S-ЭЛЕМЕНТЫ (IA, IIA -металлы)СТРОЕНИЕ АТОМОВ. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ.

Валентная конфигурация:…nS1-2. Металлы 1А–группы называются щелочными. Металлы IIA–группы – щёлочноземельными (кроме Be и Mg). Первые реагируют с водой, давая щёлочи, вторые образуют оксиды – «щёлочные земли».

Распространённость: В свободном виде в природе не встречаются! Ca, Na, K, Mg входят в число 8 самых распространённых элементов, на долю которых приходится 98% от массы земной коры:

http://arkadiyzaharov.ru/studentu/chto-delat-studentam/neorganicheskaya-ximiya/

O, Si, Al, Fe, Ca, Na, K, Mg, H, Ti, C, Cl, P, S, N, Mn, F, Ba

98% массы зем. коры

99,8% массы зем. коры

Важнейшие минералы: хлориды, нитраты, карбонаты, сульфаты

NaСl – каменная соль; MgСl2∙KСl∙6H2O – карналит KCl – сильвин; MgCO3 – магнезитNaNO3 – селитра (Чили.); CaCO3 – известняк KNO3 – селитра CaCO3∙ MgCO3 – доломит

CaSO4∙2H2O – гипс

РАСПРОСТРАНЕННОСТЬ В ПРИРОДЕ

2. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА. ПОЛУЧЕНИЕ

S-Металлы характеризуются высокими отрица-тельными значениями стандартных элетродных потенциалов Е0, поэтому они не могут быть получены химическим восстановлением.

S-Металлы получают электролизом расплавлен-ных хлоридов.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

Все IA-металлы и Ва имеют ОЦК – решетку; Be, Mg – ГПУ ; Ca,Sr – ГЦК – решётку.

В целом прочность металлической связи для металлов IIA–группы невелика и ещё меньше для IA–металлов:

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Прочность метал. связи ≈

Число делокализованных элетров

в расчете на 1 атом.Металлический радиус

Поэтому IA–металлы очень мягкие, легко режутся ножом, имеют небольшую плотность: Li, Na, K легче воды! У них низкие значения Т.пл. и Т. кип.

Цезий (Ce), например, имеет Т.пл. = 28 0С !

IIA–металлы более твёрдые и более плотные, с более высокими Т.пл. и Т. кип. У Ве Т.пл. равна 1278 0С. У остальных не выше 850 0С.

1) постоянную степень окисления: +1 и +2 для IA– и IIA– металлов, соответственно.

2) низкие значения энергий ионизации (I, кДж/ моль):

Мг + I = М1+ + 1e- ; (I = от 5,39 у Li до 3,98 у Fr) Мг + I = М2+ + 2e- ; (I = от 18,21 у Be до 10,1 у Ra)

3) низкие значения Е0, В.

M1+ + e- = Mтв ; (Е0 = от -3,05 у Li до -2,92 В у Cs) M2+ + 2e- = Mтв ;(Е0 = от -1,85 у Be до -2,90 В у Ba)

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

S-Металлы имеют:

ВЫВОД. S-Металлы обладают высокой реакционной способностью! Это - сильные восстановители!

S-Металлы легко сгорают на воздухе (Cs и Rb само-воспламеняются), образуя три типа соединений :

оксиды: М2О и МО (все IIA – металлы и Li)пероксиды: М2О2 и МО2 ( М = Na и Li)супероксиды: МО2 ( KO2, RbO2 и CsO2)

оксиды содержат ион О2-; пероксиды – ион О22‾ (–О–О–);

супероксиды – О2‾. Все они реагируют с водой,

образуя щелочные растворы:

О2–(тв.) + Н2О (ж) = 2ОН– О2

2– (тв.) + 2Н2О(ж.) = 2ОН–+ Н2О2

О2– (тв.) + 2Н2О(ж.) = 2ОН– + Н2О2 + О2↑

Например:

Na2O2 (тв.) + 2Н2О(ж.) = 2NaOH + Н2О2(водн.) ВаО2 (тв.) + 2Н2О(ж.) = Ва(ОН)2 + Н2О2(водн.)

Взаимодействие IA, IIA –металлов с кислородом:

Все s-металлы, кроме Ве реагируют с водородом при температуре от 300 до 700 оС, образуя гидриды состава МН и МН2; гидриды легко разрушаются водой (гидролиз):

МН + Н2О = МОН + Н2

МН2 + 2Н2О = МОН + 2Н2

или в ионном виде :Н– + НОН = Н2 + 2ОН–

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С С ГАЛОГЕНАМИ:

IIA–металлы легко реагируют при обычных условиях или при небольшом нагревании; IA–металлы самовоспламеняются в атмосфере фтора и хлора, образуя соединения состава МCl2 и МCl .

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОРОДОМ:

При нагревании все S-металлы реагируют с серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и др., образуя сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды, силициды: Ca + C = CaC2

Mg + Si = Mg2Si Mg + 2P = Mg3P2 Li + N2 = Li3N 2Na + S = Na2S (бурно)

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕНЕЕ АКТИВНЫМИ НЕМЕТАЛЛАМИ:

IA-металлы реагируют с водой на холоду. Реакцион-ная способность растет в ряду: Li < Na < K < Rb < Cs

Li реагирует относительно медленно, а калий уже взрывообразно с воспламенением: М + Н2О = МОН + ½ Н2

IIA-металлы тоже восстанавливают воду, но труднее; Ве с трудом реагирует не только с холодной водой, но даже с паром, Mg – с холодной водой медленно, с паром – бурно:

М + 2Н2О = М(ОН)2 + Н2

С кислотами IA-металлы реагируют со взрывом! IIA-металлы – спокойнее. Бериллий реагирует с кислотами очень медленно.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ И КИСЛОТАМИ:

Все IA-металлы, а также Ca, Sr и Ba с жидким аммиаком образуют ионные амиды:

Na (тв.) + NH3 (г.) = Na+NH2– (тв.) + ½ H2 (г.)

Ca (тв.) + 2NH3 (г.) = Ca(NH2)2 (тв.) + H2 (г.)

При нагревании в парах аммиака IA-металлы как и с жидким NH3 образуют амиды, а IIA-металлы – либо нитриды, либо гидриды:

Mg (тв.) + 2NH3 (г.) = Mg3N2 (тв.) + 3 H2 (г.) 3Ca (тв.) + 2NH3 (г.) = 3CaH2 (тв.) + N2 (г.)

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С АММИАКОМ:

КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ АЛКАЛИДЫ

Растворы IA-металлов, за исключением Li, в аминах и эфирах содержат частицы трех типов:

катион щелочного металла М+ анион щелочного металла :М–

сольватированный электрон е– (сольв.)

Образование катиона и аниона происходит в результате диспропорционирования:

Катион в растворе может стабилизироваться, вступая в реакцию комплексообразования с краун- эфиром:

2М (тв.) М+ + :М–RNH2

СТАБИЛИЗАЦИЯ КАТИОНОВ В РАСТВОРЕ РЕЗУЛЬТАТЕ РЕАКЦИИ

КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЯ С КРАУН ЭФИРОМ:

О О

О О

О

О

Cs+

≡Н2С

Н2С

OO

O

O

OO

O

O

OO

O

O

OO

O

ONH

O

O

NH

C

C

HN

O

O

HN

S

S

КРАУН- ЭФИРЫ И КРИПТАНДЫ

3.1 Оксиды М2О, МО:

Получение:При сгорании щелочных металлов в избытке кисло-рода образуются соединения следующего состава:

Li2O Na2O2 KO2 RbO2 CsO2

3. СОЕДИНЕНИЯ s-МЕТАЛЛОВ

Нормальные оксиды щелочных металлов, за исклю-чением Li2O, могут быть получены только косвенным путем, например:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

Оксиды IIА-металлов могут быть получены взаимо-действием простых веществ или разложением карбонатов:

MgCO3 = MgO + CO2

СВОЙСТВА ОКСИДОВ М2О, МО:Нормальные оксиды щелочных металлов М2О, а также щелочноземельных СаО, SrO, BaO реакцион-носпособные вещества, энергично взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды состава МОН и М(ОН)2:

Na2О(к.) + Н2О(г.) = 2NaОН(к)

CaO(к.) + Н2О(г.) = Ca(ОН)2 (к)

Химическая активность усиливается в рядах:

Li2O < Na2O < K2O < Rb2O < Cs2OBeO < MgO < CaO < SrO < BaO

BeO с водой не взаимодействует.

Оксиды MgO и BeO – твёрдые тугоплавкие вещества, предварительно прокалённые химически неактивны.

MgO – типично основный оксид, проявляет все свойства основных оксидов. BeO – амфотерен, не растворяется в воде, при сплавлении взаимо-действует с основными и кислотными оксидами; применяется в качестве огнеупорного материала; как замедлитель и отражатель нейтронов в атомной энергетике.

ОКСИДЫ БЕРИЛЛИЯ И МАГНИЯ

Гидроксиды МеОН, а также Ca(ОН)2 , Sr(ОН)2, Ba(ОН)2 – сильные основания (щёлочи). Основный характер гидроксидов, а также их растворимость и термическая устойчивость усиливаются в рядах:

LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH

Be(ОН)2 < Mg(ОН)2 < Ca(ОН)2 < Sr(ОН)2 < Ba(ОН)2

3.2 Гидроксиды МеОН и Ме(ОН)2

Mg(ОН)2 – основание средней силы, растворяется вытесняя NH4OH из NH4Cl:

Mg(ОН)2 + NH4Cl = MgCl2 + NH4OH

Be(ОН)2 – полимерное соединение, в воде не растворяется, амфотерен, растворяется в кислотах и щелочах.

Раствор Ba(ОН)2 (баритовая вода) – лабораторный реактив для открытия СО2. Гидроксид Ca(ОН)2 (известковая вода, гашеная известь) применяется в качестве дешевого растворимого основания.

Соли IA-металлов принадлежат к числу наиболее ионных соединений, хотя степень ионности в них никогда не достигает 100% . Степень ковалентности ионного соединения зависит от способности катиона поляризовать анион (правило Фаянса- Некрасова):

Гидроксиды щелочно-земельных металлов

3.3 СОЛИ S-МЕТАЛЛОВ:

«Cтепень ковалентности соединения тем выше, чем больше заряды ионов, меньше катион и больше анион»

3.3 СОЛИ S-МЕТАЛЛОВ.

ОСОБЕННОСТИ БЕРИЛЛИЯНаибльшим поляризующим действием из катионов s-металлов обладает катион Ве2+ (наименьший радиус при наибольшем заряде). По этой причине соединения бериллия, а также лития проявляют большую степень ковалентности, чем соответст-вующие соли других s-металлов.

Благодаря высокому поляризующему действию катионов Ве2+ и Li+ соли бериллия и лития с крупными анионами неустойчивы. Например карбонат бериллия не существует при обычных условиях, так как легко разлагается:

ВеCO3 BeO + CO2Сравните:

СаCO3 СаO + CO2

< 20 0С

>1000 0С

Бериллий проявляет сходство с алюминием (диаго-нальное сходство), карбонат которого тоже не существует.

Бериллий обладает сильно выраженной способностью образовывать тетраэдрические комплексы, например [Ве(H2O)4]2+, [Be(OH)4]2– , [ВеF4]2– .

Поляризующее действие иона Li+ выше чем у других s-металлов, но меньше, чем у иона Ве2+. Карбонат, нитрат, гидроксид лития разлагаются при нагревании.

3.3 СОЛИ S-МЕТАЛЛОВ.ОСОБЕННОСТИ БЕРИЛЛИЯ И ЛИТИЯ

Общие закономерности:

1. Соли всех металлов 1A- и IIА-групп растворимы в воде. Исключение: LiF.

2. Соли IIA-металлов c однозарядными анионами растворимы (например, хлориды, бромиды, иодиды, нитраты, нитриты, ацетаты). Исключение: фториды и гидроксиды.

3. Соли IIA-металлов с анионами с зарядом –2, как правило, не растворимы. Например, с анионами SO4

2–, CO32–, CrO4+, C2O4

2–, PO43–.

РАСТВОРИМОСТЬ СОЕДИНЕНИЙ S-МЕТАЛЛОВ:

1. Рассчитать растворимость BaCrO4 (ПР = 1,2∙10–10) в 0,001М растворе HCl. Для хромовой кислоты К1 = 1,1∙10–2, К2 = 3,2∙10–7. Прежде чем провести расчет, предскажите будет ли растворимость BaCrO4 в растворе кислоты больше (меньше), чем в воде (без учёта гидролиза соли)?

Задача

Информация к размышлению:Равновесие 1: BaCrO4 (тв.) ↔ Ba2+ + CrO4

2–

Равновесие 2: CrO42– + Н+ ↔ HCrO4

–

Равновесие 3: НCrO4– + Н+ ↔ H2CrO4

ПРBaCrO4 = [Ba2+]∙[ CrO42–] = S2

________ ________ S = √ ПРBaCrO4 = √ 1,2∙10–10 = 1,1∙10–5 моль/

РЕШЕНИЕ:

В нейтральном растворе BaCrO4 устанавливается равновесие:

Равновесие 1: BaCrO4 (тв.) ↔ Ba2+ + CrO42–

Растворимость(S) находим из выражения для ПРBaCrO4:

В присутствии сильной кислоты в водном растворе BaCrO4 устанавливается ещё два равновесия: Равновесие 2: CrO4

2– + Н+ ↔ HCrO4–

[HCrO4–]

Кравн = 1/ К2 = –––––––––––– [CrO4

2–]∙[ Н+] Равновесие 3: HCrO4

– + Н+ ↔ H2CrO4 [H2CrO4]

Кравн = 1/ К1 = –––––––––––– [CrO4

2–]∙[ Н+]

В соответствии с принципом Ле-Шателье уменьшение концентрации хромат ионов CrO4

2– вследствие их связывания в ионы HCrO4

– и молекулы H2CrO4 частично компенсируется сдвигом равновесия 1 вправо, в результате растворимость (S) осадка возрастёт.

Согласно уравнению материального баланса (УМБ) растворимость равна сумме концентра-ций всех форм хромат-иона в растворе

S = [Ba2+] = [CrO42–] + [HCrO4

–] + [H2CrO4]

концентрация ионов [CrO42–], которая остаётся в

растворе и участвует в равновесии с твёрдой фазой (Равновесие 1) будет составлять лишь какую-то долю α2 от всех форм его существования в растворе:

[CrO42–] [CrO4

2–]

α2 = ––––––––––––––––––––––––– = –––––––– [CrO4

2–] + [HCrO4–] + [H2CrO4] S

Отсюда: [CrO42–] = α2∙ S

Как следует из УМБ:

S = [Ba2+] = [CrO42–] + [HCrO4

–] + [H2CrO4]

Чтобы найти α2, надо выразить концентрации ионов [HCrO4

–] и [H2CrO4] в знаменателе через концентрацию [CrO4

2–] из уравнений для констант равновесия 1/К2 и 1/К1.

После несложных преобразований (попробуйте сделать это самостоятельно) получим оконча-тельное выражение для расчета мольной доли ионов [CrO4

2–] в растворе:

K1∙K2

α2 = ––––––––––––––––––––––– [H+]2 + K1∙[H+] + K1∙K2

Подставляя сюда значения K1, K2 и [H+] из условия задачи получим:

1,1∙10–2 ∙ 3,2∙10–7 α2 = –––––––––––––––––––––––––––––– = 2,9∙10–4

1∙10–6 + 1,1∙10–2∙10–3 + 1,1∙10–2 ∙3,2∙10–7

Из выражения для произведения растворимости BaCrO4 находим:

ПРBaCrO4 = [Ba2+]∙[ CrO42–] = S∙(α2∙ S) = α2∙ S2

____________ ________________ S = √ ПРBaCrO4 / α2 = √1,2∙10–10/2,9∙10–4 = 6,4∙10–4 моль/л

В нейтральном растворе растворимость была равна 1,1∙10–5 моль/л. Таким образом в 0.001М растворе НCl она возросла в

6,4∙10–4/1,1∙10–5 = 58 раз.

Следует заметить, чтозначение и форма выражения константы какого-либо данного равновесия (например, равновесия 1) ни коим образом не зависит от протекания в растворе дополнительных конкурирующих реакций.

Так в рассматриваемом примере произведение растворимости ПРBaCrO4 описывает соотношение между равновесными концентрациями [Ba2+] и [CrO4

2–] независимо от того присутствуют ли в растворе ионы водорода Н+.

Другими словами, при постоянной температу-ре в насыщенном растворе BaCrO4 произведе-ние [Ba2+]∙[ CrO4

2–] – величина постоянная.

Конечно в присутствии ионов Н+ количество растворившегося BaCrO4 увеличивается, но это происходит не в результате изменения ионного произведения [Ba2+]∙[ CrO4

2–], а за счет превращения части осадка в [HCrO4

–] и [H2CrO4].

В общем случае растворимость осадка всегда увеличивается в присутствии ионов или молекул, образующих с ионами осадка раствори-мые соединения или комплексы.