Применение и получение щелочноземельных металлов. Щелочноземельные металлы

На уроке будет раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий». Вы узнаете общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучите по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений будет рассмотрено такое понятие, как жесткость воды. Познакомитесь с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнаете, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.

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 . 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 - ns 1 , где n - номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов - ns 2 (s-элементы). У алюминия валентные электроны …3 s 2 3р 1 (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/см 3 .

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 + Cl 2 → 2NaCl

Литий - это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

2. Взаимодействие с кислородом

Только с литием сразу образуется оксид лития.

4Li + О 2 = 2Li 2 О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.

2Na + О 2 = Na 2 О 2 . При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.

К + О 2 = КО 2

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 + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

4.

8K + 10HNO 3 (конц) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O

8Na + 5H 2 SO 4 (конц) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

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.

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 + Cl 2 → 2СaCl 2

Сa + H 2 СaH 2

3Сa + 2P Сa 3 P 2-

2. Взаимодействие с кислородом

2Сa + O 2 → 2CaO

3. Взаимодействие с водой

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2 , но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.

4. Взаимодействие с кислотами - сильными окислителями

4Sr + 5HNO 3 (конц) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O

4Ca + 10H 2 SO 4 (конц) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O

Получение щелочноземельных металлов

Металлический кальций и стронций получают электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.

CaCl 2 Сa + Cl 2

Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария

3BaO +2Al 3Ba + Al 2 O 3

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 СаСО 3. Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.

Рис. 2

СaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O

CaCO 3 ↓+ H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2

Гипс - это CaSO 4 ∙2H 2 O, алебастр - CaSO 4 ∙0,5H 2 O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.

Карбонат кальция CaCO 3 образует множество различных минералов. Рис. 3.

Рис. 3

Фосфат кальция Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.

Чистый безводный хлорид кальция CaCl 2 - это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.

Карбид кальция - CaC 2 . Его можно получить так:

СaO + 2C →CaC 2 +CO. Одно из его применений - это получение ацетилена.

CaC 2 + 2H 2 O →Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Сульфат бария BaSO 4 - 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(HCO 3) 2 и Mg(HCO 3) 2 . Такую жесткость воды можно устранить кипячением.

Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + СО 2 + Н 2 О

Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca 2+ ., Mg 2+ и анионов H 2 PO 4 - ,Cl - , NO 3 - и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.

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.

К семейству щёлочноземельных эле­ментов относят кальций, стронций, барий и радий. Д. И. Менделеев включал в это семей­ство и магний. Щёлочноземельными элементы именуются по той причине, что их гидроксиды, подобно гидро­ксидам щелочных металлов, раство­римы в воде, т. е. являются щелочами. «…Земельными же они названы пото­му, что в природе они встречаются в состоянии соединений, образующих нерастворимую массу земли, и сами в виде окисей RO имеют землистый вид», - пояснял Менделеев в «Основах химии».

Общая характеристика элементов II а группы

Металлы главной подгруппы II группы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами.

Легко отдают два валентных электрона, и во всех соединениях имеют степень окисления +2

Сильные восстановители

Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний

Бериллий по большинству свойств ближе к алюминию

Физические свойства простых веществ

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства щелочноземельных металлов + Be

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием щелочей:

Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2 ­

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ­

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. С другими неметаллами образуют бинарные соединения:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нитриды)

Ca + H 2 → CaH 2 (гидриды)

Ca + 2C → CaC 2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ­

Mg + H 2 SO 4 (разб.) → MgSO 4 + H 2 ­

5. Бериллий растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 ­

6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:

соединения кальция - кирпично-красный, стронция - карминово-красный, а бария - желтовато-зелёный.

Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО 2- 2 . Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.

Электронная конфигурация Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е — .

Ионы магния и кальция ‑ незаменимые элементы жизнедеятельности любой клетки. Их соотношение в организме должно быть строго определённым. Ионы магния участвуют в деятельности ферментов (например, карбоксилазы), кальция – в построении скелета и обмена веществ. Повышение содержания кальция улучшает усвоение пищи. Кальций возбуждает и регулирует работу сердца. Его избыток резко усиливает деятельность сердца. Магний играет отчасти роль антагониста кальция. Введение ионов Mg 2+ под кожу вызывает наркоз без периода возбуждения, паралич мышц, нервов и сердца. Попадая в рану в форме металла, он вызывает долго незаживающие гнойные процессы. Оксид магния в лёгких вызывает так называемую литейную лихорадку. Частый контакт поверхности кожи с его соединениями приводит к дерматитам. Самые широко используемые в медицине соли кальция: сульфат СаSO 4 и хлорид CaCL 2 . Первый используется для гипсовых повязок, а второй применяется для внутривенных вливаний и как внутреннее средство. Он помогает бороться с отёками, воспалениями, аллергией, снимает спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови.

Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Вызывают менегоэнцефалит с поражением мозжечка, поражение гладких сердечных мышц, паралич, а в больших дозах – дегенеративные изменения печени. В малых же дозах соединения бария стимулируют деятельность костного мозга.

При введении в желудок соединений стронция наступает его расстройство, паралич, рвота; поражения по признакам сходны с поражениями от солей бария, но соли стронция менее токсичны. Особую тревогу вызывает появление в организме радиоактивного изотопа стронция 90 Sr. Он исключительно медленно выводится из организма, а его большой период полураспада и, следовательно, длительность действия могут служить причиной лучевой болезни.

Радий опасен для организма своим излучением и огромным периодом полураспада (Т 1/2 = 1617 лет). Первоначально после открытия и получения солей радия в более или менее чистом виде его стали использовать довольно широко для рентгеноскопии, лечения опухолей и некоторых тяжёлых заболеваний. Теперь с появлением других более доступных и дешевых материалов применение радия в медицине практически прекратилось. В некоторых случаях его используют для получения радона и как добавку в минеральные удобрения.

В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода. Гидроксид кальция ‑ довольно сильное основание. У кальция - наименее активного из всех щелочноземельных металлов - характер связи в соединениях ионный.

По своим характеристикам стронций занимает промежуточное положение между кальцием и барием.

Свойства бария наиболее близки к свойствам щелочных металлов.

Бериллий и магний широко используют в сплавах. Бериллиевые бронзы – упругие сплавы меди с 0,5-3% бериллия; в авиационных сплавах (плотность 1,8) содержится 85-90% магния («электрон»). Бериллий отличается от остальных металлов IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

Be+H 2 O+2NaOH=Na 2 +H 2 .

Магний активно реагирует с азотом:

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.

Традиционная техническая проблема – жесткость воды , связанная с наличием в ней ионов Mg 2+ и Ca 2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов.

S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице приведено их содержание.

Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п. Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов калия в организме находится внутри клеток и только 2% во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия. В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов.

Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов). Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция. В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг.

Класс: 9

Тип урока: изучение нового материала.

Вид урока: комбинированный урок

Задачи урока:

Обучающие: формирование знаний учащихся о щелочноземельных элементах как типичных металлах, понятия о взаимосвязи строения атомов со свойствами (физическими и химическими).

Развивающие: развитие умений исследовательской деятельности, умения добывать информацию из различных источников, сравнивать, обобщать, делать выводы.

Воспитывающие: воспитание устойчивого интереса к предмету, воспитание таких нравственных качеств как аккуратность, дисциплина, самостоятельность, ответственное отношение к порученному делу.

Методы: проблемные, поисковые, лабораторная работа, самостоятельная работа учащихся.

Оснащение: компьютер, таблица по технике безопасности, диск “Виртуальная лаборатория по химии”, презентация .

Ход урока

1. Организационный момент.

2. Вводное слово учителя.

Мы изучаем раздел, металлы, и вы знаете, что металлы имеют большое значение в жизни современного человека. На предыдущих уроках мы познакомились с элементами I группы главной подгруппы – щелочными металлами. Сегодня приступаем к изучению металлов II группы главной подгруппы - щелочноземельных металлов. Для того чтобы усвоить материал урока, нам необходимо вспомнить наиболее важные вопросы, которые рассматривали на предыдущих уроках.

3. Актуализация знаний.

Беседа.

Где находятся щелочные металлы в периодической системе Д.И. Менделеева?

Ученик:

В периодической системе щелочные металлы расположены в I группе главной подгруппе, на внешнем уровне 1 электрон, который щелочные металлы легко отдают, поэтому во всех соединениях они проявляют степень окисления +1. С увеличением размеров атомов от лития к францию энергия ионизации атомов уменьшается и, как правило, возрастает их химическая активность.

Учитель:

Физические свойства щелочных металлов?

Ученик:

Все щелочные металлы серебристо-белого цвета с незначительными оттенками, лёгкие, мягкие и легкоплавкие. Их твёрдость и температура плавления закономерно снижаются от лития к цезию.

Учитель:

Знания Химических свойств щелочных металлов проверим в виде небольшой проверочной работы по вариантам:

• I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия натрия с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.
• I I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия лития с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.
• I I I вариант: Напишите уравнения реакции взаимодействия калия с кислородом, хлором, водородом, водой. Укажите окислитель и восстановитель.

Учитель: Тема нашего урока “Щелочноземельные металлы”

Задачи урока: Дать общую характеристику щелочноземельным металлам.

Рассмотреть их электронное строение, сравнить физические и химические свойства.

Узнать о важнейших соединениях этих металлов.

Определить области применения этих соединений.

Наш план урока написан на доске, будем работать соответственно плана, просмотрим презентацию .

1. Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева.
2. Строение атома щелочных металлов.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства.
5. Применение щелочноземельных металлов.

Беседа.

Учитель:

Исходя, из полученных ранее знаний ответим на следующие вопросы: Для ответа воспользуемся периодической системой химических элементов Д.И. Менделеева.

1. Перечислите щелочноземельные металлы

Ученик:

Это магний, кальций, стронций, барий, радий.

Учитель:

2. Почему данные металлы назвали щелочноземельными?

Ученик:

Происхождение этого названия связано с тем, что их гидроксиды являются щелочами, а оксиды по тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и железа, носившими ранее общее название "земли"

Учитель:

3. Расположение щелочноземельные металлы в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Ученик:

II группа главная подгруппа. У металлов II группы главной подгруппы на внешнем энергетическом уровне содержится по 2 электрона, находящихся на меньшем удалении от ядра, чем у щелочных металлов. Поэтому их восстановительные свойства хотя и велики, но все же менее, чем у элементов I группы. Усиление восстановительных свойств также наблюдается при переходе от Mg к Ba, что связано с увеличением радиусов их атомов, во всех соединениях проявляют степень окисления +2.

Учитель: Физические свойства щелочноземельных металлов?

Ученик:

Металлы II группы главной подгруппы - это серебристо-белые вещества, хорошо проводящие тепло и электрический ток. Плотность их возрастает от Be к Ba, а температура плавления, наоборот, уменьшается. Они значительно тверже щелочных металлов. Все, кроме бериллия, обладают способностью окрашивать пламя в разные цвета.

Проблема: В каком виде щелочноземельные металлы встречаются в природе?

Почему в природе щелочноземельные металлы в основном существуют в виде соединений?

Ответ: В природе щелочноземельные металлы находятся в виде соединений, потому что обладают высокой химической активностью, которая в свою очередь, зависит от особенностей электронного строения атомов (наличие двух неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне)

Физкультминутка – отдых глазам.

Учитель:

Зная общие физические свойства, активность металлов, предположите химические свойства щелочноземельных металлов. С какими веществами взаимодействуют щелочные металлы?

Ученик:

Щелочноземельные металлы взаимодействуют как с простыми веществами, и сложными. Активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами (с галогенами, водородом, образуя гидриды). Из сложных веществ с водой – образуя растворимые в воде основания – щелочи и с кислотами.

Учитель:

А теперь на опытах убедимся, в правильности наших предположениях о химических свойствах щелочноземельных металлов.

4. Лабораторная работа по виртуальной лаборатории.

Цель: провести реакции, подтверждающие химические свойства щелочноземельных металлов.

Повторяем правила техники безопасности для работы со щелочноземельными металлами.

• работать в вытяжном шкафу
• на подносе
• сухими руками
• брать в малых количествах

Работаем с текстом, который читаем по виртуальной лаборатории.

Опыт № 1.Взаимодействие кальция с водой.

Опыт № 2. Горение магния, кальция, стронция, бария

Записать уравнения реакции и наблюдения в тетрадь.

5. Подведение итогов урока, выставление оценок.

5. Рефлексия.

Что запомнилось на уроке, что понравилось.

6. Домашнее задание.

§ 12 упр.1(б) упр.4

Литература.

1. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия 9.- Москва.: Просвещение, 2001
2. Габриелян О.С. Химия 9.-Москва.:Дрофа, 2008
3. Габриелян О.С., Остроумов И.Г. Настольная книга учителя. Химия 9.-Москва.:Дрофа 2002
4. Габриелян О.С. Контрольные и проверочные работы. Химия 9.-Москва.:Дрофа, 2005.
5. Коллекция Виртуальной лаборатории. Учебное электронное издание

Главная подгруппа второй группы периодической системы охватывает элементы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. По главным представителям этой подгруппы - кальцию, стронцию ж барию, - известных под общим названием щелочноземельных металлов, вся главная подгруппа второй группы называется также подгруппой щелочноземельных металлов .

Название «щелочноземельные» эти металлы (иногда к ним присоединяют и магний) получили потому, что их окислы по своим химическим свойствам являются промежуточными, с одной стороны, между щелочами, т. е. окислами или гидроокисями щелочных металлов и, с другой стороны, «землями», т. е. окислами таких элементов, типичным представителем которых является алюминий - главная составная часть глин. Вследствие такого промежуточного положения окислам кальция, стронция и бария и дали название «щелочные земли».

Первый элемент этой подгруппы, бериллий (если не принимать во внимание его валентность), по своим свойствам гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогам топ группы, в которую он входит. Второй элемент этой группы, магний, также в некоторых отношениях значительно отличается от щелочноземельных металлов в узком значении этого термина. Некоторые реакции сближаюг его с элементами побочной подгруппы второй группы, особенно с цинком; так, сульфаты магния и цинка в противоположность сульфатам щелочноземельных металлов легко растворимы, изоморфны друг другу и образуют аналогичные по составу двойные соли. Раньше было указано правило, согласно которому первый элемент обнаруживает свойства, переходные к следующей главной подгруппе, второй - к побочной подгруппе той же группы; и обычно характерными для группы свойствами обладает только третий элемент; это правило особенно наглядно проявляется в группе щелочноземельных металлов.

Самый тяжелый из элементов второй группы - радий - по своим химическим свойствам, безусловно, соответствует типичным представителям щелочноземельных металлов, Тем не менее, обычно его не принято включать в группу щелочноземельных металлов в более узком смысли. В связи с особенностями его распространения в природе, а также вследствие наиболее характерного его свойства - радиоактивности целесообразнее отвести ему особое место. В обсуждении общих свойств элементов этой подгруппы радий не будет расмотрен, поскольку соответствующие физико-химические свойства до сих пор исследовали недостаточно.

За исключением радия, все элементы щелочноземельной подгрупы относятся к легким металлам. Легкими называют металлы, удельный вес которых не перевышает 5. По своей твердости металлы главной подгруппы II группы значительно превосходят щелочные. Самый мягкий из них, барий (свойства которого наиболее близки к щелочным металлам) обладает приблизительно твердостью свинца. Точки плавления металлов этой группы лежат значительно выше, чем у щелочных металлов.

Общим для всех элементов главной подгруппы II группы является их свойство проявлять в своих соединениях положительную валентность 2 и только в совершенно исключительных случаях они бывают положительно одновалентны. Типичная для них валентность 2+, а также порядковые номера элементов заставляют, бесспорно, отнести эти металлы к главной подгруппе второй группы. Кроме того, все они обнаруживают сильно электроположительный характер, который определяется их положением в левой части электрохимического ряда напряжений, а также сильным, сродством к электроотрицательным элементам.

В соответствии с величиной нормальных потенциалов элементов главной подгруппы второй группы все перечисленный металлы разлагают воду; однако действие бериллия и магния на воду Протекает очень медленно вследствие малой растворимости гидроокисей, получающихся в результате этой реакции, например для магния:

Мg + 2НОН = Mg(OН) 2 + Н 2

Образовавшись на поверхности металла, гидроокиси Ве и Мg затрудняют дальнейшее течение реакции. Поэтому даже мелкие ошибки магния приходится выдерживать при обычной температуре в соприкосновении с водой в течение нескольких суток, прежде чем они полностью превратятся в гидроокись магния. Остальные щелочноземельные металлы реагируют с водой значительно энергичнее, что объясняется лучшей растворимостью их гидроокисей. Гидроокись бария растворяется легче всего; нормальный потенциал Ва имеет наиболее низкое значение по сравнению с другими элементами группы, поэтому он реагирует с водой, а также со спиртом очень энергично. Устойчииость щелочноземельных металлов к действию воздуха убывает по направлению от магния к барию. В соответствии с положением в ряду напряжений названные металлы вытесняют все тяжелые металлы из растворов их солей.

В качестве продуктов горения щелочноземельных металлов всегда получаются нормальные окислы М ІІ О. Перекиси щелочноземельных металлов гораздо менее устойчивы, чем в ряду щелочных металлов.

С водой окисли щелочноземельных металлов соединяются, образуя гидроокиси, причем энергия этой реакции очень заметно возрастает по направлению от ВеО к ВаО. Растворимость гидроокисей также сильно увеличивается от гидроокиси бериллия п гидроокиси бария; по даже растворимость последней при нормальной температуре очень невелика. В том же порядке возрастает и основной характер этих соединений - от амфоторной гидроокиси бериллия до сильно основного едкого бария.

Интересно отметить сильное сродство элементов главной подгруппы второй группы к азоту. Склопность к образованию соединений с азотом возрастает у этих элементов с увеличением атомного веса (несмотря на то, что теплоты образования нитридов в этом напраилении убывают); у собственно щелочноземельных металлов тепденция к образованию нитридов настолько велика, что последние медленно соединяются с азотом уже при обычной тедгасратуре.

Щелочноземельные металлы подобно щелочным металлам соединяются с водородом, образуя гидриды, например:

Са+Н 2 = СаН 2 .

Этн гидриды также имеют солеобразный характер, и поэтому следует считать, что в них, как и в гидридах щелочных металлов, водород является электроотрицательной составной частью.

Труднее получить непосредственно из элементов МgН 2 , а ВеН 2 синтезировать таким путем вообще но удалось. МgН 2 и ВеН 2 твердые и нелетучие соединения, как и гидриды щелочноземельных металлов, но в отличие от последних они не обладают ярко выраженным солеобразным характером.

Все элементы главной подгруппы второй группы образуют бесцветные ионы, имеющие положительный заряд 2: Bе 2+ , Мg 2+ , Са 2+ , Sr 2+ , Ва 2+ , Rа 2+ . Бериллий образует, кроме того, бесцветные анионы [ВеО 2 ] 2+ и [Ве(ОН) 4 ] 2+ . Бесцветны и все соли М II Х 2 указанных элементов, если они не являются производными окрашенных анионов.

Соли радия сами по себе тоже бесцветны. Однако некоторые из них, например, хлорид и бромид радия, постепенно окрашиваются под действием излучения содержащегося в них радия и, наконец, приобретают окраску от коричневой до черной. При перекристаллизации они вновь становятся белыми.

Многие соли щелочноземельных металлов трудно растворимы в воде. В изменении растворимости этих солей часто обнаруживается определенная закономерность: так, у сульфатов растворимость быстро уменьшается с возрастанием атомного веса щелочноземельного металла. Приблизительно так же изменяется и растворимость хромитов. Большинство солей, образуемых щелочноземельными металлами со слабыми кислотами и с кислотами средней силы, растворяется с трудом, например фосфаты, оксалаты и карбонаты; некоторые из них, однако, легко растворимы; к последним относятся сульфиды, цианиды, роданиды и ацетаты. Вследствие ослабления основного характера гидроокисей при переходе от Ва к Ве, в этой же последовательности возрастает степень гидролиза их карбонатов. В том же направлении изменяется и их термическая устойчивость: в то время как карбонат бария даже при температуре белого каления разлагается далеко не полностью, карбонат кальция можно полностью разложить на СаО и СО 2 уже при сравнительно слабом прокаливании, а карбонат магния разлагается еще легче.

С точки зрения теории Косселя причиной двухвалентности элементов щелочноземельной группы является то обстоятельство, что в периодической системе они все удалены от соответствующих инертных газов с: 2 элемента, поэтому каждый из них имеет на 2 электрона больше, чем предшествующий инертный газ. Вследствие стремления атомов принять конфигурацию инертных газов у элементов щелочноземельной группы и происходит легкое отщепление двух электронов, но не больше, так как дальнейшей отщепление вызвало бы уже разрушение конфигурации инертных газов.