Éléments du sous-groupe principal vii du groupe. Le septième groupe d'éléments du système périodique
Éléments chimiques du sous-groupe principal IA du système périodique des éléments de D. I. Mendeleïev : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Le nom est dérivé des hydroxydes des métaux alcalins, appelés alcalis caustiques. Les atomes de métal alcalin ont 1 électron s sur la coque externe et 2 électrons s et 6 p sur la coque précédente (sauf pour Li). Ils se caractérisent par des points de fusion bas, de faibles densités ; doux, coupé avec un couteau. L'état d'oxydation des métaux alcalins dans les composés est toujours +1. Ces métaux sont chimiquement très actifs - ils sont rapidement oxydés par l'oxygène atmosphérique, réagissent violemment avec l'eau, formant des alcalis. OH (où Me est un métal); l'activité augmente de Li à Fr.
Lithium (lat. - lithium), Li- élément chimique le premier groupe, le sous-groupe A du système périodique de D. I. Mendeleev, appartient aux métaux alcalins, numéro de série 3, la masse atomique est de 6,939; dans des conditions normales, un métal léger blanc argenté. Le lithium naturel est constitué de deux isotopes de masses 6 et 7. Détail intéressant : le coût des isotopes du lithium n'est pas du tout proportionnel à leur abondance. Au début de cette décennie, le lithium-7 relativement pur coûtait près de 10 fois plus cher que le lithium-6 de très haute pureté aux États-Unis. Deux autres isotopes de lithium ont été obtenus artificiellement. Leur durée de vie est extrêmement courte : le lithium-8 a une demi-vie de 0,841 seconde et le lithium-9 de 0,168 seconde.
Le lithium est un élément typique de la croûte terrestre, un élément relativement rare. (teneur 3, 2× 10 -3% en masse), il s'accumule dans les derniers produits de différenciation magmatique - les pegmatites. Il y a peu de lithium dans le manteau - dans les roches ultrabasiques seulement 5 × 10 -3% (en basique 1,5 × 10 -3%, moyen - 2 × 103%, acide 4 × 10 -3%). La proximité des rayons ioniques de Li+, Fe 2+ et Mg 2+ permet au lithium d'entrer dans les réseaux des silicates de magnésium-fer - pyroxènes et amphiboles. On le trouve dans les granitoïdes sous forme de mélange isomorphe dans les micas. Uniquement dans les pegmatites et dans la biosphère, 28 minéraux de lithium indépendants (silicates, phosphates, etc.) sont connus. Tous sont rares. Dans la biosphère, le lithium migre relativement faiblement, son rôle dans la matière vivante est moindre que celui des autres métaux alcalins. Il est facilement extrait des eaux par les argiles, il est relativement faible dans l'Océan Mondial (1,5 × 10 -5%). À corps humain(pesant 70 kg) - 0,67 mg. lithium.
Potassium (Kalium) Le potassium est un élément chimique du groupe I du système périodique de Mendeleïev ; numéro atomique 19, masse atomique 39,098; métal blanc argenté, très léger, tendre et fusible. L'élément se compose de deux isotopes stables - 39K (93,08%), 41K (6,91%) et un 40K faiblement radioactif (0,01%) avec une demi-vie de 1,32 × 109 ans.
Trouver dans la nature Le potassium est un élément commun : sa teneur dans la lithosphère est de 2,50 % en poids. Dans les processus magmatiques, le potassium, comme le sodium, s'accumule dans les magmas acides, à partir desquels cristallisent les granites et autres roches (la teneur moyenne en potassium est de 3,34 %). Le potassium est un constituant des feldspaths et des micas. Il y a peu de potassium dans les roches basiques et ultrabasiques riches en fer et en magnésium. A la surface de la terre, le potassium, contrairement au sodium, migre faiblement. Lors de l'altération des roches, le potassium passe partiellement dans l'eau, mais à partir de là, il est rapidement capturé par les organismes et absorbé par l'argile. Par conséquent, les eaux des rivières sont pauvres en potassium et beaucoup moins que le sodium pénètre dans l'océan. Dans l'océan, le potassium est absorbé par les organismes et les limons du fond (par exemple, il fait partie de la glauconite) ; par conséquent, les eaux océaniques ne contiennent que 0,038% de potassium - 25 fois moins que le sodium.
Dans la nature, c'est le neuvième élément le plus abondant (sixième parmi les métaux), que l'on ne trouve que sous forme de composés. Il fait partie de nombreux minéraux, roches, couches de sel. Le troisième métal contenu dans l'eau naturelle : 1 litre d'eau de mer contient 0,38 g d'ions K+. Les cations de potassium sont bien adsorbés par le sol et sont à peine lessivés par les eaux naturelles. Un élément vital pour tous les organismes. Les ions K+ sont toujours à l'intérieur des cellules (contrairement aux ions Na+). Le corps humain contient environ 175 g de potassium, les besoins quotidiens sont d'environ 4 g.Le manque de potassium dans le sol est reconstitué en appliquant des engrais potassiques - chlorure de potassium KCl, sulfate de potassium K 2 SO 4 et cendres végétales.
Faits intéressants A QUOI SERVIT LE CYANURE DE POTASSIUM ? Pour extraire l'or et l'argent des minerais. Pour la dorure galvanique et l'argenture des métaux non précieux. Pour obtenir de nombreuses substances organiques. Pour la nitruration de l'acier - cela donne à sa surface une plus grande résistance. Malheureusement, cette substance indispensable est extrêmement toxique. Et KCN a l'air tout à fait inoffensif: de petits cristaux blancs avec une teinte brunâtre ou grise.
Césium Le césium a été découvert relativement récemment, en 1860, dans les eaux minérales des sources thermales bien connues de la Forêt-Noire (Baden-Baden, etc.). En une courte période historique, un chemin brillant est passé - d'un élément chimique rare et inconnu à un métal stratégique. Appartient à la famille ouvrière des métaux alcalins, mais dans ses veines coule le sang bleu du dernier du genre. . . Cependant, cela ne l'empêche nullement de communiquer avec d'autres éléments, et même s'ils ne sont pas aussi célèbres, il entre volontiers en contact avec eux et tisse des liens forts. Actuellement, il travaille simultanément dans plusieurs industries : dans l'électronique et l'automatisation, dans le radar et le cinéma, dans les réacteurs nucléaires et sur les engins spatiaux. . . » .
Le césium est connu pour avoir été le premier élément découvert par analyse spectrale. Les scientifiques ont cependant eu l'occasion de se familiariser avec cet élément avant même que Robert Bunsen et Gustav Kirchhoff ne créent une nouvelle méthode de recherche. En 1846, le chimiste allemand Plattner, analysant la pollucite minérale, a constaté que la somme de ses composants connus n'était que de 93%, mais il n'a pas pu déterminer exactement quel autre élément (ou éléments) est inclus dans ce minéral. Ce n'est qu'en 1864, après la découverte du Bunsen, que l'Italien Pisani trouva du césium dans la pollucite et établit que ce sont les composés de cet élément que Plattner ne put identifier.
Faits intéressants Césium et pression Tous les métaux alcalins changent considérablement sous haute pression. Mais c'est le césium qui y réagit le plus singulièrement et le plus brusquement. À une pression de 100 000 atm. son volume diminue presque trois fois - plus que celui des autres métaux alcalins. De plus, c'est dans des conditions de haute pression que deux nouvelles modifications du césium élémentaire ont été découvertes. Résistance électrique de tous les métaux alcalins avec des augmentations de pression croissantes ; dans le césium, cette propriété est particulièrement prononcée.
Francium Parmi les éléments à la fin du système périodique de D. I. Mendeleïev, il y a ceux que les non-spécialistes ont entendus et connaissent beaucoup, mais il y a aussi ceux dont même un chimiste peut parler peu. Parmi les premiers figurent, par exemple, le radon (n° 86) et le radium (n° 88). Parmi ces derniers se trouve leur voisin dans le système périodique, l'élément n ° 87 - le francium. Le francium est intéressant pour deux raisons : premièrement, c'est le métal alcalin le plus lourd et le plus actif ; deuxièmement, le francium peut être considéré comme le plus instable des cent premiers éléments du tableau périodique. L'isotope le plus long du francium, le 223 Fr, a une demi-vie de seulement 22 minutes. Une combinaison aussi rare dans un élément d'activité chimique élevée avec une faible stabilité nucléaire a déterminé les difficultés de découverte et d'étude de cet élément.
Présence dans la nature Outre le 223 Fr, plusieurs isotopes de l'élément n° 87 sont maintenant connus, mais seul le 223 Fr se trouve dans la nature en quantités notables. En utilisant la loi de la décroissance radioactive, on peut calculer qu'un gramme d'uranium naturel contient 4 x 10–18 g de 223 Fr. Et cela signifie qu'environ 500 g de francium-223 sont en équilibre radioactif avec toute la masse d'uranium terrestre. En quantités infimes, il existe deux autres isotopes de l'élément n ° 87 sur Terre - 224 Fr (un membre de la famille du thorium radioactif) et 221 Fr. Naturellement, il est presque impossible de trouver un élément sur Terre dont les réserves mondiales n'atteignent pas le kilogramme. Par conséquent, toutes les études sur le francium et ses quelques composés ont été menées sur des produits artificiels.
Faits intéressants Le sodium dans un sous-marin Le sodium fond à 98°C mais ne bout qu'à 883°C. Par conséquent, l'intervalle de température de l'état liquide de cet élément est assez grand. C'est pourquoi (et aussi en raison de la faible section efficace de capture des neutrons) le sodium a commencé à être utilisé dans l'ingénierie de l'énergie nucléaire comme liquide de refroidissement. En particulier, les sous-marins nucléaires américains sont équipés de centrales à circuits sodium. La chaleur générée dans le réacteur chauffe le sodium liquide qui circule entre le réacteur et le générateur de vapeur. Dans le générateur de vapeur, le sodium, en se refroidissant, évapore l'eau et la vapeur à haute pression qui en résulte fait tourner la turbine à vapeur. Aux mêmes fins, un alliage de sodium et de potassium est utilisé.
Photosynthèse inorganique Habituellement, lors de l'oxydation du sodium, il se forme un oxyde de la composition Na 2 O. Cependant, si le sodium est brûlé dans de l'air sec à des températures élevées, il se forme alors du peroxyde N 2 O 2 à la place de l'oxyde. Cette substance donne facilement son atome d'oxygène "supplémentaire" et possède donc de fortes propriétés oxydantes . À une certaine époque, le peroxyde de sodium était largement utilisé pour blanchir les chapeaux de paille. À présent gravité spécifique les chapeaux de paille dans l'utilisation du peroxyde de sodium sont négligeables; ses principales quantités sont utilisées pour le blanchiment du papier et pour la régénération de l'air dans les sous-marins. Lorsque le peroxyde de sodium interagit avec le dioxyde de carbone, il se produit un processus inverse de la respiration : 2 Na 2 O 2 + 2 CO 2 → 2 Na 2 CO 3 + O 2, c'est-à-dire que le dioxyde de carbone se lie et que de l'oxygène est libéré. Comme une feuille verte !
Sodium et or Au moment où le sodium a été découvert, l'alchimie n'était plus à l'honneur, et l'idée de transformer le sodium en or n'excitait pas l'esprit des scientifiques naturels. Cependant, maintenant beaucoup de sodium est consommé pour obtenir de l'or. Le "minerai doré" est traité avec une solution de cyanure de sodium (et il est obtenu à partir de sodium élémentaire). Dans ce cas, l'or est converti en un composé complexe soluble, à partir duquel il est isolé à l'aide de zinc. Les orpailleurs sont parmi les principaux consommateurs de l'élément numéro 11. A l'échelle industrielle, le cyanure de sodium est obtenu en faisant réagir du sodium, de l'ammoniac et du coke à une température d'environ 800°C.
Le sodium dans l'eau Chaque élève sait ce qui se passe lorsqu'on laisse tomber un morceau de sodium dans l'eau. Plus précisément, pas dans l'eau, mais dans l'eau, car le sodium est plus léger que l'eau. La chaleur dégagée par la réaction du sodium avec l'eau est suffisante pour faire fondre le sodium. Et maintenant une boule de sodium traverse l'eau, entraînée par l'hydrogène libéré. Cependant, la réaction du sodium avec l'eau n'est pas seulement amusante et dangereuse ; au contraire, il est souvent utile. Le sodium nettoie de manière fiable les huiles de transformateur, les alcools, les éthers et autres des traces d'eau. matière organique, et avec l'aide de l'amalgame de sodium (c'est-à-dire un alliage de sodium et de mercure), vous pouvez déterminer rapidement la teneur en humidité de nombreux composés. L'amalgame réagit beaucoup plus calmement avec l'eau que le sodium lui-même. Pour déterminer la teneur en humidité, une certaine quantité d'amalgame de sodium est ajoutée à un échantillon de matière organique, et la teneur en humidité est jugée par le volume d'hydrogène libéré.
La ceinture de sodium terrestre Il est tout à fait naturel que le sodium ne se trouve jamais à l'état libre sur Terre : ce métal est trop actif. Mais dans les couches supérieures de l'atmosphère - à une altitude d'environ 80 km - une couche de sodium atomique a été trouvée. A cette altitude, il n'y a pratiquement pas d'oxygène, de vapeur d'eau et rien du tout avec quoi le sodium pourrait réagir. Le sodium a également été détecté par des méthodes spectrales dans l'espace interstellaire.
Le rubidium est un métal que l'on peut qualifier de délicat chimiquement. Au contact de l'air, il s'enflamme spontanément et brûle avec une brillante flamme rose-violet. Il explose avec l'eau, il réagit aussi violemment au contact du fluor, du chlore, du brome, de l'iode et du soufre. Comme un vrai chatouilleux, le rubidium doit être protégé des influences externes. A cet effet, il est placé dans des récipients remplis de kérosène sec. . . Le rubidium est plus lourd que le kérosène (densité de rubidium 1,5) et ne réagit pas avec lui. Le rubidium est un élément radioactif, il émet lentement un flux d'électrons, se transformant en strontium. La propriété la plus remarquable du rubidium est sa sensibilité particulière à la lumière. Sous l'influence des rayons lumineux, le rubidium devient une source courant électrique. Avec l'arrêt de l'exposition à la lumière, le courant disparaît également. R. réagit avec l'eau avec une explosion, et de l'hydrogène est libéré et une solution d'hydroxyde de R., Rb, est formée. Oh.
Le rubidium se trouve dans de nombreuses roches et minéraux, mais sa concentration y est extrêmement faible. Seuls les lépidolites contiennent un peu plus de Rb 2 O, parfois 0,2 %, parfois jusqu'à 1, . . 3 %. Les sels de rubidium sont dissous dans l'eau des mers, des océans et des lacs. Leur concentration y est également très faible, en moyenne de l'ordre de 100 µg/L. Cela signifie qu'il y a des centaines de fois moins de rubidium dans l'océan mondial que dans la croûte terrestre.
Faits intéressants Le rubidium n'a pas échappé à son attention et à de nombreux représentants du monde végétal : on en trouve des traces dans les algues et le tabac, dans les feuilles de thé et les grains de café, dans la canne à sucre et les betteraves, dans le raisin et certains types d'agrumes. Pourquoi s'appelle-t-il rubidium ? Rubidus signifie rouge en latin. Il semblerait que ce nom convienne plus au cuivre qu'au rubidium, qui est de couleur très courante. Mais ne sautons pas aux conclusions. Ce nom a été donné à l'élément n° 37 par ses découvreurs Kirchhoff et Bunsen. Il y a plus de cent ans, alors qu'ils étudiaient divers minéraux avec un spectroscope, ils ont remarqué qu'un des échantillons de lépidolite envoyé de Rosen (Saxe) donne des raies spéciales dans la région rouge foncé du spectre. Ces raies n'ont été trouvées dans le spectre d'aucune substance connue. Bientôt, des lignes rouges foncées similaires ont été trouvées dans le spectre des sédiments obtenus après l'évaporation des eaux curatives des sources minérales de la Forêt-Noire. Il était naturel de supposer que ces lignes appartiennent à un élément nouveau, jusqu'alors inconnu. Ainsi, en 1861, le rubidium a été découvert
Le sous-groupe principal du groupe I du tableau périodique est le lithium Li, le sodium Na, le potassium K, le rubidium Rb, le césium Cs et le francium Fr.
Les atomes de ces éléments ont un électron s au niveau d'énergie externe : ns1. Entrant dans des interactions chimiques, les atomes donnent facilement un électron du niveau d'énergie externe, montrant un état d'oxydation constant de +1 dans les composés.
Les éléments de ce sous-groupe appartiennent aux métaux. Leur nom commun est les métaux alcalins.
Dans la nature, le sodium et le potassium sont les plus courants. La fraction massique de sodium dans la croûte terrestre est de 2,64%, de potassium - 2,60%. Les métaux alcalins ne se produisent pas dans la nature à l'état libre. Les principaux composés naturels de Na sont les minéraux halite, ou sel gemme, NaCl, et mirabilite, ou sel de Glauber (Na2SO4 · 10H2O). Les composés potassiques les plus importants sont la sylvine (KCl), la carnallite (KCl MgCl2 6H2O), la sylvinite
Le francium est un élément radioactif. Des traces de cet élément ont été trouvées dans les produits de désintégration de l'uranium naturel. En raison de la courte durée de vie des isotopes Fr, il est difficile de l'obtenir en grande quantité, de sorte que les propriétés de la France métallique et de ses composés n'ont pas encore été suffisamment étudiées.
Propriétés : Les métaux alcalins sont des substances blanc argenté à faible densité. Le lithium est le plus léger de tous. Ce sont des métaux mous, Na, K, Rb, Cs sont similaires en douceur à la cire. Les métaux alcalins sont fusibles. Le point de fusion du césium est de 28,5°C, le point de fusion le plus élevé du lithium (180,5°C). Ils ont une bonne conductivité électrique.
Les métaux alcalins ont une activité chimique élevée, leur activité augmente dans la série Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. Dans les réactions, ce sont de puissants agents réducteurs.
1. Interaction avec des substances simples.
Les métaux alcalins interagissent avec l'oxygène. Tous sont facilement oxydés par l'oxygène atmosphérique, et le rubidium et le césium s'enflamment même spontanément.
4Li + O2® 2Li2O(oxyde de lithium)
2Na + O2® Na2O2 (peroxyde de sodium)
K + O2® KO2 (superoxyde de potassium)
Les métaux alcalins s'enflamment spontanément dans les vapeurs de fluor, de chlore, de brome, formant des halogénures :
2Na+Br2®2NaBr (halogénure)
Lorsqu'ils sont chauffés, ils interagissent avec de nombreux non-métaux :
2Na + S ® Na2S (sulfures)
6Li + N2® 2Li3N (nitrures)
2Li + 2C ® 2Li2C2 (carbures)
2. Interaction avec l'eau. Tous les métaux alcalins réagissent avec l'eau, la réduisant en hydrogène. L'activité d'interaction des métaux avec l'eau augmente du lithium au césium.
2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2
2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2
3. Interagir avec les acides. Les métaux alcalins réagissent avec les acides chlorhydrique et sulfurique dilué pour libérer de l'hydrogène :
2Na + 2HCl ® 2NaCl +H2
L'acide sulfurique concentré est réduit principalement en sulfure d'hydrogène :
8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S + 4H2O
Dans ce cas, une réaction parallèle de réduction de l'acide sulfurique en oxyde de soufre (IV) et en soufre élémentaire est possible.
Lorsqu'un métal alcalin réagit avec de l'acide nitrique dilué, on obtient majoritairement de l'ammoniac ou du nitrate d'ammonium, et avec de l'azote concentré ou du monoxyde d'azote (I) :
8Na +10HNO3(dil.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O
8K +10HNO3(conc.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O
Cependant, en règle générale, plusieurs produits sont formés simultanément.
4. Interaction avec les oxydes métalliques et les sels. Les métaux alcalins, du fait de leur activité chimique élevée, peuvent restituer de nombreux métaux à partir de leurs oxydes et sels :
BeO +2Na ®Be + Na2O
CaCl2+ 2Na® Ca + 2NaCl
Reçu:
Le sodium métallique est produit industriellement par électrolyse d'une masse fondue de chlorure de sodium avec des électrodes inertes. Dans la masse fondue, le chlorure de sodium se dissocie en ions :
NaCl↔ Na+ + Cl-
Lors de l'électrolyse, le cation Na+ est réduit à la cathode, et l'anion C- est oxydé à l'anode :
cathode : 2 Na++2е ® 2Na
anode : 2 Cl--2e ® Cl2
2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 ou 2NaCl®2Na + Cl
Ainsi, du sodium et du chlore se forment lors de l'électrolyse. Parfois, le sodium est obtenu par électrolyse d'une masse fondue d'hydroxyde de sodium.
Une autre façon d'obtenir du sodium est la réduction de la soude avec du charbon à haute température :
Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO
Le potassium est remplacé par du sodium provenant d'une fusion de chlorure de potassium ou d'hydroxyde de potassium :
KCl + Na ® K + NaCl
Le potassium peut également être obtenu par électrolyse des masses fondues de ses composés (KCl; KOH).
Le lithium métal est obtenu par électrolyse d'une masse fondue de chlorure de lithium ou par réduction d'oxyde de lithium avec de l'aluminium.
Le rubidium et le césium sont obtenus en réduisant leurs halogénures avec des métaux sous vide :
2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2 ; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2
Oxydes de métaux alcalins (R2O) :
Les oxydes de lithium et de sodium sont des substances blanches, l'oxyde de potassium a une couleur jaune clair, l'oxyde de rubidium est jaune et l'oxyde de césium est orange. Tous les oxydes sont des composés réactifs, ont des propriétés de base prononcées, et dans la série allant de l'oxyde de lithium à l'oxyde de césium, les propriétés de base sont améliorées.
L'oxydation du métal ne produit que de l'oxyde de lithium :
4Li + O2® 2Li2O
Les oxydes restants sont obtenus indirectement. Ainsi, l'oxyde de sodium est obtenu en réduisant un composé de sodium avec du sodium métallique :
Na2O2+ 2Na ® 2Na2O
2NaOH + 2Na ® 2Na2O + H2
Les oxydes de métaux alcalins interagissent facilement avec l'eau, formant des hydroxydes, par exemple :
Li2O + H2O ® 2LiOH
Ils réagissent avec les oxydes d'acides et les acides pour former des sels :
Na2O + SO3 ® Na2SO4
K2O + 2HNO3 ® 2KNO3+ H2O
Hydroxydes de métaux alcalins (ROH) :
Ce sont des solides cristallins blancs. Tous les hydroxydes de métaux alcalins sont des bases fortes, solubles dans l'eau. Le nom commun est alcalis.
Les hydroxydes sont formés par l'interaction des métaux alcalins ou de leurs oxydes avec l'eau :
2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2
Li2O + H2O ® 2LiOH
Les hydroxydes de sodium et de potassium, d'une grande importance pratique, sont produits dans l'industrie par électrolyse des chlorures :
2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2 + Cl2
cathode : 2H++ 2ē ® H02
anode : 2Cl-– 2ē ® Cl02
Les hydroxydes de métaux alcalins présentent toutes les propriétés caractéristiques des bases : ils interagissent avec les acides et les oxydes amphotères, les hydroxydes amphotères, les acides, les sels. Certains métaux se dissolvent dans des solutions aqueuses d'alcalis, formant des hydroxydes amphotères, par exemple :
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
Le sous-groupe du cuivre comprend trois éléments - le cuivre, l'argent et l'or. Comme les atomes de métaux alcalins, les atomes de tous ces éléments ont chacun un électron dans la couche externe ; mais leur avant-dernière couche d'électrons contient, contrairement aux atomes de métaux alcalins, dix-huit électrons. La structure des deux couches électroniques externes des atomes de ces éléments peut être représentée par la formule (où est le numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément). Tous les éléments du sous-groupe du cuivre sont les avant-derniers membres des éléments de la décennie. Cependant, comme le montre la formule ci-dessus, leurs atomes ne contiennent pas 9, mais 10 électrons au sous-niveau -. C'est parce que la structure est plus stable que la structure (voir page 93). En comparant les données du tableau. 31 avec les valeurs correspondantes pour les métaux alcalins (tableau 30), on peut voir que les rayons atomiques du cuivre, de l'argent et de l'or sont plus petits que les rayons atomiques des métaux du sous-groupe principal. Cela entraîne une densité nettement plus élevée, des points de fusion élevés et des valeurs élevées de l'enthalpie d'atomisation des métaux considérés; Les atomes plus petits sont disposés plus densément dans le réseau, de sorte que les forces d'attraction entre eux sont importantes. Le petit rayon des atomes explique également les valeurs plus élevées de l'énergie d'ionisation des métaux de ce sous-groupe que les métaux alcalins. Cela conduit à de grandes différences dans les propriétés chimiques des métaux des deux sous-groupes. Les éléments du sous-groupe du cuivre sont des métaux peu actifs. Ils ne s'oxydent guère et, à l'inverse, leurs ions se réduisent facilement ; ils ne décomposent pas l'eau, leurs hydroxydes sont des bases relativement faibles. Dans la série des tensions, elles viennent après l'hydrogène. Dans le même temps, la couche à dix-huit électrons, qui est stable dans d'autres éléments, n'est pas encore complètement stabilisée ici et est capable de perdre partiellement des électrons. Ainsi, le cuivre, avec les cations à charge simple, forme également des cations à double charge, qui lui sont encore plus caractéristiques. De même, pour l'or, le degré d'oxydation est plus caractéristique que. Le degré d'oxydation de l'argent dans ses composés usuels est cependant des composés ayant le degré d'oxydation de l'argent et sont connus.
45. Éléments du 3e sous-groupe principal
Le troisième groupe du système périodique couvre un très grand nombre d'éléments chimiques, puisque, en plus des éléments des sous-groupes principaux et secondaires, sa composition comprend des éléments avec des numéros de série 58-71 (lanthanides) et avec des numéros de série 90-103 (actinides). Nous considérerons les lanthanides et les actinides avec les éléments du sous-groupe secondaire. Les éléments du sous-groupe principal du troisième groupe - bore, aluminium, gallium, indium et thallium - sont caractérisés par la présence de trois électrons dans la couche électronique externe de l'atome. La deuxième couche d'électrons la plus externe de l'atome de bore contient deux électrons, l'atome d'aluminium contient deux électrons. Dans les composés, ils présentent un état d'oxydation de +3. Cependant, à mesure que la masse atomique augmente, des degrés d'oxydation inférieurs apparaissent également. Pour le dernier élément du sous-groupe - le thallium - les composés les plus stables dans lesquels son état d'oxydation est +1. Avec une augmentation du numéro atomique, les propriétés métalliques des éléments considérés, comme dans d'autres sous-groupes principaux, sont sensiblement améliorées. Ainsi, l'oxyde de bore a un caractère acide, les oxydes d'aluminium, de gallium et d'indium sont amphotères et l'oxyde de thallium (III) a un caractère basique. Concrètement, les éléments les plus importants du troisième groupe sont le bore et l'aluminium.
46. Éléments du 4e sous-groupe principal
Le sous-groupe principal du quatrième groupe du système périodique est formé de cinq éléments - carbone, silicium, germanium, étain et plomb. En passant du carbone au plomb, la taille des atomes augmente. Par conséquent, il faut s'attendre à ce que la capacité à attacher des électrons, et donc les propriétés non métalliques, s'affaiblisse dans ce cas, tandis que la facilité à dégager des électrons augmentera. En effet, les propriétés métalliques apparaissent déjà dans le germanium, alors que dans l'étain et le plomb elles prédominent sur les propriétés non métalliques. Ainsi, seuls les deux premiers membres du groupe décrit sont des non-métaux, le germanium est classé à la fois comme un métal et un non-métal, l'étain et le plomb sont des métaux. Les éléments du groupe considéré sont caractérisés par des états d'oxydation +2 et +4. Les composés du carbone et du silicium, dans lesquels le degré d'oxydation de ces éléments est égal à +2, sont peu nombreux et relativement instables. Tableau 28. Quelques propriétés du carbone et de ses analogues
47. Éléments du 5e sous-groupe principal
L'azote, le phosphore, l'arsenic, l'antimoine et le bismuth appartiennent au sous-groupe principal du groupe V du système périodique. Ces éléments, ayant cinq électrons dans la couche externe de l'atome, sont généralement caractérisés comme des non-métaux. Cependant, la capacité d'y attacher des électrons est beaucoup moins prononcée que dans les éléments correspondants des groupes VI et VII. En raison de la présence de cinq électrons externes, l'oxydation positive la plus élevée des éléments de ce sous-groupe est +5 et la négative -3. En raison de l'électronégativité relativement plus faible, la liaison des éléments considérés avec l'hydrogène est moins polaire que la liaison avec l'hydrogène des éléments des groupes VI et VII. Par conséquent, les composés hydrogène de ces éléments ne se séparent pas des ions hydrogène dans une solution aqueuse et n'ont donc pas de propriétés acides. Les propriétés physiques et chimiques des éléments du sous-groupe azote changent avec l'augmentation du numéro de série dans le même ordre que celui observé dans les groupes précédemment considérés.Mais comme les propriétés non métalliques sont moins prononcées dans l'azote que dans l'oxygène et encore plus dans fluor, l'affaiblissement de ces propriétés au passage aux éléments suivants entraîne l'apparition et l'accroissement des propriétés métalliques. Ces dernières sont déjà perceptibles dans l'arsenic, l'antimoine possède à peu près également ces propriétés et d'autres, et dans le bismuth, les propriétés métalliques prédominent sur les propriétés non métalliques. Les propriétés les plus importantes des éléments du sous-groupe considéré sont données dans le tableau. 27. Tableau 27. Quelques propriétés de l'azote et de ses analogues
48. Composés de carbone organique
Les composés de carbone (à l'exception de certains des plus simples) ont longtemps été appelés composés organiques, car dans la nature, ils se trouvent presque exclusivement dans les organismes animaux et végétaux, participent aux processus vitaux ou sont les produits de l'activité vitale ou de la décomposition des organismes. . Contrairement aux composés organiques, des substances telles que le sable, l'argile, divers minéraux, l'eau, les oxydes de carbone, acide carbonique, ses sels et autres trouvés dans la "nature inanimée" sont appelés substances inorganiques ou minérales. La division des substances en organiques et inorganiques résulte de l'originalité des composés organiques aux propriétés spécifiques. Pendant longtemps on croyait que les substances contenant du carbone formées dans les organismes, en principe, ne pouvaient pas être obtenues par synthèse à partir de composés inorganiques. La formation de substances organiques a été attribuée à l'influence d'une "force vitale" spéciale inaccessible à la connaissance, qui n'agit que dans les organismes vivants et détermine la spécificité des substances organiques. Cette doctrine, qui était une sorte d'idées idéalistes sur la nature, s'appelait vitalisme (du latin vis vitalis - force vitale). Les vitalistes ont essayé de trouver dans les phénomènes de la nature vivante des preuves de l'existence dans le monde de forces mystérieuses qui ne peuvent être étudiées et n'obéissent pas aux lois physiques et chimiques générales. Le concept des vitalistes a été formulé le plus complètement par l'un des chimistes les plus respectés de la première moitié du XIX siècle - par le scientifique suédois I. Ya. Berzelius. Les vues vitalistes ont entravé les progrès dans l'étude de la nature des substances organiques et ont été réfutées au cours du développement de la science. En 1824, le chimiste allemand F. Wehler, élève de Berzelius, obtenait pour la première fois à partir de la substance inorganique du cyanogène NC-CN en la chauffant avec de l'eau de l'acide oxalique HOOC-COOH - un composé organique qui jusqu'alors n'était extrait que de végétaux. En 1828, Wöhler réalise la première synthèse d'une substance d'origine animale : en chauffant le composé inorganique du cyanate d'ammonium NH4CNO, il obtient de l'urée (urée) (NH2)CO ; jusqu'alors, cette substance n'était isolée que des urines. Des synthèses d'autres substances organiques sont bientôt réalisées dans des conditions de laboratoire : en 1845 en Allemagne, G. Kolbe synthétise l'acide acétique, en 1854 en France, M. Berthelot obtient la graisse par synthèse, en 1861 en Russie, A. M. Butlerov réalise la synthèse d'un substance sucrée, etc. A l'heure actuelle, de nombreux composés organiques sont obtenus par synthèse. De plus, il s'est avéré que de nombreuses substances organiques sont beaucoup plus faciles et moins chères à obtenir par synthèse qu'à isoler à partir de produits naturels. Le plus grand succès de la chimie dans les années du 20e siècle a été la première synthèse de protéines simples - l'hormone insuline et l'enzyme ribonucléase. Ainsi, la possibilité d'une production synthétique de protéines même, les substances organiques les plus complexes qui sont des participants indispensables aux processus de la vie, a été prouvée; selon la définition de F. Engels : « La vie est un mode d'existence des corps protéiques. Avec le développement de la synthèse des composés organiques, la ligne séparant ces composés des composés inorganiques a été détruite, mais le nom " composés organiques» a été conservé. La plupart des composés carbonés actuellement connus dans les organismes n'existent même pas, mais sont obtenus artificiellement.
49. Éléments du 8e groupe latéral
Le sous-groupe secondaire du huitième groupe du système périodique couvre trois triades d'éléments d. La première triade est formée par les éléments Fe, cobalt et nickel, la deuxième triade par le ruthénium, le rhodium et le palladium, et la troisième triade par l'osmium, l'iridium et le platine. La plupart des éléments du sous-groupe considéré ont deux électrons dans la couche électronique externe de l'atome; ce sont tous des métaux. En plus des électrons externes, les électrons de la couche inachevée précédente participent également à la formation de liaisons chimiques. Ces éléments sont caractérisés par des états d'oxydation égaux à 2, 3, 4. Les états d'oxydation supérieurs sont moins courants. Une comparaison des propriétés physiques et chimiques des éléments du huitième groupe montre que le fer, le cobalt et le nickel, qui sont dans la première grande période, sont très similaires les uns aux autres et en même temps très différents des éléments du deux autres triades. Par conséquent, ils sont généralement isolés dans la famille du fer. Les six éléments restants du huitième groupe sont combinés sous le nom général de métaux platine.
Les principaux états d'oxydation du fer sont +2 et +3.
Lorsqu'il est stocké dans l'air à des températures allant jusqu'à 200 ° C, le fer est progressivement recouvert d'un film dense d'oxyde, ce qui empêche une nouvelle oxydation du métal. Dans l'air humide, le fer est recouvert d'une couche lâche de rouille, ce qui n'empêche pas l'accès de l'oxygène et de l'humidité au métal et sa destruction. La rouille n'a pas de permanence composition chimique, approximativement sa formule chimique peut être écrite comme Fe2O3 xH2O.
Le fer réagit avec l'oxygène lorsqu'il est chauffé. Lorsque le fer est brûlé dans l'air, il se forme de l'oxyde de Fe3O4 ; lorsqu'il est brûlé dans de l'oxygène pur, de l'oxyde de Fe2O3 se forme. Lorsque de l'oxygène ou de l'air passe à travers du fer fondu, l'oxyde FeO se forme. Lorsque le soufre et la poudre de fer sont chauffés, il se forme du sulfure, dont la formule approximative peut s'écrire FeS.
Lorsqu'il est chauffé, le fer réagit avec les halogènes. Le FeF3 n'étant pas volatil, le fer résiste au fluor jusqu'à une température de 200 à 300 °C. Lorsque le fer est chloré (à une température d'environ 200 °C), un dimère volatil Fe3Cl6 se forme. Si l'interaction du fer et du brome se produit à température ambiante ou avec un chauffage et une pression accrue de vapeur de brome, alors FeBr3 se forme. Lorsqu'ils sont chauffés, FeCl3 et surtout FeBr3 séparent l'halogène et se transforment en halogénures de fer(II). Lorsque le fer et l'iode réagissent, l'iodure Fe3I8 se forme.
Lorsqu'il est chauffé, le fer réagit avec l'azote, formant du nitrure de fer Fe3N, avec du phosphore, formant des phosphures FeP, Fe2P et Fe3P, avec du carbone, formant du carbure Fe3C, avec du silicium, formant plusieurs siliciures, par exemple FeSi.
À pression élevée, le fer métallique réagit avec le monoxyde de carbone (II) CO et, dans des conditions normales, du fer facilement volatil pentacarbonyl Fe (CO) 5 se forme. Des carbonyles de fer de compositions Fe2(CO)9 et Fe3(CO)12 sont également connus. Les carbonyles de fer servent de matières premières dans la synthèse de composés organo-ferreux, notamment le ferrocène de composition (η5-C5H5)2Fe.
Le fer métallique pur est stable dans l'eau et dans les solutions alcalines diluées. Le fer ne se dissout pas dans les acides sulfurique et nitrique concentrés à froid en raison de la passivation de la surface métallique avec un film d'oxyde fort. chaud concentré acide sulfurique, étant un agent oxydant plus fort, interagit avec le fer.
Avec les acides chlorhydrique et sulfurique dilué (environ 20 %), le fer réagit pour former des sels de fer(II) :
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 ;
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2.
Lorsque le fer interagit avec environ 70 % d'acide sulfurique, la réaction se poursuit avec la formation de sulfate de fer (III) :
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
L'oxyde de fer (II) FeO a des propriétés basiques, il correspond à la base Fe(OH) 2. L'oxyde de fer (III) Fe2O3 est faiblement amphotère, il correspond à une base encore plus faible que Fe(OH)2, Fe(OH)3, qui réagit avec les acides :
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
L'hydroxyde de fer (III) Fe (OH) 3 présente des propriétés faiblement amphotères, il ne peut réagir qu'avec des solutions alcalines concentrées :
Fe(OH)3 + 3KOH → K3.
Les hydroxocomplexes de fer (III) résultants sont stables dans des solutions fortement alcalines. Lorsque les solutions sont diluées avec de l'eau, elles sont détruites et Fe (OH) 3 précipite.
Les composés de fer(III) en solution sont réduits par le fer métallique :
Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.
Lors du stockage de solutions aqueuses de sels de fer(II), on observe une oxydation du fer(II) en fer(III) :
4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.
Parmi les sels de fer (II) en solution aqueuse, le sel de Mohr est stable - sulfate d'ammonium double et fer (II) (NH4) 2Fe (SO4) 2 6H2O.
Le fer(III) est capable de former des sulfates doubles avec des cations de type alun à charge unique, par exemple, KFe(SO4)2 - alun fer-potassium, (NH4)Fe(SO4)2 - alun fer-ammonium, etc.
Sous l'action du chlore gazeux ou de l'ozone sur des solutions alcalines de composés de fer (III), des composés de fer (VI) se forment - des ferrates, par exemple le ferrate de potassium (VI) K2FeO4. Il existe des rapports sur la préparation de composés de fer (VIII) sous l'action d'agents oxydants puissants.
Pour détecter les composés de fer(III) en solution, la réaction qualitative des ions Fe3+ avec les ions SCN– thiocyanate est utilisée. Lorsque les ions Fe3+ interagissent avec les anions SCN–, il se forme du thiocyanate de fer rouge vif Fe(SCN)3. Un autre réactif pour les ions Fe3+ est l'hexacyanoferrate(II) de potassium K4 (sel de sang jaune). Lorsque les ions Fe3+ et 4− interagissent, un précipité bleu vif de bleu de Prusse se forme :
4K4 + 4Fe3+ → 4KFeIII↓ + 12K+.
L'hexacyanoferrate de potassium (III) K3 (sel de sang rouge) peut servir de réactif pour les ions Fe2+ en solution. Lors de l'interaction des ions Fe2+ et 3−, un précipité de bleu Turnbull se forme :
3K3 + 3Fe2+ → 3KFe2↓ + 6K+.
Fait intéressant, le bleu de Prusse et le bleu de Turnbull sont deux formes de la même substance, puisque l'équilibre s'établit en solution :
KFe3 ↔ KFe2.
Le nickel est un élément d'un sous-groupe secondaire du huitième groupe, la quatrième période du système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev, de numéro atomique 28. Il est désigné par le symbole Ni (lat. Niccolum). La substance simple nickel est un métal de transition ductile, ductile, blanc argenté; à des températures ordinaires dans l'air, il est recouvert d'un mince film protecteur d'oxyde. Chimiquement inactif.
Les atomes de nickel ont une configuration électronique externe de 3d84s2. L'état d'oxydation du Ni(II) est le plus stable pour le nickel.
Le nickel forme des composés aux états d'oxydation +2 et +3. Dans ce cas, le nickel avec un degré d'oxydation de +3 est uniquement sous forme de sels complexes. Pour les composés nickel +2, un grand nombre de composés ordinaires et complexes sont connus. L'oxyde de nickel Ni2O3 est un oxydant puissant.
Le nickel se caractérise par une résistance élevée à la corrosion - il est stable dans l'air, dans l'eau, dans les alcalis, dans un certain nombre d'acides. La résistance chimique est due à sa tendance à la passivation - la formation d'un film d'oxyde dense à sa surface, qui a un effet protecteur. Le nickel se dissout activement dans l'acide nitrique.
Avec le monoxyde de carbone CO, le nickel forme facilement un carbonyle Ni(CO)4 volatil et hautement toxique.
La poudre de nickel finement dispersée est pyrophorique (auto-enflamme dans l'air).
Le nickel ne brûle que sous forme de poudre. Forme deux oxydes NiO et Ni2O3 et, respectivement, deux hydroxydes Ni(OH)2 et Ni(OH)3. Les sels de nickel solubles les plus importants sont l'acétate, le chlorure, le nitrate et le sulfate. Les solutions sont généralement colorées couleur verte, et les sels anhydres sont jaunes ou brun-jaune. Les sels insolubles comprennent l'oxalate et le phosphate (vert), les trois sulfures NiS (noir), Ni2S3 (bronze jaunâtre) et Ni3S4 (noir). Le nickel forme également de nombreux composés de coordination et complexes. Par exemple, le diméthylglyoximate de nickel Ni(C4H6N2O2)2, qui donne une couleur rouge clair en milieu acide, est largement utilisé en analyse qualitative pour la détection du nickel.
Une solution aqueuse de sulfate de nickel a une couleur verte.
Les solutions aqueuses de sels de nickel(II) contiennent l'ion hexaaquanickel(II) 2+. Lorsqu'une solution d'ammoniac est ajoutée à une solution contenant ces ions, l'hydroxyde de nickel (II), une substance gélatineuse verte, précipite. Ce précipité se dissout lorsqu'une quantité excessive d'ammoniac est ajoutée en raison de la formation d'ions hexamminenickel(II) 2+.
Le nickel forme des complexes avec des structures carrées tétraédriques et plates. Par exemple, le complexe tétrachloronickelate(II) 2- a une structure tétraédrique, tandis que le complexe tétracyanonickelate(II) 2- a une structure carrée plane.
L'analyse qualitative et quantitative utilise une solution alcaline de butanedionedioxime, également appelée diméthylglyoxime, pour détecter les ions nickel(II). Lorsqu'il interagit avec les ions nickel (II), un composé de coordination rouge bis (butanedionedioxymato) nickel (II) se forme. C'est un composé chélaté et le ligand butanedionedioxymato est bidenté.
La fraction massique de cobalt dans la croûte terrestre est de 4×10−3 %. Le cobalt est un constituant des minéraux : carolite CuCo2S4, linnéite Co3S4, cobaltite CoAsS, sphérocobaltite CoCO3, smaltine CoAs2, skutterudite (Co, Ni)As3 et autres. Au total, environ 30 minéraux contenant du cobalt sont connus. Le cobalt est accompagné de fer, de nickel, de manganèse et de cuivre. La teneur en eau de mer est d'environ (1,7)×10−10 %. Dans l'air, le cobalt s'oxyde à des températures supérieures à 300 °C.
L'oxyde de cobalt, stable à température ambiante, est un oxyde complexe Co3O4 à structure spinelle, dans la structure cristalline dont une partie des nœuds est occupée par des ions Co2+, et l'autre par des ions Co3+ ; se décompose pour former CoO au-dessus de 900 °C.
À des températures élevées, la forme α ou la forme β de l'oxyde de CoO peut être obtenue.
Tous les oxydes de cobalt sont réduits avec de l'hydrogène. Co3O4 + 4H2 → 3Co + 4H2O.
L'oxyde de cobalt (III) peut être obtenu par calcination de composés de cobalt (II), par exemple : 2Co(OH)2 + O2 → Co2O3 + H2O.
Platine (lat. Platine), Pt, un élément chimique du groupe VIII du système périodique de Mendeleev, numéro atomique 78, masse atomique 195,09; métal réfractaire lourd.
Par propriétés chimiques Le platine est similaire au palladium mais présente une plus grande résistance chimique. Réagit uniquement avec l'eau régale chaude : 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O
Le platine se dissout lentement dans l'acide sulfurique chaud et le brome liquide. Il n'interagit pas avec d'autres acides minéraux et organiques. Lorsqu'il est chauffé, il réagit avec les alcalis et le peroxyde de sodium, les halogènes (notamment en présence d'halogénures de métaux alcalins) : Pt + 2Cl2 + 2NaCl = Na2. Lorsqu'il est chauffé, le platine réagit avec le soufre, le sélénium, le tellure, le carbone et le silicium. Comme le palladium, le platine peut dissoudre l'hydrogène moléculaire, mais le volume d'hydrogène absorbé est plus petit et la capacité de le céder lorsqu'il est chauffé est moindre pour le platine.
Lorsqu'il est chauffé, le platine réagit avec l'oxygène pour former des oxydes volatils. Les oxydes de platine suivants ont été isolés : PtO noir, PtO2 brun, PtO3 brun rougeâtre, ainsi que Pt2O3 et Pt3O4.
Pour le platine, les hydroxydes Pt(OH)2 et Pt(OH)4 sont connus. Ils sont obtenus par hydrolyse alcaline des chloroplatinates correspondants, par exemple : Na2PtCl4 + 2NaOH = 4NaCl + Pt(OH)2, Na2PtCl6 + 4NaOH = 6NaCl + Pt(OH)4. Ces hydroxydes présentent des propriétés amphotères : Pt(OH)2 + 2NaOH = Na2, Pt(OH)2 + 4HCl = H2 + 2H2O, Pt(OH)4 + 6HCl = H2 + 4H2O, Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2.
L'hexafluorure de platine PtF6 est l'un des agents oxydants les plus puissants parmi tous les composés chimiques connus, capable d'oxyder les molécules d'oxygène, de xénon ou de NO : O2 + PtF6 = O2+−. Avec l'aide de celui-ci, en particulier, le chimiste canadien Neil Bartlett en 1962 a reçu le premier véritable composé chimique xénon XePtF6.
De l'interaction entre Xe et PtF6 découverte par N. Bartlett, conduisant à la formation de XePtF6, la chimie des gaz inertes a commencé. Le PtF6 est obtenu par fluoration du platine à 1000 °C sous pression. La fluoration du platine à pression et température normales de 350 à 400 °C donne le fluorure de Pt(IV) : Pt + 2F2 = PtF4 Les fluorures de platine sont hygroscopiques et se décomposent avec l'eau. Le tétrachlorure de platine (IV) avec l'eau forme des hydrates PtCl4 nH2O, où n = 1, 4, 5 et 7. En dissolvant PtCl4 dans de l'acide chlorhydrique, on obtient les acides chloroplatiniques H et H2. Des halogénures de platine tels que PtBr4, PtCl2, PtCl2 2PtCl3, PtBr2 et PtI2 ont été synthétisés. Le platine se caractérise par la formation de composés complexes de composition 2- et 2-. En étudiant les complexes de platine, A. Werner a formulé la théorie des composés complexes et a expliqué la nature de l'occurrence des isomères dans les composés complexes.
Le platine est l'un des métaux les plus inertes. Il est insoluble dans les acides et les alcalis, à l'exception de l'eau régale. Le platine réagit également directement avec le brome en s'y dissolvant.
Lorsqu'il est chauffé, le platine devient plus réactif. Il réagit avec les peroxydes et, au contact de l'oxygène atmosphérique, avec les alcalis. Un fin fil de platine brûle dans le fluor, libérant un grand nombre Chauffer. Les réactions avec d'autres non-métaux (chlore, soufre, phosphore) se produisent moins facilement. Avec un chauffage plus fort, le platine réagit avec le carbone et le silicium, formant des solutions solides, de la même manière que les métaux du groupe du fer.
Dans ses composés, le platine présente presque tous les états d'oxydation de 0 à +6, dont +2 et +4 sont les plus stables. Le platine se caractérise par la formation de nombreux composés complexes, dont plusieurs centaines sont connus.
Le béryllium Be, le magnésium Mg, le calcium Ca, le strontium Sr, le baryum Ba et le radium Ra forment le sous-groupe principal du groupe II du tableau périodique des éléments.
Tableau 18 - Caractéristiques des éléments 2Ap / groupe
| numéro atomique | Nom | Masse atomique | Configuration électronique | g/cm 3 | tpl. C | bouillir C | HE | Rayon atomique, nm | État d'oxydation |
| Béryllium Être | 9,01 | 2s 2 | 1,86 | 1,5 | 0,113 | +2 | |||
| Magnésium Mg | 24,3 | 3s 2 | 1,74 | 649,5 | 1,2 | 0,16 | +2 | ||
| Ca de calcium | 40,08 | 4s 2 | 1,54 | 1,0 | 0,2 | +2 | |||
| Strontium Sr | 87,62 | 5s 2 | 2,67 | 1,0 | 0,213 | +2 | |||
| Baryum Ba | 137,34 | 6s 2 | 3,61 | 0,9 | 0,25 | +2 | |||
| Radium Ra | 7s 2 | 6 | 700 | 0,9 | – | +2 |
Les atomes de ces éléments ont deux électrons s au niveau électronique externe : ns 2 . En chim. Dans les réactions, les atomes des éléments du sous-groupe abandonnent facilement les deux électrons du niveau d'énergie externe et forment des composés dans lesquels l'état d'oxydation de l'élément est +2.
Tous les éléments de ce sous-groupe appartiennent aux métaux. Le calcium, le strontium, le baryum et le radium sont appelés métaux alcalino-terreux.
Ces métaux ne se trouvent pas à l'état libre dans la nature. Les éléments les plus courants sont le calcium et le magnésium. Les principaux minéraux contenant du calcium sont la calcite CaCO 3 (ses variétés sont le calcaire, la craie, le marbre), l'anhydrite CaSO 4, le gypse CaSO 4 ∙ 2H 2 O, la fluorite CaF 2 et la fluorapatite Ca 5 (PO 4) 3 F. Le magnésium fait partie de minéraux de magnésite MgCO 3, dolomite MgCO 3 ∙ CaCo 3, carnallite KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O. Les composés de magnésium se trouvent en grande quantité dans l'eau de mer.
Propriétés. Le béryllium, le magnésium, le calcium, le baryum et le radium sont des métaux blancs argentés. Le strontium a une couleur dorée. Ces métaux sont légers, le calcium, le magnésium et le béryllium ont des densités particulièrement faibles.
Le radium est un élément chimique radioactif.
Le béryllium, le magnésium et surtout les éléments alcalino-terreux sont des métaux réactifs. Ce sont de puissants réducteurs. Parmi les métaux de ce sous-groupe, le béryllium est un peu moins actif, ce qui est dû à la formation d'un film d'oxyde protecteur à la surface de ce métal.
1. Interaction avec des substances simples. Tous interagissent facilement avec l'oxygène et le soufre, formant des oxydes et des sulfates :
2Be + O 2 = 2BeO
Le béryllium et le magnésium réagissent avec l'oxygène et le soufre lorsqu'ils sont chauffés, le reste des métaux dans des conditions normales.
Tous les métaux de ce groupe réagissent facilement avec les halogènes :
Mg + Cl 2 \u003d MgCl 2
Lorsqu'il est chauffé, tout réagit avec l'hydrogène, l'azote, le carbone, le silicium et d'autres non-métaux :
Ca + H 2 = CaH 2 (hydrure de calcium)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (nitrure de magnésium)
Ca + 2C = CaC 2 (carbure de calcium)
Le caribite de calcium est une substance cristalline incolore. La carbite technique contenant diverses impuretés peut être de couleur grise, brune et même noire. Le carbure de calcium se décompose avec l'eau pour former du gaz acétylène C 2 H 2 - un produit chimique important. industrie:
CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2
Les métaux fondus peuvent se combiner avec d'autres métaux pour former des composés intermétalliques tels que CaSn 3 , Ca 2 Sn.
2. Interagissez avec l'eau. Le béryllium n'interagit pas avec l'eau, car. La réaction est empêchée par un film d'oxyde protecteur sur la surface métallique. Le magnésium réagit avec l'eau lorsqu'il est chauffé :
Mg + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 2
Les métaux restants interagissent activement avec l'eau dans des conditions normales :
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2
3. Interaction avec les acides. Tous interagissent avec les acides chlorhydrique et sulfurique dilué avec dégagement d'hydrogène :
Be + 2HCl \u003d BeCl 2 + H 2
L'acide nitrique dilué est réduit par les métaux principalement en ammoniac ou en nitrate d'ammonium :
2Ca + 10HNO 3 (diff.) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Dans les acides nitrique et sulfurique concentrés (sans chauffage), le béryllium passive, le reste des métaux réagit avec ces acides.
4. Interaction avec les alcalis. Le béryllium interagit avec des solutions aqueuses d'alcalis pour former un sel complexe et libérer de l'hydrogène :
Être + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Le magnésium et les métaux alcalino-terreux ne réagissent pas avec les alcalis.
5. Interaction avec les oxydes métalliques et les sels. Le magnésium et les métaux alcalino-terreux peuvent réduire de nombreux métaux de leurs oxydes et sels :
TiCl 4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2
V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO
Le béryllium, le magnésium et les métaux alcalino-terreux sont obtenus par électrolyse de masses fondues de leurs chlorures ou par réduction thermique de leurs composés :
BeF 2 + Mg = Be + MgF 2
MgO + C = Mg + CO
3CaO + 2Al \u003d 2Ca + Al 2 O 3
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
Le radium est obtenu sous forme d'alliage avec le mercure par électrolyse d'une solution aqueuse de RaCl 2 avec une cathode au mercure.
Reçu:
1) Oxydation des métaux (sauf Ba, qui forme un peroxyde)
2) Décomposition thermique des nitrates ou des carbonates
CaCO 3 - t ° \u003d CaO + CO 2
2Mg (NO 3) 2 - t ° \u003d 2MgO + 4NO 2 + O 2
La détermination de la dureté de l'eau est d'une grande importance pratique et est largement utilisée dans l'ingénierie, l'industrie et l'agriculture.
L'eau devient dure lorsqu'elle interagit avec les sels de calcium et de magnésium contenus dans la croûte terrestre. La dissolution des carbonates de calcium et de magnésium se produit lorsque le dioxyde de carbone du sol interagit avec ces sels.
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2
MgCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Mg (HCO 3) 2
Les bicarbonates résultants se dissolvent dans les eaux souterraines. Gypse CaSO 4
légèrement directement soluble dans l'eau.
Distinguer raideur temporaire, permanente et générale.
Dureté temporaire ou carbonatée en raison de la présence de bicarbonates de calcium et de magnésium solubles dans l'eau. Cette rigidité est facilement éliminée par ébullition : t 0
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O + CO 2
Mg (HCO 3) 2 \u003d MgCO 3 + CO 2 + H 2 O
Dureté permanente de l'eau en raison de la présence de sels de calcium et de magnésium qui ne précipitent pas à l'ébullition (sulfates et chlorures). La somme des rigidités temporaire et permanente est dureté totale de l'eau. Il est déterminé par le nombre total de millimoles d'équivalents d'ions Ca 2+ et Mg 2+ dans 1 litre d'eau (mmol / l) ou millièmes d'équivalents de masse molaire de Ca 2+ et Mg 2+ dans 1 litre d'eau ( mg/litre).
Remarque: dans les calculs liés à la dureté de l'eau, il faut tenir compte du fait que E (Ca 2+) \u003d 1 / 2Ca 2+ et E (Mg 2+) \u003d 1/2 Mg 2+, et Me (Ca 2 +) \u003d 1 / 2M ion Ca 2+ = 20 g/mol et Me(Mg 2+) = ½ M ion Mg 2+ = 12 g/mol. Alors : 0,02 g est la masse de 0,001 mol ou 1 mmol d'équivalents Ca 2+ .
Selon la valeur de la dureté totale, l'eau est classée comme suit :
1. doux (< 4 ммоль/л),
1. mi-dur (4-8 mmol/l),
2. dur (8-12 mmol/l),
3. très dur (>12 mmol/l).
L'eau dure ne convient pas aux processus technologiques dans un certain nombre de secteurs et d'industries. Lorsque la chaudière à vapeur fonctionne avec de l'eau dure, sa surface chauffée est recouverte de tartre, car. l'échelle ne conduit pas bien la chaleur, tout d'abord, le fonctionnement de la chaudière elle-même devient non économique. Déjà une couche de tartre de 1 mm d'épaisseur augmente la consommation de carburant d'environ 5 %. De plus, les parois de la chaudière, isolées de l'eau, peuvent chauffer à des températures très élevées. Dans ce cas, les parois s'oxydent et perdent leur ancienne résistance, ce qui peut entraîner une explosion de la chaudière. L'utilisation d'eau dure augmente la consommation détergents, rend difficile le lavage des vêtements, le lavage des cheveux et d'autres opérations liées à la consommation de savon. Cela est dû à l'insolubilité des sels de métaux divalents et d'acides organiques qui font partie du savon, à cause de quoi, d'une part, les objets lavés sont pollués et, d'autre part, le savon est gaspillé de manière improductive.
Il existe plusieurs façons de réduire la dureté de l'eau :
1) bouillir (uniquement pour la dureté temporaire);
2) méthode chimique(à l'aide de Ca (OH) 2, Na 2 CO 3, (NaPO 3) 6 ou Na 6 P 6 O 18, Na 3 PO 4, etc.)
3) méthode d'échange d'ions utilisant des adumosilicates :
Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + Ca(HCO 3) 2 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + 2NaHCO 3
Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + CaSO 4 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + Na 2 SO 4
et l'utilisation de résines échangeuses d'ions, qui sont des substances organiques de haut poids moléculaire contenant des groupes fonctionnels acides ou basiques.
Les échangeurs de cations sont également utilisés pour adoucir l'eau. Par exemple, lors du passage d'eau dure à travers un échangeur de cations de type RNa, les processus d'échange d'ions suivants se produisent :
2RNa + Ca 2+ \u003d R 2 Ca + 2Na +
2RNa + Mg 2+ \u003d R 2 Mg + 2Na +
le meilleur moyen l'adoucissement de l'eau est sa distillation.
La dureté de l'eau est déterminée à l'aide de méthodes titrimétriques d'analyse quantitative, qui est une branche de la chimie analytique
Tâches pour contrôler l'assimilation du sujet
1. 2,12 g de carbonate de sodium ont été utilisés pour précipiter les bicarbonates de calcium et de magnésium dans 2 litres d'eau. Déterminer la dureté de l'eau.
2. La dureté carbonatée de l'eau est de 40 mg/l équivalents. Lors de l'ébullition de 120 litres de cette eau, 216,8 g d'un précipité d'un mélange de carbonate de calcium et d'hydroxocarbonate de magnésium ont été libérés. Déterminer la masse de chaque composant du mélange.
3. L'eau dure contient 50 mg/l de bicarbonate de calcium et 15 mg/l de sulfate de calcium. Quelle quantité (en masse) de carbonate de sodium faudra-t-il pour adoucir 1 m 3 d'une telle eau ?
4. Quelle masse de phosphate de sodium faut-il ajouter à 500 ml d'eau. Pour éliminer sa dureté carbonatée de 5 équivalents mmol ?
5. Calculez quelle est la dureté de l'eau dans 100 litres contenant 14,632 g de bicarbonate de magnésium ?
6. Lors de la détermination de la dureté de l'eau par la méthode complexométrique, il a fallu 5 ml de 0,1 N pour titrer 100 ml d'eau. Solution de trilon B. Calculer la dureté de l'eau.
7. 12,95 g d'hydroxyde de calcium ont été ajoutés à 100 litres d'eau dure. De combien la dureté carbonatée de l'eau a-t-elle diminué ?
8. Un excès de soude a été ajouté à de l'eau dure contenant 1 g de sulfate de calcium par litre. Quelle est la dureté de l'eau de source en équivalents mg/l. Combien de grammes de sédiments tomberont après l'élimination complète de la dureté de 1 m 3 d'une telle eau?
9. Eaux usées plante chimique contient 5 g de nitrate de calcium m 2 g dans un litre sel de table. Quelle est la dureté de cette eau en mmol/l. Quelle substance et en quelle quantité faut-il ajouter à 10 litres d'une telle eau pour éliminer complètement la dureté?
10. L'eau minérale "Narzan" contient 0,3394 g de calcium et 0,0884 g de magnésium sous forme d'ions par litre. Quelle est la dureté totale du narzan en mmol/l ? Quelle substance et en quelle quantité faut-il ajouter à un mètre cube de Narzan pour éliminer complètement la dureté ?
11. Quelle est la dureté de l'eau (en mmol/l), s'il fallait ajouter 15,9 g de soude anhydre à 100 litres d'eau pour l'éliminer ?
12. Calculez la dureté de l'eau, sachant que 600 litres de celle-ci contiennent 65,7 g de bicarbonate de magnésium et 61,2 de sulfate de potassium.
13. La solubilité du gypse dans l'eau est de 8 10 -3 mol / l. Quelle est la dureté d'une telle solution (saturée) en mg/l ? Quelle substance et en quelle quantité faut-il ajouter à un mètre cube d'une telle eau pour éliminer complètement sa dureté?
14. Lors de l'ébullition de 250 ml d'eau contenant du bicarbonate de calcium, un précipité pesait 3,5 mg. Quelle est la dureté de l'eau ?
15. Déterminer la dureté carbonatée, si 8 ml de 0,05 N ont été utilisés pour titrer 200 ml d'eau. Solution de HCl.
1) oxydants typiques
2) éléments de transition
3) * - éléments
1) substances gazeuses, incolores et inodores
2) liquides à température ambiante
3) métaux
2) deux électrons par niveau extérieur
3) niveau extérieur entièrement rempli
1) la capacité de perdre deux électrons externes, formant un cation
avec degré d'oxydation +2
avec degré d'oxydation +1
3) la capacité d'acquérir un électron par niveau externe, formant
anion avec degré d'oxydation -1
1) très dur
2) le plus courant dans la croûte terrestre
3) radioactif
1) s'enflamme spontanément dans l'air
2) stocké dans l'eau
3) stocké dans du kérosène
Tous ces métaux sont...
1) isolateurs typiques
2) agents réducteurs puissants
3) oxydants
1) les peroxydes de composition Me2O2
2) les oxydes de composition Me2O
t hv
1) K2O2 + 2K === 2K2O 3) 2KO2 + O3 === K2O + 3O2
t
2) KO2 + 3K === 2K2O
formant…
1) hydroxydes
2) hydrate
3) hydrures
1) hydrures et oxygène
2) alcalis et hydrogène
3) les peroxydes et l'hydrogène
1) KSO4
2) KHSO4
3) K2SO4
1) qui, dans la série de contraintes des métaux, sont après H
2) qui, dans la série de contraintes des métaux, vont jusqu'à N
3) tout le monde répondra
1) Al et Na
2) K et Na
3) K et Mn
1) argent et fer
2) chlorure ferrique et argent
3) nitrate de cuivre (I I) et argent
a) Na + H2 →
b) NaO2 + H2O →
1. Tous les éléments du sous-groupe principal du groupe I du système périodique appartiennent à ...
3) * - éléments
2. Tous les éléments * -, à l'exception de l'hydrogène et de l'hélium, sont ...
3) métaux
3. Les atomes d'éléments alcalins ont ...
1) un électron par niveau extérieur
4. Les atomes d'éléments alcalins ont ...
2) la capacité de perdre un seul électron externe, formant un cation
avec degré d'oxydation +1
5. Francius, complétant le groupe I, est ...
3) radioactif
6. Tous les s - métaux sont très actifs et donc ...
3) stocké dans du kérosène
7. Étant donné que les électrons externes des s - métaux passent facilement à d'autres éléments, tous ces métaux sont ...
2) agents réducteurs puissants
8. Tous les métaux alcalins brûlent dans une atmosphère d'oxygène, formant ...
3) Peroxydes de Me2O2 et oxydes de Me2O
9. L'oxyde de potassium peut être obtenu à la suite de la réaction ...
J
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Tous * - les métaux se combinent avec l'hydrogène déjà avec un léger chauffage,
formant…
3) hydrures
11. Lorsque les métaux alcalins interagissent avec l'eau, ils forment ...
2) alcalis et hydrogène
12. Le sulfate de potassium est une substance de formule ...
3) K2SO4
13. Les métaux du groupe I du sous-groupe principal interagiront avec les acides, ceux ...
3) tout le monde répondra
14. Une paire de métaux avec les propriétés les plus similaires :
2) K et Na
15. Une réaction de substitution est possible entre...
4) nitrate d'argent et fer
I tâche I : Effectuer des transformations, écrire les équations de réaction correspondantes.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → NaCl
Na2O2 + Na = Na2O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2CO3 +2HCl = 2NaCl +H2O +CO2
I I I tâche : compléter les équations de réaction
a) 2Na + H2 → 2NaH
b) Na2O + H2O → 2NaOH
1. Tous les éléments du sous-groupe principal du groupe I du système périodique appartiennent à
3) * - éléments
2. Tous les éléments * -, à l'exception de l'hydrogène et de l'hélium, sont ...
3) métaux
3. Les atomes d'éléments alcalins ont ...
1) un électron par niveau extérieur
4. Les atomes d'éléments alcalins ont ...
2) la capacité de perdre un seul électron externe, formant un cation
avec degré d'oxydation +1
5. Francius, complétant le groupe I, est ...
3) radioactif
6. Tous les s - métaux sont très actifs et donc ...
Il n'y a pas de bonne réponse ici: le lithium ne s'enflamme pas dans l'air et ne peut pas être stocké dans du kérosène, mais le laisse très probablement, pour les autres métaux, c'est vrai
3) stocké dans du kérosène
7. Étant donné que les électrons externes de * - les métaux passent facilement à d'autres éléments,
Tous ces métaux sont...
2) agents réducteurs puissants
8. Tous les métaux alcalins brûlent dans une atmosphère d'oxygène, formant ...
3) Les peroxydes de Me2O2 et les oxydes de Me2O, mais pas pour tout le monde non plus
9. L'oxyde de potassium peut être obtenu à la suite de la réaction
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Tous * - les métaux se combinent avec l'hydrogène déjà avec un léger chauffage, formant ...
3) hydrures
11. Lorsque les métaux alcalins interagissent avec l'eau, ils forment ...
2) alcalis et hydrogène
12. Le sulfate de potassium est une substance de formule ...
3) K2SO4
13. Les métaux du groupe I du sous-groupe principal interagiront avec les acides, ceux ...
3) tout le monde répondra
14. Une paire de métaux avec les propriétés les plus similaires :
2) K et Na
15. Une réaction de substitution est possible entre...
4) nitrate d'argent et fer
I tâche I : Effectuer des transformations, écrire les équations de réaction correspondantes.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → NaCl
2Nà+О2=Nà2О2
Na2O2 + 2Na \u003d 2Na2O
Na2O+CO2=Na2CO3
Na2CO3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO2 + H2O
I I I tâche : compléter les équations de réaction
a) 2Na + H2 → 2NaH
b) 2NаО2 + Н2О →NaOH + NaHO2 + O2