Дать обзор свойств элементов 11 группы таблицы Д.И.Менделеева

1 Дать обзор свойств элементов 11 группы таблицы Д.И.Менделеева

К щелочноземельным металлам относятся следующие элементы главной  подгруппы II группы Периодической системы: кальций, стронций, барий и радий. Магний имеет ряд сходных со щелочными  металлами свойств, бериллий по химическим свойствам ближе к алюминию. Щелочноземельные металлы являются электронными аналогами, внешний электронный уровень  имеет строение ns², в соединениях наиболее характерная степень окисления +2. В соединениях с неметаллами основой тип связи – ионный. Соединения щелочноземельных металлов окрашивают бесцветное пламя газовой горелки: кальция – в оранжево-красный, стронция – в темно-красный, бария – в светло-зеленый цвет. В природе щелочноземельные металлы встречаются только в виде соединений, основные минералы кальция – кальцит (известковый шпат, известняк, мрамор, мел) СаСО₃, доломит CaMg(CO₃)₂, гипс CaSO₄2H₂O, флюорит CaF₂, гидроксиапатит (фосфорит) Ca₅(PO₄)₃(OH), апатит Ca₅(PO₄)₃F,Cl. Основные минералы стронция – стронцианит SrCO₃ и целестин SrSO₄, бария – витерит BaCO₃ и барит BaSO₄.

Физические свойства. Внешне – серебристо-белые блестящие  металлы, твердость значительно  выше, чем у щелочных металлов. Твердость  по группе уменьшается сверху вниз, барий по твердости близок к свинцу. Температуры плавления щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных и составляют: для кальция 851^оС, стронция 770^оС, бария 710^оС. Плотности щелочноземельных металлов в подгруппе сверху вниз увеличиваются и равны для Са, Sr и Ва, соответственно 1,54, 2,63 и 3,76 г/см³.

Химические свойства щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы  химически весьма активны, в реакциях проявляют свойства восстановителей. Взаимодействуют с

1. Кислородом (горят на  воздухе)

2Са + О₂ = 2СаО

2Sr + O₂ = 2SrO

2Ba + O₂ = 2BaO

При этом образуются и нитриды  состава Me₃N₂. При контакте щелочноземельных металлов с воздухом при комнатной температуре на поверхности металлов образуетсяжелтоватая пленка, состоящая из оксидов, гидроксидов и нитридов.

Оксид бария при нагреваии до 500^оС образуeт пероксид:

2BaO + O₂ = 2BaO₂

который разлагается при температуре выше 800^оС:

2BaO₂ = 2BaO + O₂

2. С водородом при нагревании  образуют гидриды

Ca + H₂ = CaH₂

Ba + H₂ = BaH₂

3. С серой реагируют  в обычных условиях, образуя сульфиды

Ca + S = CaS

и полисульфиды

CaS + nS = CaSn+1

4. С азотом – при  нагревании образуют нитриды

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

5. C фосфором – фосфиды

3Ca + 2Р = Ca₃Р₂

6. С углеродом – при  нагревании образуются карбиды,  которые являются производными  ацетилена:

Са + 2С = СаС₂

7. С водой – растворяются  с выделением водорода, реакция  протекает спокойнее, чем со  щелочными металлами:

Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂

8. Восстанавливают другие  металлы из их соединений, например:

UF₄ + 2Ca = U + 2CaF₂

Активность взаимодействия с водой возрастает от кальция  к барию.

Получение щелочноземельных металлов

Кальций получают электролизом расплaва хлорида кальция СаCl₂, к которому добавляют 5-7% CaF₂ для снижения температуры плавления:

СаCl₂ = Са(катод) + Cl₂(анод)

Стронций и барий получают методом алюмотермии из оксидов:

3BaO + 2Al = 3Ba + Al₂O₃

Применение щелочноземельных металлов

Металлический кальций применяется  как восстановитель и легирующая добавка к сплавам [9-12].

 

2. Типы химической связи.  Примеры. Что объединяет все  типы связей, чем отличаются.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

6 Производство азотной  кислоты. Ее свойства и применение

Химические свойства. Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО₂ и за счет этого приобретает светло-бурый цвет:

Азотная кислота принадлежит  к числу наиболее сильных кислот, и для нее характерны все реакции, в которые вступают кислоты, —  с основаниями, основными оксидами и т. д.

Специфическим свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Сущность окисления различных веществ азотной кислотой заключается в том, что ион NO₃^- , имеющий в своем составе азот в степени окисления 5+, в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы восстановителя, температуры) может принимать от одного до восьми электронов. Восстановление аниона NO₃^- в связи с этим может протекать до различных веществ:

Какое из этих веществ образуется, т. е. насколько глубоко произошло  восстановление азотной кислоты, в  каждом конкретном случае зависит от природы восстановителя, от условий  протекания реакции и от концентрации самой кислоты.

При прочих равных условиях образование тех или иных продуктов восстановления азотной кислоты зависит от концентрации. Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации, при этом, однако, чем концентрированнее HNO₃, тем менее глубоко она восстанавливается.

С одним и тем же восстановителем, например цинком, кислота, если она концентрированная, будет обязательно реагировать по схеме (1) с выделением NO₂; если HNO₃ разбавленная, то она может взаимодействовать с Zn по любой схеме (2—5), в зависимости от степени разбавления.

Чтобы восстановление HNO₃ провести наиболее глубоко, необходимо использовать максимально разбавленную кислоту, применять сильный восстановитель и реакцию вести на холоде. При использовании более концентрированной кислоты низшие оксиды азота (образованные в ходе реакции) окисляются концентрированной кислотой до высших.

Азотная кислота взаимодействует  со всеми металлами, за исключением Au, Pt, W. Концентрированная HNO₃ не взаимодействует при обычных условиях также с Fe, Al и Сr, которые она пассивирует, однако при очень сильном нагревании HNO₃ взаимодействует и с этими металлами.

Большинство неметаллов и  сложных веществ восстанавливают HNO₃, как правило, до NO (реже до NO₂):

Азотная кислота окисляет при нагревании даже кремний:

Однако полного растворения образца кремния при этом не происходит, так как, едва начавшись, последняя реакция быстро прекращается, поскольку образующийся на поверхности кристаллический SiO₂ (кислотный оксид с высшей степенью окисления кремния) препятствует дальнейшему протеканию реакции.

Если же взять смесь азотной и плавиковой кислот, то при нагревании происходит полное растворение образца кремния:

С помощью концентрированной HNO₃ можно растворить также и золото. Для этого необходимо взять смесь, состоящую из одного объема концентрированной HNO₃ и трех объемов концентрированной соляной кислоты (такую смесь называют царской водкой):

Действие царской водки  объясняется тем, что концентрированная HNO₃ окисляет НСl по реакции (*) до свободного хлора, который в момент выделения является очень сильным окислителем. По этой причине при растворении металлов в царской водке никогда не получаются соли азотной кислоты, а получаются соответствующие хлориды.

Разложение  нитратов. При нагревании твердых нитратов практически все они разлагаются с выделением кислорода (единственным исключением является нитрат аммония), при этом все нитраты можно разделить на четыре группы.

Первую группу составляют нитраты щелочных металлов, которые при нагревании разлагаются на нитриты и кислород, например:

Вторую группу составляет большинство нитратов менее активных металлов (от щелочноземельных металлов до меди включительно), которые разлагаются на оксид металла, NO₂ и кислород:

Третью группу составляют нитраты наиболее тяжелых металлов, разлагающиеся до свободного металла, NO₂ и кислорода:

Четвертую группу составляет нитрат аммония.

Азотистая кислота. HNО₂ принадлежит к слабым кислотам (К = 6×10^-4 при 25 °С), она лишь немного сильнее уксусной. Азотистая кислота неустойчива и известна только в разбавленных растворах, в которых осуществляется равновесие

Нитриты, в отличие от самой кислоты, устойчивы даже при  нагревании. Исключением является кристаллический  нитрит аммония, который при нагревании разлагается на свободный азот и воду:

Применение. Большие количества азотной кислоты расходуются на приготовление азотных удобрений, взрывчатых и лекарственных веществ, красителей пластмасс, искусственных волокон и др. материалов. Дымящая азотная кислота применяется в ракетной технике в качестве окислителя ракетного топлива.

 

Список используемой литературы

1 Химия: Большой справочник  для школьников и поступающих  в вузы / Е. А. Алферова, Н.С. Ахметов,  Н.В. Богомолова и др. М.: Дрофа, 1999. с. 430-438.