S – Элементы и их соединения

                                   2KOH®2K⁺+2OH^-

                                   На катоде: 2K⁺+2е®2K

                                   На аноде: 2OH^—2е®1/2O₂+H₂O

     2. Электролизом расплавов  хлоридов:

                                  LiCI®Li⁺+CI^-

                                  На катоде: Li⁺+е®Li⁰

                                  На аноде: CI^--е®1/2CI₂

     3.Восстановление кристаллических  гидроксидов или карбонатов при высокой температуре. В качестве восстановителей используют металлы (Ca, Mg, AI) или уголь и карбид железа (кальция)

                              

                                2KOH+Mg_®^500C 2K+MgO+H₂O

                               Rb₂CO₃+3Mg_®^700C 2Rb+MgO+C

                                3Cs₂CO₃+2CaC_2®^700C 6Cs+2CaO+7CO

                                2NaOH+C®2K+CO₂+H₂­

             

      В твердом состоянии  щелочные металлы имеют металлический  блеск и белый серебристый  цвет (цезий-золотистый), который исчезает на воздухе так как поверхность металлов покрывается пленкой. Пленка частично защищает металлы от дальнешего окисления. Металлы имеют кубическую решетку, низкую плотность (меньше единицы), и температуру плавления (28,5-179,5⁰С).

Щелочные металлы взаимодействуют  при комнатной температуре с  кислотами, а при нагревании с  галогенами, серой, фосфором и углеродом

 

2K+2HCI®2KCI+H₂­;         2Cs+CI₂®2CsCI

2K+F₂®2KF;                         2Rb+S®Rb₂S

3Na+P®Na₃P;                       2Li+2C®Li₂C₂ 

 

 

 

 

Взаимодействие щелочных металлов с кислородом и водой.

 

Щелочные металлы активно  взаимодействуют с кислородом на холоду, о чем свидетельствует  появление оксида на поверхности  металла. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе.

При сжигании в кислороде только литий образует оксид Li₂O, в то время как натрий образует пероксид, а калий, рубидий и цезий – надпероксиды:

                      2Na+O₂®Na₂O₂;               K+O₂®KO₂

                      Rb+O₂®RbO₂;                  Cs+O₂®CsO₂                                                       

 

 

Косвенным путем могут быть получены и пероксиды К₂О₂, Rb₂O₂. В ряду стандартных электродных потенциалов щелочные металлы расположены до магния, благодаря чему они легко окисляются ионом водорода Н⁺ и вытесняют водород из воды:

                           Me+2HOH®2MeOH+H₂­

С литием реакция протекает спокойно, без воспламенения. Так как процесс  экзотермический, то за счет выделяющейся теплоты наблюдаются такие явления, как плавление металла (натрий), самовоспламенение (калий) или взрыв (рубидий и цезий).

 

Свойства оксидов, гидроксидов  и пероксидов.

 

Оксиды щелочных металлов получаются либо путем непосредственного  взаимодействия металла с кислородом,

                          4Li+O₂®2Li₂O                                                           

либо косвенно, например восстановлением пероксида металла,

                          Na₂O₂+2Na®2Na₂O                                                    или восстановлением надпероксида металла этим металлом (для калия, рубидия, цезия):

                          KO₂+3K®K₂O                                                             Оксиды лития Li₂O, натрия Na₂O, К₂О – вещества белого, Rb₂O – желтого, а Cs₂O – оранжевого цвета.

Оксиды щелочных металлов – реакционноспособные вещества, энергично взаимодействуют с водой, образуя соответствующие гидроксиды:

                           Me₂O+H₂O®2MeOH                                                

Активность оксидов  увеличивается в ряду Li₂O - Na₂O - K₂O - Rb₂O - Cs₂O.

Гидроксиды щелочных металлов – LiOH, NaOH, KOH, RbOH и CsOH – твердые кристаллические вещества белого цвета. В природе эти соединения не встречаются, их получают электролизом водных растворов хлоридов. Гидроксид натрия получают также известковым способом (каустификация соды), то есть обработкой Na₂CO₃ гашеной известью:

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

Поэтому NaOH в технике называют каустической содой.

По растворимости в воде LiOH уступает остальным гидроксидам. Процесс растворения гидроксидов щелочных металлов – экзотермический процесс. Водные растворы сильно диссоциированы, но по силе LiOH уступает остальным. Ввиду сильно выраженных основных свойств, их называют щелочами.

LiOH отличается от остальных гидроксидов щелочных металлов и при прокаливании разлагается:

                      2LiOH«Li₂O+H₂O

Пероксиды и надпероксиды – сильные  окислители: водой и разбавленными  кислотами они легко разлагаются  с образованием пероксида водорода и кислорода:

                      2KO₂+H₂SO₄®K₂SO₄+H₂O₂                                                                 Na₂O₂+H₂SO₄®Na₂SO₄+H₂O₂                                       

Гидриды и амиды элементов.

 

 

Щелочные металлы легко реагируют  с водородом при слабом нагревании. В этих реакциях водород, присоединяя электрон, образует гидрид-ион Н^-, имеющий оболочку гелия 1s², соединения водорода с металлами являются типично ионными.

                   2Na+H₂®2NaH         

                   2Li+H₂®2LiH                                                                     Гидриды представляют собой белые кристаллические вещества с высокими температурами плавления. Их расплавы характеризуются высокой электрической проводимостью, при их электролизе на аноде выделяется водород.

По химическим свойствам гидриды – энергичные восстановители. Уже в присутствии следов воды они разлагаются на соответствующий гидроксид и водород:

                   NaH+HOH®NaOH+H₂­                                                                            

При взаимодействии металлов с жидким аммиаком происходит замещение одного атома водорода и образуются амиды:

                   K+NH₃(ж)®KNH₂+1/2H₂­                                              

Амид натрия можно  получить пропусканием сухого аммиака  над расплавленным натрием:

                   Na+NH₃(г)®NaNH₂+1/2H₂­                                            

Вода разлагает амид натрия:

                   NaNH₂+H₂O®NaOH+NH₃­                                             

Амид натрия обладает сильными основными и водоотнимающими свойствами.

Реакция нейтрализации  между амидами металлов и аммонийными  солями сильных кислот приводит к  образованию аммиака:

                    KNH₂+NH₄CI®KCI+2NH₃                                               Растворение в амидах кислотных нитридов также приводит к образованию аммиака:

                    6KNH₂+C₃N₄®3K₂[CN₂]+4NH₃­                                   

Амиды металлов взаимодействуют  между собой с образованием комплексных  соединений:

2KNH₂+Zn(NH₂)₂®K₂[Zn(NH₂)₄]         

 

Элементы II A группы (s² – элементы).

 

В главную подгруппу II группы входят элементы бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Все эти элементы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. В свободном состоянии они представляют собой серебристо-белые вещества, более твердые, чем щелочные металлы, с высокими температурами плавления. По плотности все они, кроме радия, относятся к легким металлам.

Первые два члена подгруппы  занимают в ней особое положение, отличаясь во многих отношениях от остальных четырех элементов. Бериллий по некоторым своим свойствам приближается к алюминию (”диагональное сходство”).

В наружном электронном слое атомы  элементов этой подгруппы имеют  два электрона, а у остальных  элементов –восемь. Два электрона  внешнего слоя сравнительно легко отщепляются от атомов, которые превращаются при этом в положительные двухзарядные ионы. Поэтому в отношении химической активности эти элементы лишь немного уступают щелочным металлам.

 

             Входящие в состав главной подгруппы кальций, стронций и барий  получили название щелочноземельных металлов. Происхождение этого названия связано с тем, что гидроксиды кальция, стронция и бария, также, как и гидроксиды натрия и калия, обладают щелочными свойствами, оксиды же этих металлов по их тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов, носивших прежде общее название земель.

При сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются оксиды. Оксиды кальция, стронция и бария непосредственно  соединяются с водой, образуя гидроксиды. Растворимость последних сильно увеличивается при переходе от кальция к следующим щелочноземельным металлам. В такой же последовательности увеличиваются и основные свойства гидроксидов.

Во всех своих соединениях щелочноземельные металлы имеют степень окисления +2.

 

Бериллий. Физические и  химические свойства соединений.

Впервые бериллий выделен  в виде солей и оксида из минерала берилла в 1798г Л. Вокеленом (Франция). На вкус соли были сладкими  и элемент  получил название глюциний (от греческого «гликос» – сладкий). В свободном состоянии бериллий  получен в 1828г в Германии (А. Бюсси) и Франции (Ф. Велер).

              Бериллий входит в состав более  двадцати минералов. Важнейшие  минералы, содержащие бериллий, - берилл Be₃Al₂(SiO₃)₆; фенакит Be₂SiO₄.

Бериллий получают восстановлением BeCl₂ кальцием или магнием:

      BeCI₂+Ca®CaCI₂+Be                                                                    

Металлический бериллий получают также электролизом расплавов  смеси солей BeF₂ и NaF.

Бериллий очень твердый, хрупкий, белый, легкий металл. Обладает сравнительно низкой электропроводностью и электрической проводимостью.

На воздухе бериллий покрывается оксидной пленкой, предохраняющей металл от дальнейшего окисления. Вода почти не действует на бериллий. В кислотах же он легко растворяется с выделением водорода:

Be+H₂SO₄+4H₂O®[Be(H₂O)₄]SO₄+H₂­                                             

или        Be+2H₃O⁺+2H₂O® [Be(H₂O)₄]⁺+H₂­

Концентрированные HNO₃ и H₂SO₄ пассивируют бериллий (как и Al).

Подобно алюминию, бериллий взаимодействует с растворами щелочей, восстанавливая водород и образуя комплексные ионы:

Be+2NaOH+2H₂O® Na₂[Be(OH)₄]+H₂­                                            

или        Be+2OH^-+2H₂O®[Be(H₂O)₄]²⁺+H₂­

Металлический бериллий взаимодействует при нагревании с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием, селеном:

Be+CI₂®BeCI₂;              Be+F₂®BeF₂

Be+S®BeS;                    3Be+2N₂®Be₃N₂                                                             

2Be+C®Be₂C;                2Be+Si®Be₂Si

3Be+2P®Be₃P₂;                 Be+Se®BeSe

Бериллий восстанавливает  при нагревании в вакууме оксиды, гидроксиды и галогениды металлов

MgO+Be®BeO+Mg

KOH+Be®BeO+K+1/2H₂­                                                                

SiCI₄+2Be®2BeCI₂+Si

    

Оксид бериллия ВеО взаимодействует  как с основными, так и кислотными оксидами:

BeO+2HCI+3H₂O®[Be(H₂O)₄]CI₂                                                      

              BeO+2KOH+H₂O®K₂[Be(OH)_4]                

При сплавлении BeO взаимодействует как с основными, так и с кислотными оксидами:

           BeO+SiO₂®BeSiO₃

           BeO+Na₂O®Na₂BeO₂                                                              

Гидроксид бериллия Ве(ОН)₂ имеет ярко выраженный амфотерный характер, чем и отличается от гидроксида магния и гидроксидов щелочноземельных металлов, легко взаимодействует с кислотами и основаниями:

           Be(OH)₂+2HCI+2H₂O®[Be(H₂O)₄]CI₂                                    

           Be(OH)₂+2NaOH®Na₂[Be(OH)₄]                                            

Гидроксид бериллия Ве(ОН)₂ – полимерное соединение, в воде не растворяется.

Вследствие относительно высокого поляризующего действия иона Ве²⁺ его соли подвергаются заметному гидролизу:

           [Be(OH)₄]²⁺+3H₂O«[Be(OH)(H₂O)₃]⁺+3OH^-

Гидроксобериллаты в водных растворах  существуют лишь при большом избытке  щелочи, в противном случае они  полностью гидролизуются.

Сульфид бериллия BeS образуется взаимодействием простых веществ (при 1350^о С) или взаимодействием металла с Н₂S.