ХИМИЯ – это область чудес, в ней скрыто счастье человечества,
величайшие завоевания разума будут сделаны
именно в этой области.(М. ГОРЬКИЙ)
Таблица
|
На данном уроке будут рассмотрены свойства элементов IIА группы и образуемых ими веществ. Изучение данной темы проводится по плану: свойства химических элементов, их нахождение в природе, химические свойства простых веществ, свойства и применение сложных веществ.
Во IIА группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента получили название щелочноземельных. Такое название обусловлено тем, что эти элементы встречаются в природе в составе минералов-карбонатов, прокаливание которых и дальнейшее растворение полученных продуктов приводит к образованию щелочного раствора. Отсюда и название «щелочные земли».
У атомов химических элементов IIА группы на внешнем слое находится по 2 электрона. В химических реакциях атомы этих элементов выступают в качестве восстановителей, отдавая внешние электроны и превращаясь в ионы с зарядом «2+». Щелочноземельные металлы и их соли окрашивают пламя в разные цвета: например, кальций – в кирпично-красный, стронций – в красный, барий – в зеленый.
Рис. 1. Окрашивание пламени солями элементов группы IIА: а- солью кальция, б – солью стронция, в- солью бария
В виде простых веществ элементы IIА группы в природе не встречаются. Самые распространенные из них – кальций и магний – встречаются в природе в составе минералов, содержащих, как правило, карбонаты и сульфаты этих элементов. Также соли кальция и магния содержатся в пресной и морской воде.
Радий – радиоактивный элемент. В природе он встречается в составе минералов урана.
Важнейшие минералы:
3BeO • Al2O3 • 6SiO2 – берилл
MgCO3 – магнезит
CaCO3 • MgCO3 – доломит
KCl • MgSO4 • 3H2O – каинит
KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит
MgCl2·6H2O - бишофит
CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)
Ca3(PO4)2 – апатит, фосфорит
CaSO4 • 2H2O – гипс
CaSO4 – ангидрит
CaF2 – плавиковый шпат (флюорит)
SrSO4 – целестин
SrCO3 – стронцианит
Ba
BaSO4 – барит
BaCO3 – витерит
III. Получение
1. Бериллий получают восстановлением фторида:
BeF2 + Mg t˚C→ Be + MgF2
2. Барий получают восстановлением оксида:
3BaO + 2Al t˚C→ 3Ba + Al2O3
3. Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:
Т.к. металлы данной подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют CaCl2 (c добавкой CaF2 для снижения температуры плавления)
CaCl2=Ca+Cl2↑
IV. Физические свойства и применение
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип, плотностями и твердостью.
ПРИМЕНЕНИЕ
Бериллий (Амфотерен) |
Магний |
Ca, Sr, Ba, Ra |
1. Изготовление теплозащитных конструкций для косм. кораблей (жаропрочность, теплоёмкость бериллия) 2. Бериллиевые бронзы (лёгкость, твёрдость, жаростойкость, антикоррозионность сплавов, прочность на разрыв выше стали, можно прокатывать в ленты толщиной 0,1 мм) 3. В атомных реакторах, рентгенотехнике, радиоэлектронике 4. Сплав Be, Ni, W- в Швейцарии делают пружины для часов Но Be –хрупок, ядовит и очень дорогой |
1. Получение металлов – магнийтермия (титан, уран, цирконий и др) 2. Для получения сверхлёгких сплавов (самолётостроение, производство автомобилей) 3. В оргсинтезе 4. Для изготовления осветительных и зажигательных ракет. |
1. Изготовление свинцово-кадмиевых сплавов, необходимых при производстве подшипников. 2. Стронций – восстановитель в производстве урана. Люминофоры - соли стронция. 3. Используют в качестве геттеров, веществ для создания вакуума в электроприборах. Кальций Получение редких металлов, входит в состав сплавов. Барий Газопоглотитель в электронно-лучевых трубках. Радий Рентгенодиагностика, исследовательские работы. |
V. Химические свойства
1. Очень реакционноспособны, сильные восстановители. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba
2. Обладают положительной степенью окисления +2.
3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.
4. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.
5. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.
1. Реакция с водойВ обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде, но с горячей водой магний образует основание Mg(OH)2.
В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:
Ве + H2O → ВеO+ H2
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
2. Реакция с кислородом
Все металлы образуют оксиды RO, барий образует пероксид – BaO2:
2Mg + O2 → 2MgO
Ba + O2 → BaO2
Опыт: "Горение кальция на воздухе"
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
Be + Cl2 → BeCl2 (галогениды)
Ba + S → BaS (сульфиды)
3Mg + N2 → Mg3N2 (нитриды)
Ca + H2 → CaH2 (гидриды)
Ca + 2C → CaC2 (карбиды)
3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфиды)
Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Ca + 2HCl → CaCl2 + H2
Mg + H2SO4(разб.) → MgSO4 + H2
Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
Ca2+ - темно-оранжевый
Sr2+- темно-красный
Ba2+ - светло-зеленый
Катион Ba2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.
VI. Соединения щелочноземельных металлов
Оксиды щелочноземельных металлов
Получение
1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
2) Термическое разложение нитратов или карбонатов
CaCO3 t˚C→ CaO + CO2
2Mg(NO3)2 t˚C→ 2MgO + 4NO2 + O2
Химические свойства
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO и MgO), кислотными оксидами и кислотами
СаO + H2O → Са(OH)2
3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2
BeO + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O
BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:
BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4]
Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2
Получение
Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2
CaO (негашеная известь) + H2O → Ca(OH)2 (гашеная известь)
Видео-опыт: “Взаимодействие негашеной извести с водой”
Химические свойства
Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:
Be(OH)2 – амфотерный гидроксид
Mg(OH)2 – слабое основание
Са(OH)2- щелочь
остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
1) Реакции с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + СO2 → CaСO3↓ + H2O
Опыт: “Качественная реакция на углекислый газ”
Ba(OH)2 + SO2 → BaSO3↓ + H2O
2) Реакции с кислотами:
Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O
3) Реакции обмена с солями:
Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓+ 2KOH
4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:
Be(OH)2 + 2NaOH → Na2[Be(OH)4]
Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.
Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость– хлоридов и сульфатов.
Общая жесткость водырассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.
Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+
Опыт: “Способы устранения жёсткости воды”
1) Кипячением: Сa(HCO3)2 t˚C→ CaCO3↓+ CO2 + H2O
Mg(HCO3)2 t˚C→ MgCO3↓+ CO2 + H2O
2) Добавлением известкового молока:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O
3) Добавлениемсоды:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 →CaCO3↓+ 2NaHCO3
CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4
MgCl2 + Na2CO3 → MgCO3↓ + 2NaCl
4) Пропусканием через ионнообменную смолу
а) катионный обмен:
2RH + Ca2+ → R2Ca + 2H+
б) анионный обмен:
2ROH + SO42- → R2SO4 + 2OH-
(где R - сложный органический радикал)
VII. Тренажеры
Тренажёр №2: " Уравнения реакций магния и щелочноземельных металлов с кислородом"
Тренажёр №3: "Уравнения реакций, характеризующих химические свойства оксидов магния и щелочноземельных металлов"
Тренажёр №4: "Характеристика реакции гидроксида кальция с соляной кислотой"
Тренажёр №5: "Характеристика кальция по положению в Периодической системе Д. И. Менделеева"
VIII. Задания для закрепления
Задание №1. Используя дополнительные источники и учебник, заполните таблицу «Соединения кальция»
Название вещества |
Химическая формула |
Физические свойства |
Практическое значение |
Гашёная известь |
|
|
|
Негашёная известь |
|
|
|
Известковое молоко |
|
|
|
Известковая вода |
|
|
|
Гипс природный |
|
|
|
Жжёный гипс |
|
|
|
Задание №2. Составьте уравнения реакций для осуществления следующих превращений:
Ca -> CaO -> Ca(OH)2 -> CaCO3 -> CaO -> CaCl2 -> Ca3(PO4)2
Уравнение последней реакции запишите не только в молекулярном, но и в ионном виде.
Задание №3. Дайте характеристику КАЛЬЦИЮ по плану:
1. Положение в ПСХЭ
2. Строение атома
3. Физические свойства
4. Получение
5. Химические свойства (запишите УХР кальция с кислородом, серой, соляной кислотой, водой, водородом, хлором)
6. Применение кальция.
ЦОРы
Опыт: "Горение кальция на воздухе"
Видео-опыт: “Взаимодействие негашеной извести с водой”
Опыт: “Качественная реакция на углекислый газ”
Опыт:“Жесткость воды”
Опыт: “Способы устранения жёсткости воды”