Перейти к содержанию

Химия элементов (щелочные металлы) ep 1

Химия элементов (щелочные металлы) ep 1

Давненько не было статеек и вот я готов начать серию работ по химии элементов. Материал я постараюсь, как в хороших учебниках делить на «базовый» и «расширенный«, как показала практика такое распределение помогает как новичкам, так и увлеченным химикам. Буду благодарен за критику, поскольку ошибок я, как начинающий писатель, пока делаю достаточно.

Начнем пожалуй с щелочных металлов: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все расположены в первой группе периодической системы, и их объединяют как общие химические так и физические свойства. Но чем обусловлено такое сходство?

В цикле «Очень легкая химия» мы разбирались в строении атомов и говорили о том, что именно электронная оболочка определяет свойства того или иного элемента, теперь настало время применить наши знания на практике.

Если вспомнить положения периодического закона, мы увидим, что у всех щелочных металлов на последнем энергетическом уровне находится по одному электрону. Из этого мы делаем логичный вывод, что они склонны отдавать его, чтобы приобрести законченный электронный уровень.

Законченный электронный уровень обладает меньшей энергией чем незаконченный, следовательно состояние, при котором энергетическая оболочка атома характеризуется наименьшей энергией, будет наиболее стабильным. В теории это объясняется эффектами вырожденности электрона (неоднозначное определение его на орбитали) На практике же подтверждается большой разницей между энергиями первой и второй ступени ионизации (что говорит о менее прочной связи с ядром внешнего электрона, по сравнению с электроном с заполненной оболочки)

Именно поэтому щелочные металлы очень активны, способны легко отдавать электрон, проявляя свойства восстановителей, а также обладают самыми низкими электрохимическими потенциалами

Химия элементов (щелочные металлы) ep 1 Научпоп, Длиннопост, Химия, Щелочные металлы

Высокая активность щелочных металлов не позволяет им находится в природе в самородном виде, поэтому металлы первой группы образуют множество минералов, с некоторыми из которых, например с поваренной солью, мы сталкиваемся каждый день.

Известно огромное количество минералов, образуемых щелочными металлами, вот некоторые из них:

LiAl(SiO3)2- сподумен

KCl * MCl2* 6H2O- карналит

KCl- сильвин

NaCl- галит

(Cs, Na)[AlSi2O6] — поллуцит

(K,Na,Rb)AlSi3O8- амазонит

Выделение металлов из их соединений, ввиду их высокой химической активности, является сложной задачей, в основном используют либо электрохимический метод, либо восстановление алюминием, кальцием или цирконием.

Резонные вопросы вызывает последний метод, ведь мы знаем, что металл, стоящий в электрохимическом ряду напряжений после например натрия, не может восстановить его из соли, однако на помощь нам приходят уже физические свойства щелочных металлов, а именно низкая температура плавления и кипения, в условиях атмосферного давления, небольшие количества натрия, получающиеся в реакции хлорида натрия и алюминия, опять взаимодействуют с хлоридом алюминия и реакция в общем не идет. Но если поместить реакционную смесь в вакуум и нагреть, образующийся в ходе реакции натрий начнет испаряться, не реагируя с твердым даже при высокой температуре хлоридом алюминия. Также внимание заслуживает метод Грейсхейма, взаимодействие ацетиленида (карбида) кальция с фторидом калия (реакция).Рубидий и цезий получают разложением азидов (солей HN3) вакууме.

Химические свойства

Все щелочные металлы реагируют с кислородом, водородом, неметаллами, кислотами, водой и многими другими классами соединений, в том числе и органическими молекулами.

Соединения с кислородом.

Щелочные металлы образуют 4 типа соединений с кислородом: оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. На примере натрия соответственно:

Na2O, Na2O2, NaO2, NaO3.

Такое многообразие обусловлено высокой активностью щелочных металлов, а также незначительной разницей между энергиями связи кислородных атомов друг с другом и атомами металлов.

Все кислородные соединения реагируют с водой. Оксиды при взаимодействии дают щелочи, а остальные соединения: щелочь и пероксид водорода на холоде, щелочь воду и кислород при нагревании, или в присутствии катализатора (MnO2 Pt каталаза).

Интересно, что прямым взаимодействием кислорода нельзя получить оксид щелочного металла, исключением является оксид лития, в этом литий проявляет диагональное сходство с магнием. В случае с остальными металлами образуется адская смесь оксидов, пероксидов и надпероксидов.

Чистые оксиды получают взаимодействием например калия с нитратом калия, или пероксида с металлом, азида с металлом, гидроксида с металлом, эти способы не эффективны для цезия и рубидия, ввиду их высочайшей активности. Остальные кислородные соединения получают прямым окислением или, как в случае озонидов, взаимодействием с озоном.

Интересными соединениями щелочных металлов являются интерметаллиды, соединения двух металлов. Особенностью сплавов (интерметаллидов) щелочных металлов является их невероятно низкая температура плавления, например у сплава натрия, калия и цезия она равна -78 °C. А например сплав ртути и натрия (амальгама натрия) используется в органическом синтезе как восстановитель, благодаря своей способности реагировать с водой без опасности взрыва, как это бывает в случае с натрием.

При взаимодействии щелочных металлов получаются солеобразные гидриды, соединения в которых водород принимает степень окисления -1. Гидриды выглядят как белые порошки, взаимодействуют с кислотами и водой, обладают сильными восстановительными свойствами, что активно используется в органической химии. Смешанный гидрид алюминия лития, или аланат лития используют для восстановления кетонов, альдегидов и нитросоединений.

Соединения щелочных металлов с неметаллами получают прямым взаимодействием. Сульфиды и фосфиды образуют все щелочные металлы, а карбиды (ацетилениды) при прямом взаимодействии образует только литий, он же реагирует с азотом при комнатной температуре, образуя нитрид.

В следующей части речь пойдет о наиболее важных соединениях щелочных металлов- солях, являющихся основными компонентами удобрений, без которых наша жизнь была бы не возможна.

Химия элементов (щелочные металлы) ep 1

Что такое запах и обоняние? – химик-флейворист Сергей Белков | Научпоп

Что такое запах и обоняние? Отличаются ли природные запахи от искусственных (парфюмерии)? Как обоняние кодирует запахи? Сколько обонятельных генов в нашем геноме? Все ли они работают? Как работает обонятельный нерв?

Об этом и многом другом рассказывает Сергей Белков, химик, флейворист, научный журналист, член Британского сообщества флейвористов.

Химия элементов (щелочные металлы) ep 1

Ломаем голову, господа геологи, химики-аналитики и просто пытливые умы:

Ломаем голову, господа геологи, химики-аналитики и просто пытливые умы: Кристаллы, Химия, Физика, Научпоп, Длиннопост

Ломаем голову, господа геологи, химики-аналитики и просто пытливые умы: Кристаллы, Химия, Физика, Научпоп, Длиннопост

Ломаем голову, господа геологи, химики-аналитики и просто пытливые умы: Кристаллы, Химия, Физика, Научпоп, Длиннопост

Ломаем голову, господа геологи, химики-аналитики и просто пытливые умы: Кристаллы, Химия, Физика, Научпоп, Длиннопост

Химия элементов (щелочные металлы) ep 1

Изготавливаем электролюминесцентный индикатор по технологиям 60-х годов

В прошлый раз я показал вам свою коллекцию советских электролюминесцентных индикаторов. Я капитально подсел на эту тему и за последние три месяца получил технологию изготовления самодельных индикаторов, которые уже не стыдно показать читателю.

Думаю еще через несколько месяцев я смогу написать уже Исчерпывающее руководство по изготовлению самодельных индикаторов, с подробным обоснованием всех возможных комбинаций материалов, но пока же ограничусь описанием проведенных экспериментов и полученными текущими результатами.

Почему гелий меняет наш голос, а также что такое инертные газы

На уроках химии мы слышали об инертных газах. Их еще называют благородными, такое красивое название было дано не с проста, ведь все инертные газы, а именно гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, а также радиоактивные радон и оганесон обладают очень низкой химической активностью, их соединения с другими веществами существуют лишь в специальных, экстремальных условиях, а значит, эти газы не горят и не поддерживают горение, более того, не имея цвета, запаха и вкуса они не токсичны для человека, их вообще как будто нет, настоящее благородство!)

Но это не совсем так, инертные газы хоть и не отравляют человека, но наркотически действуют на него, однако это не относится к гелию и неону, поскольку их наркотический эффект проявляется при очень повышенном давлении, впрочем, поэтому наркоманы и не дышат шариками с гелием.

Все благородные газы одноатомны. То есть в одной молекуле газа содержится один атом. Причем химические оболочки атомов полностью заполнены электронами. Что это значит? Вспомните уроки химии — на каждой оболочке атома может быть лишь определенное число электронов: на первой 2, на второй 8 и так далее. Полная заполненность оболочек у благородных газов и объясняет то, что они почти не вступают в химические реакции, потому что просто не способны присоединить к себе больше электронов.

Интересным фактом является то, что инертные газы переходят в жидкое состояние при экстремально низких температурах, при этом почти сразу после переходя в твердое состояние. Таким образом разница между температурой кипения и плавления у веществ состовляющих инертные газы 2-5, максимум 10 градусов.

Правда вот гелий при обычном давлении в твердое состояние так и не переходит. Он кипит при температуре -270 градусов, то есть температуре космического пространства, ниже которой ничего нет, поэтому кристаллизация гелия проходит под давлением в 25 раз больше атмосферного!

Вообще гелий удивителен. Во Вселенной он второй по распространенности после водорода, но на Земле существует в совсем малых количествах, однако не беспокойтесь, на надувание шариков всем хватит). Из за практически самого малого размера атомов гелия, они почти не сталкиваются друг с другом, когда гелий находится в газообразном состоянии, что делает гелий идеальным газом (идеальный газ это такая теоретическая модель, можете посмотреть о ней в Википедии подробнее).

Еще одна занимательная вещь, что гелий, как и все инертные газы светится при пропускании через него электрического тока. Причем при изменении давления внутри газа, можно менять его цвет. Это связанно с тем, что с увеличением давления, электроны начинают чаще сталкиваться с атомами гелия и общая энергия вещества увеличивается, приводя к изменению цвета. Так гелий может светиться желтым, розовым, оранжевым и зеленым цветами.

Но мы то все знает гелий как веселый газ, смешно изменяющий наш голос. Почему так происходит? Тут нужно разобраться, что вообще такое звук, издаваемый нами при выдохе.

По простому звук есть колебание молекул или других мельчайших частиц среды, улавливаемое нашим ухом. Такой средой является воздух. Когда мы издаем какие либо звуки, наши голосовые связки вибрируют, создавая колебания среды, то есть воздуха. Чем чаще колеблятся связки, тем выше высота звука. Если мы вдохнем вместо воздуха гелий, он станет средой для распространения звука. Но из за гораздо меньшей плотности гелия, он создает меньшее давление на голосовые связки, чем воздух, позволяя им вибрировать быстрее и издавать более тонкий звук.

Так, для понижения голоса можно вдохнуть плотный газ, например фторид серы, он в 5 раз тяжелее воздуха и сильно понижает частоту колебаний голосовых связок, позволяя Вам говорить как Халк:).

Классификация неорганических веществ

Неорганическая химия — раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Классификация неорганических веществ

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

  • CuO — соответствует основанию Cu(OH)2
  • Li2O — соответствует основанию LiOH
  • FeO — соответствует основанию Fe(OH)2 (сохраняем ту же СО = +2)
  • Fe2O3 — соответствует основанию Fe(OH)3 (сохраняем ту же СО = +3)
  • P2O5 — соответствует кислоты H3PO4

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Основные, амфотерные и кислотные оксиды

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li2O + H2O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, MnO2, PbO, PbO2, Ga2O3.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

ZnO + KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N2O5 → Zn(NO3)2 (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Амфотерные оксиды

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO2, SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, SiO2, MnO3, Mn2O7.

  • SO2 — H2SO3
  • SO3 — H2SO4
  • P2O5 — H3PO4
  • N2O5 — HNO3
  • NO2 — HNO2, HNO3

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO2 + Na2O → Na2SO3 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO3 + Li2O → Li2SO4 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P2O5 + NaOH → Na3PO4 + H2O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO2 — не реагирует с водой, так как продукт реакции — H2SiO3 является нерастворимой кислотой.

Основные и кислотные оксиды

  • CO
  • N2O
  • NO
  • SiO
  • S2O

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO2 (восстановление железа из его оксида)

Оксид железа II

Основания

Основания — химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов. Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр — NaOH, едкое кали — KOH.

Основания растворимые и нерастворимые

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Однокислотные, двухкислотные и трехкислотные основания

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H2O (основание + кислота = соль + вода — реакция нейтрализации)

Mg(OH)2 → (t) MgO + H2O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH3 + H2O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH4OH, которое распадается на NH3 и H2O)

KOH + BaCl2 ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Лакмус в щелочной среде

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами — с образованием соли и воды, так и с основаниями — с образованием комплексных солей.

Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)3 + KOH → (t) KAlO2 + H2O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода — при высоких температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Гидроксид алюминия

Кислоты

Кислота — химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое способна отдать молекула кислоты, реагируя с основанием. Определять основность кислоты по числу атомов водорода в ней — часто верный способ, но не всегда: например, борная кислота H3BO3 является слабой одноосновной кислотой, фосфористая кислота H3PO3 — двухосновной кислотой.

Одно-, двух- и трехосновные кислоты

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H3PO4 + LiOH → Li3PO4 + H2O (кислота + основание = соль + вода — реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

  • H2CO3 → H2O + CO2
  • H2SO3 → H2O + SO2

Записать эти кислоты в растворе в виде «H2CO3 или H2SO3» — будет считаться ошибкой. Пишите угольную и сернистую кислоты в разложившемся виде — виде газа и воды.

Выделение углекислого газа из раствора

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной — серную кислоту. Природу не обманешь 🙂

K2S + HCl → H2S + KCl (из сильной — соляной кислоты — получили более слабую — сероводородную)

K2SO4 + CH3COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной — серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)2 и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными гидроксидами, например серная кислота — H2SO4. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO2(OH)2

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Названия кислот и их кислотных остатков

Соль — ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается металлом или ионом аммония (NH4). Наиболее известной солью является поваренная соль — NaCl.

  • Средние — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO3, NaCl, BaSO4, Li3PO4
  • Кислые — продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO4, NaH2PO4 и Na2HPO4 (гидросульфат лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
  • Основные — продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
  • Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO4)2

Щелочные и щелочноземельные металлы – список, взаимодействие соединений

Наиболее активными среди металлической группы являются щелочные и щелочноземельные металлы. Это мягкие лёгкие металлы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами.

Щелочные и щелочноземельные металлы – список, взаимодействие соединений

Общее описание

Активные металлы занимают первую и вторую группы периодической таблицы Менделеева. Полный список щелочных и щелочноземельных металлов:

  • литий (Li);
  • натрий (Na);
  • калий (K);
  • рубидий (Rb);
  • цезий (Cs);
  • франций (Fr);
  • бериллий (Be);
  • магний (Mg);
  • кальций (Ca);
  • стронций (Sr);
  • барий (Ba);
  • радий (Ra).

Щелочные и щелочноземельные металлы – список, взаимодействие соединений

Рис. 1. Щелочные и щелочноземельные металлы в таблице Менделеева.

Электронная конфигурация щелочных металлов – ns1, щелочноземельных металлов – ns2.

Соответственно, постоянная валентность щелочных металлов – I, щелочноземельных – II. За счёт небольшого количества валентных электронов на внешнем энергетическом уровне активные металлы проявляют мощные свойства восстановителя, отдавая внешние электроны в реакциях. Чем больше энергетических уровней, тем меньше связь с внешних электронов с ядром атома. Поэтому металлические свойства возрастают в группах сверху вниз.

Из-за активности металлы I и II групп находятся в природе только в составе горных пород. Чистые металлы выделяют с помощью электролиза, прокаливания, реакции замещения.

Физические свойства

Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет с металлическим блеском. Цезий – серебристо-жёлтый металл. Это наиболее активные и мягкие металлы. Натрий, калий, рубидий, цезий режутся ножом. По мягкости напоминают воск.

Щелочные и щелочноземельные металлы – список, взаимодействие соединений

Рис. 2. Разрезание натрия ножом.

Щелочноземельные металлы имеют серый цвет. По сравнению со щелочными металлами являются более твёрдыми, плотными веществами. Ножом можно разрезать только стронций. Самый плотный металл – радий (5,5 г/см3).

Наиболее лёгкими металлами являются литий, натрий и калий. Они плавают на поверхности воды.

Химические свойства

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с простыми веществами и сложными соединениями, образуя соли, оксиды, щёлочи. Основные свойства активных металлов описаны в таблице.

Взаимодействие

Щелочные металлы

Щелочноземельные металлы

Самовоспламеняются на воздухе. Образуют надпероксиды (RO2), кроме лития и натрия. Литий образует оксид при нагревании выше 200°C. Натрий образует смесь пероксида и оксида.

На воздухе быстро образуются защитные оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются.

Реагируют при нагревании с серой, водородом, фосфором:

С азотом реагирует только литий, с углеродом – литий и натрий:

Реагируют при нагревании:

Бурно реагируют с образованием галогенидов:

Образуются щёлочи. Чем ниже металл расположен в группе, тем более активно протекает реакция. Литий взаимодействует спокойно, натрий горит жёлтым пламенем, калий – со вспышкой, цезий и рубидий взрываются.

Менее активно, чем щелочные металлы, реагируют при комнатной температуре:

– Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2;

– Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Со слабыми и разбавленными кислотами реагируют с взрывом. С органическими кислотами образуют соли.

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

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

– 10Na + 12HNO3 (разб) → N2 + 10NaNO3 + 6H2O;

– 2Na + 2CH3COOH → 2CH3COONa + H2↑

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

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

Из всех металлов реагирует только бериллий:

Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2

Вступают в реакцию все металлы, кроме бериллия. Замещают менее активные металлы:

2Mg + ZrO2 → Zr + 2MgO

Щелочные и щелочноземельные металлы – список, взаимодействие соединений

Рис. 3. Реакция калия с водой.

Щелочные и щелочноземельные металлы можно обнаружить с помощью качественной реакции. При горении металлы окрашиваются в определённый цвет. Например, натрий горит жёлтым пламенем, калий – фиолетовым, барий – светло-зелёным, кальций – тёмно-оранжевым.

Что мы узнали?

Щелочные и щелочноземельные – наиболее активные металлы. Это мягкие простые вещества серого или серебристого цвета с небольшой плотностью. Литий, натрий, калий плавают на поверхности воды. Щелочноземельные металлы более твёрдые и плотные, чем щелочные. На воздухе быстро окисляются. Щелочные металлы образуют надпероксиды и пероксиды, оксид образует только литий. Бурно реагируют с водой при комнатной температуре. С неметаллами реагируют при нагревании. Щелочноземельные металлы вступают в реакцию с оксидами, вытесняя менее активные металлы. Со щелочами реагирует только бериллий .

Источник https://pikabu.ru/story/khimiya_yelementov_shchelochnyie_metallyi_ep_1_6348353

Источник https://studarium.ru/article/161

Источник https://sprint-olympic.ru/uroki/himija/17411-shelochnye-i-shelochnozemelnye-metally-spisok-vzaimodeistvie-soedinenii.html

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.