Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий

Тема: Основные металлы и неметаллы

Урок: Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий

Общие свойства металлов

Главную подгруппу I группы Периодической системы Д.И. Менделеева составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Элементы этой подгруппы относят к металлам. Их общее название – щелочные металлы.

Щелочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы Периодической системы Д.И. Менделеева. Это магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Щелочные и щелочноземельные металлы как типичные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. У элементов главных подгрупп металлические свойства с увеличением радиуса возрастают. Особенно сильно восстановительные свойства проявляются у щелочных металлов. Настолько сильно, что практически невозможно проводить их реакции с разбавленными водными растворами, так как в первую очередь будет идти реакция взаимодействия их с водой. У щелочноземельных металлов ситуация аналогичная. Они тоже взаимодействуют с водой, но гораздо менее интенсивно, чем щелочные металлы.

Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns¹ , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns² (s-элементы). У алюминия валентные электроны …3s²3р¹ (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.

Обнаружение ионов металла в солях

Ионы металлов легко определить по изменению окраски пламени. Рис. 1.

Соли лития – карминово-красная окраска пламени. Соли натрия – желтый. Соли калия – фиолетовый через кобальтовое стекло. Рубидия – красный, цезия – фиолетово-синий.

Рис. 1

Соли щелочноземельных металлов: кальция – кирпично-красный, стронция – карминово-красный и бария – желтовато-зеленый. Соли алюминия окраску пламени не меняют. Соли щелочных и щелочноземельных металлов используются для создания фейерверков. И можно легко определить по окраске, соли какого металла применялись.

Щелочные металлы

Свойства металлов

Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см³.

Химические свойства щелочных металлов

1. Взаимодействие с неметаллами

Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.

2Na + Cl₂→ 2NaCl

2Na + S  Na₂S

2Na + H₂ 2NaH

3Na + P  Na₃P

Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.

6Li + N₂ = 2Li₃N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.

Li₃N + 3H₂O → 3LiOH + NH₃↑

2. Взаимодействие с кислородом

Только с литием сразу образуется оксид лития.

4Li + О₂ = 2Li₂О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.

2Na + О₂ = Na₂О₂. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.

К + О₂ = КО₂  

3. Взаимодействие с водой

По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂↑

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

8K + 10HNO₃ (конц) → 8KNO₃ + N₂O +5 H₂O

8Na + 5H₂SO₄ (конц) → 4Na₂SO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Получение щелочных металлов

Из-за высокой активности металлов, получать их можно при помощи электролиза солей, чаще всего хлоридов.

Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.

Щелочноземельные металлы

Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.

Химические свойства щелочноземельных металлов.

1. Взаимодействие с неметаллами

Сa + Cl₂→ 2СaCl₂

Сa + S  СaS

Сa + H₂ СaH₂

3Сa + 2P  Сa₃ P_2-

2. Взаимодействие с кислородом

2Сa + O₂ → 2CaO

3. Взаимодействие с водой

Sr + 2H₂O → Sr(OH)₂ + H₂↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями

4Sr + 5HNO₃ (конц) → 4Sr(NO₃)₂ + N₂O +4H₂O

4Ca + 10H₂SO₄ (конц) → 4CaSO₄ + H₂S↑ + 5H₂O

Получение щелочноземельных металлов

Металлический кальций и стронций получают электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.

CaCl₂  Сa + Cl₂

Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария

3BaO +2Al  3Ba + Al₂O₃

РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ

Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО – негашеная известь. Ca(OH)₂ – гашеная известь, или известковая вода. При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО_3. Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.

Рис. 2

СaO + H₂O → Ca(OH)₂

Ca(OH)₂ + CO₂↑ → CaCO₃↓+ H₂O

CaCO₃↓+ H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

Гипс – это CaSO₄∙2H₂O, алебастр – CaSO₄∙0,5H₂O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.

Карбонат кальция CaCO₃ образует множество различных минералов. Рис. 3.

Рис. 3

Фосфат кальция Ca₃(PO₄)₂  – фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.

Чистый безводный хлорид кальция CaCl₂ – это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.

Карбид кальция – CaC₂. Его можно получить так:

СaO + 2C →CaC₂ +CO. Одно из его применений – это получение ацетилена.

CaC₂ + 2H₂O →Ca(OH)₂ + C₂H₂↑

Сульфат бария BaSO₄ – барит. Рис. 4. Используется как эталон белого в некоторых исследованиях.

Рис. 4

Жесткость воды

В природной воде содержатся соли кальция и магния. Если они содержатся в заметных концентрациях, то  в такой воде не мылится мыло из-за образования нерастворимых стеаратов. При её кипячении образуется накипь.

Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO₃)₂ и Mg(HCO₃)₂. Такую жесткость воды можно устранить кипячением.

Ca(HCO₃)₂  CaCO₃↓ + СО₂↑ + Н₂О

Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca²⁺., Mg²⁺ и анионов H₂PO₄^- ,Cl^-, NO₃^- и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaCl

Алюминий

Алюминий и его соединения

Алюминий занимает 4-е место по распространенности в земной коре, уступая кремнию, кислороду и водороду. В природе он присутствует в виде алюмосиликатов, глин и бокситов. Рис. 5.

Рис. 5

По своим химическим свойствам он гораздо менее активен, чем щелочные и щелочноземельные металлы. Во многом это связано с образованием не его поверхности тончайшей пленки оксида, которая препятствует или замедляет многие химические реакции.

Химические свойства алюминия

1. Реакция с галогенами

2Al + 3I₂ 2AlI₃

2. Сгорает при нагревании с выделением большого количества теплоты

4Al + 3O₂ 2Al₂O₃ + Q . При этом может развиваться температура до 3500⁰С.

3. Реакция с неметаллами

2Al + 3S  Al₂S₃

2Al + N₂ 2AlN

4Al + 3С  Al₄С₃

4. Взаимодействует с водой

2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ +3H₂↑ Если снять амальгамированием или механически пленку.

Амальгамирование – это нанесение на поверхность небольшого количества ртути.

5. Алюминий активно восстанавливает металлы из их оксидов (алюмотермия)

Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr; этот способ используется при получении многих металлов: Mn, Cr, V, W, Ba, Sr и др.

6. Взаимодействует с кислотами-неокислителями

2Al + 6HCl →2AlCl₃ + 3H₂↑

Алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами из-за пассивации. С разбавленной серной или азотной кислотой взаимодействует

8Al + 30HNO₃ →8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

7. Взаимодействие со щелочами. Al, Al₂O₃, Al(OH)₃ взаимодействуют со щелочами:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑ (амфотерные свойства).

Al₂O₃ + 2NaOH  = 2NaAlO₂ + H₂O

8. Реагирует с растворами солей

2Al + 3CuCl₂ → 2AlCl₃ + 3Cu

Применение алюминия

Рис. 6

Алюминий широко применяется в быту и технике, так как он довольно легок, коррозионно-устойчив и нетоксичен. См. Рис. 6. Часто используются сплавы алюминия. Основной – это дуралюмин (дюралюминий, дюраль). Это сплав алюминия, содержащий медь (массовая доля – 1,4-13%) и небольшие количества магния, марганца и других компонентов. Используется как конструкционный материал в авиа- и машиностроении.

Смеси, регенерирующие кислород

Оксиды и пероксиды способны реагировать с углекислым газом, образуя карбонат и кислород.

Na₂O₂ + CO₂ → Na₂CO₃ + 1/2O₂

KO₂ + CO₂ → K₂CO₃ +  3/2O₂

Если сложить эти 2 уравнения реакции, то получится смесь, выделяющая и 2 моль углекислого газа, и 2 моль кислорода.

Na₂O_{2 +} 2KO₂ + 2 CO₂ → Na₂CO₃ + K₂CO₃ + 2О₂. Суммарный объём газа в левой и правой части уравнения будет одинаков. Постоянство объёма газа очень важно, так как такие смеси применяются для удаления CO₂ и превращения его в нужный для дыхания кислород, например, в подводных лодках или космических станциях. Но там не должно происходить перепада давления.

Подведение итога урока

На уроке была раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий». Вы узнали общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучили по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений было рассмотрено такое понятие, как жесткость воды. Познакомились с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнали, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.

 

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик.ру (Источник).

 

Домашнее задание

1. №№3, 4, 5-а (с. 173) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Какую реакцию среды имеет водный раствор сульфида калия? Ответ подтвердите уравнением реакции гидролиза.

3. Определите массовую долю натрия в морской воде, которая содержит 1,5% хлорида натрия.