Химия S-элементов. Элементы I-A и II-А групп периодической системы элемнтов Д.И.Менделеева

Тема: «Химия S-элементов. Элементы I-A и II-А групп периодической системы элемнтов Д.И.Менделеева».

1. Введение. Общая характеристика S-элементов.

В периодической системе имеется  всего 14 S-элементов (включая водород  и гелий). Они образуют I-A и II-А группы периодической системы.

Атомы элементов I-А группы – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr – называются щелочными металлами. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по одному S-электрону (nS¹).

Атомы элементов II-A группы – Ве, Мg, Ca, Sr, Ba, Ra на внешнем электронном уровне имеют по два S-электрона (nS²).

Элементы обоих групп обладают сходными свойствами. В свободном  состоянии они – типичные металлы  с высокой химической активностью, и являются сильными восстановителями.

Валентными являются S-электроны. Атомы  этих элементов могут быть только донорами при образовании комплексных  соединений и проявляют положительные степени окисления для I-A группы + 1, для II-A группы + 2.

2. Общая характеристика элементов II-A группы.

Восстановительная активность металлов возрастает от Li до Fr, что обусловлено увеличением радиусов атомов с увеличением атомной массы их и низкими значениями энергий ионизации.

Стандартные электронные потенциалы щелочных в пределах от – 3,05 до – 2,71 в., потенциал же восстановления воды равен – 0,41 в. Поэтому все эти  металлы восстанавливают воду, образуя  гидрид металла и водорода:

Э – ē = Э⁺                                              2

Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^-               1

 

2Э + 2Н₂О = 2Э⁺ + 2ОН^- + Н₂

Как сильные восстановители, щелочные металлы взаимодействуют со всеми  элементарными окислителями-галогенами, халькогенами, азотом и водородом.

Все щелочные металлы легко окисляются кислородом воздуха, а при нагревании воспламеняются, образуя оксиды, пероксиды  и супероксиды. Так, литий образует главным образом Li₂O, натрий Na₂O₂, а калий, рубидий и цезий ЭО₂.

Пероксиды и супероксиды подвергаются гидролизу:

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂,

2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂↑

Щелочные металлы реагируют  с азотом, образуя озаниды ЭО₃, состоящие из ионов Э⁺ и О₃^-.

Гидролизуются они еще легче:

4КО₃ + Н₂О = 4КОН + 5О₂.

Щелочные металлы окисляются и  водородом, образуя гидриды-соединения с ионной связью (они похожи на соответствующие шалогениды):

2Э + Н₂ = 2ЭН.

Водород в гидридах имеет степень  окисления – I.

Гидриды щелочных металлов также гидролизуются:

ЭН + Н₂О = Н₂↑ + ЭОН

Большинство соединений щелочных металлов имеют сильно полярную или преимущественно  ионную связь, а поэтому растворимы в воде и диссоциируют на ионы. Очень хорошо растворяются в воде гидроксиды щелочных металлов. Они являются сильными щелочами.

Важным свойством щелочных металлов является их способность растворяться в жидком аммиаке. Такие растворы являются хорошими электролитами.

 

 

 

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ I. Взаимодействие натрия с кислородом (синтез перекиси натрия).

Опыт следует проводить с  осторожностью, не ронять кусочков натрия, не наклонять лицо над тиглем.

ХОД РАБОТЫ.

Маленький кусочек натрия (диаметром 2-3 мм) осушить фильтрованной бумагой  и поместить в микротигель. Под тягой нагревать тигель слабым пламенем спиртовки, пока натрий не сгорит. Сгорая, натрий с кислородом воздуха образует  перекись натрия Na₂O₂. Отметить цвет пламени натрия и цвет полученной перекиси натрия. Написать уравнение реакции. Сохранить продукт для следующего опыта.

 

ОПЫТ II. Окислительные свойства перекиси натрия.

ХОД РАБОТЫ.

Внести в  цилиндрическую пробирку Na₂O₂, полученную в предыдущем опыте, добавить 2-3 капли раствора йодида калия (KJ), 2-3 капли разбавленного раствора H₂SO₄ и все разбавить 10 каплями дистиллированной воды. Заметна ли окраска выделявшегося йода?

Убедится в присутствии йода, прибавить 1-2 капли крахмального клейстера. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции.

 

ОПЫТ III. Термическое разложение гидрокарбоната натрия.

ХОД РАБОТЫ.

Налить в две пробирки по 5-7 капель растворов карбоната и гидрокарбоната натрия. В каждую пробирку добавить 1 каплю фенолфталеина. Отметить окраску  индикатора в том и в другом случае и оставить эти пробирки как  контрольные.

Затем насыпать в тигель 50-70 мг порошка  гидрокарбоната натрия и 8-10 минут прокаливать  в пламени горелки. После остывания  тигля налить в него около 1 мл дистиллированной воды. Перемешать стеклянной палочкой и разлить в две конические пробирки. В одну из них внести 3-4 капли соляной кислоты и наблюдать выделение пузырьков оксида углерода (IV). В другую пробирку внести 1 каплю фенолфталеина  и сравнить окраску индикатора с окраской в контрольных пробирках. Какая соль получилась при термическом разложении гидрокарбоната натрия? Написать уравнение реакции.

 

ОПЫТ IV. Получение гидроксида калия.

ХОД РАБОТЫ.

В стаканчике растворить в 1 мл дистиллированной волы около 1 г карбоната калия. Нагреть до кипения и прибавлять малыми порциями при помешивании 0,8-1 г хорошо измельченного гидроксида кальция. Полученный раствор кипятить на слабом пламени, прибавляя к нему воду, так чтобы объем жидкости оставался постоянным до конца реакции. Затем осадку дать отстояться. Отцентрифугировать и исследовать каплю центрифугата на отсутствие ионов кальция, прибавить каплю оксалата аммония. Написать уравнение реакции.

 

ОПЫТ V. Окрашивание пламени солями щелочных металлов.

ХОД РАБОТЫ.

Взять нихромовую проволоку вставленную в металлический держатель. Проволоку смочить насыщенным раствором хлорида калия и внести в бесцветное пламя горелки. Наблюдать фиолетовую окраску в пламени. Аналогичное испытание провести с насыщенными растворами солей хлорида натрия и хлорида лития. Натрий окрашивает пламя в желтый, а литий в малиновый цвет. Летучие соли рубидия и цезия окрашивают бесцветное пламя горелки в розово-фиолетовый цвет.

 

ВОПРОСЫ И  ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

1. Почему щелочные металлы являются очень сильными восстановителями?
2. Как и почему применяются свойства элементов в I-A группе?
3. Напишите уравнение реакции взаимодействия пероксида натрия с оксидом углерода (IV).
4. Составьте уравнения реакций:

а) Na₂O₂ + KJ + H₂SO₄  →

б) Na₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ →

в) KNO₃  t°→

г) AlCl₃ + K₂CO₃ + H₂O →

 

3. Элементы II-A группы.

Восстановительная активность элементов  II-A группы меньше, чем у щелочных металлов, т.к. их радиусы атомов меньше, а энергия ионизации больше по сравнению со щелочными металлами.

Стандартные электродные потенциалы металлов изменяются от – 1,70в у Ве до – 2,92в у Ra, поэтому в направлении от Ве к Ra возрастает восстановительная активность.

Бериллий с водой взаимодействует, он окисляется кислородом воздуха уже  при обычных температурах и образуется плотная пленка ВеО, защищающая металл.

Магний с водой реагирует, но скорость реакции весьма мала, она  делается заметной лишь при нагревании.

Кальций, стронций, барий и радий  реагируют с водой при обыкновенной температуре: Э + 2Н₂О = Э(ОН)₂ + Н₂.

Все металлы II-A группы с кислородом образуют оксиды состава ЭО.

Для бария известен пероксид ВеО₂. Характер химических связей в оксидах различен: у оксида бериллия связь обладает амфотерными свойствами, т.е. реагирует как с кислотами, так и с основаниями:

BeO + 2HCl = BeCl₂ + H₂O

BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Be(OH)₄]

Остальные оксиды элементов II-A группы имеют ионный характер, усиливающийся  от MgO к RaO.

Различают между собой и гидроксиды этой группы Be(OH)₂ – амфотерное основание, Mg(OH)₂ – слабое основание, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и Ra(OH)₂ – сильные основания.

Элементы II-A группы легко взаимодействуют  с кислородом, галогенами, серой, азотами, образуя соединения с ионным характером связи.

Карбоната, сульфаты и фосфаты кальция, стронция и бария мало расворимы в воде, но их кислые соли хорошо растворяются, как и их хлориды, бромиды, йодиды и нитраты.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ I. Получение и свойства гидроксида бериллия.

ХОД РАБОТЫ.

В пробирку к 8-10 каплям соли бериллия добавить по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка Be(OH)2. Разделить содержимое на две части.

К одной из них добавить несколько  капель р-ра соляной кислоты, к другой – избыток р-ра гидроксила натрия и перемешать. Наблюдать растворение  осадков. На какое свойство гидроксида бериллия это указывает? Написать уравнение реакций в молекулярном виде.

 

ОПЫТ II. Синтез карбонатов щелочноземельных металлов.

ХОД РАБОТЫ.

В конические пробирки внести по 2-3 капли  растворов: в первую – хлорида  кальция, во вторую – хлорида бария.

В каждую пробирку прилить по 2-3 капли  р-ра карбоната натрия. Отцентрифугировать осадок и растворить их. Затем испытать растворимость осадков в двойном растворе соляной кислоты. Для этого осторожно, по каплям, добавить кислоты в пробирку  до полного растворения осадков. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций образования карбонатов и их растворения в кислоте.

 

ОПЫТ III. Синтез сульфатов щелочноземельных металлов.

ХОД РАБОТЫ.

В конические пробирки внести по 3-5 капель растворов: в первую – хлорида  кальция, во вторую  - хлорида бария.

В каждую пробирку прилить по 5-7 капель р-ра сульфата натрия. Обратите внимание, какой осадок выпадает наиболее медленно. Сделайте вывод о растворимости  в воде сульфатов кальция и  бария, обосновав её величинами произведения растворимости этих солей.

(ПР _CaSO4 = 6,3 ∙ 10^-5; ПР_BaSO4 = 1,1 ∙ 10^-10 при t°=25°C)

Испытать растворимость осадков  в растворах соляной и азотной  кислоты. Написать молекулярные и ионные уравнения образования сульфатов кальция и бария.

 

ВОПРОСЫ И  ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

1. Какие степени окисления характерны для металлов II-A группы? Почему они имеют более низкую восстановительную способность. Чем щелочные металлы?
2. С помощью каких химических реакций можно осуществить превращения:

Ca → Ca(OH) → CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂ ?

3. Закончить уравнения реакций:

а) CaH₂ + H₂O →

б) Mg + HNO₃ (разб.) →

в) BaO + H₂SO₄ →

г) FeSO₄ + BaO + H₂SO₄ →

     4. Какие соли придают  воде жесткость и как она  устраняется? 

Написать соответствующие  уравнения реакций.

ОПЫТ V. Получение гидроксида свинца (II) и исследование его свойств.

Возьмите 3 пробирки и в каждую поместите 3 капли р-ра ацетата свинца. Потом  в каждую пробирку добавьте по несколько  капель р-ра гидроксида натрия до появления  осадка. В одну из пробирок прибавьте  несколько капель р-ра азотной кислоты  до растворения осадка, в другую – р-ра гидроксида натрия  тоже до растворения осадка. (пробирку встряхнуть).

Задание. Запишите, как называются гидроксиды, которые растворяются как в кислотах, так и в растворах щелочей. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций получения и растворения гидроксида свинца (II).

 

ОПЫТ VI. Определение среды раствора хлорида алюминия.

В пробирку внесите 5 капель р-ра алюминия и 1 каплю р-ра м-о.

Задание. Запишите, что произошло с метиловым оранжевым и на какую реакцию среды упало наблюдаемое явление. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения, объясняющие наличие определенной среды р-ра хлорида алюминия.

ОПЫТ VII. Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств.

Возьмите 2 пробирки и внесите в  каждую 4 капли р-ра хлорида алюминия. Потом в каждую пробирку добавьте несколько капель р-ра гидроксида натрия до появления осадка. В одну пробирку добавьте соляную кислоту до растворения осадка, в другую р-р гидроксида натрия тоже до растворения осадка (пробирку встряхивать).

Задание. Как называются гидроксиды, которые растворяются как в кислотах, так и в растворах щелочей. Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций получения и растворения гидроксида алюминия.

ОПЫТ VIII. Взаимодействие алюминия со щелочью.

В пробирку поместить кусочек алюминия и добавить 10 капель р-ра гидроксида натрия. Если реакция идет очень  медленно, то пробирку слегка нагрейте.

Задание. Напишите молекулярные и  сокращенные ионные уравнения реакций учитывая, что один из продуктов реакции водород.

 

ОПЫТ IX. Определение среды раствора буры (тетрабарата натрия).

В пробирку внести 10 капель дистиллированной воды и 1 микрошпатель буры. Встряхиванием пробирки, добейтесь растворения буры. Потом добавьте в пробирку 1 каплю фенолфталеина.

Задание. Напишите, что произошло с фенолфталеином и на какую реакцию среды указано явление, объясняющее наличие определенной среды р-ра буры (продукты реакции – гидроксиды натрия и ортоборная кислота).

 

ОПЫТ X. Получение ортоборной кислоты из буры.

В пробирку внести 5 капель горячего насыщенного  раствора буры и добавить 3 капли  концентрированной серной кислоты.

Задание. Напишите молекулярные и  сокращенные ионные уравнения реакции. Напишите вывод о растворимости кислоты в воде.