Uwagi ogólne.

pierwiastki s to pierwiastki głównych podgrup grup I i ​​II układu okresowego, a także hel. Wszystkie z wyjątkiem wodoru i helu są metalami. Metale grupy I nazywane są metalami alkalicznymi, ponieważ wszystkie reagują z wodą, tworząc zasady. Metale grupy II, z wyjątkiem berylu, nazywane są zwykle metalami ziem alkalicznych. Pojawienie się tego terminu wiąże się ze starożytną nazwą tlenków tych metali - ziem alkalicznych. Frans, który kończy grupę I, i rad, który kończy grupę II, są pierwiastkami promieniotwórczymi. Jedyny naturalny izotop ma krótki okres półtrwania, więc tak właściwości chemiczne aha, niewiele wiadomo.

Wszystkie metale mają jeden lub dwa elektrony na zewnętrznej powłoce atomów. Metale te mogą z łatwością oddać swoje elektrony, tworząc jony o stabilnych konfiguracjach elektronowych gazów szlachetnych.

Wszystkie s-metale w normalnych warunkach są w stanie stałym i żaden z nich nie tworzy modyfikacji alotropowych. Metale grupy I są bardzo miękkie i mają niską gęstość w porównaniu do innych metali. Lit, sód i potas są lżejsze od wody i unoszą się na jej powierzchni, reagując z nią. Metale grupy II są twardsze niż metale grupy I. Mają stosunkowo większą gęstość, chociaż jest ona znacznie mniejsza niż w przypadku metali przejściowych.

Właściwości chemiczne metali.

Wszystkie metale świeżo pocięte mają błyszczącą powierzchnię, jednak w kontakcie z tlenem zawartym w powietrzu silnie się utleniają i szybko matowieją. Dlatego wszystkie metale s, z wyjątkiem berylu i magnezu, należy przechowywać pod warstwą nafty lub ciekłej parafiny, aby zapobiec ich kontaktowi z powietrzem. Beryl i magnez tworzą na powierzchni ochronną warstwę tlenku i dlatego korodują stosunkowo wolno.

Wszystkie s-metale spalają się w atmosferze powietrza, tworząc tlenki jednego lub więcej typów - normalne tlenki składu (Grupa I) i (Grupa II), nadtlenki składu (Grupa I) i (Grupa II), ponadtlenki składu (Grupa I) i (II grupa).

Na przykład tylko lit spala się w powietrzu, tworząc tlenek

a sód tworzy mieszaninę nadtlenku i ponadtlenku

Tlenki sodu i potasu można otrzymać tylko wtedy, gdy specjalne warunki na przykład podczas ogrzewania mieszaniny nadtlenku z nadmiarem metalu przy braku tlenu:

Wszystkie metale z grup I i ​​II łączą się z wodorem po podgrzaniu, tworząc wodorki, na przykład:

Ponadto wszystkie metale s po podgrzaniu reagują z halogenami, siarką, azotem, fosforem i węglem, tworząc halogenki

Wszystkie s-metale z grup I i ​​II redukują zimną wodę do wodorotlenków i wodoru:

Ich reaktywność wzrasta od góry do dołu grupy. Zatem lit reaguje z wodą stosunkowo powoli, natomiast potas reaguje z wodą wybuchowo, samozapalając się i spalając fioletowym płomieniem na powierzchni wody.

Aktywność metali z grup I i ​​II wobec kwasów również wzrasta od góry do dołu w grupie

Wszystkie metale alkaliczne reagują wybuchowo z kwasami, dlatego takich reakcji zwykle nie przeprowadza się w laboratoriach.

Związki s-metali.

Powyżej stwierdzono, że metale tworzą trzy rodzaje tlenków, które mają typowe właściwości zasadowe. Z wyjątkiem tlenków berylu i magnezu, tlenki, nadtlenki i ponadtlenki innych pierwiastków łatwo reagują z wodą, tworząc silnie zasadowe roztwory, na przykład:

Najważniejsze są wodorotlenki KOH i NaOH związki chemiczne metale alkaliczne. W przemyśle otrzymuje się je przez elektrolizę roztworów chlorków.


Elementy S

1. Charakterystyka s-elementów

Blok s-elementów obejmuje 13 elementów, których cechą wspólną jest budowanie zewnętrznego poziomu energii w ich atomach podpoziomu s.

Choć wodór i hel zaliczane są do pierwiastków S, to ze względu na specyfikę ich właściwości należy je rozpatrywać oddzielnie. Wodór, sód, potas, magnez, wapń są niezbędnymi pierwiastkami.

Związki pierwiastków s wykazują ogólne wzorce właściwości, co tłumaczy się podobieństwem struktura elektroniczna ich atomy. Wszystkie elektrony zewnętrzne są elektronami walencyjnymi i biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Dlatego maksymalny stopień utlenienia tych pierwiastków w związkach jest równy numer elektronów w warstwie zewnętrznej i jest odpowiednio równa numerowi grupy, w której znajduje się pierwiastek. Stopień utlenienia metali pierwiastków S jest zawsze dodatni. Inną cechą jest to, że po oddzieleniu elektronów warstwy zewnętrznej pozostaje jon z powłoką gazu szlachetnego. Kiedy wzrasta numer seryjny pierwiastka, promień atomowy, energia jonizacji maleje (z 5,39 eV y Li do 3,83 eV y Fr), a aktywność redukcyjna pierwiastków wzrasta.

Zdecydowana większość związków pierwiastków s jest bezbarwna (w przeciwieństwie do związków pierwiastków d), ponieważ wykluczone jest przejście d-elektronów z niskich poziomów energetycznych na wyższe poziomy energetyczne, co powoduje kolor.

Związki pierwiastków z grup IA - IIA są typowymi solami, w roztworze wodnym prawie całkowicie dysocjują na jony i nie ulegają hydrolizie kationowej (z wyjątkiem soli Be 2+ i Mg 2+).

kowalencyjny jonowy wodorowodoru

Kompleksowanie nie jest typowe dla jonów pierwiastka s. Krystaliczne kompleksy s - pierwiastków z ligandami H 2 O-krystaliczne hydraty znane są już od czasów starożytnych, np.: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-boraks, KAl (SO 4) 2 12H 2 O-alun. Cząsteczki wody w krystalicznych hydratach są zgrupowane wokół kationu, ale czasami całkowicie otaczają anion. Ze względu na mały ładunek jonowy i duży promień jonów metale alkaliczne są najmniej podatne na tworzenie kompleksów, w tym kompleksów wodnych. Jony litu, berylu i magnezu działają jako środki kompleksujące w złożonych związkach o niskiej stabilności.

2. Wodór. Właściwości chemiczne wodoru

Wodór jest najlżejszym pierwiastkiem S. Jego konfiguracja elektroniczna w stanie podstawowym to 1S 1. Atom wodoru składa się z jednego protonu i jednego elektronu. Osobliwością wodoru jest to, że jego elektron walencyjny znajduje się bezpośrednio w sferze działania jądro atomowe. Wodór nie ma pośredniej warstwy elektronowej, dlatego wodoru nie można uznać za elektroniczny analog metali alkalicznych.

Podobnie jak metale alkaliczne, wodór jest środkiem redukującym i wykazuje stopień utlenienia +1. Widma wodoru są podobne do widm metali alkalicznych. Tym, co upodabnia wodór do metali alkalicznych, jest jego zdolność do wytwarzania uwodnionego, dodatnio naładowanego jonu H+ w roztworach.

Podobnie jak halogen, atomowi wodoru brakuje jednego elektronu. To określa istnienie jonu wodorkowego H.

Dodatkowo, podobnie jak atomy halogenu, atomy wodoru charakteryzują się wysoką energią jonizacji (1312 kJ/mol). Zatem wodór zajmuje szczególną pozycję w układzie okresowym pierwiastków.

Wodór jest najobficiej występującym pierwiastkiem we wszechświecie, stanowiącym nawet połowę masy Słońca i większości gwiazd.

Na Słońcu i innych planetach wodór występuje w stanie atomowym, w ośrodku międzygwiazdowym w postaci częściowo zjonizowanych cząsteczek dwuatomowych.

Wodór ma trzy izotopy; prot 1 H, deuter 2 D i tryt 3 T, a tryt jest izotopem radioaktywnym.

Cząsteczki wodoru wyróżniają się dużą wytrzymałością i niską polaryzowalnością, niewielkimi rozmiarami i małą masą oraz dużą ruchliwością. Dlatego wodór ma bardzo niskie temperatury topnienie (-259,2 o C) i wrzenie (-252,8 o C). Ze względu na wysoką energię dysocjacji (436 kJ/mol) rozpad cząsteczek na atomy zachodzi w temperaturach powyżej 2000 o C. Wodór jest gazem bezbarwnym, bezwonnym i bez smaku. Ma niską gęstość - 8,99·10 -5 g/cm. Pod bardzo wysokim ciśnieniem wodór przechodzi w stan metaliczny. Uważa się, że na odległych planetach Układ Słoneczny- Na Jowiszu i Saturnie wodór występuje w stanie metalicznym. Zakłada się, że w składzie jądra Ziemi znajduje się także wodór metaliczny, który występuje pod ultrawysokim ciśnieniem wytwarzanym przez płaszcz Ziemi.

Właściwości chemiczne. Na temperatura pokojowa wodór cząsteczkowy reaguje tylko z fluorem po napromieniowaniu światłem - z chlorem i bromem po podgrzaniu z O 2, S, Se, N 2, C, I 2.

Reakcje wodoru z tlenem i halogenami przebiegają według mechanizmu radykalnego.

Oddziaływanie z chlorem jest przykładem reakcji nierozgałęzionej po naświetleniu światłem (aktywacja fotochemiczna) lub po podgrzaniu (aktywacja termiczna).

Сl+ H2 = HCl + H (rozwój łańcucha)

H+ Cl2 = HCl + Cl

Wybuch gazu detonującego – mieszaniny wodoru i tlenu – jest przykładem procesu o łańcuchu rozgałęzionym, gdy inicjacja łańcucha obejmuje nie jeden, ale kilka etapów:

H2 + O2 = 2OH

H+O2 = OH+O

O+ H2 = OH+ H

OH + H. 2 = H. 2O + H

Procesu eksplozji można uniknąć, jeśli pracuje się z czystym wodorem.

Ponieważ wodór charakteryzuje się dodatnim (+1) i ujemnym (-1) stopniem utlenienia, wodór może wykazywać zarówno właściwości redukujące, jak i utleniające.

Właściwości redukujące wodoru objawiają się podczas interakcji z niemetalami:

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

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

Reakcje te przebiegają z wydzieleniem dużej ilości ciepła, co świadczy o dużej energii (wytrzymałości) wiązań H-Cl, H-O. Dlatego wodór wykazuje właściwości redukujące w stosunku do wielu tlenków i halogenków, np.:

Stanowi to podstawę do wykorzystania wodoru jako środka redukującego do produkcji prostych substancji z tlenków halogenków.

Jeszcze silniejszym środkiem redukującym jest wodór atomowy. Powstaje w wyniku molekularnego wyładowania elektronów w warunkach niskiego ciśnienia.

Wodór ma wysoką aktywność redukującą w momencie uwolnienia podczas oddziaływania metalu z kwasem. Wodór ten redukuje CrCl 3 do CrCl 2:

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

Ważna jest interakcja wodoru z tlenkiem azotu (II):

2NO + 2H2 = N2 + H2O

Stosowany w układach oczyszczania do produkcji kwasu azotowego.

Jako utleniacz wodór oddziałuje z aktywnymi metalami:

W tym przypadku wodór zachowuje się jak halogen, tworząc podobnie do halogenków wodorki.

Wodorki pierwiastków s grupy I mają strukturę jonową typu NaCl. Chemicznie wodorki jonowe zachowują się jak związki zasadowe.

Wodorki kowalencyjne obejmują wodorki pierwiastków niemetalicznych, które są mniej elektroujemne niż sam wodór, na przykład wodorki o składzie SiH4, BH3, CH4. Z natury chemicznej wodorki niemetali są związkami kwasowymi.

Cechą charakterystyczną hydrolizy wodorków jest wydzielanie się wodoru, reakcja przebiega poprzez mechanizm redoks.

Zasadowy wodorek

Wodorek kwasowy

W wyniku uwolnienia wodoru hydroliza przebiega całkowicie i nieodwracalnie (?H<0, ?S>0). W tym przypadku zasadowe wodorki tworzą zasadę, a wodorki kwasowe tworzą kwas.

Potencjał standardowy układu wynosi B. Dlatego jon H jest silnym czynnikiem redukującym.

W laboratorium wodór wytwarza się w wyniku reakcji cynku z 20% kwasem siarkowym w aparacie Kippa.

Cynk techniczny często zawiera drobne domieszki arsenu i antymonu, które w momencie uwolnienia się pod wpływem wodoru ulegają redukcji do trujących gazów: arsyny SbH 3 i stabiny SbH. Wodór ten może zatruć. W przypadku chemicznie czystego cynku reakcja przebiega powoli z powodu przepięcia i nie można uzyskać dobrego prądu wodoru. Szybkość tej reakcji zwiększa się przez dodanie kryształów siarczanu miedzi; reakcję przyspiesza się przez utworzenie pary galwanicznej Cu-Zn.

Bardziej czysty wodór powstaje w wyniku działania zasad na krzem lub aluminium po podgrzaniu:

W przemyśle czysty wodór wytwarza się poprzez elektrolizę wody zawierającej elektrolity (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).

Duża ilość wodoru powstaje jako produkt uboczny podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu z przeponą oddzielającą przestrzenie katodową i anodową,

Największą ilość wodoru uzyskuje się poprzez zgazowanie paliwa stałego (antracytu) przegrzaną parą wodną:

Lub przez konwersję gazu ziemnego (metanu) parą przegrzaną:

Powstała mieszanina (gaz syntezowy) wykorzystywana jest do produkcji wielu związków organicznych. Wydajność wodoru można zwiększyć przepuszczając gaz syntezowy przez katalizator, który przekształca CO w CO2.

Aplikacja. Do syntezy amoniaku zużywane są duże ilości wodoru. Aby otrzymać chlorowodór i kwasu solnego, do uwodornienia tłuszczów roślinnych, do odzyskiwania metali (Mo, W, Fe) z tlenków. Płomień wodorowo-tlenowy służy do spawania, cięcia i topienia metali.

Ciekły wodór wykorzystywany jest jako paliwo rakietowe. Paliwo wodorowe jest przyjazny dla środowiska i bardziej energochłonny niż benzyna, dzięki czemu w przyszłości może zastąpić produkty naftowe. Już kilkaset samochodów na świecie napędzanych jest wodorem. Problematyka energii wodorowej wiąże się z magazynowaniem i transportem wodoru. Wodór magazynowany jest w podziemnych cysternach w stanie ciekłym pod ciśnieniem 100 atm. Transport dużych ilości ciekłego wodoru stwarza poważne ryzyko.

3. Wodorki. Nadtlenek wodoru

Wodorki to związki pierwiastków z wodorem. Ze względu na charakter wiązania rozróżnia się wodorki jonowe, kowalencyjne i wodorki metali.

Wodorki jonowe (lub podobne do soli) powstają w wyniku metali alkalicznych lub metali ziem alkalicznych i są otrzymywane przez ogrzewanie metalu w atmosferze wodoru.

Są to białe substancje krystaliczne, których budowa zbudowana jest z jonów H? i kationy metali.

Wodorki jonowe są silnymi środkami redukującymi. Po rozpuszczeniu w powietrzu zapalają się:

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

Łatwo ulegają rozkładowi pod wpływem wody i można z nich wytworzyć niewielkie ilości wodoru:

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

Wodorki kowalencyjne składają się z cząsteczek. Wodorki niemetali (HCk, H 2 S, NH 3, CH 4, H 2 Se) mają budowę molową.

Wodorki berylu, magnezu i glinu mają strukturę polimerową. Tutaj atomy metali są połączone w łańcuchy i warstwowe jony wodorkowe, które tworzą trójśrodkowe wiązania dwuelektronowe z atomami metalu, na przykład AlHAl.

Przejściowe pierwiastki d i f tworzą wodorki metali.

Przechodząc w okresie od lewej do prawej, właściwości wodorków zmieniają się z obojętnego (SiH 4) na zasadowy (PH 3) i kwaśny (HCl).

W złożonych wodorkach jony H? pełnią rolę ligandów. Przykładem są wodorki glinu? i borowodorki [ВH4]? .

Borowodorki są dość stabilnymi związkami, podczas gdy wodorki glinu łatwo rozkładają się pod wpływem wody, uwalniając wodór:

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

Reakcja ta wykorzystywana jest do produkcji wodoru. Wodorki glinu stosuje się również do wytwarzania wodorków innych pierwiastków:

GeCl 4 + Li > GeH4 + LiCl + AlCl.

Nadtlenek wodoru (nadtlenek) H 2 O 2 ma największe znaczenie praktyczne. Energia Komunikacja OO(210 kJ/mol) jest znacznie niższa niż energia wiązania OH (468 kJ/mol). Ze względu na asymetryczny rozkład Połączenia typu NO cząsteczka H 2 O 2 jest silnie polarna (m = 0,7·10 -29 C m). Pomiędzy cząsteczkami nadtlenku wodoru powstaje silne wiązanie wodorowe, co prowadzi do ich asocjacji. Dlatego w normalnych warunkach nadtlenek wodoru jest bezbarwną, lepką, przezroczystą cieczą o wysokiej temperaturze wrzenia (150,2 o C).Nadtlenek wodoru miesza się z wodą w dowolny sposób, na skutek tworzenia nowych wiązań wodorowych. W laboratorium zwykle stosuje się 3% i 30% roztwory H 2 O 2 (ten ostatni nazywa się perhydrolem).

W roztworach wodnych nadtlenek wodoru jest słabym kwasem:

jon wodoronadtlenkowy

W reakcjach chemicznych rodnik nadtlenkowy może przekształcić się w inne związki bez zmiany:

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

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

Częściej zachodzą reakcje, którym towarzyszy zniszczenie wiązania O-O lub zmiana ładunku jonu O 2 2 -. Stopień utlenienia tlenu w H 2 O 2 wynosi - 1, więc nadtlenek wodoru może wykazywać zarówno właściwości środka redukującego, jak i właściwości środka utleniającego.

Przykładem reakcji, w której nadtlenek wodoru działa jako środek utleniający, jest:

Podczas interakcji z bardzo silnym środkiem utleniającym, na przykład z PbO 2, nadtlenek działa jako środek redukujący:

Środek redukujący

Właściwości utleniające nadtlenku są najbardziej widoczne w środowisku kwaśnym i obojętnym. I redukujące - w alkaliach:

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

Nadtlenek wodoru charakteryzuje się rozkładem według rodzaju dysproporcji:

Rozkład ten przyspiesza obecność zanieczyszczeń, światła i ogrzewania. Roztwory 30-60% są stabilne. Nadtlenek wodoru jest przechowywany w ciemnym pojemniku i na zimno.

Rozkład nadtlenku wodoru przyspiesza w obecności soli metale ciężkie. Katalizowany jonami metali rozkład H 2 O 2 może prowadzić do powstania rodników, z których najważniejszymi są wodorotlenek HO i wodoronadtlenek HO 2. Na przykład pod wpływem Fe 2+ wiązania - O-O- rozrywają się:

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

Powstałe rodniki są bardzo toksyczny dla komórki. Nadtlenek wodoru stosowany jest w praktyka lekarska jako zewnętrzny środek bakteriobójczy, a roztwory H 2 O 2 stosuje się jako środek dezynfekujący. Nadtlenek wodoru służy do wybielania papieru, skóry i materiałów tekstylnych.

4. Chemia wody

Woda jest głównym związkiem wodoru, który ma unikalne właściwości i ma ogromne znaczenie.

Struktura wody. Woda jest jedną z najczęściej występujących substancji w przyrodzie. Jego całkowita ilość wynosi 1,4 · 10 · 18 ton, co zajmuje około czterech piątych powierzchni Ziemi. Woda jest składnikiem wielu minerałów, skał i gleby. Odgrywa niezwykle ważną rolę w przyrodzie, w życiu roślin, zwierząt i człowieka. Woda stanowi około 1/3 masy ciała człowieka. Wiele produktów spożywczych (warzywa, owoce, mleko, jaja, mięso) składa się w 95–65% z wody.

Istnieje dziewięć ustalonych izotopów wody, z czego H 16 2 O stanowi 99,73% (ułamek molowy), a H 18 2 O wynosi 0,2%. Niewielka ilość wynika z ciężkiej wody D 2 O. Woda zawiera niewielką ilość izotopu promieniotwórczego (T 2 O).

Trudno przecenić rolę wody w technologii, rolnictwo, medycyna, a także w procesy technologiczne różne branże Gospodarka narodowa. Na przykład w elektrowniach paliwowych i jądrowych woda jest główną substancją roboczą - chłodziwem, a w elektrowniach wodnych nośnikiem energii mechanicznej. Wyjątkowa rola wody w przyrodzie i technologii wynika z jej właściwości. Woda jest związkiem stabilnym termodynamicznie. Standardowa energia Gibbsa tworzenia ciekłej wody w temperaturze 298 K wynosi 237,57 kJ/mol, pary wodnej 228,94 kJ/mol. W związku z tym stała dysocjacji pary wodnej podczas rozkładu na wodór i tlen jest bardzo mała:

Stała dysocjacji zbliża się do jedności dopiero w temperaturach powyżej 4000K.

Właściwości fizyczne woda. Temperatura topnienia wody wynosi 0 o C, temperatura wrzenia 100 o C. Gęstość w temperaturze 20 o C wynosi 0,998 g/cm. Właściwości wody różnią się znacznie od właściwości związków wodorowych pierwiastków grupy IV (H 2 S, H 2 Se, H2Te). Woda w normalnych warunkach występuje w stanie ciekłym, natomiast związki te są gazami. Temperatura krystalizacji i odparowania wody jest znacznie wyższa od temperatury krystalizacji i odparowania związków wodorowych pierwiastków grupy IV. Woda ma największą gęstość w temperaturze 4 o C. To też jest niezwykłe. W przeciwieństwie do innych związków, gęstość wody nie wzrasta podczas krystalizacji, ale maleje. Woda ma bardzo wysoką stałą dielektryczną. Zatem w temperaturze 298 K jej stała dielektryczna wynosi 78,5, podczas gdy dla H2S jest mniejsza niż 10. Woda jest dobrym rozpuszczalnikiem cieczy polarnych i związków z wiązaniami jonowymi.

Woda tworzy krystaliczne hydraty z wieloma związkami. Na przykład CH 4 nH 2 O, C 2 H 5 Cl mH 2 O (klatraty lub związki inkluzyjne).

Niezwykłe właściwości wody wynikają z trzech powodów: polarności cząsteczek, obecności wolnych par elektronów na atomach tlenu i tworzenia wiązań wodorowych. Cząsteczka wody ma kształt kątowy z kątem HOH wynoszącym 104,5°, zbliżonym do czworościennego, w wierzchołku znajduje się atom tlenu połączony polarnym wiązaniem kowalencyjnym z dwoma atomami wodoru (protonami). Dwie pary elektronów są wspólne dla protonów i atomu tlenu, dwie pary samotnych elektronów są zorientowane po drugiej stronie tlenu. Cząsteczka wody jest polarna. Woda ze względu na swoją polarność dobrze rozpuszcza ciecze polarne i związki posiadające wiązania jonowe. Obecność wolnych par elektronów w tlenie i przemieszczenie wspólnych par elektronów z atomu wodoru na atom tlenu determinuje powstawanie wiązań wodorowych pomiędzy tlenem i wodorem.

Choć wiązania wodorowe są słabsze od wiązań kowalencyjnych i jonowych, to jednak są znacznie silniejsze od wiązań van der Waalsa i warunkują asocjację cząsteczek wody w stanie ciekłym oraz niektóre anomalne właściwości wody, w szczególności wysokie temperatury topnienia i parowania, wysoką stałą dielektryczną, maksymalna gęstość w temperaturze 4 o C, a także specjalna struktura lodu. W kryształkach lodu cząsteczka wody tworzy cztery wiązania wodorowe z sąsiednimi cząsteczkami wody (z powodu dwóch samotnych par elektronów i dwóch protonów tlenu), co powoduje powstanie czworościennej struktury krystalicznej lodu.

W wodzie ciekłej cząsteczki są ze sobą powiązane, tj. połączyć w większe cząstki. Ponadto ustala się równowaga pomiędzy cząsteczkami wody związanymi w asocjaty i wolnymi cząsteczkami wody. Obecność asocjatów zwiększa temperaturę krystalizacji i parowania wody oraz stałą dielektryczną. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta udział wolnych cząsteczek.

Kiedy woda paruje, związki towarzyszące ulegają zniszczeniu, a para wodna pod niskim ciśnieniem składa się z wolnych cząsteczek H2O.Jednak wraz ze wzrostem ciśnienia cząsteczki wody zbliżają się i tworzą wiązania wodorowe. Następuje połączenie cząsteczek. Wraz ze wzrostem ciśnienia para zbliża się do swojej struktury do stanu ciekłego. Powoduje to wzrost rozpuszczalności w parze związków zawierających wiązania jonowe.

Właściwości chemiczne wody. Woda częściowo dysocjuje na jony wodorowe i wodorotlenkowe (K d.298 = 2.10 -16).

Proton oddziałuje z H 2 O, tworząc H 3 O +. Woda - związek amfoteryczny, tj. może jak kwas

i podstawa

Woda może być zarówno środkiem utleniającym, jak i reduktorem. Dualizm redoks wiąże się z możliwością wystąpienia dwóch procesów:

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

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

Silne utleniacze utleniają go, uwalniając tlen:

H2O + F2 = 2HF + SO2

Silne środki redukujące redukują go wraz z wydzieleniem wodoru, np.:

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

W podwyższonych temperaturach para wodna oddziałuje z CO (na katalizatorze Fe), metanem (na katalizatorze Na lub Co):

CO + H 2 O = CO 2 + H 2

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

Woda jest ligandem i jest koordynowana zarówno przez kationy [M (H 2 O) m ] n +, jak i aniony [A (H 2 O) m ] n - .

Woda katalizuje wiele reakcji. Na przykład metale alkaliczne reagują w temperaturze pokojowej nawet w obecności śladów wody. Ponieważ cząsteczki wody są polarne, dobrze rozpuszczają wiele związków polarnych, które dysocjują na jony. Substancje tworzące wiązania wodorowe z wodą (SO 2 , NH 3 , C 2 H 5 OH itp.) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Rozpuszczalność w wodzie substancji niskopolarnych jest niska.

4.1 Skład wody naturalne

Ludzkość szeroko wykorzystuje naturalną wodę do swoich potrzeb. Całkowite zasoby wody na Ziemi są ogromne. Jednak większość wody pochodzi z Oceanu Światowego. Według UNESCO (1970) zasoby wody rozkładają się następująco: oceany – 97,2%, lodowce i czapy lodowe – 2,15%, wody gruntowe – 0,625%, świeże jeziora i rzeki – 9,10 – 3%, słone jeziora i morza śródlądowe – 8·10 - 3%, atmosfera - 10 - 3%, rzeki - 10 - 4%, dostępne do użytku zasoby słodkiej wody stanowią jedynie 0,15% objętości hydrosfery (ok. 0,2 mln km 3) .

W naturze istnieje ciągły obieg wody. Woda parując przedostaje się do atmosfery, a następnie opada w formie opadów nad oceanem (65-75%) i lądem (35-25%). Woda naturalna pozostaje w ciągłej interakcji ze środowiskiem. Reaguje z atmosferą, glebą, roślinnością, minerałami i różnymi skałami. W tym przypadku woda rozpuszcza związki organiczne i nieorganiczne. Skład wód naturalnych jest zdeterminowany charakterem tej interakcji.

Wszystkie zanieczyszczenia w wodach naturalnych można podzielić na trzy grupy w zależności od wielkości cząstek: prawdziwie rozpuszczone, koloidalne i zawieszone. Prawdziwe substancje rozpuszczone mają postać jonów i cząsteczek i mają rozmiary mniejsze niż 1 nm. Cząstki koloidalne mają rozmiary od 1 do 200 nm. Zawieszone lub grube cząstki mają rozmiary większe niż 0,1 mikrona. Przez skład chemiczny Zanieczyszczenia dzielą się na organiczne i nieorganiczne. Te pierwsze zwykle mają bardzo złożony skład i są w stanie koloidalnym lub rzeczywiście rozpuszczonym. Zanieczyszczenia nieorganiczne występują głównie w postaci jonów: Na +, Ca 2+, Mg 2+, K +, Cl -, SO 4 2 -, HCO 3 -. Azot, tlen, dwutlenek węgla i inne gazy rozpuszczają się w wodzie. Między kwas węglowy i jego aniony ustanawiają równowagę zwaną dwutlenkiem węgla:

Wraz ze wzrostem pH równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia jonów węglanowych, które dominują przy pH>10. Kiedy pH spada, równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia H 2 CO 3, który dominuje przy 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.

Aby uzyskać wodę zdatną do picia, oczyszcza się wody naturalne. Główne etapy uzdatniania wody obejmują:

1. Separacja dużych zanieczyszczeń mechanicznych poprzez przepuszczenie przez warstwę piasku rzecznego, filtr i sita bębnowe.

2. Klarowanie (Uzdatnianie wody siarczanem glinu w celu adsorpcji zanieczyszczeń mineralnych i organicznych powodujących zabarwienie przez powstały wodorotlenek glinu).

Dezynfekcja (chlorowanie lub ozonowanie).

4. Zmiękczenie.

Klarowanie wody pozwala pozbyć się zanieczyszczeń koloidalnych i jonów metali ciężkich. Kiedy siarczan glinu dostanie się do wody, reaguje z zawartymi w nim węglowodorami:

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

Tworzy się płatkowaty amorficzny wodorotlenek Al (OH) 3 o silnie rozwiniętej powierzchni.

Dodatnio naładowane jony glinu neutralizują ładunki ujemne cząstek koloidalnych, sklejają się i otoczone są płatkami Al (OH), a grupy hydroksylowe znajdujące się na powierzchni osadu wiążą obecne w roztworze jony metali ciężkich.

Skład wód naturalnych charakteryzuje się określonymi wskaźnikami technologicznymi, takimi jak twardość, reakcja na środowisko, zasadowość, zasolenie i utlenialność. Twardość wody odzwierciedla zawartość w niej jonów wapnia i magnezu. Wyraża się go w mmol/l: F = ( + ). Wyróżnia się twardość węglanową i niewęglanową. Węglan nazywana twardością powodowaną przez wodorowęglany wapnia i magnezu. Niewęglanowy Twardość jest różnicą pomiędzy twardością całkowitą i węglanową.

Zasadowość wodę wyraża się sumą stężeń jonów wodorotlenkowych i anionów słabych kwasów HCO -; CO 3 2- .

Charakteryzuje się wodą zawartość soli, co jest równe całkowitemu stężeniu soli. Skład wód naturalnych zależy od ich rodzaju oraz lokalizacji zbiornika lub źródła wody. Wody rzek charakteryzują się zazwyczaj niską zawartością soli: 0,5-0,6 g/l. Wody gruntowe charakteryzują się większym zasoleniem. Zawartość soli w wodach oceanów i mórz otwartych jest w przybliżeniu taka sama i wynosi 35 g/l, a głównymi jonami są Na + i Cl -. Zawartość soli w morzach śródlądowych jest niższa niż w oceanach. Przykładowo zawartość soli w Morzu Kaspijskim wynosi 3-23 g/l, a w Morzu Czarnym 17-18 g/l.

Utlenianie odzwierciedla zawartość zanieczyszczeń mogących oddziaływać z utleniaczami.

Biochemiczne zapotrzebowanie tlenu (BZT)) określa zużycie tlenu do rozkładu substancji organicznych w wyniku utleniania przez bakterie. Wyznacza się ją na podstawie zmiany stężenia tlenu w wodzie przed i po przechowywaniu jej w ciemności przez pięć dni w temperaturze 20 0 C (BZT 5). BZT służy do oceny stopnia zanieczyszczenia wody. Wodę o BZT do 30 mg/l uważa się za praktycznie czystą, o BZT w granicach 30-80 mg/l za lekko zanieczyszczoną, a o BZT > 80 za silnie zanieczyszczoną.

Wykorzystanie wody. Świeże wody naturalne wykorzystywane są w rolnictwie (ok. 82%), głównie do nawadniania, w życiu codziennym (ok. 10%), w przemyśle (ok. 8%) do chłodzenia, a także jako nośnik energii, pojazd, rozpuszczalnik.

Tabela 4

Maksymalne dopuszczalne stężenie jonów w woda pitna(z maks., mg/l)

Sole twardości i inne słabo rozpuszczalne zanieczyszczenia wód przemysłowych osadzają się na ściankach kotłów i innych urządzeń, zmniejszając wydajność tych urządzeń. Chlorki sodu i niektóre inne zanieczyszczenia w kotłach zamieniają się w parę, która następnie osadzając się na łopatkach turbin zmienia swój profil i w związku z tym zmniejsza sprawność elektrowni. Tlen, dwutlenek węgla, jony żelaza i jony azotynów rozpuszczone w wodzie powodują korozję metali.

Dlatego też wody naturalne przed użyciem są oczyszczane ze znacznej części zanieczyszczeń.

4.2 Podstawowe chemiczne i fizykochemiczne metody uzdatniania wody

O wyborze metody usuwania zanieczyszczeń z wody decyduje charakter i właściwości zanieczyszczeń. Zatem zanieczyszczenia zawieszone najłatwiej usunąć z wody poprzez filtrację, zanieczyszczenia koloidalne poprzez koagulację. Jeżeli zanieczyszczenia jonowe mogą tworzyć słabo rozpuszczalny związek, to można je przekształcić w ten związek, zanieczyszczenia utleniające można wyeliminować poprzez redukcję, a zanieczyszczenia redukujące można wyeliminować poprzez utlenianie. Adsorpcja jest szeroko stosowana do usuwania zanieczyszczeń, przy czym nienaładowane zanieczyszczenia są adsorbowane na węglu aktywnym lub innych adsorbentach, a jony na wymieniaczach jonowych. Zanieczyszczenia naładowane można również usunąć metodami elektrochemicznymi. Tym samym znajomość składu i właściwości zanieczyszczeń pozwala na wybór metody oczyszczania wody.

W przypadku soli słabo rozpuszczalnych w stałej temperaturze obserwuje się stałość produktów aktywności jonów (PR).

Stężenie jonu w słabo rozpuszczalnym związku można zmniejszyć, zwiększając stężenie jonu o przeciwnym znaku w tym samym związku. Na przykład stężenie jonów Ca 2+ i Mg 2+ można zmniejszyć, zwiększając odpowiednio stężenie jonów CO 3 2 - i OH -.

Metodę wytrącania słabo rozpuszczalnych związków stosuje się do oczyszczania wody, na przykład w celu jej zmiękczenia (zmniejszenia twardości). W celu zmniejszenia twardości węglanowej stosuje się metodę wapnowania, polegającą na wprowadzeniu do uzdatnionej wody wapna Ca (OH) 2. W rezultacie dysocjacja elektrolityczna Limonka:

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

Zwiększa się pH wody, co prowadzi do przesunięcia równowagi dwutlenku węgla w stronę tworzenia jonów węglanowych:

W rezultacie uzyskuje się iloczyn rozpuszczalności węglanu wapnia z późniejszym wytrąceniem:

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

Ponadto wraz ze wzrostem stężenia jonów wodorotlenkowych osiąga się produkt rozpuszczalności wodorotlenku magnezu, po którym następuje wytrącanie:

Mg 2+ + 2ОH - > Mg (ОH) 2 v

Reakcje zachodzące po dodaniu wapna można zapisać w formie molekularnej za pomocą równań:

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

Jak widać wraz z wprowadzeniem wapna stężenie jonów Ca 2+ i Mg 2+ maleje (zmiękczanie), HCO 3 - (zmniejszona zasadowość) i H 2 CO

Metoda wapnowania nie nadaje się do zmniejszania twardości niewęglanowej. W tym celu konieczne jest wprowadzenie dobrze rozpuszczalnej soli zawierającej jony karbianowe. Zwykle stosuje się do tego sodę Na 2 CO 3, która po zdysocjowaniu daje jony CO 3 2:

Na2CO3 > 2Na + + CO32-; CO 3 2 - +Ca 2+ >CaCO 3 v

Równanie dwutlenku węgla można również przesunąć w prawo po podgrzaniu:

W efekcie wzrasta stężenie jonów węglanowych i osiągany jest produkt rozpuszczalności wytrącającego się węglanu wapnia.

Do oczyszczania wód naturalnych z zanieczyszczeń szeroko stosuje się metody kationizacji, anionizacji i chemicznego odsalania.

Usuwanie kationów (Mg 2+, Ca 2+, Na + itp.) odbywa się za pomocą wymieniaczy kationowych i anionów (Cl -, SO 4 2, HCO 3 - itp.) - za pomocą wymieniaczy anionowych.

Na przykład jony powodujące twardość są usuwane przez kationizację Na.

Aniony można usunąć poprzez anionizację OH.

gdzie indeks(y) wskazuje żywicę jonowymienną.

Jeśli przeprowadzisz anionizację OH i usuniesz aniony z roztworu oraz kationizację H w celu usunięcia kationów z roztworu

następnie do roztworu przejdą jony H + i OH -, które zostaną zneutralizowane, tworząc wodę:

Zatem w wyniku reakcji wymiany jonowej z roztworu usuwane są kationy i aniony, tj. sól, czyli inaczej mówiąc, następuje chemiczne odsalanie. Do usuwania soli z wody morskiej stosuje się również metodę elektrolizy, którą wytwarza się w elektrolizerze wielokomorowym. Każda komora ma z jednej strony membranę, która jest przepuszczalna tylko dla anionów. W wyniku elektrolizy woda morska w niektórych komorach jest wzbogacana w sole (otrzymuje się solankę), w innych zubożana w sole (następuje oczyszczanie wody).

Dezynfekcja. Do niszczenia chorobotwórczych bakterii, wirusów i mikroorganizmów. Wodę powodującą biologiczne zanieczyszczenie rurociągów i urządzeń poddaje się działaniu środków utleniających. Najczęstszym chlorowaniem wody jest chlor ciekły lub gazowy, podchlorynami NaClO lub Ca (ClO) 2. Działanie bakteriobójcze chloru powodowane jest głównie przez kwas podchlorawy, który powstaje w wyniku reakcji chloru z wodą:

Kiedy chlor wchodzi w interakcję z substancje organiczne możliwe jest pojawienie się niewielkich ilości substancji toksycznych, np. CHCl 3, dlatego też uzdatnianie wody ozonem O 3 (ozonowanie) cieszy się coraz większym zainteresowaniem.

5. Elementy grupy IA

S - pierwiastki pierwszej grupy (lit, sód, potas, rubid, cez, frans) - metale alkaliczne. Niektóre informacje o tych elementach podano w tabeli.

Atomy omawianych pierwiastków mają jeden elektron walencyjny. W porównaniu z pierwiastkami innych podgrup mają najniższe energie jonizacji, największe rozmiary atomów i jonów oraz silnie zaznaczone właściwości metaliczne. W stanie atomowym i skondensowanym są to bezwarunkowe środki redukujące. Standardowe potencjały elektrodowe tych metali są bardzo niskie, co świadczy o ich dużej aktywności redukującej.

Naturalny zasoby . Związki sodu i potasu są bardzo powszechne, a Li, Rb i Cs są pierwiastkami rzadkimi. Rb i Cs zaliczane są do pierwiastków śladowych, ich związki są satelitami minerałów potasowych. Francja ma znikomo mały charakter (jeden z izotopów Fr jest produktem rozpadu aktynu).

W stanie wolnym metale alkaliczne nie występują, ale występują w postaci związków: Na 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - skaleń sodowy, K 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - skaleń potasowy, NaCl - halit lub sól kamienna , KS1-sylwin, KS1MgCl 2 6H 2 O - karnalit. Grubość warstw soli kamiennej może przekraczać kilometr. W popiele Rośliny lądowe zawiera K 2 CO 3, w popiele z alg Na 2 CO Lit występuje w postaci glinokrzemianów i glinofosforanów, z których otrzymuje się inne jego związki.

Tabela 5

Właściwości elementów grupy IA

Nieruchomości

Masa atomowa

elektrony walencyjne

Promień atomowy, nm

Promień jonów, nm

Energia jonizacji, eV

w skorupie ziemskiej,%

Standard potencjał elektrody, W

Paragon . Lit metaliczny wytwarza się poprzez elektrolizę stopionego LiCl i KC1.

Lit otrzymuje się także poprzez redukcję jego tlenków:

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

Sód otrzymuje się poprzez elektrolizę stopów zawierających chlorek sodu, a także elektrolizę stopionego NaOH:

Anoda: Katoda:

4OH - 4eO2+2H2O Na + +leNa

Ze względu na wysokie reaktywność potasu, opracowano kilka metod jego produkcji:

1) redukcja potasu ze stopionego KOH lub KCl za pomocą sodu;

2) elektroliza stopionej mieszaniny KS1 i K 2 CO 3 (katoda - ciekły ołów), a następnie destylacja ze stopu za pomocą ołowiu. Wygodną metodą otrzymywania rubidu i cezu jest redukcja termiczna z chlorków Z użycie wapnia w próżni:

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

2RbC? + CaCaC? 2 + 2Rb.

Oddestylowuje się bardzo lotny rubid i cez. Na, K, Rb, Cs oczyszcza się przez destylację próżniową.

Metaliczne Li, Na, K przechowywane są w szczelnych żelaznych pojemnikach, Rb i Cs w szczelnie zamkniętych szklanych ampułkach. Niewielkie ilości Li, Na, K są przechowywane w nafcie w laboratoriach ze względu na ich dużą aktywność chemiczną.

Nieruchomości . W stanie stałym przy braku wilgoci i powietrza Li, Na, K, Rb mają metaliczny połysk i srebrno-białą barwę, a Cs - złocisto-żółtą. Na powietrzu metaliczny połysk szybko znika, a powierzchnia metalu pokrywa się warstwą tlenku. Metale alkaliczne mają wysoką ściśliwość oraz wysoką przewodność elektryczną i cieplną. Są to metale lekkie, przy czym lit jest najlżejszym z ciał stałych. Praca z metalami alkalicznymi wymaga dużej ostrożności, ponieważ łatwo się zapalają i gwałtownie reagują z wodą i innymi substancjami. Po pracy pozostałe metale alkaliczne są niszczone poprzez wrzucanie ich małymi porcjami do etanolu, w wyniku czego powstaje alkoholan sodu

2Na + 2C 2 H 5 OН2C 2 H 5 ONa + H 2 .

Znajomości . Metale alkaliczne reagują z suchym wodorem, tworząc wodorki EN:

2Na + H2 = 2NaH,

2K + N2 = 2KN.

Wodorki metali alkalicznych są stałymi substancjami krystalicznymi posiadającymi sieć jonową. Stabilność termiczna wodorków maleje w kolejności od LiH do CsH. Wodorki metali alkalicznych są silnymi środkami redukującymi. Reagują energicznie z wodą wydzielając wodór:

EN + H 2 OEON + H 2,

NaH + H2ONAOH + H2.

Interakcja z dwutlenkiem węgla:

NaH + CO2 NaCOOH.

mrówczan sodu

Reaktywność wodorków wzrasta przy przejściu z LiH do CsH.

Wszystkie metale alkaliczne reagują energicznie z tlenem, tworząc tlenki, nadtlenki, ponadtlenki:

4Li + O 2 2Li 2 O (tlenek litu),

2Na + O 2 Na 2 O 2 (nadtlenek sodu).

Potas, rubid, cez z tlenem tworzą ponadtlenki:

Rb + O 2 = RbO 2 (nadtlenek rubidu),

Cs + O 2 = CsO 2 (nadtlenek cezu).

Tlenki metali alkalicznych E 2 O można otrzymać przy braku tlenu. Tlenki Li 2 O, Na 2 O - bezbarwny; K 2 O, Rb 2 O - żółty; CS 2 O - pomarańczowy (wraz ze wzrostem wielkości jonu, a co za tym idzie jego polaryzowalności, związki stają się zabarwione). Ponadtlenek KO 2 ma sieć krystaliczną typu KSa, w której jon ponadtlenkowy O 2 - znajduje się w pozycji jonów chloru. Nadtlenki to sole nadtlenku wodoru H 2 O 2 . Właściwości kwasu H2O2 ulega słabej ekspresji, a nadtlenki po rozpuszczeniu w wodzie ulegają niemal całkowitej hydrolizie:

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

Hydroliza ponadtlenków wytwarza H 2 O 2 i O 2, 2KO 2 + 2HOpKOH + 2H 2 O 2 + O 2.

Nadtlenki i ponadtlenki metali alkalicznych są silnymi utleniaczami.

Tlenki metali alkalicznych reagują energicznie z wodą, tworząc wodorotlenki:

E 2 O + H 2 O 2EON,

Na2O + H2O2NaOH.

Metale alkaliczne reagują jeszcze aktywniej z wodą:

2Cs + 2H 2 O2CsOH + H 2 (reakcja przebiega wybuchowo).

Chemiczny nieruchomości . Wodorotlenki metali alkalicznych są bezbarwnymi substancjami krystalicznymi. Są topliwe i bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie (z wyjątkiem NaOH). Są to zasady (zasady to zasady dobrze rozpuszczalne w wodzie). W praktyce stosuje się NaOH i KOH (soda kaustyczna i potaż kaustyczny – nazwy techniczne). Alkalia łapczywie pochłaniają wilgoć i CO 2 z powietrza:

NaOH + CO2 = NaHCO3

NaOH + H2O = NaOH? H2O (krystaliczny hydrat NaOH)

Podczas topienia zasady niszczą szkło i porcelanę:

2NaOH (k) + SiO2 (k) = Na2SiO3 (k) + H2O (g).

Pod wpływem tlenu zasady niszczą platynę, topią się w naczyniach wykonanych ze srebra, niklu lub żelaza i przechowują w naczyniach z polietylenu. Zasady stałe i ich stężone roztwory niszczą żywą tkankę, dlatego praca z nimi wymaga zachowania środków ostrożności (rękawice gumowe, okulary ochronne). Spośród zasad największe znaczenie praktyczne ma NaOH, otrzymuje się go:

1) elektroliza wodnego roztworu NaCl:

2NaCl + 2H2OCl2 + H2 + 2NaOH

2) podgrzewanie roztworu sody z mlekiem wapiennym:

Na2CO3 + Ca (OH)2CaCO3 + 2NaOH.

Wszystkie metale alkaliczne reagują z kwasami, tworząc sole:

2E + 2NS1N 2 + 2ES1.

Interakcja z halogenami:

2Na + Cl2 2NaCl,

a także z chalkogenami:

2NaOH + H 2 SNa 2 S + 2H 2 O (reakcja neutralizacji),

NaOH + H2S NaHS + H2O.

Metale alkaliczne z kwasami wielozasadowymi tworzą średnie sole (Na 2 CO 3, KNO 3, K 2 SO 4, K 3 PO 4 itp.) i sole kwasowe (NaHCO 3, KHSO 3, K 2 HPO 4, NaH 2 PO 4, NaHSO4 itp.). Sole metali alkalicznych i słabych kwasów (CH 3 COOH, HCN, H 2 CO 3 itp.) Są hydrolizowane, ich roztwory wodne mieć odczyn zasadowy:

Sole metali alkalicznych (z wyjątkiem soli Li) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Spośród soli metali alkalicznych praktyczne znaczenie ma węglan sodu Na2CO3 (soda kalcynowana). Otrzymuje się go metodą amoniakalną:

NH 3 + H 2 O + CO 2 NH 4 HCO 3, wodorowęglan amonu

NH4HCO3 + NaC?NaHCO3 + NH4C?,

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

Uwolniony CO2 jest zawracany do procesu. Po podgrzaniu azotany metali alkalicznych rozkładają się:

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

Aplikacja . Spośród metali alkalicznych najczęściej stosowany jest sód, używany do produkcji nadtlenku sodu, w syntezach organicznych, w metalotermii, jako chłodziwo w reaktorach jądrowych i do suszenia rozpuszczalników organicznych. Potas stosuje się w metalotermii, ponadtlenek KO 2 otrzymuje się z potasu, stosowanego w łodziach podwodnych i statki kosmiczne dla absorpcji CO 2 i regeneracji tlenu:

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

Nadtlenek sodu stosuje się w tym samym celu:

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

Lit jest dodatkiem do niektórych stopów; jest stosowany w chemicznych źródłach energii do produkcji wodorku litowo-glinowego. W lotnictwie wykorzystuje się materiał konstrukcyjny A1-Li. Cez jest stosowany w ogniwach fotowoltaicznych. Sole metali alkalicznych są szeroko stosowane. NaCl to przyprawa i środek konserwujący do żywności Przemysł spożywczy, a także wykorzystuje się go do produkcji mydła i barwników organicznych. KS1 stosuje się jako nawóz. NaOH stosuje się do produkcji włókien sztucznych i oczyszczania produktów naftowych. Nadtlenek sodu - do wybielania, dezynfekcji. Sole Na 2 SO 4, K 2 CO 3 wykorzystuje się do produkcji szkła, KNO 3 – do produkcji nawozów, Na 2 CO 3 wykorzystuje się do produkcji aluminium, szkła oraz do produkcji mydła; NaHCO 3 jest stosowany w przemyśle spożywczym. Li 2 O - wchodzi w skład specjalnych rodzajów szkła o niskiej temperaturze topnienia.

6. Biologiczna rola pierwiastków z grupy IA

Biologiczna rola litu jako pierwiastka śladowego nie została jeszcze w pełni wyjaśniona. Udowodniono, że na poziomie błony komórkowe Jony litu (w wystarczającym stężeniu) konkurują z jonami sodu przy wejściu do komórek. Zastąpienie jonów sodu w komórkach jonami litu wiąże się z większą kowalencyjnością związków litu, w wyniku czego są one lepiej rozpuszczalne w fosfolipidach.

Sód jest głównym jonem zewnątrzkomórkowym. Organizm ludzki zawiera sód w postaci jego rozpuszczalnych soli - chlorków, fosforanów, wodorowęglanów. Sód dostaje się do organizmu ludzkiego w postaci soli kuchennej. Dzienne zapotrzebowanie na sód wynosi 1 g. Chociaż średnie spożycie tego pierwiastka to 4-7 g. Nadmierne spożycie sodu przyczynia się do rozwoju nadciśnienia tętniczego. Chlorek sodu służy do przygotowania roztworów hipertonicznych. W przypadku zatrucia azotanem srebra żołądek przemywa się 2-5% roztworem NaCl.

Wodorowęglan sodu NaHCO 3 (soda) stosuje się w chorobach związanych z wysoką kwasowością. Siarczan sodu (sól Glaubera) NaSO 4 · 10H 2 O stosowany jest jako środek przeczyszczający.

Potas jest głównym anionem wewnątrzkomórkowym, stanowiącym 2/3 całkowitej liczby aktywnych anionów komórkowych.

Jony potasu odgrywają ważną rolę w procesach fizjologicznych - prawidłowym funkcjonowaniu serca, skurczu mięśni i zachowaniu impulsów nerwowych. Potas jest antagonistą sodu. W biokatalizie biorą udział jony potasu i sodu. W przypadku niedoboru potasu należy przyjmować chlorek potasu KCl 4-5 razy dziennie po 1 g.

Rubid i cez należą do mikroelementów. Rubid, synergetyk potasu, aktywuje wiele takich samych enzymów jak potas.

Izotopy radioaktywne 127 Cs i 87 Rb stosowany w radioterapii nowotworów złośliwych.

Francja - Jest to radioaktywny pierwiastek chemiczny wytwarzany sztucznie. Frans potrafi selektywnie gromadzić się w nowotworach we wczesnych stadiach ich rozwoju, co jest przydatne w diagnostyce nowotworów.

7. Elementy grupy IIA

Główna podgrupa grupy II obejmuje pierwiastki: beryl, magnez, wapń. stront, bar i rad. Wszystkie te pierwiastki, z wyjątkiem berylu, są wyraźne właściwości metaliczne. w stanie wolnym są to substancje srebrzystobiałe. Bardziej solidny. Niż metale alkaliczne, o dość wysokiej temperaturze topnienia. Pod względem gęstości wszystkie, z wyjątkiem radu, należą do metali lekkich. Ich najważniejsze właściwości podano w tabeli 6. Pierwiastek drugiego okresu beryl beryl różni się swoimi właściwościami od innych pierwiastków tej podgrupy. Zatem jon Be 2+, ze względu na bardzo mały promień jonowy (0,027 nm), dużą gęstość ładunku i wysokie energie jonizacji, jest stabilny tylko w fazie gazowej w wysokich temperaturach. Dlatego wiązanie chemiczne w binarnych związkach berylu nawet z najbardziej elektroujemnymi pierwiastkami (BeO, BeF 2) ma wysoki stopień kowalencji.

Dla metale ziem alkalicznych(Ca, Sr, Ba, Ra) charakterystyczna formacja wiązania jonowe i wysokie liczby koordynacyjne. Magnez zajmuje pozycję pośrednią, ponieważ z jednej strony jest podobny do ziem alkalicznych, głównie związków jonowych, tworzenia jonu 2+, a pod wieloma właściwościami (rozpuszczanie z olejów, zasadowość wodorotlenku) - do berylu. Stopień jonowości wiązania w solach i wodorotlenkach jest mniejszy niż w związkach metali alkalicznych. W wielu przypadkach wiązania w strukturze krystalicznej są na tyle precyzyjne, że sole alkaliczne (siarczany, węglany, ortofosforany) okazują się słabo rozpuszczalne.

Mg i Ca są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie, Sr i Ba są rzadkie, Be jest pierwiastkiem rzadkim, Ra w znikomych ilościach towarzyszy uranowi, podczas którego rozpadu powstaje.

Pierwiastki podgrupy II A nie występują w stanie wolnym (magnez natywny występuje w bardzo małych ilościach). Mg i Ca wchodzą w skład naturalnych krzemianów, glinokrzemianów i węglanów:

2МgОSiО 2 (oliwin); MgOAI 2 O 3 (spinel); MgС1 2 6Н 2 O (bischofit); MgCO3 (magnezyt); CaCO3 (wapień, marmur, kreda). CaCO 3 MgCO3 (dolomit), CaF 2 (fluoryt).

Podobne dokumenty

    Pozycja wodoru w układzie okresowym pierwiastki chemiczne i cechy strukturalne jego atomu. Właściwości gazu, występowanie i występowanie w przyrodzie. Reakcje chemiczne wytwarzania wodoru w przemyśle i laboratorium oraz metody stosowania.

    prezentacja, dodano 13.02.2011

    ogólna charakterystyka Pierwiastki grupy I, ich właściwości chemiczne i fizyczne, historia odkryć i cechy metod wytwarzania. Lit i jego związki. Prawidłowości w budowie atomów metali alkalicznych. Zasady przechowywania niektórych elementów tej grupy.

    prezentacja, dodano 30.11.2012

    Związki metaloorganiczne. Metale alkaliczne pierwszej podgrupy. Związki organiczne lit, metody otrzymywania, właściwości chemiczne. Oddziaływanie alkilolitu ze związkami karbonylowymi. Elementy drugiej grupy. Związki magnezoorganiczne.

    streszczenie, dodano 12.03.2008

    Metale przejściowe- pierwiastki podgrup wtórnych układu okresowego pierwiastków chemicznych. Pierwiastki z grupy VIIB i VIIIB: właściwości chemiczne i fizyczne. Związki manganu. Zastosowanie nadmanganianu potasu. Związki kobaltu i niklu oraz ich właściwości.

    prezentacja, dodano 05.02.2013

    Ogólna charakterystyka pierwiastków chemicznych IV grupy układu okresowego, ich występowanie w przyrodzie oraz związki z innymi niemetalami. Przygotowanie germanu, cyny i ołowiu. Właściwości fizykochemiczne metali z podgrupy tytanu. Obszary zastosowania cyrkonu.

    prezentacja, dodano 23.04.2014

    Angielski przyrodnik, fizyk i chemik Henry Cavendish jest odkrywcą wodoru. Właściwości fizykochemiczne pierwiastka, jego zawartość w przyrodzie. Podstawowe metody otrzymywania i zastosowania wodoru. Mechanizm działania bomby wodorowej.

    prezentacja, dodano 17.09.2012

    Izotopy wodoru jako odmiany atomów pierwiastka chemicznego wodoru, charakteryzujące się różną zawartością neutronów w jądrze, ogólna charakterystyka. Istota koncepcji „lekkiej wody”. Wprowadzenie do głównych zalet wody protowej, analiza metod produkcji.

    praca na kursie, dodano 31.05.2013

    Układ okresowy pierwiastków chemicznych. Struktura atomów i cząsteczek. Podstawowe założenia teorii koordynacji. Właściwości fizyczne i chemiczne halogenów. Porównanie właściwości związków wodorowych. Przegląd właściwości związków pierwiastków p, s i d.

    wykład, dodano 06.06.2014

    Ogólna charakterystyka pierwiastków p grupy III, ich podstawowe właściwości fizyczne i chemiczne. Opis najczęściej występujących pierwiastków: podgrupa bor, aluminium, gal. Ich biologiczna rola, zastosowanie i rozpowszechnienie. Przyczyny efektu cieplarnianego.

    praca magisterska, dodana 08.08.2015

    Właściwości fizyczne pierwiastków głównej podgrupy grupy III. Ogólna charakterystyka aluminium i boru. Naturalne nieorganiczne związki węgla. Właściwości chemiczne krzemu. Oddziaływanie węgla z metalami, niemetalami i wodą. Właściwości tlenków.

Ogólna charakterystyka pierwiastków s - grupa IA: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr metale alkaliczne grupa IIA: Be, Mg; Ca, Sr, Ba, Ra metale ziem alkalicznych Ogólny wzór elektroniczny: […] ns 1 2 np 0 […] ns 1 M+I […] ns 2 …ns 1 np 1 M+II Istnienie M+ i M 2 + jony są charakterystyczne

Elementy grupy IA Element 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 ma najmniejszy promień jonów, a co za tym idzie największy potencjał jonizacji, więc jest mniej aktywny chemicznie.

Elementy grupy IIA Element 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

Właściwości fizyczne substancji prostych (grupa IA) Właściwość Li Na K Rb Cs Fr T. pl. , C 180, 5 97, 83 63, 5 39, 3 28, 7 21 bp. , C 1336. 6 886 760 696 667. 6 660 0, 53 0, 86 1, 53 1, 90 ─ Gęstość, g/cm 3 (20 C) lit 0, 97 potas cez sód rubid

Właściwości fizyczne substancji prostych (grupa IIA) Właściwość 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 Gęstość, g/cm 3 (20 C) wapń beryl bar magnez stront

Ogólna charakterystyka s-elementów. Proste substancje: Wszystko - metale aktywne(oprócz Be) Reagują jako czynniki redukujące M – ne – = Mn+ (n = 1, 2) W ECHR – te skrajnie lewe: E – 3, 01 – 2, 92 – 2, 90 – 2, 34 V Li Cs Ba Być

Ogólna charakterystyka s-elementów. Oddziaływanie metali z wodą i kwasami 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 (na zimny) Mg + 2 H 2 O + t = Mg(OH)2 + H 2 (po podgrzaniu)

Ogólna charakterystyka s-elementów. Substancje złożone: tlenki, wodorotlenki Mn+ – kationy w kryształach jonowych M 2 O, MOH; MO, M(OH)2 – mają charakter zasadowy (z wyjątkiem tlenku i wodorotlenku Be) W wodzie. roztwór MOH, M(OH)2 – mocne elektrolity i mocne zasady (z wyjątkiem wodorotlenków Be i Mg): Na. OH = Na+ + OH p. H 7 Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2 OH p. H 7 Dla wodorotlenków Mg, Be – równowaga fazowa: Mg(OH)2(t) Mg 2+ + 2 OH p. H 7

Ogólna charakterystyka s-elementów. Substancje złożone: sole Sole: uwodnione – neprotolity (z wyjątkiem soli Be i Mg): Na. Cl = Na+ + Clr. H = 7 neprotolit Dla berylu i magnezu: 2+ + H 2 O + + H 3 O+ ; R. H7 2+ + H 2O + + H 3O+; R. H 7 Be 2+ H 2 O + H 2 O Be. OH+ + H3O+; KK= 2,0 10 6 Mg 2+ H 2 O + H 2 O Mg. OH+ + H3O+; KK= 3,8 10 12

Ogólna charakterystyka s-elementów. Substancje złożone Związki binarne: wodorki MH, MH 2; nadtlenki M 2 O 2, MO 2; azotki 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. O2 + H2O = Na. O + Nie. HO 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 + NH3 Ca. C 2 + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + C 2 H 2 Be 2 C + 4 H 2 O = 2 Be(OH)2 + CH 4

Dystrybucja w przyrodzie 5. Ca – 3, 38% 6. Na – 2, 63% 7. K – 2, 41% 8. Mg – 1, 95% wag. 17. Rb 19. Ba Rzadki i 23. Sr rozproszony 28. Pierwiastki Li 42. Cs 48. Be 92. Fr 226 Ra pierwiastek promieniotwórczy Sole Na, K, Ca i Mg - w naturalnych słonych i świeże wody(morza, oceany, jeziora, rzeki, wody gruntowe)

karnalit Najważniejsze minerały sylwin halit lepidolit pollucyt spodumen grupy IA Halit (sól kamienna) Na. Cl Karnalit KMg. Cl 3. 6 H 2 O Mirabilit Na 2 SO 4 10 H 2 O Pollucyt (Cs, Na)Al(Si. O 3)2. N. H 2 O Silvin KCl Sylwinit (K, Na)Cl Spodumen Li. Al(Si. O 3)2 Lepidolit K 2 Li 3 Al 4 Si 7 O 21(OH, F)3 Petalit Li. Glin. Si4O10

Najważniejszymi minerałami są grupa IIA Phenakite Be 2 Si. O 4 Beryl (Be 3 Al 2) Si 6 O 18 (akwamaryn, szmaragd). Gips ok. SO 4· 2 H 2 O Kalcyt Ca. CO 3 (wapień, marmur, kreda) Magnezyt Mg. CO 3 Oliwin (Mg, Fe. II) 2 Si. O 4 Talk Mg 3 Si 4 O 10(OH)2 Chryzoberyl (Be. Al 2)O 4 Celestine Sr. SO 4 Spinel (Mg. Al 2) O 4 Strontianit Sr. CO 3 Baryt Ba. SO 4 magnezyt celestyt kalcyt spinel akwamaryn baryt

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

Beryl amfoteryczny Be + 2 HCl = Be. Cl2 + H2Be + 2Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 t° (stopienie) Be + 2 Na. OH(s) = Na2Be. O 2 + H 3 O Be(OH)2 (Ks 10– 22) OH – 2+ 2–

Magnez 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 –

Elementy s obejmują elementy głównej podgrupy grup I i ​​II (IA i IIA - podgrupy) układu okresowego. Ogólny wzór elektroniczny na warstwę walencyjną pierwiastków s to ns 1-2, gdzie n jest główną liczbą kwantową.

Pierwiastki IA - podgrupy Li, Na, K, Rb, Cs i Fr - nazywane są metalami alkalicznymi, a pierwiastki IIA mają podgrupy - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - ostatnie cztery pierwiastki nazywane są metalami ziem alkalicznych.

Atomy metali alkalicznych do tworzenia wiązań chemicznych mają tylko jeden elektron znajdujący się w ns - orbital atomowy (AO). Stosunkowo niewielka wartość energii jonizacji maleje od Li (I = 520 kJ/mol) do Cs (I = 342 kJ/mol), co ułatwia usunięcie elektronu z AO. Dlatego atomy metali alkalicznych w różnych reakcjach chemicznych łatwo przekształcają się w pojedynczo naładowane kationy o stabilnej konfiguracji ośmioelektronowej (n-1)s 2 (n-1)p 6 odpowiedniego gazu szlachetnego. Na przykład: K(4s 1) – e = K + ().

Zatem w wielu związkach jonowych metale alkaliczne mają tylko jeden stopień utlenienia (+1).

Elementy IIA - podgrupy zawierają się na zewnątrz poziom energii już dwa elektrony zdolne do rozdzielenia się przed utworzeniem jonowych wiązań chemicznych z przejściem jednego z nich do np AO: ns 2 → ns 1 np 1 . Stopień utlenienia pierwiastków podgrupy IIA w ich różnych związkach wynosi (+2).

Beryl na swój sposób fizyczne i chemiczne właściwości wyraźnie wyróżnia się na tle podgrupy IIA. Atomy tego pierwiastka charakteryzują się największą wartością pierwszej energii jonizacji spośród wszystkich s-pierwiastków (I = 901 kJ/mol) oraz największą różnicą w ns i np-AO. Dlatego beryl z innymi pierwiastkami tworzy głównie kowalencyjne wiązania chemiczne, które są zwykle rozpatrywane z perspektywy metody wiązań walencyjnych. Orbitale atomowe berylu ulegają hybrydyzacji sp, co odpowiada tworzeniu liniowych cząsteczek BeCl 2, BeI 2 itp. Beryl (+II) charakteryzuje się tendencją do tworzenia złożone związki:

Be(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Tlenki i wodorotlenki pierwiastków S mają podstawowe właściwości. Spośród wszystkich pierwiastków s tylko Be, jego tlenek i wodorotlenek wykazują właściwości amfoteryczne.

Chemiczne zachowanie Li i Mg, a także Be i Al, ze względu na okresowość diagonalną, jest w dużej mierze podobne.

Metale alkaliczne z tlenem tworzą nie tylko tlenki Me 2 [O], ale także związki typu Me 2 - nadtlenki; Ja – ponadtlenki; Ja – ozonki. Stopień utlenienia tlenu w tych związkach wynosi odpowiednio –1; –1/2; –1/3.

Znane są nadtlenki metali ziem alkalicznych. Spośród nich największe znaczenie praktyczne ma nadtlenek baru BaO2.

Interesujące są także związki pierwiastków s z wodorowodorkami, w których wodór ma stopień utlenienia –1.

Rozdział 14. Chemia s-pierwiastków. Sód i potas. Magnez i wapń

14.1. Ogólna charakterystyka elementów grup IA i IIA

Grupa IA obejmuje lit, sód, potas, rubid i cez. Pierwiastki te nazywane są pierwiastkami alkalicznymi. Do tej samej grupy należy sztucznie uzyskany, mało zbadany radioaktywny (niestabilny) pierwiastek frans. Czasami do grupy IA zalicza się także wodór (patrz rozdział 10). W tej grupie znajdują się więc elementy z każdego z 7 okresów.
Grupa IIA obejmuje beryl, magnez, wapń, stront, bar i rad. Ostatnie cztery pierwiastki mają nazwę grupową - pierwiastki ziem alkalicznych.
Mówiąc o tym, jak często w przyrodzie występują atomy danego pierwiastka, zwykle wskazuje się na jego występowanie w skorupie ziemskiej. Skorupa ziemska odnosi się do atmosfery, hydrosfery i litosfery naszej planety. Zatem cztery z tych trzynastu pierwiastków występują w skorupie ziemskiej najczęściej: Na ( w=2,63%), K ( w= 2,41%), Mg ( w= 1,95%) i Ca ( w= 3,38%). Reszta jest znacznie mniej powszechna, a fransu w ogóle nie występuje.
Promienie orbitalne atomów tych pierwiastków (z wyjątkiem wodoru) wahają się od 1,04 A (dla berylu) do 2,52 A (dla cezu), czyli dla wszystkich atomów przekraczają 1 angstrem. Prowadzi to do tego, że wszystkie te pierwiastki są prawdziwymi pierwiastkami tworzącymi metal, a beryl jest amfoterycznym pierwiastkiem tworzącym metal.
Ogólna elektroniczna formuła wartościowości pierwiastków z grupy IA to ns 1 i elementy grupy IIA – ns 2 .
Duże rozmiary atomów i mała liczba elektronów walencyjnych powodują, że atomy tych pierwiastków (z wyjątkiem berylu) mają tendencję do oddawania swoich elektronów walencyjnych. Atomy pierwiastków z grupy IA najłatwiej oddają swoje elektrony walencyjne (patrz Załącznik 6), pojedynczo naładowane kationy powstają z atomów pierwiastków alkalicznych, a podwójnie naładowane kationy powstają z atomów pierwiastków ziem alkalicznych i magnezu. Stopień utlenienia związków pierwiastków alkalicznych wynosi +I, a pierwiastków z grupy IIA +II.
Proste substancje utworzone przez atomy tych pierwiastków są metalami. Lit, sód, potas, rubid, cez i frans nazywane są metalami alkalicznymi, ponieważ ich wodorotlenki są zasadami. Wapń, stront i bar nazywane są metalami ziem alkalicznych. Aktywność chemiczna tych substancji wzrasta wraz ze wzrostem promienia atomowego.
Spośród właściwości chemicznych tych metali najważniejsze są ich właściwości redukujące. Metale alkaliczne są najsilniejszymi środkami redukującymi. Metale pierwiastków grupy IIA są również dość silnymi reduktorami.
Wszystkie (z wyjątkiem berylu) reagują z wodą (magnezem po ugotowaniu):
2M + 2H2O = 2M woda+2OH woda+H2,
M + 2H 2 O = M 2 + 2OH + H 2.

W przypadku magnezu, wapnia i strontu, ze względu na małą rozpuszczalność powstających wodorotlenków, reakcji towarzyszy wytrącanie się osadu:

M2 + 2OH = Mg(OH) 2

Metale alkaliczne reagują z większością niemetali:
2M + H2 = 2MH (po podgrzaniu),
4M + O 2 = 2M 2 O (M – Li),
2M + Cl 2 = 2MCl (w normalnych warunkach),
2M + S = M 2 S (po podgrzaniu).

Z metali alkalicznych po spaleniu w tlenie zwykły tlenek tworzy tylko lit. Pozostałe metale alkaliczne tworzą nadtlenki (M 2 O 2) lub ponadtlenki(MO 2 – związki zawierające jon ponadtlenkowy o ładunku formalnym –1 mi).
Podobnie jak metale alkaliczne, metale z pierwiastków grupy IIA reagują z wieloma niemetalami, ale w bardziej rygorystycznych warunkach:
M + H 2 = MH 2 (po podgrzaniu; z wyjątkiem berylu),
2M + O 2 = 2MO (w normalnych warunkach; Be i Mg - po podgrzaniu),
M + Cl 2 = MCl 2 (w normalnych warunkach),
M + S = MS (po podgrzaniu).
W przeciwieństwie do metali alkalicznych tworzą z tlenem zwykłe tlenki.
Tylko magnez i beryl reagują spokojnie z kwasami, inne proste substancje reagują bardzo gwałtownie, często z eksplozją.
Beryl reaguje ze stężonymi roztworami alkalicznymi:
Być + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

Zgodnie z ich położeniem w szeregu napięć z roztworami soli reagują jedynie beryl i magnez, pozostałe metale w tym przypadku reagują z wodą.
Będąc silnymi środkami redukującymi, metale alkaliczne i ziem alkalicznych redukują wiele mniej aktywnych metali ze swoich związków, na przykład po podgrzaniu zachodzą następujące reakcje:
4Na + MnO2 = 2Na2O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Wspólne dla wszystkich metali alkalicznych i metali grupy IIA metoda przemysłowa produkcja – elektroliza stopionych soli.
Z wyjątkiem berylu tlenki wszystkich rozważanych pierwiastków stanowią tlenki zasadowe i wodorotlenki– mocne zasady (w berylu związki te są amfoteryczne, wodorotlenek magnezu jest słabą zasadą).
Wzmocnienie podstawowych właściwości wodorotlenków wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka w grupie można łatwo zaobserwować w szeregu wodorotlenków pierwiastków z grupy IIA. Be(OH) 2 to wodorotlenek amfoteryczny, Mg(OH) 2 to słaba zasada, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 i Ba(OH) 2 to mocne zasady, ale wraz ze wzrostem liczby atomowej zwiększa się ich rozpuszczalność, i Ba(OH) 2 można już zaliczyć do zasad.

NADTLENKI
1.Tworzyć skrócone wzory elektroniczne i diagramy energetyczne atomów pierwiastków z grup IA i IIA. Wskaż elektrony zewnętrzne i walencyjne.
2. Z jakich powodów wodór zalicza się do grupy IA, a z jakich powodów do grupy VIIA?
3. Ułóż równania reakcji następujących substancji z nadmiarem tlenu: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2.
4. Kryształy pewnej substancji składają się z pojedynczo naładowanych jonów. Każdy jon zawiera 18 elektronów. Uzupełnij a) najprostszą formułę substancji; b) skrócone wzory elektroniczne jonów; c) równanie jednej z reakcji wytwarzania tej substancji; d) dwa równania reakcji z udziałem tej substancji.

14.2. Sód i potas

Najważniejszymi pierwiastkami alkalicznymi są sód i potas.
Proste substancje utworzone przez te pierwiastki są miękkimi, topliwymi, srebrzystymi metalami, które można łatwo przeciąć nożem i szybko utleniają się na powietrzu. Przechowywane są pod warstwą nafty. Temperatura topnienia sodu wynosi 98°C, a potasu 64°C.
Tlenki Pierwiastki te są typowymi tlenkami zasadowymi. Są bardzo higroskopijne: pochłaniając wodę, zamieniają się w wodorotlenki.
Wodorotlenki sód i potas to zasady. Są to stałe, bezbarwne substancje krystaliczne, które topią się bez rozkładu. Podobnie jak tlenki są bardzo higroskopijne: pochłaniając wodę, zamieniają się w stężone roztwory. Zarówno wodorotlenki stałe, jak i ich stężone roztwory są substancjami bardzo niebezpiecznymi: w kontakcie ze skórą powodują trudno gojące się wrzody, a wdychanie ich pyłów prowadzi do uszkodzenia dróg oddechowych. Wodorotlenek sodu (trywialne nazwy - soda kaustyczna, soda kaustyczna) to jeden z najważniejszych produktów przemysłu chemicznego - służy do tworzenia środowiska zasadowego w wielu gałęziach przemysłu chemicznego. Wodorotlenek potasu (trywialna nazwa to „żrący potas”) służy do produkcji innych związków potasu.
Większość średnie sole sód i potas są substancjami stabilnymi termicznie i rozkładają się tylko w bardzo wysokich temperaturach. Przy umiarkowanym ogrzewaniu rozkładają się tylko sole halogenowanych oksokwasów, azotanów i niektórych innych związków:

NaClO4 = NaCl + 2O2;
8NaClO3 = 6NaClO4 + 2NaCl;
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2;
Na 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Sole kwasów są mniej stabilne; po podgrzaniu wszystkie rozkładają się:

2NaHS = Na2S + H2S;
2NaHSO 4 = Na 2 S 2 O 7 + H 2 O;
2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2;
NaH2PO4 = NaPO3 + H2O;
Na 2HPO 4 = Na 4 P 2 O 7 + H 2 O.

Pierwiastki te nie tworzą soli zasadowych.

Spośród soli najważniejszy jest chlorek sodu – sól kuchenna. Jest to nie tylko konieczne częśćżywność, ale także surowce dla przemysłu chemicznego. Z niego otrzymuje się wodorotlenek sodu, sodę oczyszczoną (NaHCO 3), sodę (Na 2 CO 3) i wiele innych związków sodu. Sole potasowe są niezbędnymi nawozami mineralnymi.
Prawie wszystkie sole sodowe i potasowe są rozpuszczalne, więc są dostępne reakcje jakościowe na jonach tych pierwiastków nie. (Reakcje jakościowe to reakcje chemiczne, które umożliwiają wykrycie atomów lub jonów dowolnego pierwiastka chemicznego w związku, udowadniając jednocześnie, że to właśnie te atomy lub jony zostały odkryte, a nie jakiekolwiek inne podobne do nich pod względem właściwości chemicznych. Zwane także reakcjami , pozwalający na wykrycie dowolnej substancji w mieszaninie) Obecność jonów sodu lub potasu w związku można określić na podstawie zabarwienia bezbarwnego płomienia po dodaniu do niego badanej próbki: w przypadku sodu płomień zostaje zabarwiony żółty, a w przypadku potasu – fioletowy.

REAKCJE JAKOŚCIOWE
Zapisz równania reakcji charakteryzujące właściwości chemiczne a) sodu, b) wodorotlenku potasu, c) węglanu sodu, d) wodorosiarczku sodu.
Barwienie płomieniowe solami sodowymi i potasowymi

14.3. Magnez i wapń

Substancje proste, magnez i wapń, to metale. Wapń szybko utlenia się na powietrzu, natomiast magnez jest w tych warunkach znacznie stabilniejszy – utlenia się tylko z powierzchni. Wapń magazynowany jest pod warstwą nafty. Temperatury topnienia magnezu i wapnia wynoszą odpowiednio 650 i 851 °C. Magnezu i wapnia jest znacznie więcej ciała stałe niż metale alkaliczne. Niska gęstość magnezu (1,74 g/cm3) przy znacznej wytrzymałości umożliwia zastosowanie jego stopów w przemyśle lotniczym.
Zarówno magnez, jak i wapń są silnymi środkami redukującymi (szczególnie po podgrzaniu). Często stosuje się je do redukcji innych, mniej aktywnych metali z ich tlenków (magnezu w laboratorium i wapnia w przemyśle).
Magnez i wapń należą do nielicznych metali, które reagują z azotem. Po podgrzaniu tworzą z nim azotki Mg 3 N 2 i Ca 3 N 2. Dlatego podczas spalania na powietrzu magnez i wapń przekształcają się w mieszaninę tlenków i azotków.
Wapń łatwo reaguje z wodą, ale magnez reaguje tylko po ugotowaniu. W obu przypadkach wydziela się wodór i tworzą się słabo rozpuszczalne wodorotlenki.
Tlenki magnez i wapń są substancjami jonowymi; w zachowaniu chemicznym są to tlenki zasadowe. Tlenek magnezu nie reaguje z wodą, natomiast tlenek wapnia (trywialna nazwa to „wapno palone”) reaguje gwałtownie, wydzielając ciepło. Powstały wodorotlenek wapnia nazywany jest w przemyśle „wapnem gaszonym”.
Wodorotlenek Magnez jest nierozpuszczalny w wodzie, mimo to jest zasadą. Wodorotlenek wapnia jest zauważalnie rozpuszczalny w wodzie; jego nasycony roztwór nazywany jest „wodą wapienną”, jest roztworem zasadowym (zmienia kolor wskaźników). Wodorotlenek wapnia w stanie suchym, a zwłaszcza mokrym, pochłania dwutlenek węgla z otaczającego powietrza i zamienia się w węglan wapnia. Ta właściwość wapna gaszonego jest wykorzystywana w budownictwie od wielu stuleci: wapno gaszone jako główny składnik wchodziło w skład zapraw wapiennych budowlanych, które obecnie są niemal całkowicie zastępowane przez cementowe. Oba wodorotlenki rozkładają się po umiarkowanym ogrzewaniu bez topienia.
Sole Magnez, a zwłaszcza wapń, znajdują się w wielu minerałach skałotwórczych. Spośród tych skał najbardziej znane są kreda, marmur i wapień, których główną substancją jest węglan wapnia. Po podgrzaniu węglany wapnia i magnezu rozkładają się na odpowiednie tlenki i dwutlenek węgla. Z wodą zawierającą rozpuszczony dwutlenek węgla węglany te reagują tworząc roztwory wodorowęglanów, na przykład:

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

Po podgrzaniu, a nawet przy próbie oddzielenia wodorowęglanów z roztworu poprzez usunięcie wody w temperaturze pokojowej, rozkładają się one w wyniku reakcji odwrotnej:

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

Uwodniony siarczan wapnia CaSO 4 ·2H 2 O jest bezbarwną substancją krystaliczną, słabo rozpuszczalną w wodzie. Po podgrzaniu ulega częściowemu odwodnieniu, przekształcając się w krystaliczny hydrat o składzie 2CaSO4·H2O. Trywialna nazwa hydratu dihydratu to gips, a półhydratu to alabaster. Alabaster zmieszany z wodą ulega uwodnieniu, tworząc gęstą, stałą masę gipsu. Ta właściwość alabastru wykorzystywana jest w medycynie (odlewy gipsowe) i budownictwie (wzmocnione przegrody gipsowe, ubytki uszczelnień). Rzeźbiarze używają alabastru do wykonywania modeli gipsowych i form.
Węglik wapnia (acetylenid) CaC 2. Wzór strukturalny (Ca2)(CC). Otrzymywany przez spiekanie wapna palonego z węglem:

CaO + 3C = CaC2 + CO

Ten substancja jonowa nie jest solą i ulega całkowitej hydrolizie pod wpływem wody tworząc acetylen, który przez długi czas otrzymywany był w ten sposób:

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

Uwodniony jon magnezu 2 jest zatem kwasem kationowym (patrz dodatek 13). rozpuszczalne sole magnez ulega hydrolizie. Z tego samego powodu może tworzyć się magnez sole zasadowe na przykład Mg(OH)Cl. Uwodniony jon wapnia nie jest kwasem kationowym.
Wapń w związku można wykryć po zabarwieniu płomienia. Kolor płomienia jest pomarańczowo-czerwony. Jakościowa reakcja na jony Ca 2, Sr 2 i Ba 2, która jednak nie pozwala na odróżnienie tych jonów od siebie - wytrącanie odpowiednich siarczanów rozcieńczonym roztworem kwasu siarkowego (lub dowolnym roztworem siarczanu w środowisku kwaśnym):

M 2 + SO 4 2 = MSO 4.

1. Dlaczego magnez i wapń nie tworzą pojedynczo naładowanych jonów?
2. Napisz równania opisowe dla wszystkich reakcji podanych w akapicie.
3. Tworzyć równania reakcji charakteryzujących właściwości chemiczne a) wapnia, b) tlenku wapnia, c) wodorotlenku magnezu, d) węglanu wapnia, e) chlorku magnezu.
Badanie właściwości związków magnezu i wapnia