Щелочные элементы в таблице менделеева.
Содержание
- 1 Щелочные и щелочноземельные металлы
- 2 Урок №47. Щелочные металлы. Положение щелочных металлов в периодической системе и строение атомов. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Применение щелочных металлов и их соединений. – ХиМуЛя.com
- 3 Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий. урок. Химия 11 Класс
- 4 Периодическая таблица химических элементов Д.И.Менделеева
- 5 Таблица Менделеева для чайников – HIMI4KA
Щелочные и щелочноземельные металлы
Наиболее активными среди металлической группы являются щелочные и щелочноземельные металлы. Это мягкие лёгкие металлы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами.
Активные металлы занимают первую и вторую группы периодической таблицы Менделеева. Полный список щелочных и щелочноземельных металлов:
- литий (Li);
- натрий (Na);
- калий (K);
- рубидий (Rb);
- цезий (Cs);
- франций (Fr);
- бериллий (Be);
- магний (Mg);
- кальций (Ca);
- стронций (Sr);
- барий (Ba);
- радий (Ra).
Рис. 1. Щелочные и щелочноземельные металлы в таблице Менделеева.
Электронная конфигурация щелочных металлов – ns1, щелочноземельных металлов – ns2. Соответственно, постоянная валентность щелочных металлов – I, щелочноземельных – II.
За счёт небольшого количества валентных электронов на внешнем энергетическом уровне активные металлы проявляют мощные свойства восстановителя, отдавая внешние электроны в реакциях.
Чем больше энергетических уровней, тем меньше связь с внешних электронов с ядром атома. Поэтому металлические свойства возрастают в группах сверху вниз.
Из-за активности металлы I и II групп находятся в природе только в составе горных пород. Чистые металлы выделяют с помощью электролиза, прокаливания, реакции замещения.
Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет с металлическим блеском. Цезий – серебристо-жёлтый металл. Это наиболее активные и мягкие металлы. Натрий, калий, рубидий, цезий режутся ножом. По мягкости напоминают воск.
Рис. 2. Разрезание натрия ножом.
Щелочноземельные металлы имеют серый цвет. По сравнению со щелочными металлами являются более твёрдыми, плотными веществами. Ножом можно разрезать только стронций. Самый плотный металл – радий (5,5 г/см3).
Наиболее лёгкими металлами являются литий, натрий и калий. Они плавают на поверхности воды.
Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с простыми веществами и сложными соединениями, образуя соли, оксиды, щёлочи. Основные свойства активных металлов описаны в таблице.
Взаимодействие | Щелочные металлы | Щелочноземельные металлы |
С кислородом | Самовоспламеняются на воздухе. Образуют надпероксиды (RO2), кроме лития и натрия. Литий образует оксид при нагревании выше 200°C. Натрий образует смесь пероксида и оксида.Примеры:– 4Li + O2 → 2Li2O;– 2Na + О2 → Na2O2;– Rb + O2 → RbO2 | На воздухе быстро образуются защитные оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются.Примеры:– 2Mg + O2 → 2MgO;– 2Ca + O2 → 2CaO |
С неметаллами | Реагируют при нагревании с серой, водородом, фосфором:– 2K + S → K2S;– 2Na + H2 → 2NaH;– 2Cs + 5P → Cs2P5.С азотом реагирует только литий, с углеродом – литий и натрий:– 6Li + N2 → 2Li3N;– 2Na + 2C → Li2C2 | Реагируют при нагревании:– Ca + Br2 → CaBr2;– Be + Cl2 → BeCl2;– Mg + S → MgS;– 3Ca + 2P → Ca3P2;– Sr + H2 → SrH2 |
С галогенами | Бурно реагируют с образованием галогенидов:2Na + Cl2→ 2NaCl | |
С водой | Образуются щёлочи. Чем ниже металл расположен в группе, тем более активно протекает реакция. Литий взаимодействует спокойно, натрий горит жёлтым пламенем, калий – со вспышкой, цезий и рубидий взрываются.Примеры:– 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑;– 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑ | Менее активно, чем щелочные металлы, реагируют при комнатной температуре:– Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2;– Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 |
С кислотами | Со слабыми и разбавленными кислотами реагируют с взрывом. С органическими кислотами образуют соли.Примеры:– 8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O + 5H2O;– 8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O;– 10Na + 12HNO3 (разб) → N2 + 10NaNO3 + 6H2O;– 2Na + 2CH3COOH → 2CH3COONa + H2↑ | Образуют соли:– 4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O;– 4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O |
Со щелочами | – | Из всех металлов реагирует только бериллий:Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2 |
С оксидами | – | Вступают в реакцию все металлы, кроме бериллия. Замещают менее активные металлы:2Mg + ZrO2 → Zr + 2MgO |
Рис. 3. Реакция калия с водой.
Щелочные и щелочноземельные металлы можно обнаружить с помощью качественной реакции. При горении металлы окрашиваются в определённый цвет. Например, натрий горит жёлтым пламенем, калий – фиолетовым, барий – светло-зелёным, кальций – тёмно-оранжевым.
Щелочные и щелочноземельные – наиболее активные металлы. Это мягкие простые вещества серого или серебристого цвета с небольшой плотностью. Литий, натрий, калий плавают на поверхности воды. Щелочноземельные металлы более твёрдые и плотные, чем щелочные. На воздухе быстро окисляются.
Щелочные металлы образуют надпероксиды и пероксиды, оксид образует только литий. Бурно реагируют с водой при комнатной температуре. С неметаллами реагируют при нагревании. Щелочноземельные металлы вступают в реакцию с оксидами, вытесняя менее активные металлы.
Со щелочами реагирует только бериллий .
Средняя оценка: 4.6. Всего получено оценок: 477.
Источник: https://obrazovaka.ru/himiya/schelochnye-i-schelochnozemelnye-metally-spisok.html
Урок №47. Щелочные металлы. Положение щелочных металлов в периодической системе и строение атомов. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Применение щелочных металлов и их соединений. – ХиМуЛя.com
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ
К щелочнымметаллам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий,калий, рубидий, цезий, франций.
Нахождение в природе
Na-2,64% (помассе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs – значительно меньше, Fr- искусственно полученныйэлемент
Li
Li2O • Al2O3 • 4SiO2 – сподумен
Na
NaCl –поваренная соль (каменная соль), галит
Na2SO4• 10H2O – глауберова соль(мирабилит)
NaNO3– чилийская селитра
Na3AlF6- криолит
Na2B4O7· 10H2O – бура
K
KCl • NaCl – сильвинит
KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит
K2O• Al2O3 • 6SiO2 – полевой шпат (ортоклаз)
Свойства щелочных металлов
Сувеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способностьотдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается:
Физические свойства
Низкиетемпературы плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.
Химические свойства
Типичные металлы, очень сильные восстановители. Всоединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительнаяспособность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионныйхарактер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила ихвозрастает с увеличением атомной массы металла.
Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. Сводородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всегопероксиды.
Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs
1.Активно взаимодействуют с водой:
2Na + 2H2O→ 2NaOH + H2 ОПЫТ
2Li + 2H2O→ 2LiOH + H2
2.Реакция с кислотами:
2Na + 2HCl →2NaCl + H2
3.Реакция с кислородом:
4Li + O2→ 2Li2O(оксидлития)
2Na + O2→ Na2O2 (пероксид натрия)
K + O2→ KO2 (надпероксидкалия)
На воздухещелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органическихрастворителей (керосин и др.).
4.В реакциях с другими неметалламиобразуются бинарные соединения:
2Li + Cl2→ 2LiCl (галогениды)
2Na + S → Na2S(сульфиды)
2Na + H2→ 2NaH (гидриды)
6Li + N2→ 2Li3N (нитриды)
2Li + 2C → Li2C2 (карбиды)
5.Качественная реакция на катионыщелочных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
Li+– карминово-красный
Na+– желтый
K+,Rb+ и Cs+ – фиолетовый
“Окрашивание пламени солями калия и натрия”
Получение
Т.к.щелочные металлы – это самые сильные восстановители, их можно восстановить изсоединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCl=2Na+Cl2
Применение щелочных металлов
Литий -подшипниковые сплавы, катализатор
Натрий -газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах
Рубидий -научно-исследовательские работы
Цезий –фотоэлементы
Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов
Получение
Окислением металла получается только оксид лития
4Li + O2 → 2Li2O
(в остальных случаях получаются пероксиды илинадпероксиды).
Все оксиды (кроме Li2O) получают принагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:
Na2O2+ 2Na → 2Na2O
KO2+ 3K → 2K2O
“Самовозгорание цезия на воздухе”
Химические свойства
Типичные основные оксиды.
Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Li2O+ H2O → 2LiOH
Na2O+ SO3 → Na2SO4
K2O+ 2HNO3→ 2KNO3 + H2O
Пероксид натрия Na2O2
Получение
2Na + O2 → Na2O2
Химические свойства
1. Сильный окислитель:
2NaI +Na2O2 + 2H2SO4 → I2 +2Na2SO4 + 2H2O
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3+ O2
2. Разлагаетсяводой:
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
Надпероксид калия KO2
Получение
K + O2 → KO2
Химические свойства
1. Сильныйокислитель:
4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3+ 3O2
2. Разлагаетсяводой:
2KO2 + 2H2O → 2KOH + H2O2+ O2
Гидроксиды щелочных металлов – ROH
Белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошорастворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах нацелодиссоциированы.
NaOH-едкий натр, каустическая сода, KOH-едкое кали
Получение
1. Электролизрастворов хлоридов:
2NaCl+ 2H2O → 2NaOH + H2+ Cl2
2. Обменныереакции между солью и основанием:
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH
3. Взаимодействиеметаллов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
Li2O + H2O → 2LiOH
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
Химические свойства
1. R–OH – сильные основания (щелочи) реагируют с кислотнымиоксидами и кислотами:
2NaOH +CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH +HCl → NaCl + H2O ОПЫТ
2. Взаимодействуют с солями, если в продуктах образуется нерастворимое основание: 3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3↓+ 3NaCl
Соли
Типично ионные соединения, как правило – хорошорастворимы в воде, кроме некоторых солей лития.
Na2CO3 10H2O – кристаллическая сода
Na2CO3 – кальцинированная сода
NaHCO3 – питьевая сода
K2CO3 – поташ
Получение соды (дополнительно):
1.Аммиачный способ – насыщение раствора NaCl газами CO2 и NH3
NH3+CO2+H2O=NH4HCO3
NH4HCO3 +NaCl=NaHCO3↓+NH4Cl
NaHCO3 малорастворим на холоде.2.Кальцинирование – прокаливание:
NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O
ДОПОЛНИТЕЛЬНО
Строение атома лития
Строение атома натрия
Хранение щелочных металлов
Литий
Калий
Натрий
Гидроксид натрия
Соединения щелочных металлов (1)
Соединения щелочных металлов (2)
Ожоги, вызванные неправильным обращением со щелочами
Правила безопасного обращения с гидроксидамищелочных металлов. Оказание первой помощи пострадавшим от неправильногообращения с гидроксидами щелочных металлов
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 – Строение атомов элементов главнойподгруппы I группы и изменение свойств атомов с увеличением порядкового номераэлемента
Тренажёр №2 – Уравнения реакций щелочных металлов сводой
Тренажёр №3 – Уравнения реакций щелочных металлов скислородом
Тренажёр №4 – Уравнения реакций щелочных металлов снеметаллами
Тренажёр №5 – Характеристика лития
Тренажёр №6 – Характеристика натрия
Тренажёр №7 -Тестовые задания по теме”Соединения щелочных металлов”
Тренажёр №8 – Уравнения реакций, с помощью которыхможно получить гидроксиды щелочных металлов
Тренажёр №9 – Уравнения реакций, характеризующиххимические свойства оксидов щелочных металлов
Тренажёр №10 – Формулы и названия соединенийщелочных металлов
Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no47-selocnye-metally-polozenie-selocnyh-metallov-v-periodiceskoj-sisteme-i-stroenie-atomov-nahozdenie-v-prirode-fiziceskie-i-himiceskie-svojstva-primenenie-selocnyh-metallov-i-ih-soedinenij
Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий. урок. Химия 11 Класс
Тема: Основные металлы и неметаллы
Урок: Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий
Главную подгруппу I группы Периодической системы Д.И. Менделеева составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Элементы этой подгруппы относят к металлам. Их общее название – щелочные металлы.
Щелочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы Периодической системы Д.И. Менделеева. Это магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
Щелочные и щелочноземельные металлы как типичные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. У элементов главных подгрупп металлические свойства с увеличением радиуса возрастают. Особенно сильно восстановительные свойства проявляются у щелочных металлов.
Настолько сильно, что практически невозможно проводить их реакции с разбавленными водными растворами, так как в первую очередь будет идти реакция взаимодействия их с водой. У щелочноземельных металлов ситуация аналогичная.
Они тоже взаимодействуют с водой, но гораздо менее интенсивно, чем щелочные металлы.
Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns1 , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns2 (s-элементы).
У алюминия валентные электроны …3s23р1 (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.
Обнаружение ионов металла в солях
Ионы металлов легко определить по изменению окраски пламени. Рис. 1.
Соли лития – карминово-красная окраска пламени. Соли натрия – желтый. Соли калия – фиолетовый через кобальтовое стекло. Рубидия – красный, цезия – фиолетово-синий.
Рис. 1
Соли щелочноземельных металлов: кальция – кирпично-красный, стронция – карминово-красный и бария – желтовато-зеленый. Соли алюминия окраску пламени не меняют. Соли щелочных и щелочноземельных металлов используются для создания фейерверков. И можно легко определить по окраске, соли какого металла применялись.
Свойства металлов
Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.
Химические свойства щелочных металлов
1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S Na2S
2Na + H2 2NaH
3Na + P Na3P
Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.
6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.
Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑
2. Взаимодействие с кислородом
Только с литием сразу образуется оксид лития.
4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.
2Na + О2 = Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.
К + О2 = КО2
3. Взаимодействие с водой
По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Получение щелочных металлов
Из-за высокой активности металлов, получать их можно при помощи электролиза солей, чаще всего хлоридов.
Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ | |
NaOH | Едкий натр (каустическая сода) |
NaCl | Поваренная соль |
NaNO3 | Чилийская селитра |
Na2SO4∙10H2O | Глауберова соль |
Na2CO3∙10H2O | Сода кристаллическая |
KOH | Едкое кали |
KCl | Хлорид калия (сильвин) |
KNO3 | Индийская селитра |
K2CO3 | Поташ |
Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.
Химические свойства щелочноземельных металлов.
1. Взаимодействие с неметаллами
Сa + Cl2→ 2СaCl2
Сa + S СaS
Сa + H2 СaH2
3Сa + 2P Сa3 P2-
2. Взаимодействие с кислородом
2Сa + O2 → 2CaO
3. Взаимодействие с водой
Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O
4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
Получение щелочноземельных металлов
Металлический кальций и стронций получают электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.
CaCl2 Сa + Cl2
Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария
3BaO +2Al 3Ba + Al2O3
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ
Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО – негашеная известь. Ca(OH)2 – гашеная известь, или известковая вода.
При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО3.
Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.
Рис. 2
СaO + H2O → Ca(OH)2
Ca(OH)2 + CO2↑ → CaCO3↓+ H2O
CaCO3↓+ H2O + CO2 → Ca(HCO3)2
Гипс – это CaSO4∙2H2O, алебастр – CaSO4∙0,5H2O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.
Карбонат кальция CaCO3 образует множество различных минералов. Рис. 3.
Рис. 3
Фосфат кальция Ca3(PO4)2 – фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.
Чистый безводный хлорид кальция CaCl2 – это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.
Карбид кальция – CaC2. Его можно получить так:
СaO + 2C →CaC2 +CO. Одно из его применений – это получение ацетилена.
CaC2 + 2H2O →Ca(OH)2 + C2H2↑
Сульфат бария BaSO4 – барит. Рис. 4. Используется как эталон белого в некоторых исследованиях.
Рис. 4
Жесткость воды
В природной воде содержатся соли кальция и магния. Если они содержатся в заметных концентрациях, то в такой воде не мылится мыло из-за образования нерастворимых стеаратов. При её кипячении образуется накипь.
Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Такую жесткость воды можно устранить кипячением.
Ca(HCO3)2 CaCO3↓ + СО2↑ + Н2О
Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca2+., Mg2+ и анионов H2PO4- ,Cl-, NO3- и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl
Алюминий и его соединения
Алюминий занимает 4-е место по распространенности в земной коре, уступая кремнию, кислороду и водороду. В природе он присутствует в виде алюмосиликатов, глин и бокситов. Рис. 5.
Рис. 5
По своим химическим свойствам он гораздо менее активен, чем щелочные и щелочноземельные металлы. Во многом это связано с образованием не его поверхности тончайшей пленки оксида, которая препятствует или замедляет многие химические реакции.
Химические свойства алюминия
1. Реакция с галогенами
2Al + 3I2 2AlI3
2. Сгорает при нагревании с выделением большого количества теплоты
4Al + 3O2 2Al2O3 + Q . При этом может развиваться температура до 35000С.
3. Реакция с неметаллами
2Al + 3S Al2S3
2Al + N2 2AlN
4Al + 3С Al4С3
4. Взаимодействует с водой
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2↑ Если снять амальгамированием или механически пленку.
Амальгамирование – это нанесение на поверхность небольшого количества ртути.
5. Алюминий активно восстанавливает металлы из их оксидов (алюмотермия)
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr; этот способ используется при получении многих металлов: Mn, Cr, V, W, Ba, Sr и др.
6. Взаимодействует с кислотами-неокислителями
2Al + 6HCl →2AlCl3 + 3H2↑
Алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами из-за пассивации. С разбавленной серной или азотной кислотой взаимодействует
8Al + 30HNO3 →8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
7. Взаимодействие со щелочами. Al, Al2O3, Al(OH)3 взаимодействуют со щелочами:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ (амфотерные свойства).
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
8. Реагирует с растворами солей
2Al + 3CuCl2 → 2AlCl3 + 3Cu
Применение алюминия
Рис. 6
Алюминий широко применяется в быту и технике, так как он довольно легок, коррозионно-устойчив и нетоксичен. См. Рис. 6. Часто используются сплавы алюминия.
Основной – это дуралюмин (дюралюминий, дюраль). Это сплав алюминия, содержащий медь (массовая доля – 1,4-13%) и небольшие количества магния, марганца и других компонентов.
Используется как конструкционный материал в авиа- и машиностроении.
Оксиды и пероксиды способны реагировать с углекислым газом, образуя карбонат и кислород.
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + 1/2O2
KO2 + CO2 → K2CO3 + 3/2O2
Если сложить эти 2 уравнения реакции, то получится смесь, выделяющая и 2 моль углекислого газа, и 2 моль кислорода.
Na2O2 + 2KO2 + 2 CO2 → Na2CO3 + K2CO3 + 2О2. Суммарный объём газа в левой и правой части уравнения будет одинаков. Постоянство объёма газа очень важно, так как такие смеси применяются для удаления CO2 и превращения его в нужный для дыхания кислород, например, в подводных лодках или космических станциях. Но там не должно происходить перепада давления.
Подведение итога урока
На уроке была раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий».
Вы узнали общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучили по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений было рассмотрено такое понятие, как жесткость воды.
Познакомились с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнали, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.
Список литературы
1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет
1. Internerurok.ru (Источник).
2. Hemi.nsu.ru (Источник).
3. Chemport.ru (Источник).
4. Химик.ру (Источник).
Домашнее задание
1. №№3, 4, 5-а (с. 173) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
2. Какую реакцию среды имеет водный раствор сульфида калия? Ответ подтвердите уравнением реакции гидролиза.
3. Определите массовую долю натрия в морской воде, которая содержит 1,5% хлорида натрия.
Источник: https://interneturok.ru/lesson/chemistry/11-klass/osnovnye-metally-i-nemetally/metally-i-ih-svoystva-schelochnye-metally-schelochnozemelnye-metally-alyuminiy
Периодическая таблица химических элементов Д.И.Менделеева
В природе существует очень много повторяющихся последовательностей:
- времена года;
- время суток;
- дни недели…
В середине 19 века Д.И.Менделеев заметил, что химические свойства элементов также имеют определенную последовательность (говорят, что эта идея пришла ему во сне).
Итогом чудесных сновидений ученого стала Периодическая таблица химических элементов, в которой Д.И. Менделеев выстроил химические элементы по возрастанию атомной массы.
В современной таблице химические элементы выстроены по возрастанию атомного номера элемента (количество протонов в ядре атома).
Смотреть таблицу в натуральную величину.
Атомный номер изображен над символом химического элемента, под символом – его атомная масса (сумма протонов и нейтронов). Обратите внимание, что атомная масса у некоторых элементов является нецелым числом! Помните об изотопах! Атомная масса – это средневзвешенное от всех изотопов элемента, встречающихся в природе в естественных условиях.
Под таблицей расположены лантаноиды и актиноиды.
Горизонтальные строки Периодической таблицы называют периодами. Периоды имеют номера от 1 до 7. |
Вертикальные столбцы Периодической таблицы называют группами (семействами).Для нумерации групп изначально применялись римские цифры и буквы (IA, IIA, IIIB…). Ныне для обозначения групп используют номера от 1 до 18. |
Металлы
Металлы расположены в Периодической таблице слева от ступенчатой диагональной линии, которая начинается с Бора (В) и заканчивается полонием (Po) (исключение составляют германий (Ge) и сурьма (Sb).
Нетрудно заметить, что металлы занимают бОльшую часть Периодической таблицы. Основные свойства металлов: твердые (кроме ртути); блестят; хорошие электро- и теплопроводники; пластичные; ковкие; легко отдают электроны.
Общая характеристика металлов…
Неметаллы
Элементы, расположенные справа от ступенчатой диагонали B-Po, называются неметаллами. Свойства неметаллов прямо противоположны свойствам металлов: плохие проводники тепла и электричества; хрупкие; нековкие; непластичные; обычно принимают электроны.
Общая характеристика неметаллов…
Металлоиды
Между металлами и неметаллами находятся полуметаллы (металлоиды). Для них характерны свойства как металлов, так и неметаллов. Основное применение в промышленности полуметаллы нашли в производстве полупроводников, без которых немыслима ни одна современная микросхема или микропроцессор.
Периоды и группы
Как уже говорилось выше, периодическая таблица состоит из семи периодов. В каждом периоде атомные номера элементов увеличиваются слева направо.
Свойства элементов в периодах изменяются последовательно: так натрий (Na) и магний (Mg), находящиеся в начале третьего периода, отдают электроны (Na отдает один электрон: 1s22s22p63s1; Mg отдает два электрона: 1s22s22p63s2). А вот хлор (Cl), расположенный в конце периода, принимает один элемент: 1s22s22p63s23p5.
Свойства химических элементов в пределах одного периода различаются. |
В группах же, наоборот, все элементы обладают одинаковыми свойствами. Например, в группе IA(1) все элементы, начиная с лития (Li) и заканчивая францием (Fr), отдают один электрон. А все элементы группы VIIA(17), принимают один элемент.
Некоторые группы настолько важны, что получили особые названия. Эти группы рассмотрены ниже.
Щелочные металлы
Группа IA(1). Атомы элементов этой группы имеют во внешнем электронном слое всего по одному электрону, поэтому легко отдают один электрон.
Наиболее важные щелочные металлы – натрий (Na) и калий (K), поскольку играют важную роль в процессе жизнедеятельности человека и входят в состав солей.
Электронные конфигурации:
- Li – 1s22s1;
- Na – 1s22s22p63s1;
- K – 1s22s22p63s23p64s1
Подробнее о щелочных металлах см. Атомы элементов I группы: общая характеристика…
Щелочноземельные металлы
Группа IIA(2). Атомы элементов этой группы имеют во внешнем электронном слое по два электрона, которые также отдают во время химических реакций. Наиболее важный элемент – кальций (Ca) – основа костей и зубов.
Электронные конфигурации:
- Be – 1s22s2;
- Mg – 1s22s22p63s2;
- Ca – 1s22s22p63s23p64s2
Подробнее о щелочноземельных металлах см. Атомы элементов II группы: общая характеристика…
Галогены
Группа VIIA(17). Атомы элементов этой группы обычно получают по одному электрону, т.к. на внешнем электронном слое находится по пять элементов и до “полного комплекта” как раз не хватает одного электрона.
Наиболее известные элементы этой группы: хлор (Cl) – входит в состав соли и хлорной извести; йод (I) – элемент, играющий важную роль в деятельности щитовидной железы человека.
Электронная конфигурация:
- F – 1s22s22p5;
- Cl – 1s22s22p63s23p5;
- Br – 1s22s22p63s23p64s23d104p5
Подробнее о галогенах см. Атомы элементов VII группы: общая характеристика…
Инертные (благородные) газы
Группа VIII(18). Атомы элементов этой группы имеют полностью “укомплектованный” внешний электронный слой. Поэтому им “не надо” принимать электроны. И отдавать их они “не хотят”.
Отсюда – элементы этой группы очень “неохотно” вступают в химические реакции. Долгое время считалось, что они вообще не вступают в реакции (отсюда и название “инертный”, т.е. “бездействующий”).
Но химик Нейл Барлетт открыл, что некоторые из этих газов при определенных условиях все же могут вступать в реакции с другими элементами.
Электронные конфигурации:
- Ne – 1s22s22p6;
- Ar – 1s22s22p63s23p6;
- Kr – 1s22s22p63s23p64s23d104p6
Подробнее об инертных (благородных) газах см. Атомы элементов 0 группы: общая характеристика…
Валентные элементы в группах
Нетрудно заметить, что внутри каждой группы элементы похожи друг на друга своими валентными электронами (электроны s и p-орбиталей, расположенных на внешнем энергетическом уровне).
У щелочных металлов – по 1 валентному электрону:
- Li – 1s22s1;
- Na – 1s22s22p63s1;
- K – 1s22s22p63s23p64s1
У щелочноземельных металлов – по 2 валентных электрона:
- Be – 1s22s2;
- Mg – 1s22s22p63s2;
- Ca – 1s22s22p63s23p64s2
У галогенов – по 7 валентных электронов:
- F – 1s22s22p5;
- Cl – 1s22s22p63s23p5;
- Br – 1s22s22p63s23p64s23d104p5
У инертных газов – по 8 валентных электронов:
- Ne – 1s22s22p6;
- Ar – 1s22s22p63s23p6;
- Kr – 1s22s22p63s23p64s23d104p6
Римский номер столбца группы – это количество валентных электронов у всех элементов данной группы. |
Дополнительную информацию см. в статье Валентность и в Таблице электронных конфигураций атомов химических элементов по периодам.
Обратим теперь свое внимание на элементы, расположенные в группах с символов В. Они расположены в центре периодической таблицы и называются переходными металлами.
Отличительной особенностью этих элементов является присутствие в атомах электронов, заполняющих d-орбитали:
- Sc – 1s22s22p63s23p64s23d1;
- Ti – 1s22s22p63s23p64s23d2
Отдельно от основной таблицы расположены лантаноиды и актиноиды – это, так называемые, внутренние переходные металлы. В атомах этих элементов электроны заполняют f-орбитали:
- Ce – 1s22s22p63s23p64s23d104p64d105s25p64f15d16s2;
- Th – 1s22s22p63s23p64s23d104p64d105s25p64f145d106s26p66d27s2
Подробнее см. Атомы переходных элементов (металлов)…
Источник: https://prosto-o-slognom.ru/chimia/09_Periodicheskaya_tablitsa.html
Таблица Менделеева для чайников – HIMI4KA
Еще в школе, сидя на уроках химии, все мы помним таблицу на стене класса или химической лаборатории.
Эта таблица содержала классификацию всех известных человечеству химических элементов, тех фундаментальных компонентов, из которых состоит Земля и вся Вселенная.
Тогда мы и подумать не могли, что таблица Менделеева бесспорно является одним из величайших научных открытий, который является фундаментом нашего современного знания о химии.
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
На первый взгляд, ее идея выглядит обманчиво просто: организовать химические элементы в порядке возрастания веса их атомов. Причем в большинстве случаев оказывается, что химические и физические свойства каждого элемента сходны с предыдущим ему в таблице элементом.
Эта закономерность проявляется для всех элементов, кроме нескольких самых первых, просто потому что они не имеют перед собой элементов, сходных с ними по атомному весу.
Именно благодаря открытию такого свойства мы можем поместить линейную последовательность элементов в таблицу, очень напоминающую настенный календарь, и таким образом объединить огромное количество видов химических элементов в четкой и связной форме.
Разумеется, сегодня мы пользуемся понятием атомного числа (количества протонов) для того, чтобы упорядочить систему элементов. Это помогло решить так называемую техническую проблему «пары перестановок», однако не привело к кардинальному изменению вида периодической таблицы.
В периодической таблице Менделеева все элементы упорядочены с учетом их атомного числа, электронной конфигурации и повторяющихся химических свойств. Ряды в таблице называются периодами, а столбцы группами. В первой таблице, датируемой 1869 годом, содержалось всего 60 элементов, теперь же таблицу пришлось увеличить, чтобы поместить 118 элементов, известных нам сегодня.
Периодическая система Менделеева систематизирует не только элементы, но и самые разнообразные их свойства. Химику часто бывает достаточно иметь перед глазами Периодическую таблицу для того, чтобы правильно ответить на множество вопросов (не только экзаменационных, но и научных).
The ID of 1M7iKKVnPJE is invalid.
Периодический закон
Существуют две формулировки периодического закона химических элементов: классическая и современная.
Классическая, в изложении его первооткрывателя Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.
Современная: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера).
Графическим изображением периодического закона является периодическая система элементов, которая представляет собой естественную классификацию химических элементов, основанную на закономерных изменениях свойств элементов от зарядов их атомов. Наиболее распространёнными изображениями периодической системы элементов Д.И. Менделеева являются короткая и длинная формы.
Группы и периоды Периодической системы
Группами называют вертикальные ряды в периодической системе. В группах элементы объединены по признаку высшей степени окисления в оксидах. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп.
Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и одинаковые с ним по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы состоят только из элементов больших периодов.
Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.
Периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров.
В периодической системе имеются семь периодов: первый, второй и третий периоды называют малыми, в них содержится соответственно 2, 8 и 8 элементов; остальные периоды называют большими: в четвёртом и пятом периодах расположены по 18 элементов, в шестом — 32, а в седьмом (пока незавершенном) — 31 элемент. Каждый период, кроме первого, начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом.
Физический смысл порядкового номера химического элемента: число протонов в атомном ядре и число электронов, вращающихся вокруг атомного ядра, равны порядковому номеру элемента.
Свойства таблицы Менделеева
Напомним, что группами называют вертикальные ряды в периодической системе и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.
Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:
- усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические;
- возрастает атомный радиус;
- возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных кислот;
- электроотрицательность падает.
Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения, существует всего восемь форм кислородных соединений.
В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R2O, RO, R2O3, RO2, R2O5, RO3, R2O7, RO4, где символом R обозначают элемент данной группы.
Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы, кроме исключительных случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы (например, фтор).
Оксиды состава R2O проявляют сильные основные свойства, причём их основность возрастает с увеличением порядкового номера, оксиды состава RO (за исключением BeO) проявляют основные свойства. Оксиды состава RO2, R2O5, RO3, R2O7 проявляют кислотные свойства, причём их кислотность возрастает с увеличением порядкового номера.
Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения. Существуют четыре формы таких соединений. Их располагают под элементами главных подгрупп и изображают общими формулами в последовательности RH4, RH3, RH2, RH.
Соединения RH4 имеют нейтральный характер; RH3 — слабоосновный; RH2 — слабокислый; RH — сильнокислый характер.
Напомним, что периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров.
В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента:
- электроотрицательность возрастает;
- металлические свойства убывают, неметаллические возрастают;
- атомный радиус падает.
К ним относятся элементы из первой и второй группы периодической таблицы. Щелочные металлы из первой группы — мягкие металлы, серебристого цвета, хорошо режутся ножом. Все они обладают одним-единственным электроном на внешней оболочке и прекрасно вступают в реакцию.
Щелочноземельные металлы из второй группы также имеют серебристый оттенок. На внешнем уровне помещено по два электрона, и, соответственно, эти металлы менее охотно взаимодействуют с другими элементами.
По сравнению со щелочными металлами, щелочноземельные металлы плавятся и кипят при более высоких температурах.
Показать / Скрыть текст
Щелочные металлы | Щелочноземельные металлы |
Литий Li 3 | Бериллий Be 4 |
Натрий Na 11 | Магний Mg 12 |
Калий K 19 | Кальций Ca 20 |
Рубидий Rb 37 | Стронций Sr 38 |
Цезий Cs 55 | Барий Ba 56 |
Франций Fr 87 | Радий Ra 88 |
Лантаниды (редкоземельные элементы) и актиниды
Лантаниды — это группа элементов, изначально обнаруженных в редко встречающихся минералах; отсюда их название «редкоземельные» элементы.
Впоследствии выяснилось, что данные элементы не столь редки, как думали вначале, и поэтому редкоземельным элементам было присвоено название лантаниды. Лантаниды и актиниды занимают два блока, которые расположены под основной таблицей элементов.
Обе группы включают в себя металлы; все лантаниды (за исключением прометия) нерадиоактивны; актиниды, напротив, радиоактивны.
Показать / Скрыть текст
Лантаниды | Актиниды |
Лантан La 57 | Актиний Ac 89 |
Церий Ce 58 | Торий Th 90 |
Празеодимий Pr 59 | Протактиний Pa 91 |
Неодимий Nd 60 | Уран U 92 |
Прометий Pm 61 | Нептуний Np 93 |
Самарий Sm 62 | Плутоний Pu 94 |
Европий Eu 63 | Америций Am 95 |
Гадолиний Gd 64 | Кюрий Cm 96 |
Тербий Tb 65 | Берклий Bk 97 |
Диспрозий Dy 66 | Калифорний Cf 98 |
Гольмий Ho 67 | Эйнштейний Es 99 |
Эрбий Er 68 | Фермий Fm 100 |
Тулий Tm 69 | Менделевий Md 101 |
Иттербий Yb 70 | Нобелий No 102 |
Галогены и благородные газы
Галогены и благородные газы объединены в группы 17 и 18 периодической таблицы. Галогены представляют собой неметаллические элементы, все они имеют семь электронов во внешней оболочке.
В благородных газахвсе электроны находятся во внешней оболочке, таким образом с трудом участвуют в образовании соединений. Эти газы называют «благородными, потому что они редко вступают в реакцию с прочими элементами; т. е.
ссылаются на представителей благородной касты, которые традиционно сторонились других людей в обществе.
Показать / Скрыть текст
Галогены | Благородные газы |
Фтор F 9 | Гелий He 2 |
Хлор Cl 17 | Неон Ne 10 |
Бром Br 35 | Аргон Ar 18 |
Йод I 53 | Криптон Kr 36 |
Астат At 85 | Ксенон Xe 54 |
— | Радон Rn 86 |
Переходные металлы
Переходные металлы занимают группы 3—12 в периодической таблице. Большинство из них плотные, твердые, с хорошей электро- и теплопроводностью. Их валентные электроны (при помощи которых они соединяются с другими элементами) находятся в нескольких электронных оболочках.
Показать / Скрыть текст
Переходные металлы |
Скандий Sc 21 |
Титан Ti 22 |
Ванадий V 23 |
Хром Cr 24 |
Марганец Mn 25 |
Железо Fe 26 |
Кобальт Co 27 |
Никель Ni 28 |
Медь Cu 29 |
Цинк Zn 30 |
Иттрий Y 39 |
Цирконий Zr 40 |
Ниобий Nb 41 |
Молибден Mo 42 |
Технеций Tc 43 |
Рутений Ru 44 |
Родий Rh 45 |
Палладий Pd 46 |
Серебро Ag 47 |
Кадмий Cd 48 |
Лютеций Lu 71 |
Гафний Hf 72 |
Тантал Ta 73 |
Вольфрам W 74 |
Рений Re 75 |
Осмий Os 76 |
Иридий Ir 77 |
Платина Pt 78 |
Золото Au 79 |
Ртуть Hg 80 |
Лоуренсий Lr 103 |
Резерфордий Rf 104 |
Дубний Db 105 |
Сиборгий Sg 106 |
Борий Bh 107 |
Хассий Hs 108 |
Мейтнерий Mt 109 |
Дармштадтий Ds 110 |
Рентгений Rg 111 |
Коперниций Cn 112 |
Постпереходными металлами
Элементы, называемые постпереходными металлами, относятся к группам 13—15 периодической таблицы. В отличие от металлов, они не имеют блеска, а имеют матовую окраску.
В сравнении с переходными металлами постпереходные металлы более мягкие, имеют более низкую температуру плавления и кипения, более высокую электроотрицательность. Их валентные электроны, с помощью которых они присоединяют другие элементы, располагаются только на внешней электронной оболочке.
Элементы группы постпереходных металлов имеют гораздо более высокую температуру кипения, чем металлоиды.
Показать / Скрыть текст
Постпереходные металлы |
Алюминий Al 13 |
Галлий Ga 31 |
Индий In 49 |
Олово Sn 50 |
Таллий Tl 81 |
Свинец Pb 82 |
Висмут Bi 83 |