ХИМИЯ 10

Группа IIA

В группу IIA входят шесть металлов: бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Кальций, стронций, барий и радий называют щёлочно-земельными металлами. Все изотопы радия радиоактивны, а самый

долгоживущий из них 22688Ra имеет период полураспада, равный 1620 годам.

На внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов имеется два электрона ns2. В соединениях с другими элементами они всегда проявляют единственную степень окисления +2.

Распространённость магния и кальция в земной коре составляет около 1,4– 1,5 % (по массе). Массовые доли Be, Sr и Ba в земной коре не превышают 0,01 %, а радиоактивный радий является продуктом распада урана и содержится в земной коре в очень малых количествах (около 10–12 % по массе). Вследствие высокой химической активности все элементы группы IIA в природных условиях встречаются только в виде соединений.

Простые вещества, образованные элементами группы IIA, в компактном состоянии представляют собой типичные металлы с характерным металлическим блеском с разными оттенками (от серого до серебристого). Их физические свойства представлены в таблице 27.

Таблица 27. Физические свойства металлов группы IIA

Химические свойства и получение простых веществ

Металлы, образованные элементами групп IA и IIA, обладают очень высокой химической активностью. Щелочные металлы на воздухе быстро покрываются слоем продуктов взаимодействия с компонентами, содержащимися в воздухе.

При комнатной температуре к кислороду устойчивы только бериллий и магний благодаря наличию оксидной плёнки на их поверхности. При нагревании окисление бериллия и магния кислородом протекает очень интенсивно.

В зависимости от условий проведения реакции (давления кислорода, температуры) могут образовываться оксиды (Li, Be — Ra), пероксиды (Na, K) и

надпероксиды (K — Cs):

4Li + O2 = 2Li2O;

2Na + O2 = Na2O2;

K + O2 = KO2.

Литий и радий реагируют с азотом при комнатной температуре, остальные металлы при нагревании — с образованием нитридов:

6Li + N2 = 2Li3N.

При нагревании в токе водорода щелочные и щёлочно-земельные металлы образуют гидриды, имеющие ионное строение в кристаллическом состоянии:

Ca + H2 =t CaH2.

С галогенами и серой образуются соответствующие галогениды и сульфиды:

Щелочные и щёлочно-земельные металлы бурно реагируют с водой при комнатной температуре с образованием соответствующих гидроксидов и водорода:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑;

Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2↑.

При комнатных условиях бериллий устойчив как в холодной, так и в горячей воде. Порошкообразный магний медленно реагирует только с горячей водой:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑.

Все металлы легко растворяются в растворах кислот (серной, соляной, фосфорной и т. д.) с образованием соответствующих солей и водорода. Магний практически не растворим в плавиковой кислоте HF из-за малой растворимости его фторида, а бериллий реагирует с HNO3 только при нагревании. Остальные металлы активно реагируют с азотной кислотой c образованием нитратов и продуктов восстановления азота (часто в виде NH4NO3).

Бериллий легко растворяется в водных растворах щелочей: Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2↑.

Щелочные, щёлочно-земельные металлы, магний в промышленных условиях получают в основном электролизом расплавов галогенидов (чаще всего хлоридов):

MgCl2 = Mg + Cl2↑.

Калий получают из хлорида калия восстановлением парами натрия при высокой температуре благодаря более высокой летучести калия:

Na + KCl =t NaCl + K↑.

Порошкообразный бериллий получают методом металлотермии: BeF2 + Mg =t MgF2 + Be.

Оксиды, гидроксиды и соли

Элементы группы IA образуют оксиды состава Me2O и соответствующие им гидрокcиды MeOH, которые проявляют ярко выраженные основные свойства, усиливающиеся по группе сверху вниз.

Элементы группы IIA образуют оксиды состава MeO, им соответствуют гидроксиды Me(OH)2. Основный характер оксидов и гидроксидов в этом случае также нарастает при движении по группе сверху вниз, но изменяется от амфотерных свойств у BeO и Be(OH)2 до основных — у RaO и Ra(OH)2. Гидроксиды бериллия и магния нерастворимы в воде, а гидроксиды щёлочно-земельных металлов являются щелочами.

Оксиды щелочных, щёлочно-земельных металлов растворяются в воде, образуя гидроксиды:

Li2O + H2O = 2LiOH.

BeO и MgO с водой не реагируют и соответствующие им гидроксиды получают по обменной реакции солей со щелочами.

Оксиды и гидроксиды всех элементов групп IA и IIA легко растворяются в кислотах, а оксид и гидроксид бериллия, кроме того, и в растворах щелочей:

BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O;

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4].

При сплавлении с основными оксидами, основаниями и карбонатами BeO и Be(OH)2 образуют бериллаты:

BeO + CaO =t CaBeO2;

Be(OH)2 + K2CO3 =t K2BeO2 + CO2↑ + H2O↑.

Практически все соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде, малорастворимы лишь некоторые из них, например Li2CO3, KClO4.

При нагревании гидроксиды (кроме NaOH, KOH, RbOH и CsOH) разлагаются на соответствующий основный оксид и воду:

Важнейшие соединения элементов групп IA и IIA и их применение

Многие соединения рассматриваемых элементов нашли широкое применение в разнообразных отраслях деятельности человека (табл. 28).

Таблица 28. Важнейшие соединения элементов групп IA и IIA и их применение

Лабораторный опыт 9

Обнаружение ионов кальция в растворе

В две пробирки налейте раствор хлорида кальция объёмом 1–2 см3. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора карбоната натрия, а во вторую — столько же раствора сульфата натрия (или сульфата калия). Обратите внимание на образование осадка в обеих пробирках. Сравните осадки. Отличаются ли они визуально? Который из реактивов вы бы предпочли для обнаружения ионов кальция в растворе?

Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде.

Биологическая роль соединений Na, K, Mg и Ca

На долю ионов Na+, K+, Mg2+ и Ca2+ в организме человека приходится 99 % (по числу атомов) всех ионов металлов.

Из соединений щелочных металлов важную роль для живых организмов, в том числе и человека, играют соединения натрия и калия. Ионы этих металлов участвуют в процессах передачи нервного импульса в организме человека.

Для поддержания водного режима важно соотношение между ионами Na+ и K+ в организме. В организме человека концентрация ионов калия внутри клеток выше (0,12–0,15 моль/дм3), чем ионов натрия (0,01 моль/дм3). В межклеточном пространстве, наоборот, концентрация ионов натрия выше, чем ионов калия. Различная концентрация этих ионов внутри и снаружи клеток позволяет регулировать водные потоки через мембраны (калиево-натриевый насос).

Калий способствует фотосинтезу у растений и стимулирует процессы прорастания семян.

Для живых организмов не менее, чем соединения щелочных металлов, важны соединения магния и кальция.

Магний входит в состав хлорофилла — зелёного пигмента растений. При его участии осуществляется процесс фотосинтеза. Ионы магния также участвуют в регулировании активности некоторых ферментов и клеточных систем.

Соединения кальция составляют основу скелета всех позвоночных, а также зубов, скорлупы. Ионы кальция входят в состав некоторых белков и ферментативных систем, оказывающих влияние на свёртываемость крови, осмотическое давление в клетках.

Концентрация ионов Ca2+ внутри клеток равна примерно 10–6 моль/дм3, а вне клеток — в 1000 раз выше, тогда как ионов магния внутри клеток больше, чем вне их. Обычно ионы кальция активируют внеклеточные ферменты, а ионы магния — внутриклеточные.

На внешнем энергетическом уровне атомов щелочных металлов находится один электрон (ns1), в соединениях они всегда проявляют степень окисления +1. Их оксиды и гидроксиды обладают основными свойствами.

На внешнем энергетическом уровне металлов группы IIA имеется два электрона (ns2), в соединениях они всегда проявляют степень окисления +2. Оксид и гидроксид бериллия обладают амфотерными свойствами, а оксиды и гидроксиды остальных металлов группы IIA обладают основными свойствами.

Вопросы и задания

1.Запишите символы химических элементов, относящихся: а) к щелочным металлам; б) щёлочно-земельным металлам.

2.Почему в природных условиях элементы групп IA и IIA не встречаются в виде простых веществ?

3.Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) CaCO3 → CaCl2 → Ca → Ca(OH)2 → CaH2; б) Li → LiOH → Li2O → LiH2PO4 → LiOH → Li.

4.Определите массу карбоната натрия, необходимого для приготовления раствора массой 400 г с массовой долей карбоната натрия 8,50 %.

5.Водород какого объёма (н. у.) выделится при растворении в избытке соляной кислоты сплава магния с кальцием массой 18,0 г, в котором массовые доли металлов равны?

§ 54. Алюминий

Особая важность алюминия для современного промышленного производства и повседневной жизни требует отдельного рассмотрения его свойств. Тем более что в отличие от элементов групп IA и IIA химия алюминия намного разнообразнее, хотя и значительно уступает химии металлов групп В.

Алюминий как элемент и простое вещество

Строение электронной оболочки атома алюминия — [Ne]3s23p1. В своих соединениях алюминий всегда проявляет только одну степень окисления, равную +3.

В свободном состоянии алюминий представляет собой светлый блестящий металл, относительно мягкий, легкоплавкий (tпл = 660 С) и лёгкий (плотность 2,7 г/см3) с высокой тепло- и электропроводностью.

Рис. 99. Схема электролизной ванны для получения алюминия

Вусловиях процесса (около 1000 С) образующийся алюминий находится в расплавленном состоянии и его периодически выливают из электролизной ван-

ны (рис. 99).

Влабораторных условиях небольшое количество алюминия можно получить путём восстановления хлорида алюминия калием при высокой температуре:

AlCl3 + 3K =t 3KCl + Al.

Именно так алюминий и был впервые получен в свободном состоянии.

Химические свойства алюминия

Положение алюминия в ряду активности металлов свидетельствует о его высокой химической активности. В действительности, для её наблюдения, например, в реакциях с кислородом и водой необходимо обеспечить надёжный доступ реагентов к поверхности металла. Сделать это, царапая поверхность чемнибудь твёрдым, невозможно, поскольку оксидная плёнка образуется вновь очень быстро, и реакция прекращается (повреждённые места «залечиваются»). Для этого можно использовать способность алюминия образовывать амальгаму — сплав с ртутью, с которой плёнка оксида алюминия механически сцеплена очень слабо и легко удаляется. Практически это можно сделать, погрузив алюминий на несколько секунд в подкисленный раствор соли ртути(II) (например, HgCl2 или Hg(NO3)2). При этом протекает реакция замещения и получа-

Концентрированные азотная и серная кислоты не взаимодействуют с алюминием, пассивируя его поверхность из-за образования плотной плёнки оксида алюминия.

При высокой температуре алюминий взаимодействует с оксидами других металлов с образованием металла и оксида алюминия. Этот метод получения металлов называется алюмотермией. Таким образом, в лабораторных условиях легко можно получить, например, марганец, железо и другие металлы:

3MnO2 + 4Al =t 2Al2O3 + 3Mn; 3Fe3O4 + 8Al =t 4Al2O3 + 9Fe.

Оксид, гидроксид и соли алюминия

Алюминий образует оксид состава Al2O3. Это вещество существует в разных кристаллических модификациях, различающихся свойствами. Оксид алюминия обладает амфотерными свойствами — реагирует с растворами кислот и щелочей:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6].

В действительности эти реакции можно практически провести только с оксидом, полученным при низкой температуре, например осторожным обезвоживанием гидроксида алюминия. Оксид алюминия, полученный при высокой температуре (например, при сгорании алюминия или прокаливания других соединений алюминия) очень инертен и скорость его растворения в растворах кислот и щелочей очень мала. Полностью растворить такой оксид в растворах кислот и щелочей практически невозможно.

При сплавлении оксида алюминия с основаниями, основными оксидами и карбонатами образуются соответствующие метаалюминаты:

Al2O3 + BaCO3 =t Ba(AlO2)2 + CO2↑;

Al2O3 + CaO =t Ca(AlO2)2;

Al2O3 + 2LiOH =t 2LiAlO2 + H2O↑.

При добавлении по каплям раствора щёлочи к раствору соли алюминия выпадает белый студенистый осадок, состав которого зависит от условий получения и может быть выражен формулой Al2O3·xH2O. Для простоты в уравнениях реакций мы будем записывать его формулу как Al(OH)3:

Al3+ + 3OH– = Al(OH)3↓.