, кальция, стронция, бария. Залить соли до половины объема тиглей этиловым спиртом, перемешать с целью некоторого растворения соединений в спирте и поджечь. Наблюдать окрашивание пламени, которое особенно заметно в конце горения. В отчете описать опыт и указать его практическое значение.

К⁺ - бледно-фиолетовое окрашивание пламени

Na⁺ - пламя окрашивается в желтый цвет

Ва²⁺ - летучие соли бария окрашивают бесцветное пламя в желто-зеленый цвет

Sr²⁺ - соли стронция окрашивают бесцветное пламя в карминно-красный цвет

Са²⁺ - летучие соли бария окрашивают бесцветное пламя в кирпично-красный цвет