Elemen S. Kimia unsur s Ciri-ciri umum unsur s Sifat umum kimia unsur s

Pertimbangan umum.

unsur-s adalah unsur-unsur subkelompok utama golongan I dan II Tabel Periodik, serta helium. Semuanya, kecuali hidrogen dan helium, adalah logam. Logam golongan I disebut logam alkali karena semuanya bereaksi dengan air membentuk basa. Logam golongan II, kecuali berilium, biasa disebut logam alkali tanah. Munculnya istilah ini dikaitkan dengan nama kuno oksida logam ini - alkali tanah. Fransium yang melengkapi golongan I, dan radium yang melengkapi golongan II, merupakan unsur radioaktif. Satu-satunya isotop alami yang mempunyai waktu paruh pendek, jadi sifat kimia ah, tidak banyak yang diketahui.

Semua logam memiliki satu atau dua elektron di kulit terluar atomnya. Logam-logam ini dapat dengan mudah menyumbangkan -elektronnya, membentuk ion dengan konfigurasi elektron gas mulia yang stabil.

Semua logam-s berada dalam keadaan padat dalam kondisi biasa; tidak ada satupun yang membentuk modifikasi alotropik. Logam golongan I sangat lunak dan mempunyai massa jenis yang rendah dibandingkan logam lainnya. Litium, natrium, dan kalium lebih ringan dari air dan mengapung di permukaannya, bereaksi dengannya. Logam golongan II lebih keras dibandingkan logam golongan I. Mereka memiliki kepadatan yang relatif lebih tinggi, meskipun jauh lebih kecil dibandingkan logam transisi.

Sifat kimia logam.

Semua logam mempunyai permukaan mengkilat ketika baru dipotong, tetapi ketika bersentuhan dengan oksigen di udara, logam tersebut teroksidasi dengan kuat dan cepat menjadi kusam. Oleh karena itu, semua logam s, kecuali berilium dan magnesium, harus disimpan di bawah lapisan minyak tanah atau parafin cair untuk mencegah kontak dengan udara. Berilium dan magnesium membentuk lapisan oksida pelindung di permukaan sehingga menimbulkan korosi yang relatif lambat.

Semua logam-s terbakar di atmosfer udara, membentuk oksida dari satu atau lebih jenis - komposisi oksida normal (golongan I) dan (golongan II), komposisi peroksida (golongan I) dan (golongan II), komposisi superoksida (golongan I) dan (kelompok II).

Misalnya, hanya litium yang terbakar di udara membentuk oksida

dan natrium membentuk campuran peroksida dan superoksida

Natrium dan kalium oksida hanya dapat diperoleh jika kondisi khusus, misalnya, saat memanaskan campuran peroksida dengan logam berlebih tanpa adanya oksigen:

Semua -logam golongan I dan II bila dipanaskan bergabung dengan hidrogen membentuk hidrida, misalnya:

Selain itu, semua logam s, ketika dipanaskan, bereaksi dengan halogen, belerang, nitrogen, fosfor, dan karbon, membentuk halida

Semua logam-s golongan I dan II mereduksi air dingin menjadi hidroksida dan hidrogen:

Reaktivitasnya meningkat dari atas ke bawah dalam kelompok. Jadi, litium bereaksi dengan air secara relatif lambat, sedangkan kalium bereaksi secara eksplosif dengan air, secara spontan menyala dan terbakar dengan nyala api ungu di permukaan air.

Aktivitas logam golongan I dan II terhadap asam juga meningkat dari atas ke bawah dalam golongan tersebut

Semua logam alkali bereaksi secara eksplosif dengan asam, sehingga reaksi seperti itu biasanya tidak dilakukan di laboratorium.

Senyawa logam-s.

Telah dinyatakan di atas bahwa -logam membentuk tiga jenis oksida yang mempunyai sifat basa yang khas. Kecuali berilium dan magnesium oksida, oksida, peroksida, dan superoksida dari unsur lain mudah bereaksi dengan air, membentuk larutan yang sangat basa, misalnya:

Hidroksida KOH dan NaOH adalah yang paling penting senyawa kimia logam alkali. Dalam industri mereka diperoleh dengan elektrolisis larutan klorida.

Elemen S

1. Karakteristik elemen s

Blok elemen s mencakup 13 elemen, yang umumnya merupakan pembentukan tingkat energi eksternal pada atom sublevel snya.

Meskipun hidrogen dan helium diklasifikasikan sebagai unsur s, karena sifat spesifiknya, keduanya harus dipertimbangkan secara terpisah. Hidrogen, natrium, kalium, magnesium, kalsium adalah elemen penting.

Senyawa unsur s menunjukkan pola umum sifat, yang dijelaskan oleh kesamaannya struktur elektronik atom mereka. Semua elektron terluar merupakan elektron valensi dan berperan dalam pembentukan ikatan kimia. Oleh karena itu, bilangan oksidasi maksimum unsur-unsur ini dalam senyawa adalah sama dengan nomor elektron pada lapisan terluar dan sama dengan jumlah golongan dimana unsur tersebut berada. Bilangan oksidasi logam berelemen s selalu positif. Ciri lainnya adalah setelah elektron pada lapisan terluar dipisahkan, ion dengan kulit gas mulia tetap ada. Ketika meningkat nomor seri unsur, jari-jari atom, energi ionisasi berkurang (dari 5,39 eV y Li menjadi 3,83 eV y Fr), dan aktivitas reduksi unsur meningkat.

Sebagian besar senyawa unsur s tidak berwarna (tidak seperti senyawa unsur d), karena transisi elektron d dari tingkat energi rendah ke tingkat energi lebih tinggi, yang menyebabkan warna, tidak termasuk.

Senyawa unsur golongan IA - IIA merupakan garam yang khas, dalam larutan berair hampir seluruhnya terdisosiasi menjadi ion dan tidak mengalami hidrolisis kation (kecuali garam Be 2+ dan Mg 2+).

kovalen ionik hidrogen hidrida

Kompleksasi tidak khas untuk ion unsur s. Kompleks kristal unsur s dengan ligan H 2 O-kristal hidrat telah dikenal sejak zaman dahulu, contoh: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-boraks, KAl (SO 4) 2 12H 2 O-alum. Molekul air dalam kristal hidrat dikelompokkan di sekitar kation, tetapi terkadang mengelilingi anion sepenuhnya. Karena muatan ionnya kecil dan jari-jari ionnya besar, logam alkali paling kecil kemungkinannya untuk membentuk kompleks, termasuk kompleks aqua. Ion litium, berilium, dan magnesium bertindak sebagai zat pengompleks dalam senyawa kompleks dengan stabilitas rendah.

2. Hidrogen. Sifat kimia hidrogen

Hidrogen adalah unsur s yang paling ringan. Konfigurasi elektroniknya dalam keadaan dasar adalah 1S 1. Sebuah atom hidrogen terdiri dari satu proton dan satu elektron. Keunikan hidrogen adalah elektron valensinya terletak langsung pada lingkup aksi inti atom. Hidrogen tidak memiliki lapisan elektron perantara, sehingga hidrogen tidak dapat dianggap sebagai analog elektronik logam alkali.

Seperti logam alkali, hidrogen adalah zat pereduksi dan menunjukkan bilangan oksidasi +1. Spektrum hidrogen mirip dengan spektrum logam alkali. Yang membuat hidrogen mirip dengan logam alkali adalah kemampuannya menghasilkan ion H+ yang terhidrasi dan bermuatan positif dalam larutan.

Seperti halogen, atom hidrogen kehilangan satu elektron. Hal ini menentukan keberadaan ion H - hidrida.

Selain itu, seperti atom halogen, atom hidrogen mempunyai ciri energi ionisasi yang tinggi (1312 kJ/mol). Dengan demikian, hidrogen menempati posisi khusus dalam Tabel Periodik Unsur.

Hidrogen adalah unsur paling melimpah di alam semesta, jumlahnya mencapai setengah massa matahari dan sebagian besar bintang.

Di Matahari dan planet lain, hidrogen berada dalam keadaan atom, dalam medium antarbintang dalam bentuk molekul diatomik yang terionisasi sebagian.

Hidrogen memiliki tiga isotop; protium 1 H, deuterium 2 D dan tritium 3 T, dan tritium adalah isotop radioaktif.

Molekul hidrogen dibedakan berdasarkan kekuatan tinggi dan kemampuan polarisasi rendah, ukuran kecil dan massa rendah, serta memiliki mobilitas tinggi. Oleh karena itu, hidrogen mempunyai peranan yang sangat penting suhu rendah meleleh (-259,2 o C) dan mendidih (-252,8 o C). Karena energi disosiasi yang tinggi (436 kJ/mol), peluruhan molekul menjadi atom terjadi pada suhu di atas 2000 o C. Hidrogen merupakan gas yang tidak berwarna, tidak berbau dan tidak berasa. Ia memiliki kepadatan rendah - 8,99·10 -5 g/cm Pada tekanan yang sangat tinggi, hidrogen berubah menjadi bentuk logam. Hal ini diyakini terjadi di planet yang jauh tata surya- Di Jupiter dan Saturnus, hidrogen berada dalam bentuk logam. Ada anggapan bahwa komposisi inti bumi juga mengandung hidrogen metalik, yang ditemukan pada tekanan sangat tinggi yang diciptakan oleh mantel bumi.

Sifat kimia. Pada suhu kamar molekul hidrogen hanya bereaksi dengan fluor, bila disinari dengan cahaya - dengan klorin dan brom, bila dipanaskan dengan O 2, S, Se, N 2, C, I 2.

Reaksi hidrogen dengan oksigen dan halogen berlangsung melalui mekanisme radikal.

Interaksi dengan klorin merupakan contoh reaksi tidak bercabang bila disinari dengan cahaya (aktivasi fotokimia) atau bila dipanaskan (aktivasi termal).

Сl+ H2 = HCl + H (perkembangan rantai)

H+ Cl 2 = HCl + Cl

Ledakan gas yang meledak - campuran hidrogen-oksigen - adalah contoh proses rantai bercabang, ketika permulaan rantai tidak hanya mencakup satu, tetapi beberapa tahap:

H 2 + O 2 = 2OH

H+ O2 = OH+O

O+ H2 = OH+ H

OH + H 2 = H 2 O + H

Proses ledakan dapat dihindari jika Anda bekerja dengan hidrogen murni.

Karena hidrogen mempunyai sifat oksidasi positif (+1) dan negatif (-1), hidrogen dapat menunjukkan sifat reduksi dan pengoksidasi.

Sifat pereduksi hidrogen muncul ketika berinteraksi dengan non-logam:

H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g),

2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g),

Reaksi ini berlangsung dengan pelepasan sejumlah besar panas, yang menunjukkan tingginya energi (kekuatan) ikatan H-Cl, H-O. Oleh karena itu, hidrogen menunjukkan sifat pereduksi terhadap banyak oksida dan halida, misalnya:

Inilah dasar penggunaan hidrogen sebagai zat pereduksi untuk produksi zat sederhana dari oksida halida.

Agen pereduksi yang lebih kuat lagi adalah atom hidrogen. Ini terbentuk dari pelepasan elektron molekuler di bawah kondisi tekanan rendah.

Hidrogen memiliki aktivitas reduksi yang tinggi pada saat pelepasan selama interaksi logam dengan asam. Hidrogen ini mereduksi CrCl 3 menjadi CrCl 2:

2CrCl 3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 +H 2 ^

Interaksi hidrogen dengan nitrogen oksida (II) penting:

2NO + 2H2 = N2 + H2O

Digunakan dalam sistem pemurnian untuk produksi asam nitrat.

Sebagai zat pengoksidasi, hidrogen berinteraksi dengan logam aktif:

Dalam hal ini, hidrogen berperilaku seperti halogen, bentuknya mirip dengan halida hidrida.

Hidrida unsur s golongan I mempunyai struktur ionik tipe NaCl. Secara kimia, hidrida ionik berperilaku seperti senyawa basa.

Hidrida kovalen meliputi hidrida unsur nonlogam yang kurang elektronegatif dibandingkan hidrogen itu sendiri, misalnya hidrida dengan komposisi SiH 4, BH 3, CH 4. Secara kimiawi, hidrida non-logam adalah senyawa asam.

Ciri khas hidrolisis hidrida adalah pelepasan hidrogen; reaksi berlangsung melalui mekanisme redoks.

Hidrida dasar

Asam hidrida

Karena pelepasan hidrogen, hidrolisis berlangsung sempurna dan ireversibel (?H<0, ?S>0). Dalam hal ini, hidrida basa membentuk basa, dan hidrida asam membentuk asam.

Potensi standar sistem adalah B. Oleh karena itu, ion H merupakan zat pereduksi kuat.

Di laboratorium, hidrogen diproduksi dengan mereaksikan seng dengan asam sulfat 20% dalam peralatan Kipp.

Seng teknis sering kali mengandung sedikit pengotor arsenik dan antimon, yang direduksi oleh hidrogen pada saat dilepaskan menjadi gas beracun: arsine SbH 3 dan stable SbH Hidrogen ini dapat meracuni Anda. Dengan seng murni secara kimia, reaksi berlangsung lambat karena tegangan lebih dan arus hidrogen yang baik tidak dapat diperoleh. Laju reaksi ini ditingkatkan dengan menambahkan kristal tembaga sulfat; reaksi dipercepat dengan pembentukan pasangan galvanik Cu-Zn.

Hidrogen yang lebih murni dibentuk oleh aksi alkali pada silikon atau aluminium ketika dipanaskan:

Dalam industri, hidrogen murni diperoleh melalui elektrolisis air yang mengandung elektrolit (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).

Sejumlah besar hidrogen dihasilkan sebagai produk sampingan selama elektrolisis larutan natrium klorida berair dengan diafragma yang memisahkan ruang katoda dan anoda,

Jumlah hidrogen terbesar diperoleh dengan gasifikasi bahan bakar padat (antrasit) dengan uap air super panas:

Atau dengan konversi gas alam (metana) dengan uap super panas:

Campuran yang dihasilkan (gas sintesis) digunakan dalam produksi banyak senyawa organik. Hasil hidrogen dapat ditingkatkan dengan melewatkan gas sintesis melalui katalis, yang mengubah CO menjadi CO 2 .

Aplikasi. Sejumlah besar hidrogen dikonsumsi dalam sintesis amonia. Untuk mendapatkan hidrogen klorida dan dari asam klorida, untuk hidrogenasi lemak nabati, untuk perolehan logam (Mo, W, Fe) dari oksida. Api hidrogen-oksigen digunakan untuk pengelasan, pemotongan dan peleburan logam.

Hidrogen cair digunakan sebagai bahan bakar roket. Bahan bakar hidrogen adalah ramah lingkungan dan lebih boros energi dibandingkan bensin, sehingga di masa depan dapat menggantikan produk minyak bumi. Saat ini, beberapa ratus mobil di dunia menggunakan bahan bakar hidrogen. Masalah energi hidrogen terkait dengan penyimpanan dan transportasi hidrogen. Hidrogen disimpan di kapal tanker bawah tanah dalam keadaan cair di bawah tekanan 100 atm. Mengangkut hidrogen cair dalam jumlah besar menimbulkan risiko serius.

3. Hidrida. Hidrogen peroksida

Hidrida adalah senyawa unsur dengan hidrogen. Berdasarkan sifat ikatannya, hidrida ionik, kovalen dan logam dibedakan.

Hidrida ionik (atau mirip garam) dibentuk oleh logam alkali atau alkali tanah dan diperoleh dengan memanaskan logam dalam atmosfer hidrogen.

Ini adalah zat kristal putih, yang strukturnya terbuat dari ion H? dan kation logam.

Hidrida ionik adalah zat pereduksi kuat. Ketika dilarutkan di udara, bahan-bahan berikut akan menyala:

CaH 2 + O 2 = CaO + H 2 O.

Mereka mudah terurai oleh air dan dapat digunakan untuk menghasilkan sejumlah kecil hidrogen:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2 ^.

Hidrida kovalen terdiri dari molekul. Hidrida bukan logam (HCk, H 2 S, NH 3, CH 4, H 2 Se) memiliki struktur molar.

Berilium, magnesium, dan aluminium hidrida memiliki struktur polimer. Di sini, atom logam disatukan dalam rantai dan ion hidrida berlapis, yang membentuk ikatan tiga pusat dua elektron dengan atom logam, misalnya AlHAl.

Transisi unsur d dan f membentuk hidrida logam.

Jika bergerak dari kiri ke kanan dalam satu periode, sifat hidrida berubah dari netral (SiH 4) menjadi basa (PH 3) dan asam (HCl).

Dalam hidrida kompleks, ion H? berperan sebagai ligan. Contohnya adalah aluminium hidrida? dan borohidrida [ВH4]? .

Borohidrida adalah senyawa yang cukup stabil, sedangkan aluminium hidrida mudah terurai oleh air, melepaskan hidrogen:

4H 2 O = Al (OH) 3) + OH? + 4 jam 2.

Reaksi ini digunakan untuk menghasilkan hidrogen. Aluminium hidrida juga digunakan untuk membuat hidrida unsur lain:

GeCl 4 + Li > GeH4 + LiCl + AlCl.

Hidrogen peroksida (peroksida) H 2 O 2 adalah yang paling penting secara praktis. Energi Komunikasi O-O(210 kJ/mol) jauh lebih rendah dibandingkan energi ikatan O-H (468 kJ/mol). Karena distribusinya yang asimetris TIDAK ada koneksi molekul H 2 O 2 sangat polar (m = 0,7·10 -29 C m). Ikatan hidrogen yang kuat terjadi antara molekul hidrogen peroksida, yang mengarah pada penggabungan keduanya. Oleh karena itu, dalam kondisi normal, hidrogen peroksida adalah cairan tidak berwarna, kental, transparan dengan titik didih tinggi (150,2 o C).Hidrogen peroksida bercampur dengan air dengan cara apa pun, karena pembentukan ikatan hidrogen baru. Di laboratorium, larutan H 2 O 2 3% dan 30% biasanya digunakan (yang terakhir disebut perhydrol).

Dalam larutan air, hidrogen peroksida adalah asam lemah:

ion hidroperoksida

Dalam reaksi kimia, radikal peroksida dapat berubah menjadi senyawa lain tanpa berubah:

H 2 O 2 + 2NaOH = Na 2 O 2 + 2H 2 O

BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2

Lebih sering terjadi reaksi yang disertai dengan putusnya ikatan O-O atau perubahan muatan ion O 2 2 -. Bilangan oksidasi oksigen dalam H 2 O 2 adalah - 1, sehingga hidrogen peroksida dapat menunjukkan sifat zat pereduksi dan sifat zat pengoksidasi.

Contoh reaksi di mana hidrogen peroksida bertindak sebagai zat pengoksidasi adalah:

Ketika berinteraksi dengan zat pengoksidasi yang sangat kuat, misalnya dengan PbO 2, peroksida bertindak sebagai zat pereduksi:

agen pereduksi

Sifat pengoksidasi peroksida paling menonjol dalam lingkungan asam dan netral. Dan mengurangi yang - dalam basa:

Cl 2 + H 2 O 2 + 2naCl = 2NaCl + 2H 2 O + O 2 ^.

Hidrogen peroksida dicirikan oleh dekomposisi menurut jenis disproporsionasi:

Dekomposisi ini dipercepat oleh adanya pengotor, cahaya, dan pemanasan. Solusi 30-60% stabil. Hidrogen peroksida disimpan dalam wadah gelap dan dingin.

Penguraian hidrogen peroksida dipercepat dengan adanya garam logam berat. Dekomposisi H 2 O 2 yang dikatalisis ion logam dapat menyebabkan pembentukan radikal, yang paling penting adalah hidroksida H O dan hidroperoksida H O 2. Misalnya, di bawah pengaruh Fe 2+, ikatan - O-O- terputus:

Fe 2+ + H 2 O 2 > Fe 3+ + OH - + H2O

Radikal yang dihasilkan sangatlah banyak beracun untuk sel. Hidrogen peroksida digunakan dalam praktek medis sebagai agen bakterisida eksternal, dan larutan H 2 O 2 digunakan sebagai desinfektan. Hidrogen peroksida digunakan untuk memutihkan kertas, kulit, dan bahan tekstil.

4. Kimia air

Air merupakan senyawa hidrogen utama yang memiliki sifat unik dan sangat penting.

Struktur air. Air adalah salah satu zat yang paling umum di alam. Jumlah totalnya adalah 1,4 · 10 18 ton, mencakup sekitar empat perlima luas permukaan bumi. Air merupakan komponen dari banyak mineral, batuan, dan tanah. Ini memainkan peran yang sangat penting di alam, dalam kehidupan tumbuhan, hewan dan manusia. Air menyumbang sekitar 1/3 dari berat badan manusia. Banyak makanan (sayuran, buah-buahan, susu, telur, daging) mengandung 95-65% air.

Ada sembilan isotop air, dimana H 16 2 O adalah 99,73% (fraksi mol), dan H 18 2 O adalah 0,2%. Sejumlah kecil disebabkan oleh beratnya air D 2 O. Air mengandung sejumlah kecil isotop radioaktif (T 2 O).

Sulit untuk melebih-lebihkan peran air dalam teknologi, pertanian, kedokteran, serta dalam proses teknologi berbagai industri ekonomi Nasional. Di pembangkit listrik tenaga bahan bakar dan nuklir, air, misalnya, adalah zat kerja utama - pendingin, dan di pembangkit listrik tenaga air, air adalah pembawa energi mekanik. Peran luar biasa air di alam dan teknologi disebabkan oleh sifat-sifatnya. Air adalah senyawa yang stabil secara termodinamika. Energi standar Gibbs pembentukan air cair pada suhu 298 K adalah 237,57 kJ/mol, uap air 228,94 kJ/mol. Oleh karena itu, konstanta disosiasi uap air selama penguraian menjadi hidrogen dan oksigen sangat kecil:

Konstanta disosiasi mendekati satu hanya pada suhu di atas 4000K.

Properti fisik air. Titik leleh air 0 o C, titik didih 100 o C. Massa jenis pada 20 o C adalah 0,998 g/cm. Sifat-sifat air berbeda nyata dengan sifat-sifat senyawa hidrogen unsur golongan IV (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te). Air dalam kondisi normal berbentuk cair, sedangkan senyawa tersebut berbentuk gas. Suhu kristalisasi dan penguapan air jauh lebih tinggi daripada suhu kristalisasi dan penguapan senyawa hidrogen unsur golongan IV. Air memiliki massa jenis maksimumnya pada suhu 4 o C. Hal ini juga tidak biasa. Berbeda dengan senyawa lain, massa jenis air tidak bertambah selama kristalisasi, melainkan menurun. Air mempunyai konstanta dielektrik yang sangat tinggi. Jadi, pada 298 K konstanta dielektriknya adalah 78,5, sedangkan untuk H 2 S kurang dari 10. Air merupakan pelarut yang baik untuk cairan polar dan senyawa dengan ikatan ionik.

Air membentuk hidrat kristal dengan banyak senyawa. Misalnya CH 4 nH 2 O, C 2 H 5 Cl mH 2 O (senyawa klatrat atau inklusi).

Sifat air yang tidak biasa disebabkan oleh tiga alasan: sifat polar molekul, adanya pasangan elektron bebas pada atom oksigen, dan pembentukan ikatan hidrogen. Molekul air berbentuk sudut dengan sudut HOH 104,5°, mendekati tetrahedral; pada titik puncaknya terdapat atom oksigen yang dihubungkan dengan dua atom hidrogen (proton) melalui ikatan kovalen polar. Dua pasang elektron digunakan bersama antara proton dan atom oksigen, dua pasang elektron bebas berorientasi pada sisi lain oksigen. Molekul air bersifat polar. Karena polaritasnya, air melarutkan cairan polar dan senyawa dengan ikatan ionik dengan baik. Kehadiran pasangan elektron bebas dalam oksigen dan perpindahan pasangan elektron bersama dari atom hidrogen ke atom oksigen menentukan pembentukan ikatan hidrogen antara oksigen dan hidrogen.

Meskipun ikatan hidrogen lebih lemah daripada ikatan kovalen dan ionik, ikatan tersebut jauh lebih kuat daripada ikatan van der Waals dan menentukan hubungan molekul air dalam keadaan cair dan beberapa sifat anomali air, khususnya suhu leleh dan penguapan yang tinggi, konstanta dielektrik yang tinggi, kepadatan maksimum pada 4 o C, serta es berstruktur khusus. Dalam kristal es, molekul air membentuk empat ikatan hidrogen dengan molekul air di sekitarnya (karena dua pasangan elektron bebas dan dua proton pada oksigen), sehingga menimbulkan struktur kristal es tetrahedral.

Dalam air cair, molekul-molekul terikat, mis. digabungkan menjadi partikel yang lebih besar. Selain itu, keseimbangan terbentuk antara molekul air yang terikat menjadi molekul air terikat dan bebas. Kehadiran asosiasi meningkatkan suhu kristalisasi dan penguapan air serta konstanta dielektrik. Ketika suhu meningkat, proporsi molekul bebas meningkat.

Ketika air menguap, ikatannya hancur, dan uap air pada tekanan rendah terdiri dari molekul H2O bebas. Namun, seiring dengan peningkatan tekanan, molekul air semakin mendekat dan membentuk ikatan hidrogen. Terjadi asosiasi molekul. Ketika tekanan meningkat, uap mendekati strukturnya menjadi cair. Hal ini menyebabkan peningkatan kelarutan senyawa berikatan ionik dalam uap.

Sifat kimia air. Air terdisosiasi sebagian menjadi ion hidrogen dan hidroksida (K d.298 = 2·10 -16).

Sebuah proton berinteraksi dengan H 2 O membentuk H 3 O +. Air - senyawa amfoter, yaitu mungkin seperti asam

dan dasar

Air dapat menjadi zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Dualitas redoks dikaitkan dengan kemungkinan terjadinya dua proses:

(1) oksidasi hidrogen H 2 O + e?SN 2 + OH -, E 0 (pH = 7) = - 0,410 V

(2) reduksi oksigen O 2 + 4H + + 4e = 4H 2 O, E 0 (pH = 7) = 0,815 V.

Zat pengoksidasi kuat mengoksidasinya, melepaskan oksigen:

H 2 O + F 2 = 2HF + SO 2

Zat pereduksi kuat mereduksinya dengan pelepasan hidrogen, misalnya:

2H 2 O + Ca = Ca (OH) 2 + H 2

Pada suhu tinggi, uap air berinteraksi dengan CO (pada katalis Fe), metana (pada katalis Na atau Co):

CO + H 2 O = CO 2 + H 2

CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2

Air merupakan ligan dan dikoordinasikan oleh kation [M (H 2 O) m ] n + dan anion [A (H 2 O) m ] n - .

Air mengkatalisis banyak reaksi. Misalnya, logam alkali bereaksi pada suhu kamar meskipun terdapat sedikit air. Karena molekul air bersifat polar, mereka melarutkan banyak senyawa polar dengan baik yang terdisosiasi menjadi ion. Zat yang membentuk ikatan hidrogen dengan air (SO 2 , NH 3 , C 2 H 5 OH , dll.) sangat larut dalam air. Kelarutan zat berpolar rendah dalam air rendah.

4.1 Komposisi perairan alami

Umat ​​​​manusia banyak menggunakan air alami untuk kebutuhannya. Total cadangan air di Bumi sangat besar. Namun, sebagian besar airnya berasal dari Samudra Dunia. Menurut UNESCO (1970), cadangan air tersebar sebagai berikut: lautan - 97,2%, gletser dan lapisan es - 2,15%, air tanah - 0,625%, danau dan sungai segar - 9·10 - 3%, danau garam dan laut pedalaman - 8·10 - 3%, atmosfer - 10 - 3%, sungai - 10 - 4%, cadangan air tawar yang tersedia untuk digunakan hanya 0,15% dari volume hidrosfer (sekitar 0,2 juta km 3) .

Di alam terjadi siklus air yang terus menerus. Air, menguap, memasuki atmosfer dan kemudian jatuh ke dalam presipitasi di lautan (65-75%) dan daratan (35-25%). Air alami terus berinteraksi dengan lingkungan. Bereaksi dengan atmosfer, tanah, tumbuh-tumbuhan, mineral dan berbagai batuan. Dalam hal ini, air melarutkan senyawa organik dan anorganik. Komposisi perairan alami ditentukan oleh sifat interaksinya.

Semua pengotor di perairan alami dapat dibagi menjadi tiga kelompok tergantung pada ukuran partikelnya: benar-benar terlarut, koloid, dan tersuspensi. Zat terlarut sejati berbentuk ion dan molekul dan berukuran kurang dari 1 nm. Partikel koloid memiliki ukuran dari 1 hingga 200 nm. Partikel tersuspensi atau kasar memiliki ukuran lebih besar dari 0,1 mikron. Oleh komposisi kimia pengotor dibagi menjadi organik dan anorganik. Yang pertama biasanya punya sangat komposisi yang kompleks dan berada dalam keadaan koloid atau benar-benar larut. Pengotor anorganik ditemukan terutama dalam bentuk ion: Na +, Ca 2+, Mg 2+, K +, Cl -, SO 4 2 -, HCO 3 -. Nitrogen, oksigen, karbon dioksida dan gas lainnya dilarutkan dalam air. Di antara asam karbonat dan anionnya membentuk keseimbangan yang disebut karbon dioksida:

Dengan meningkatnya pH, kesetimbangan bergeser ke arah pembentukan ion karbonat, yang mendominasi pada pH>10. Ketika pH menurun, kesetimbangan bergeser ke arah pembentukan H 2 CO 3, yang terjadi pada pH<6. Вода, у которой угольная кислота, гидрокарбонат - и карбонат-ионы находятся в равновесии, называется стабильной. При сдвиге равновесия в сторону образования угольной кислоты вода становится агрессивной, при этом повышается её коррозионная активность. При сдвиге равновесия в сторону образования карбонат-ионов из воды выпадает малорастворимый карбонат кальция.

Untuk mendapatkan air yang layak untuk diminum, air alami dimurnikan. Tahapan utama pengolahan air meliputi:

1. Pemisahan pengotor mekanis berukuran besar dengan melewati lapisan pasir sungai, saringan, dan saringan drum.

2. Klarifikasi (Pengolahan air dengan aluminium sulfat dengan tujuan adsorpsi mineral dan pengotor organik penyebab warna oleh aluminium hidroksida yang dihasilkan).

Disinfeksi (klorinasi atau ozonasi).

4. Pelunakan.

Menjernihkan air memungkinkan Anda menghilangkan kotoran koloid dan ion logam berat. Ketika aluminium sulfat masuk ke dalam air, ia bereaksi dengan hidrokarbonat yang dikandungnya:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Ca (HCO 3) 2 = 3CaSO 4 v + Al (OH) 3 + 6CO 2

Hidroksida amorf Al (OH) 3 bersisik dengan permukaan yang sangat berkembang terbentuk.

Ion aluminium bermuatan positif menetralkan muatan negatif partikel koloid, saling menempel dan diselimuti serpihan Al(OH).Gugus hidrokso yang terletak di permukaan sedimen mengikat ion logam berat yang ada dalam larutan.

Komposisi perairan alami dicirikan oleh indikator teknologi tertentu, antara lain kekerasan, reaksi lingkungan, alkalinitas, salinitas, dan kemampuan oksidasi. Kesadahan air mencerminkan kandungan ion kalsium dan magnesium di dalamnya. Hal ini dinyatakan dalam mmol/l: F = ( + ). Ada kekerasan karbonat dan non-karbonat. Karbonat disebut kekerasan yang disebabkan oleh kalsium dan magnesium bikarbonat. Non-karbonat kekerasan adalah perbedaan antara kekerasan total dan karbonat.

Alkalinitas air dinyatakan dengan jumlah konsentrasi ion hidroksida dan anion asam lemah HCO - ; BERSAMA 3 2- .

Air dikarakterisasi kandungan garam, yang sama dengan konsentrasi garam total. Komposisi perairan alami tergantung pada jenis dan lokasi waduk atau sumber air. Air sungai biasanya memiliki kandungan garam yang rendah: 0,5-0,6 g/l. Air tanah memiliki kandungan salinitas yang lebih tinggi. Kandungan garam di perairan samudera dan laut lepas kurang lebih sama yaitu sebesar 35 g/l, dengan ion utama Na+ dan Cl -. Kandungan garam di laut pedalaman lebih rendah dibandingkan di lautan. Misalnya, kandungan garam Laut Kaspia 3-23 g/l, dan Laut Hitam 17-18 g/l.

kemampuan oksidasi mencerminkan kandungan pengotor yang dapat berinteraksi dengan zat pengoksidasi.

Kebutuhan oksigen biokimia (BOD)) menentukan konsumsi oksigen untuk penguraian zat organik melalui oksidasi oleh bakteri. Hal ini ditentukan oleh perubahan konsentrasi oksigen dalam air sebelum dan sesudah disimpan di tempat gelap selama lima hari pada suhu 20 0 C (BOD 5). BOD digunakan untuk menilai tingkat pencemaran air. Air dengan BOD hingga 30 mg/l dianggap praktis bersih, dengan BOD 30-80 mg/l - sedikit tercemar, dan dengan BOD>80 - sangat tercemar.

Penggunaan air. Air segar alami digunakan dalam pertanian (sekitar 82%), terutama untuk irigasi, dalam kehidupan sehari-hari (sekitar 10%), dalam industri (sekitar 8%) untuk pendinginan, dan juga sebagai pembawa energi, kendaraan, pelarut.

Tabel 4

Konsentrasi ion maksimum yang diijinkan dalam air minum(dengan maks, mg/l)

Garam kesadahan dan kotoran lain yang sukar larut dalam air industri mengendap di dinding boiler dan perangkat lain, sehingga mengurangi efisiensi perangkat ini. Natrium klorida dan beberapa kotoran lainnya dalam boiler berubah menjadi uap dan kemudian diendapkan pada bilah turbin, mengubah profilnya dan karenanya mengurangi efisiensi pembangkit listrik. Oksigen, karbon dioksida, ion besi dan ion nitrit yang terlarut dalam air menyebabkan korosi pada logam.

Oleh karena itu, air alami dimurnikan dari sebagian besar kotoran sebelum digunakan.

4.2 Metode kimia dasar dan fisika-kimia pengolahan air

Pilihan metode untuk menghilangkan pengotor dari air ditentukan oleh sifat dan sifat pengotor tersebut. Jadi, pengotor tersuspensi paling mudah dihilangkan dari air melalui filtrasi, pengotor koloid melalui koagulasi. Jika pengotor ionik dapat membentuk senyawa yang sukar larut, maka pengotor tersebut dapat diubah menjadi senyawa ini, pengotor pengoksidasi dapat dihilangkan dengan reduksi, dan pengotor pereduksi dapat dihilangkan dengan oksidasi. Adsorpsi banyak digunakan untuk menghilangkan pengotor, dengan pengotor yang tidak bermuatan diadsorpsi pada karbon aktif atau adsorben lainnya, dan ion pada penukar ion. Kotoran bermuatan juga dapat dihilangkan dengan metode elektrokimia. Dengan demikian, pengetahuan tentang komposisi dan sifat pengotor memungkinkan Anda memilih metode pemurnian air.

Untuk garam yang sukar larut pada suhu konstan, keteguhan produk aktivitas ion (PR) diamati.

Konsentrasi ion dalam senyawa yang sukar larut dapat dikurangi dengan meningkatkan konsentrasi ion yang berlawanan tanda dalam senyawa yang sama. Misalnya, konsentrasi ion Ca 2+ dan Mg 2+ dapat dikurangi dengan meningkatkan konsentrasi ion CO 3 2 - dan OH -.

Metode pengendapan senyawa yang sukar larut digunakan untuk menjernihkan air, misalnya untuk melunakkannya (mengurangi kesadahan). Untuk mengurangi kesadahan karbonat digunakan metode pengapuran, dimana kapur Ca(OH)2 dimasukkan ke dalam air olahan. Sebagai akibat disosiasi elektrolitik jeruk nipis:

Ca (OH) 2 >Ca 2+ + 2OH -

PH air meningkat, yang menyebabkan pergeseran keseimbangan karbon dioksida menuju pembentukan ion karbonat:

Hasilnya, produk kelarutan kalsium karbonat dengan pengendapan berikutnya tercapai:

Ca 2+ + CO 3 2 -> CaCO 3 v

Selain itu, dengan peningkatan konsentrasi ion hidroksida, produk kelarutan magnesium hidroksida tercapai, diikuti dengan pengendapan:

Mg 2+ + 2ОH -> Mg (ОH) 2 v

Reaksi yang terjadi bila ditambahkan kapur dapat dituliskan dalam bentuk molekul dengan persamaan:

Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 = 2CaCO 3 + 2H 2 O

Mg (HCO 3) 2 + 2Ca (OH) 2 =Mg (OH) 2 + 2CaCO 3 + 2H 2 O

H 2 CO 3 + Ca (OH) 2 = CaCO 3 + 2H 2 O

Seperti yang Anda lihat, dengan masuknya kapur, konsentrasi ion Ca 2+ dan Mg 2+ menurun (pelunakan), HCO 3 - (penurunan alkalinitas) dan H 2 CO

Metode pengapuran tidak cocok untuk mengurangi kekerasan non-karbonat. Untuk tujuan ini, perlu dimasukkan garam yang sangat larut yang mengandung ion karbat. Biasanya soda Na 2 CO 3 digunakan untuk ini, yang bila disosiasi akan menghasilkan ion CO 3 2 -:

Na 2 CO 3 > 2Na + + CO 3 2 - ; CO 3 2 - +Ca 2+ >CaCO 3 v

Persamaan karbon dioksida juga dapat digeser ke kanan bila dipanaskan:

Akibatnya, konsentrasi ion karbonat meningkat dan produk kelarutan kalsium karbonat, yang mengendap, tercapai.

Untuk memurnikan air alami dari kotoran, metode kationisasi, anionisasi, dan desalinasi kimia banyak digunakan.

Penghapusan kation (Mg 2+, Ca 2+, Na +, dll.) dilakukan dengan menggunakan penukar kation, dan anion (Cl -, SO 4 2, HCO 3 -, dll.) - menggunakan penukar anion.

Misalnya, ion kesadahan dihilangkan dengan kationisasi Na.

Anion dapat dihilangkan dengan anionisasi OH.

dimana subskripnya menunjukkan resin penukar ion.

Jika Anda melakukan anionisasi OH dan menghilangkan anion dari larutan dan kationisasi H untuk menghilangkan kation dari larutan

kemudian ion H + dan OH - akan masuk ke dalam larutan, yang dinetralkan membentuk air:

Jadi, sebagai hasil reaksi pertukaran ion, kation dan anion dikeluarkan dari larutan, mis. garam, atau dengan kata lain terjadi desalting kimia. Untuk menghilangkan garam dari air laut, metode elektrolisis juga digunakan, yang diproduksi dalam elektroliser multi-ruang. Setiap ruang memiliki membran di satu sisi yang hanya dapat ditembus oleh anion. Akibat elektrolisis air laut di beberapa ruang diperkaya dengan garam (diperoleh air garam), di ruang lain garamnya habis (terjadi pemurnian air).

Disinfeksi. Untuk menghancurkan bakteri patogen, virus dan mikroorganisme. Air yang menyebabkan pengotoran biologis pada pipa dan peralatan diolah dengan zat pengoksidasi. Klorinasi air yang paling umum adalah klorin cair atau gas, hipoklorit NaClO atau Ca (ClO) 2. Efek bakterisidal klorin terutama disebabkan oleh asam hipoklorit, yang terbentuk ketika klorin bereaksi dengan air:

Ketika klorin berinteraksi dengan zat organik munculnya sejumlah kecil zat beracun, misalnya CHCl 3, mungkin terjadi, oleh karena itu pengolahan air dengan ozon O 3 (ozonasi) semakin diminati.

5. Unsur golongan IA

S - unsur golongan pertama (litium, natrium, kalium, rubidium, cesium, fransium) - logam alkali. Beberapa informasi tentang elemen-elemen ini diberikan dalam tabel.

Atom-atom unsur yang dimaksud memiliki satu elektron valensi. Dibandingkan dengan unsur-unsur dari subkelompok lain, unsur-unsur tersebut memiliki energi ionisasi paling rendah, ukuran atom dan ion paling besar, dan memiliki karakteristik logam yang sangat menonjol. Dalam keadaan atom dan terkondensasi, ini adalah zat pereduksi mutlak. Potensi elektroda standar logam-logam ini sangat rendah, yang menunjukkan aktivitas reduksinya yang tinggi.

Alami sumber daya . Senyawa natrium dan kalium sangat umum ditemukan, dan Li, Rb, dan Cs merupakan unsur langka. Rb dan Cs tergolong unsur jejak, senyawanya merupakan satelit mineral kalium. Perancis mempunyai ukuran yang sangat kecil (salah satu isotop Fr adalah produk peluruhan aktinium).

Dalam keadaan bebas, logam alkali tidak ditemukan, tetapi ditemukan dalam bentuk senyawa: Na 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - natrium feldspar, K 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - kalium feldspar, NaCI - halit atau garam batu , KS1-silvit , KS1MgCl 2 6H 2 O - karnalit. Ketebalan lapisan garam batu bisa lebih dari satu kilometer. Di dalam abu tanaman darat mengandung K 2 CO 3, dalam abu alga Na 2 CO Litium ditemukan dalam bentuk aluminosilikat dan aluminofosfat, yang darinya diperoleh senyawa lainnya.

Tabel 5

Sifat-sifat unsur golongan IA

Properti
Massa atom
Elektron valensi
Jari-jari atom, nm
Jari-jari ion, nm
Energi ionisasi, eV
di kerak bumi, %
Standar potensial elektroda, DI DALAM

Kuitansi . Logam litium diproduksi melalui elektrolisis lelehan LiCl dan KC1.

Litium juga diperoleh dengan mereduksi oksidanya:

Si + 2Li 2 O 4Li + SiO 2.

Natrium diperoleh dengan elektrolisis lelehan yang mengandung natrium klorida, serta dengan elektrolisis lelehan NaOH:

Anoda: Katoda:

4OH - 4eO 2 +2H 2 O Na + +leNa

Karena tinggi reaktivitas kalium, beberapa metode produksinya telah dikembangkan:

1) reduksi kalium dari lelehan KOH atau KC1 dengan natrium;

2) elektrolisis campuran lelehan KS1 dan K 2 CO 3 (katoda - timbal cair) diikuti dengan distilasi dari paduan dengan timbal. Metode yang mudah untuk memperoleh rubidium dan cesium adalah reduksi termal dari klorida Dengan menggunakan kalsium dalam ruang hampa:

2CsC?+ Ca CaC? 2+2C,

2RbC? + Ca CaC? 2+2Rb.

Rubidium dan cesium yang sangat mudah menguap disuling. Na, K, Rb, Cs dimurnikan dengan distilasi vakum.

Logam Li, Na, K disimpan dalam wadah besi tertutup, Rb dan Cs dalam ampul kaca tertutup. Li, Na, K dalam jumlah kecil disimpan dalam minyak tanah di laboratorium karena aktivitas kimianya yang tinggi.

Properti . Dalam keadaan padat tanpa adanya uap air dan udara, Li, Na, K, Rb mempunyai kilau metalik dan warna putih keperakan, dan Cs berwarna kuning keemasan. Di udara, kilau logam dengan cepat menghilang, dan permukaan logam ditutupi lapisan oksida. Logam alkali memiliki kompresibilitas tinggi dan konduktivitas listrik dan termal yang tinggi. Ini adalah logam ringan, litium adalah logam padat yang paling ringan. Bekerja dengan logam alkali membutuhkan kehati-hatian yang besar, karena mereka mudah terbakar dan bereaksi hebat dengan air dan zat lainnya. Setelah dikerjakan, sisa logam alkali dihancurkan dengan membuangnya dalam porsi kecil ke dalam etanol, yang menghasilkan natrium alkoksida

2Na + 2C 2 H 5 OН2C 2 H 5 ONa + H 2 .

Koneksi . Logam alkali bereaksi dengan hidrogen kering membentuk hidrida EN:

2Na + H 2 = 2NaH,

2K + N 2 = 2KN.

Hidrida logam alkali adalah zat kristal padat yang memiliki kisi ionik. Stabilitas termal hidrida menurun secara berurutan dari LiH ke CsH. Hidrida logam alkali adalah zat pereduksi kuat. Mereka bereaksi keras dengan air, melepaskan hidrogen:

EN + H 2 OEON + H 2,

NaH + H 2 ONaOH + H 2 .

Berinteraksi dengan karbon dioksida:

NaH + CO2 NaCOOH.

natrium format

Reaktivitas hidrida meningkat ketika berpindah dari LiH ke CsH.

Semua logam alkali bereaksi kuat dengan oksigen, membentuk oksida, peroksida, superoksida:

4Li + O 2 2Li 2 O (litium oksida),

2Na + O 2 Na 2 O 2 (natrium peroksida).

Kalium, rubidium, sesium dengan oksigen membentuk superoksida:

Rb + O 2 = RbO 2 (rubidium superoksida),

Cs + O 2 = CsO 2 (cesium superoksida).

Oksida logam alkali E 2 O dapat diperoleh dengan kekurangan oksigen. Oksida Li 2 O, Na 2 O - tidak berwarna; K 2 O, Rb 2 O - kuning; Cs 2 O - oranye (seiring dengan bertambahnya ukuran ion, dan juga kemampuan polarisasinya, senyawa menjadi berwarna). Superoksida KO 2 memiliki kisi kristal tipe KS?, dimana ion superoksida O 2 - terletak pada posisi ion klor. Peroksida adalah garam hidrogen peroksida H 2 O 2 . Sifat asam H 2 O 2 diekspresikan dengan lemah dan peroksida, ketika dilarutkan dalam air, mengalami hidrolisis hampir sempurna:

Na 2 O 2 + 2HOpNaOH + H 2 O 2 .

Hidrolisis superoksida menghasilkan H 2 O 2 dan O 2, 2KO 2 + 2HOpKOH + 2H 2 O 2 + O 2.

Peroksida dan superoksida logam alkali merupakan oksidator kuat.

Oksida logam alkali bereaksi kuat dengan air, membentuk hidroksida:

E 2 O + H 2 O 2EON,

Na 2 O + H 2 O2NaOH.

Logam alkali bereaksi lebih aktif dengan air:

2Cs + 2H 2 O2CsOH + H 2 (reaksi berlangsung secara eksplosif).

Bahan kimia properti . Hidroksida logam alkali adalah zat kristal tidak berwarna. Mereka dapat melebur dan sangat larut dalam air (kecuali NaOH). Ini adalah basa (alkali adalah basa yang sangat larut dalam air). Dalam praktiknya, NaOH dan KOH digunakan (soda kaustik dan kalium kaustik - nama teknisnya). Alkali dengan rakus menyerap kelembapan dan CO2 dari udara:

NaOH + CO2 = NaHCO3

NaOH + H 2 O = NaOH? H 2 O (kristal hidrat NaOH)

Saat meleleh, alkali menghancurkan kaca dan porselen:

2NaOH (k) + SiO 2 (k) = Na 2 SiO 3 (k) + H 2 O (g).

Ketika terkena oksigen, alkali menghancurkan platina, mereka dilebur dalam wadah yang terbuat dari perak, nikel atau besi, dan disimpan dalam wadah polietilen. Alkali padat dan larutan pekatnya merusak jaringan hidup, sehingga penanganannya memerlukan tindakan pencegahan (sarung tangan karet, kacamata pengaman). Dari basa, NaOH adalah yang paling penting secara praktis, diperoleh:

1) elektrolisis larutan NaCI dalam air:

2NaCl + 2H 2 OCl 2 + H 2 + 2NaOH

2) memanaskan larutan soda dengan susu jeruk nipis:

Na 2 CO 3 + Ca (OH) 2 CaCO 3 + 2NaOH.

Semua logam alkali bereaksi dengan asam membentuk garam:

2E + 2NS1N 2 + 2ES1.

Berinteraksi dengan halogen:

2Na + Cl 2 2NaCl,

dan juga dengan kalkogen:

2NaOH + H 2 SNa 2 S + 2H 2 O (reaksi netralisasi),

NaOH + H 2 S NaHS + H 2 O.

Logam alkali dengan asam polibasa membentuk garam sedang (Na 2 CO 3, KNO 3, K 2 SO 4, K 3 PO 4, dll) dan garam asam (NaHCO 3, KHSO 3, K 2 HPO 4, NaH 2 PO 4, NaHSO 4, dll). Garam logam alkali dan asam lemah (CH 3 COOH, HCN, H 2 CO 3, dll.) dihidrolisis, larutan berair mempunyai reaksi basa:

Garam logam alkali (kecuali garam Li) sangat larut dalam air. Dari garam logam alkali, natrium karbonat Na 2 CO 3 (soda ash) memiliki kepentingan praktis. Itu diperoleh dengan menggunakan metode amonia:

NH 3 + H 2 O + CO 2 NH 4 HCO 3, amonium bikarbonat

NH 4 HCO 3 + NaC?NaHCO 3 + NH 4 C?,

2NaHCO 3 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

CO 2 yang dilepaskan dikembalikan ke proses. Saat dipanaskan, logam alkali nitrat terurai:

4LiNO 3 2Li 2 O + 4NO 2 + O 2, 2KNO 3 2KNO 2 + O 2.

Aplikasi . Dari logam alkali, natrium paling banyak digunakan; digunakan untuk memproduksi natrium peroksida, dalam sintesis organik, dalam metalotermi, sebagai pendingin dalam reaktor nuklir, dan untuk mengeringkan pelarut organik. Kalium digunakan dalam metalotermi, superoksida KO 2 diperoleh dari kalium, digunakan di kapal selam dan pesawat ruang angkasa untuk penyerapan CO 2 dan regenerasi oksigen:

4KO 2 + 2CO 2 2K 2 CO 3 + 3O 2.

Natrium peroksida digunakan untuk tujuan yang sama:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 2Na 2 CO 3 + O 2 .

Litium adalah bahan tambahan pada beberapa paduan; digunakan dalam sumber tenaga kimia untuk menghasilkan litium aluminium hidrida. Dalam penerbangan, bahan konstruksi A1-Li digunakan. Cesium digunakan dalam sel fotovoltaik. Garam logam alkali banyak digunakan. NaCl merupakan penyedap dan pengawet makanan Industri makanan, dan juga digunakan dalam produksi sabun dan pewarna organik. KS1 digunakan sebagai pupuk. NaOH digunakan untuk produksi serat buatan dan pemurnian produk minyak bumi. Natrium peroksida - untuk pemutihan, desinfeksi. Garam Na 2 SO 4, K 2 CO 3 digunakan untuk produksi kaca, KNO 3 - untuk produksi pupuk, Na 2 CO 3 digunakan untuk produksi aluminium, kaca, dan pembuatan sabun; NaHCO 3 digunakan dalam industri makanan. Li 2 O - merupakan bagian dari jenis kaca khusus dengan titik leleh rendah.

6. Peran biologis unsur golongan IA

Peran biologis litium sebagai elemen jejak belum sepenuhnya dijelaskan. Terbukti pada level tersebut membran sel Ion litium (pada konsentrasi yang cukup) bersaing dengan ion natrium saat memasuki sel. Penggantian ion natrium dengan ion litium dalam sel dikaitkan dengan kovalen yang lebih besar dari senyawa litium, sehingga senyawa tersebut lebih larut dalam fosfolipid.

Sodium adalah ion ekstraseluler utama. Tubuh manusia mengandung natrium dalam bentuk garam larutnya - klorida, fosfat, bikarbonat. Natrium masuk ke dalam tubuh manusia dalam bentuk garam meja. Kebutuhan natrium harian adalah 1 g, meskipun rata-rata konsumsi unsur ini adalah 4-7 g, konsumsi natrium yang berlebihan berkontribusi terhadap berkembangnya hipertensi. Natrium klorida digunakan untuk menyiapkan larutan hipertonik. Jika terjadi keracunan perak nitrat, lambung dicuci dengan larutan NaCl 2-5%.

Natrium bikarbonat NaHCO 3 (soda) digunakan untuk penyakit yang berhubungan dengan keasaman tinggi. Natrium sulfat (garam Glauber) NaSO 4 · 10H 2 O digunakan sebagai pencahar.

Kalium adalah anion intraseluler utama, terhitung 2/3 dari jumlah total anion seluler aktif.

Ion kalium memainkan peran penting dalam proses fisiologis - fungsi normal jantung, kontraksi otot, dan perilaku impuls saraf. Kalium merupakan antagonis natrium. Ion kalium dan natrium mengambil bagian dalam biokatalisis. Untuk kekurangan kalium, minum kalium klorida KCl 4-5 kali sehari, 1 g.

Rubidium dan sesium milik unsur mikro. Sebagai sinergis kalium, rubidium mengaktifkan banyak enzim yang sama seperti kalium.

Isotop radioaktif 127 Cs dan 87 Rb digunakan dalam radioterapi tumor ganas.

Perancis - Ini adalah unsur kimia radioaktif yang diproduksi secara artifisial. Fransium mampu terakumulasi secara selektif pada tumor pada tahap awal perkembangannya, sehingga berguna dalam mendiagnosis kanker.

7. Unsur golongan IIA

Subkelompok utama kelompok II meliputi unsur-unsur: berilium, magnesium, kalsium. strontium, barium dan radium. Semua unsur ini, kecuali berilium, telah diucapkan sifat logam. dalam keadaan bebas mereka adalah zat berwarna putih keperakan. Lebih padat. Dibandingkan logam alkali, dengan titik leleh yang cukup tinggi. Dari segi massa jenisnya, semuanya, kecuali radium, termasuk logam ringan. Properti terpentingnya diberikan pada Tabel 6. Unsur berilium periode kedua berilium berbeda sifatnya dengan unsur lain dalam subkelompok ini. Jadi, ion Be 2+, karena jari-jari ioniknya yang sangat kecil (0,027 nm), kepadatan muatan yang tinggi, dan energi ionisasi yang tinggi, hanya stabil dalam fase gas pada suhu tinggi. Oleh karena itu, ikatan kimia dalam senyawa biner berilium bahkan dengan unsur paling elektronegatif (BeO, BeF 2) memiliki derajat kovalen yang tinggi.

Untuk logam alkali tanah(Ca, Sr, Ba, Ra) pembentukan ciri ikatan ionik dan angka koordinasi yang tinggi. Magnesium menempati posisi perantara, karena di satu sisi mirip dengan alkali tanah, terutama senyawa ionik, pembentukan ion 2+, dan dalam sejumlah sifat (pelarutan dari ole, kebasaan hidroksida) - hingga berilium. Derajat ionisitas ikatan pada garam dan hidroksida lebih kecil dibandingkan pada senyawa logam alkali. Dalam banyak kasus, ikatan dalam struktur kristal sangat tepat sehingga garam alkali (sulfat, karbonat, ortofosfat) menjadi sulit larut.

Mg dan Ca tersebar luas di alam, Sr dan Ba ​​jarang, Be adalah unsur langka, Ra dalam jumlah yang dapat diabaikan menyertai uranium, yang selama peluruhannya terbentuk.

Unsur subkelompok II A tidak ditemukan dalam keadaan bebas (magnesium asli ditemukan dalam jumlah yang sangat kecil). Mg dan Ca adalah bagian dari silikat alami, aluminosilikat dan karbonat:

2МgОSiО 2 (olivin); MgOAI 2 O 3 (spinel); MgС1 2 6Н 2 O (biskofit); MgCO 3 (magnesit); CaCO3 (batu kapur, marmer, kapur). CaCO 3 MgCO3 (dolomit), CaF 2 (fluorit).

Dokumen serupa

Posisi hidrogen dalam tabel periodik unsur kimia dan ciri struktur atomnya. Sifat-sifat gas, prevalensi dan kejadiannya di alam. Reaksi kimia untuk menghasilkan hidrogen dalam industri dan laboratorium serta metode penerapannya.

presentasi, ditambahkan 13/02/2011


karakteristik umum Unsur golongan I, sifat kimia dan fisikanya, sejarah penemuan dan ciri-ciri metode produksinya. Litium dan senyawanya. Keteraturan struktur atom logam alkali. Aturan untuk menyimpan beberapa elemen grup ini.

presentasi, ditambahkan 30/11/2012


Senyawa organologam. Logam alkali dari subkelompok pertama. Senyawa organik litium, metode produksi, sifat kimia. Interaksi alkillitium dengan senyawa karbonil. Elemen kelompok kedua. Senyawa organomagnesium.

abstrak, ditambahkan 03.12.2008


Logam transisi- unsur subkelompok sekunder dari sistem periodik unsur kimia. Unsur golongan VIIB dan VIIIB : sifat kimia dan fisika. Senyawa mangan. Penerapan kalium permanganat. Senyawa kobalt dan nikel serta sifat-sifatnya.

presentasi, ditambahkan 05/02/2013


Ciri-ciri umum unsur kimia golongan IV tabel periodik, keberadaannya di alam dan senyawanya dengan nonlogam lainnya. Persiapan germanium, timah dan timah. Sifat fisiko-kimia logam subkelompok titanium. Area penerapan zirkonium.

presentasi, ditambahkan 23/04/2014


Naturalis, fisikawan, dan kimiawan Inggris Henry Cavendish adalah penemu hidrogen. Sifat fisika dan kimia suatu unsur, kandungannya di alam. Metode dasar produksi dan penerapan hidrogen. Mekanisme kerja bom hidrogen.

presentasi, ditambahkan 17/09/2012


Isotop hidrogen sebagai jenis atom unsur kimia hidrogen, yang mempunyai kandungan neutron berbeda dalam inti, ciri-ciri umum. Inti dari konsep “air ringan”. Pengenalan keunggulan utama air protium, analisis metode produksi.

tugas kursus, ditambahkan pada 31/05/2013


Tabel periodik unsur kimia. Struktur atom dan molekul. Ketentuan dasar teori koordinasi. Sifat fisika dan kimia halogen. Perbandingan sifat senyawa hidrogen. Tinjauan sifat-sifat senyawa unsur p-, s-, dan d.

kuliah, ditambahkan 06/06/2014


Ciri-ciri umum unsur p golongan III, sifat fisik dan kimia dasarnya. Deskripsi elemen yang paling umum: subkelompok boron, aluminium, galium. Peran biologis, penerapan dan prevalensinya. Penyebab terjadinya efek rumah kaca.

tesis, ditambahkan 08/08/2015


Sifat fisika unsur subkelompok utama golongan III. Ciri-ciri umum aluminium dan boron. Senyawa karbon anorganik alami. Sifat kimia silikon. Interaksi karbon dengan logam, nonlogam dan air. Sifat oksida.

Ciri-ciri umum unsur s - golongan IA : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr logam alkali golongan IIA : Be, Mg; Ca, Sr, Ba, Ra logam alkali tanah Rumus umum elektronika: […] ns 1 2 np 0 […] ns 1 M+I […] ns 2 …ns 1 np 1 M+II Keberadaan M+ dan M 2 + ion adalah karakteristiknya

Unsur Golongan IA Unsur Li Na K Rb Cs Fr z 3 11 19 37 55 87 Ar 6, 9 22, 99 39, 1 85, 5 132, 9 223, 0 0, 97 0, 93 0, 89 0, 86 0 , 91 0, 86 1 Li memiliki jari-jari ion terkecil, sehingga potensi ionisasinya paling besar, sehingga secara kimiawi kurang aktif.

Unsur Golongan IIA Unsur Be Mg Ca Sr Ba Ra z 4 12 20 38 56 88 Ar 9, 0 24, 3 40, 1 87, 6 137, 3 226, 0 1, 47 1, 23 1, 04 0, 99 1 0,97

Sifat fisika zat sederhana (golongan IA) Sifat Li Na K Rb Cs Fr T. pl. , C 180, 5 97, 83 63, 5 39, 3 28, 7 21 hal. , C 1336. 6 886 760 696 667. 6 660 0. 53 0. 86 1. 53 1. 90 ─ Massa jenis, g/cm 3 (20 C) litium 0. 97 kalium cesium natrium rubidium

Sifat fisika zat sederhana (golongan IIA) Sifat Be Mg Ca Sr Ba Ra T. pl. , C 1287 650 842 768 727 969 Kip. , C 2507 1095 1495 1390 1860 1536 1. 85 1. 74 1. 55 2. 54 3. 59 5. 00 Massa jenis, g/cm 3 (20 C) kalsium berilium barium magnesium strontium

Karakteristik umum elemen s. Zat sederhana: Semua - logam aktif(kecuali Be) Bereaksi sebagai zat pereduksi M – ne – = Mn+ (n = 1, 2) Pada ECHR – paling kiri: E – 3, 01 – 2, 92 – 2, 90 – 2, 34 V Li Cs Ba Menjadi

Karakteristik umum elemen s. Interaksi logam dengan air dan asam 2 Na + 2 H 2 O = 2 Na. OH + H 2 Na –e – = Na+ 2 H 2 O + 2 e – = H 2 + 2 OH Mg + 2 H 3 O+ = Mg 2+ + H 2 + 2 H 2 O Mg + 2 H 2 O (pada dingin) Mg + 2 H 2 O + t = Mg(OH)2 + H 2 (bila dipanaskan)

Karakteristik umum elemen s. Zat kompleks: oksida, hidroksida Mn+ – kation dalam kristal ionik M 2 O, MOH; MO, M(OH)2 – bersifat basa (kecuali Be oksida dan hidroksida) Dalam aq. larutan MOH, M(OH)2 – elektrolit kuat dan basa kuat (kecuali hidroksida Be dan Mg): Na. OH = Na+ + OH hal. H 7 Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2 OH hal. H 7 Untuk Mg, Jadilah hidroksida – kesetimbangan fasa: Mg(OH)2(t) Mg 2+ + 2 OH p. jam 7

Karakteristik umum elemen s. Zat kompleks: garam Garam: akuakasi – neprotolit (kecuali garam Be dan Mg): Na. Cl = Na+ + Clr. H = 7 neprotolit Untuk berilium dan magnesium: 2+ + H 2 O + + H 3 O+ ; R. H 7 2+ + H 2 O + + H 3 O+ ; R. H 7 Menjadi 2+ H 2 O + H 2 O Menjadi. OH+ + H3O+ ; KK= 2,0 10 6 Mg 2+ H 2 O + H 2 O Mg. OH+ + H3O+ ; KK= 3,8 10 12

Karakteristik umum elemen s. Zat kompleks Senyawa biner : hidrida MH, MH 2; peroksida M 2 O 2, MO 2; nitrida M 3 N, M 3 N 2 KH + H 2 O = KOH + H 2 Na 2 O 2(t) + H 2 O 2 Na+ + OH + HO 2 2 Na. O 2 + H 2 O = Na. OH + Na. H O 2 + O 2 4 Na. O 2 + 2 H 2 O = 4 Na. OH + 3 O 2 2 Cs. O 3 + 2 H 2 O = 2 Cs. OH + H 2 O 2 + 2 O 2 Li 3 N + 3 H 2 O = 3 Li. OH + NH 3 Ca. C 2 + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + C 2 H 2 Menjadi 2 C + 4 H 2 O = 2 Be(OH)2 + CH 4

Distribusi di alam 5. Ca – 3, 38% 6. Na – 2, 63% 7. K – 2, 41% 8. Mg – 1, 95% berat. 17. Rb 19. Ba Langka dan 23. Sr tersebar 28. Unsur Li 42. Cs 48. Be 92. Fr 226 Ra unsur radioaktif Garam Na, K, Ca dan Mg - dalam bentuk asin alami dan perairan segar(laut, samudera, danau, sungai, air tanah)

karnalit Mineral terpenting silvit halit lepidolit pollucite spodumene golongan IA Halit (garam batu) Na. Cl Karnalit KMg. Cl 3. 6 H 2 O Mirabilite Na 2 SO 4 10 H 2 O Pollusit (Cs, Na)Al(Si. O 3)2. N. H 2 O Silvin KCl Silvinit (K, Na)Cl Spodumene Li. Al(Si. O 3)2 Lepidolit K 2 Li 3 Al 4 Si 7 O 21(OH, F)3 Petalit Li. Al. Si4O10

Mineral terpenting adalah golongan IIA Phenakite Be 2 Si. O 4 Beryl (Be 3 Al 2) Si 6 O 18 (aquamarine, zamrud). Gipsum Ca. JADI 4· 2 H 2 O Kalsit Ca. CO 3 (batu kapur, marmer, kapur) Magnesit Mg. CO 3 Olivin (Mg, Fe. II) 2 Si. O 4 Talk Mg 3 Si 4 O 10(OH)2 Chrysoberyl (Be. Al 2)O 4 Celestine Sr. SO 4 Spinel (Mg. Al 2) O 4 Strontianit Sr. CO 3 Barit Ba. SO 4 magnesit celestite kalsit spinel aquamarine barit

Sejarah penemuan oleh G. Davy : Na, K, Ca, Ba, Mg (1807 -1808) J. Arvedson : Li (1817) N. Vauquelin : Be (1798) R. Bunsen, G. Kirchhoff : Rb, Cs (1861) M. Sklodowska-Curie, P. Curie, J. Bemont: Ra (1898) M. Pere: Fr (1939)

Berilium Amfoter Be + 2 HCl = Be. Cl 2 + H 2 Menjadi + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 t° (fusi) Be + 2 Na. OH(s) = Na 2 Menjadi. O 2 + H 3 O Be(OH)2 (Ks 10– 22) OH – 2+ 2–

Magnesium Mg + H 2 O t° Mg + 2 H 2 O = Mg(OH)2 + H 2 Mg + 2 NH 4 Cl + 2 H 2 O = = Mg. Cl 2 + 2 NH 3 H 2 O + H 2 + O 2+ H 3 Mg(OH)2 (Ks 10– 10) OH –

Unsur s meliputi unsur-unsur subkelompok utama golongan I dan II (IA dan IIA - subkelompok) sistem periodik. Rumus elektronik umum lapisan valensi unsur s adalah ns 1-2, dengan n adalah bilangan kuantum utama.

Unsur IA - subkelompok Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr - disebut logam alkali, dan unsur IIA memiliki subkelompok - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - empat unsur terakhir disebut logam alkali tanah.

Atom logam alkali untuk pembentukan ikatan kimia hanya memiliki satu elektron yang terletak di ns - orbital atom (AO). Nilai energi ionisasi yang relatif kecil menurun dari Li (I = 520 kJ/mol) menjadi Cs (I = 342 kJ/mol), yang memudahkan pelepasan elektron dari AO. Oleh karena itu, atom logam alkali dalam berbagai reaksi kimia dengan mudah diubah menjadi kation bermuatan tunggal dengan konfigurasi delapan elektron (n-1)s 2 (n-1)p 6 yang stabil dari gas mulia yang sesuai. Contoh: K(4s 1) – e = K + ().

Jadi, dalam banyak senyawa ioniknya, logam alkali hanya memiliki satu bilangan oksidasi (+1).

Elemen IIA - subkelompok terkandung di bagian luar tingkat energi sudah ada dua elektron yang mampu berpisah sebelum pembentukan ikatan kimia ionik dengan transisi salah satunya menjadi np AO: ns 2 → ns 1 np 1 . Bilangan oksidasi unsur-unsur subgolongan IIA dalam berbagai senyawanya adalah (+2).

Berilium dengan caranya sendiri sifat fisik dan kimia menonjol tajam di antara subkelompok IIA. Atom-atom unsur ini memiliki nilai energi ionisasi pertama tertinggi di antara semua unsur s (I = 901 kJ/mol) dan selisih ns dan np-AO terbesar. Oleh karena itu, berilium dengan unsur-unsur lain sebagian besar berbentuk kovalen ikatan kimia, yang biasanya dilihat dari sudut pandang metode ikatan valensi. Orbital atom berilium mengalami hibridisasi sp, yang berhubungan dengan pembentukan molekul linier BeCl 2, BeI 2, dll. Berilium (+II) dicirikan oleh kecenderungan untuk terbentuk senyawa kompleks:

Menjadi(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Oksida dan hidroksida unsur s memiliki sifat dasar. Di antara semua unsur s, hanya Be, oksida dan hidroksidanya yang terlihat sifat amfoter.

Perilaku kimia Li dan Mg, serta Be dan Al, karena periodisitas diagonal, sebagian besar serupa.

Logam alkali dengan oksigen tidak hanya membentuk oksida Me 2 [O], tetapi juga senyawa tipe Me 2 - peroksida; Saya – superoksida; Saya – ozonida. Bilangan oksidasi oksigen dalam senyawa ini masing-masing adalah –1; –1/2; –1/3.

Peroksida logam alkali tanah telah diketahui. Dari jumlah tersebut, barium peroksida BaO 2 memiliki kepentingan praktis terbesar.

Yang juga menarik adalah senyawa unsur s dengan hidrogen—hidrida yang hidrogennya memiliki bilangan oksidasi –1.

Bab 14. Kimia unsur s. Natrium dan kalium. Magnesium dan kalsium

14.1. Ciri-ciri umum unsur golongan IA dan IIA

Kelompok IA meliputi litium, natrium, kalium, rubidium, dan sesium. Unsur-unsur ini disebut unsur basa. Kelompok yang sama mencakup unsur radioaktif (tidak stabil) fransium yang diperoleh secara artifisial dan jarang dipelajari. Terkadang hidrogen juga termasuk dalam golongan IA (lihat Bab 10). Jadi, kelompok ini mencakup unsur-unsur dari masing-masing 7 periode.
Golongan IIA meliputi berilium, magnesium, kalsium, strontium, barium, dan radium. Empat unsur terakhir memiliki nama golongan - unsur alkali tanah.
Ketika berbicara tentang seberapa sering atom suatu unsur tertentu ditemukan di alam, mereka biasanya menunjukkan prevalensinya di kerak bumi. Kerak bumi mengacu pada atmosfer, hidrosfer, dan litosfer planet kita. Jadi, empat dari tiga belas unsur berikut paling melimpah di kerak bumi: Na ( w=2,63%), K ( w= 2,41%), Mg ( w= 1,95%) dan Ca ( w= 3,38%). Sisanya lebih jarang ditemukan, dan fransium tidak ditemukan sama sekali.
Jari-jari orbital atom unsur-unsur ini (kecuali hidrogen) bervariasi dari 1,04 A (untuk berilium) hingga 2,52 A (untuk sesium), yaitu, untuk semua atom melebihi 1 angstrom. Hal ini mengarah pada fakta bahwa semua unsur tersebut merupakan unsur pembentuk logam sejati, dan berilium merupakan unsur pembentuk logam amfoter.
Rumus umum elektron valensi unsur golongan IA adalah ns 1, dan elemen golongan IIA – ns 2 .
Besarnya ukuran atom dan sedikitnya jumlah elektron valensi menyebabkan atom-atom unsur tersebut (kecuali berilium) cenderung melepaskan elektron valensinya. Atom unsur golongan IA paling mudah melepaskan elektron valensinya (lihat Lampiran 6), sedangkan kation bermuatan tunggal terbentuk dari atom unsur alkali, dan kation bermuatan ganda terbentuk dari atom unsur alkali tanah dan magnesium. Bilangan oksidasi unsur basa adalah +I, dan unsur golongan IIA adalah +II.
Zat sederhana dibentuk oleh atom-atom unsur tersebut adalah logam. Litium, natrium, kalium, rubidium, sesium, dan fransium disebut logam alkali karena hidroksidanya bersifat basa. Kalsium, strontium dan barium disebut logam alkali tanah. Aktivitas kimia zat-zat ini meningkat seiring dengan meningkatnya jari-jari atom.
Dari sifat kimia logam-logam tersebut, yang terpenting adalah sifat pereduksinya. Logam alkali merupakan zat pereduksi yang paling kuat. Logam golongan IIA juga merupakan zat pereduksi yang cukup kuat.
Semuanya (kecuali berilium) bereaksi dengan air (magnesium bila direbus):
2M + 2H 2 O = 2M aq+2OH aq+H2,
M + 2H 2 O = M 2 + 2OH + H 2.

Dalam kasus magnesium, kalsium dan strontium, karena rendahnya kelarutan hidroksida yang dihasilkan, reaksi disertai dengan pembentukan endapan:

M 2 + 2OH = Mg(OH) 2

Logam alkali bereaksi dengan sebagian besar nonlogam:
2M + H 2 = 2MH (bila dipanaskan),
4M + O 2 = 2M 2 O (M – Li),
2M + Cl 2 = 2MCl (dalam kondisi normal),
2M + S = M 2 S (bila dipanaskan).

Dari logam alkali, bila dibakar dalam oksigen, oksida biasa hanya membentuk litium. Logam alkali yang tersisa membentuk peroksida (M 2 O 2) atau superoksida(MO 2 – senyawa yang mengandung ion superoksida dengan muatan formal –1 e).
Seperti logam alkali, logam dari unsur Golongan IIA bereaksi dengan banyak nonlogam, tetapi dalam kondisi yang lebih parah:
M + H 2 = MH 2 (bila dipanaskan; kecuali berilium),
2M + O 2 = 2MO (dalam kondisi normal; Be dan Mg - saat dipanaskan),
M + Cl 2 = MCl 2 (dalam kondisi normal),
M + S = MS (bila dipanaskan).
Berbeda dengan logam alkali, logam ini membentuk oksida biasa dengan oksigen.
Hanya magnesium dan berilium yang bereaksi dengan tenang dengan asam; zat sederhana lainnya bereaksi sangat keras, sering kali disertai ledakan.
Berilium bereaksi dengan larutan alkali pekat:
Jadilah + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

Sesuai dengan posisinya dalam rangkaian tegangan, hanya berilium dan magnesium yang bereaksi dengan larutan garam; logam lainnya dalam hal ini bereaksi dengan air.
Sebagai zat pereduksi kuat, logam alkali dan alkali tanah mereduksi banyak logam kurang aktif dari senyawanya, misalnya, bila dipanaskan, terjadi reaksi berikut:
4Na + MnO 2 = 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Umum untuk semua logam alkali dan logam golongan IIA metode industri produksi – elektrolisis garam cair.
Kecuali berilium oksida dari semua unsur yang dipertimbangkan adalah oksida basa, dan hidroksida– basa kuat (dalam berilium senyawa ini bersifat amfoter, magnesium hidroksida adalah basa lemah).
Penguatan sifat dasar hidroksida dengan bertambahnya nomor atom suatu unsur dalam suatu golongan mudah diamati pada rangkaian hidroksida unsur golongan IIA. Be(OH) 2 adalah hidroksida amfoter, Mg(OH) 2 adalah basa lemah, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 dan Ba(OH) 2 adalah basa kuat, tetapi seiring bertambahnya nomor atom, kelarutannya meningkat, dan Ba( OH) 2 sudah dapat digolongkan basa.

SUPEROKSIDA
1.Buatlah singkatan rumus elektronik dan diagram energi atom unsur golongan IA dan IIA. Tunjukkan elektron terluar dan elektron valensi.
2. Atas alasan apa hidrogen ditempatkan pada golongan IA, dan atas alasan apa hidrogen ditempatkan pada golongan VIIA?
3. Buatlah persamaan reaksi zat berikut dengan kelebihan oksigen: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2.
4.Kristal suatu zat terdiri dari ion-ion bermuatan tunggal. Setiap ion mengandung 18 elektron. Buatlah a) rumus zat yang paling sederhana; b) rumus elektronik ion yang disingkat; c) persamaan salah satu reaksi untuk memperoleh zat ini; d) dua persamaan reaksi yang melibatkan zat ini.

14.2. Natrium dan kalium

Natrium dan kalium adalah unsur alkali yang paling penting.
Zat sederhana, yang dibentuk oleh unsur-unsur ini, merupakan logam keperakan yang lembut dan dapat melebur, mudah dipotong dengan pisau, dan cepat teroksidasi di udara. Mereka disimpan di bawah lapisan minyak tanah. Titik leleh natrium adalah 98 °C, dan kalium adalah 64 °C.
Oksida Unsur-unsur ini adalah oksida basa yang khas. Mereka sangat higroskopis: menyerap air, mereka berubah menjadi hidroksida.
Hidroksida natrium dan kalium bersifat basa. Ini adalah zat kristal padat tidak berwarna yang meleleh tanpa terurai. Seperti oksida, mereka sangat higroskopis: menyerap air, mereka berubah menjadi larutan pekat. Baik hidroksida padat maupun larutan pekatnya merupakan zat yang sangat berbahaya: jika bersentuhan dengan kulit, akan menyebabkan bisul yang sulit disembuhkan, dan menghirup debunya dapat menyebabkan kerusakan pada saluran pernapasan. Natrium hidroksida (nama sepele - soda kaustik, soda kaustik) adalah salah satu produk terpenting industri kimia - digunakan untuk menciptakan lingkungan basa di banyak industri kimia. Kalium hidroksida (nama sepelenya adalah “kalium kaustik”) digunakan untuk menghasilkan senyawa kalium lainnya.
Mayoritas garam sedang natrium dan kalium adalah zat yang stabil secara termal dan hanya terurai pada suhu yang sangat tinggi. Dengan pemanasan sedang, hanya garam dari asam okso terhalogenasi, nitrat, dan beberapa senyawa lainnya yang terurai:

NaClO 4 = NaCl + 2O 2;
8NaClO 3 = 6NaClO 4 + 2NaCl;
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2;
Na 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Garam asam kurang stabil, ketika dipanaskan, semuanya terurai:

2NaHS = Na 2 S + H 2 S;
2NaHSO 4 = Na 2 S 2 O 7 + H 2 O;
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2;
NaH 2 PO 4 = NaPO 3 + H 2 O;
Na 2 HPO 4 = Na 4 P 2 O 7 + H 2 O.

Unsur-unsur ini tidak membentuk garam basa.

Dari garam-garam tersebut, yang paling penting adalah natrium klorida - garam meja. Ini tidak hanya diperlukan komponen makanan, tetapi juga bahan baku untuk industri kimia. Dari situ diperoleh natrium hidroksida, soda kue (NaHCO 3), soda (Na 2 CO 3) dan banyak senyawa natrium lainnya. Garam kalium adalah pupuk mineral yang diperlukan.
Hampir semua garam natrium dan kalium larut, sehingga tersedia reaksi kualitatif pada ion unsur-unsur ini tidak. (Reaksi kualitatif adalah reaksi kimia yang memungkinkan untuk mendeteksi atom atau ion dari unsur kimia apa pun dalam suatu senyawa, sekaligus membuktikan bahwa atom atau ion inilah yang ditemukan, dan bukan atom atau ion lain yang sifat kimianya serupa. Disebut juga reaksi , memungkinkan untuk mendeteksi zat apa pun dalam campuran) Keberadaan ion natrium atau kalium dalam suatu senyawa dapat ditentukan dengan pewarnaan nyala api yang tidak berwarna ketika sampel uji ditambahkan ke dalamnya: dalam kasus natrium, nyala api berwarna kuning, dan dalam kasus kalium - ungu.

REAKSI KUALITATIF
Tuliskan persamaan reaksi yang mencirikan sifat kimia a) natrium, b) kalium hidroksida, c) natrium karbonat, d) natrium hidrosulfida.
Pewarnaan api dengan garam natrium dan kalium

14.3. Magnesium dan kalsium

Zat sederhana magnesium dan kalsium adalah logam. Kalsium cepat teroksidasi di udara, tetapi magnesium jauh lebih stabil dalam kondisi ini - ia hanya teroksidasi dari permukaan. Kalsium disimpan di bawah lapisan minyak tanah. Titik leleh magnesium dan kalsium masing-masing adalah 650 dan 851 °C. Magnesium dan kalsium jauh lebih banyak padatan daripada logam alkali. Kepadatan magnesium yang rendah (1,74 g/cm3) dengan kekuatan yang signifikan memungkinkan penggunaan paduannya dalam industri penerbangan.
Magnesium dan kalsium merupakan zat pereduksi kuat (terutama bila dipanaskan). Mereka sering digunakan untuk mereduksi logam lain yang kurang aktif dari oksidanya (magnesium di laboratorium, dan kalsium di industri).
Magnesium dan kalsium adalah beberapa logam yang bereaksi dengan nitrogen. Ketika dipanaskan, mereka membentuk nitrida Mg 3 N 2 dan Ca 3 N 2. Oleh karena itu, ketika dibakar di udara, magnesium dan kalsium diubah menjadi campuran oksida dan nitrida.
Kalsium mudah bereaksi dengan air, tetapi magnesium hanya bereaksi jika direbus. Dalam kedua kasus tersebut, hidrogen dilepaskan dan hidroksida yang sulit larut terbentuk.
Oksida magnesium dan kalsium adalah zat ionik; dalam perilaku kimianya mereka adalah oksida basa. Magnesium oksida tidak bereaksi dengan air, tetapi kalsium oksida (nama sepelenya adalah “kapur”) bereaksi hebat, melepaskan panas. Kalsium hidroksida yang dihasilkan disebut "kapur mati" dalam industri.
Hidroksida Magnesium tidak larut dalam air, namun bersifat basa. Kalsium hidroksida sangat larut dalam air; larutan jenuhnya disebut “air kapur”, merupakan larutan basa (mengubah warna indikator). Kalsium hidroksida dalam keadaan kering, terutama basah, menyerap karbon dioksida dari udara sekitar dan berubah menjadi kalsium karbonat. Sifat kapur mati ini telah digunakan dalam konstruksi selama berabad-abad: kapur mati sebagai komponen utama adalah bagian dari mortar kapur bangunan, yang sekarang hampir seluruhnya digantikan oleh semen. Kedua hidroksida terurai ketika dipanaskan secara moderat tanpa meleleh.
garam Magnesium dan terutama kalsium ditemukan di banyak mineral pembentuk batuan. Dari batuan tersebut yang paling terkenal adalah kapur, marmer dan batu kapur, yang bahan utamanya adalah kalsium karbonat. Ketika dipanaskan, kalsium dan magnesium karbonat terurai menjadi oksida dan karbon dioksida yang sesuai. Dengan air yang mengandung karbon dioksida terlarut, karbonat ini bereaksi membentuk larutan hidrogen karbonat, misalnya:

MCO 3 + CO 2 + H 2 O = M 2 + 2HCO 3.

Ketika dipanaskan, dan bahkan ketika mencoba memisahkan bikarbonat dari larutan dengan menghilangkan air pada suhu kamar, bikarbonat terurai melalui reaksi sebaliknya:

M 2 + 2HCO 3 = MCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Kalsium sulfat terhidrasi CaSO 4 ·2H 2 O adalah zat kristal tidak berwarna, sedikit larut dalam air. Ketika dipanaskan, ia mengalami dehidrasi sebagian, berubah menjadi hidrat kristalin dengan komposisi 2CaSO 4 ·H 2 O. Nama sepele untuk hidrat dihidrat adalah gipsum, dan hemihidrat adalah pualam. Ketika pualam dicampur dengan air, ia terhidrasi, membentuk massa gipsum yang padat dan padat. Properti alabaster ini digunakan dalam pengobatan (gips) dan konstruksi (partisi plester yang diperkuat, cacat penyegelan). Pematung menggunakan pualam untuk membuat model dan cetakan plester.
Kalsium karbida (asetilenida) CaC 2. Rumus struktur (Ca2)(CC). Diperoleh dengan sintering kapur tohor dengan batubara:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Ini zat ionik bukan garam dan terhidrolisis sempurna oleh air membentuk asetilena, yang sejak lama diperoleh dengan cara berikut:

CaC 2 + 2H 2 O = C 2 H 2 + Ca(OH) 2.

Oleh karena itu, ion magnesium terhidrasi 2 adalah asam kationik (lihat Lampiran 13). garam yang larut magnesium mengalami hidrolisis. Untuk alasan yang sama, magnesium bisa terbentuk garam dasar, misalnya Mg(OH)Cl. Ion kalsium terhidrasi bukanlah asam kationik.
Kalsium dalam senyawa dapat dideteksi melalui warna nyala api. Warna nyala apinya oranye-merah. Reaksi kualitatif terhadap ion Ca 2, Sr 2 dan Ba ​​2, yang tidak memungkinkan seseorang untuk membedakan ion-ion ini satu sama lain - pengendapan sulfat yang sesuai dengan larutan encer asam sulfat (atau larutan sulfat apa pun dalam suasana asam):

M 2 + JADI 4 2 = MSO 4.

1.Mengapa magnesium dan kalsium tidak membentuk ion bermuatan tunggal?
2. Tuliskan persamaan deskriptif untuk semua reaksi yang diberikan dalam paragraf.
3. Buatlah persamaan reaksi yang mencirikan sifat kimia a) kalsium, b) kalsium oksida, c) magnesium hidroksida, d) kalsium karbonat, e) magnesium klorida.
Kajian sifat-sifat senyawa magnesium dan kalsium