Elementi del sottogruppo principale del gruppo vii. Settimo gruppo di elementi della tavola periodica
Elementi chimici del sottogruppo principale IA del gruppo del sistema periodico di elementi di D. I. Mendeleev: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Il nome deriva da idrossidi di metalli alcalini, detti alcali caustici. Gli atomi dei metalli alcalini hanno 1 elettrone s sul guscio esterno e 2 elettroni s e 6 elettroni p sul guscio precedente (eccetto Li). Caratterizzato da basse temperature di fusione, basse densità; morbido, tagliato con un coltello. Lo stato di ossidazione dei metalli alcalini nei composti è sempre +1. Questi metalli sono chimicamente molto attivi: vengono rapidamente ossidati dall'ossigeno atmosferico, reagiscono violentemente con l'acqua, formando alcali Me. OH (dove Me è metallo); l'attività aumenta da Li a Fr.
Litio (lat. - litio), Li- elemento chimico il primo gruppo, il sottogruppo A del sistema periodico di D.I. Mendeleev, si riferisce ai metalli alcalini, numero di serie 3, massa atomica 6.939; in condizioni normali, un metallo leggero, bianco-argenteo. Il litio naturale è costituito da due isotopi con numeri di massa 6 e 7. Un dettaglio interessante: il costo degli isotopi del litio non è affatto proporzionale alla loro abbondanza. All’inizio di questo decennio negli Stati Uniti, il litio-7 relativamente puro era quasi 10 volte più costoso del litio-6 ad altissima purezza. Altri due isotopi di litio sono stati prodotti artificialmente. La loro vita è estremamente breve: il litio-8 ha un'emivita di 0,841 secondi e il litio-9 ha un'emivita di 0,168 secondi.
Il litio è un elemento tipico della crosta terrestre, un elemento relativamente raro. (contenuto 3,2× 10 -3% in massa), si accumula nei prodotti più recenti della differenziazione del magma: le pegmatiti. C'è poco litio nel mantello - nelle rocce ultramafiche solo 5 × 10 -3% (nelle rocce basiche 1,5 × 10 -3%, nelle rocce intermedie - 2 × 103%, nelle rocce acide 4 × 10 -3%). La vicinanza dei raggi ionici di Li+, Fe 2+ e Mg 2+ consente al litio di entrare nei reticoli dei silicati di magnesio-ferro - pirosseni e anfiboli. Nei granitoidi è contenuto come impurezza isomorfa nelle miche. Solo nelle pegmatiti e nella biosfera si conoscono 28 minerali di litio indipendenti (silicati, fosfati, ecc.). Sono tutti rari. Nella biosfera, il litio migra in modo relativamente debole, il suo ruolo nella materia vivente è inferiore a quello di altri metalli alcalini. Si estrae facilmente dalle acque mediante le argille; ce n'è relativamente poca nell'Oceano Mondiale (1,5 × 10 -5%). IN corpo umano(del peso di 70 kg) - 0,67 mg. litio.
Potassio (Kalium) Il potassio è un elemento chimico del gruppo I del sistema periodico di Mendeleev; numero atomico 19, massa atomica 39.098; metallo bianco-argento, molto leggero, morbido e fusibile. L'elemento è costituito da due isotopi stabili: 39 K (93,08%), 41 K (6,91%) e uno debolmente radioattivo 40 K (0,01%) con un tempo di dimezzamento di 1,32×109 anni.
Presenza in natura Il potassio è un elemento comune: il suo contenuto nella litosfera è del 2,50% in massa. Nei processi magmatici il potassio, come il sodio, si accumula nei magmi acidi, da cui cristallizzano graniti e altre rocce (contenuto medio di potassio 3,34%). Il potassio si trova nei feldspati e nelle miche. Le rocce basiche e ultrabasiche ricche di ferro e magnesio sono povere di potassio. Sulla superficie terrestre il potassio, a differenza del sodio, migra debolmente. Quando le rocce si deteriorano, il potassio passa parzialmente nell'acqua, ma da lì viene rapidamente catturato dagli organismi e assorbito dalle argille, quindi le acque dei fiumi sono povere di potassio e molto meno di questo entra nell'oceano rispetto al sodio. Nell'oceano, il potassio viene assorbito dagli organismi e dai limi del fondo (ad esempio, fa parte della glauconite); Pertanto, le acque oceaniche contengono solo lo 0,038% di potassio, 25 volte meno del sodio.
In natura è il nono elemento più abbondante (il sesto tra i metalli), presente solo sotto forma di composti. Fa parte di molti minerali, rocce e strati di sale. Il terzo metallo più abbondante nelle acque naturali: 1 litro di acqua di mare contiene 0,38 g di ioni K+. I cationi di potassio sono ben assorbiti dal suolo e sono difficili da eliminare con le acque naturali. Vitale elemento importante per tutti gli organismi. Gli ioni K+ si trovano sempre all'interno delle cellule (a differenza degli ioni Na+). Il corpo umano contiene circa 175 g di potassio, il fabbisogno giornaliero è di circa 4 g. La mancanza di potassio nel terreno viene compensata applicando fertilizzanti di potassio: cloruro di potassio KCl, solfato di potassio K 2 SO 4 e ceneri vegetali.
Fatti interessanti A COSA SERVE IL CIANURO DI POTASSIO? Per estrarre oro e argento dai minerali. Per la doratura e argentatura galvanica dei metalli vili. Per ottenere molte sostanze organiche. Per l'acciaio da nitrurazione, ciò conferisce alla sua superficie una maggiore resistenza. Sfortunatamente, questa sostanza tanto necessaria è estremamente velenosa. E il KCN sembra abbastanza innocuo: piccoli cristalli bianchi con una sfumatura brunastra o grigia.
Cesio Il cesio è stato scoperto relativamente di recente, nel 1860, nelle acque minerali di famose sorgenti curative della Foresta Nera (Baden-Baden, ecc.). In un breve periodo storico ha percorso un percorso brillante: da elemento chimico raro e sconosciuto a metallo strategico. Appartiene alla famiglia dei lavoratori dei metalli alcalini, ma nelle sue vene scorre il sangue blu dell'ultimo della sua specie. . . Ciò però non gli impedisce minimamente di comunicare con altri elementi, e anche se non sono così famosi, entra volentieri in contatto con loro e stabilisce forti legami. Attualmente lavora contemporaneamente in diversi settori: nell'elettronica e nell'automazione, nel radar e nel cinema, nei reattori nucleari e astronavi. . . » .
È noto che il cesio è stato il primo elemento scoperto mediante l'analisi spettrale. Gli scienziati, tuttavia, hanno avuto l'opportunità di familiarizzare con questo elemento ancor prima che Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff creassero un nuovo metodo di ricerca. Nel 1846, il chimico tedesco Plattner, analizzando il minerale pollucite, scoprì che la somma dei suoi componenti conosciuti era solo del 93%, ma non fu in grado di determinare con precisione quale altro elemento (o elementi) fosse incluso in questo minerale. Solo nel 1864, dopo la scoperta di Bunsen, gli italiani Pisani trovarono il cesio nella pollucite e stabilirono che si trattava dei composti di questo elemento che Plattner non riusciva a identificare.
Fatti interessanti Cesio e pressione Tutti i metalli alcalini cambiano notevolmente se esposti ad alta pressione. Ma è il cesio che reagisce in modo più unico e acuto. Ad una pressione di 100mila atm. il suo volume diminuisce quasi tre volte, più di quello di altri metalli alcalini. Inoltre, è stato in condizioni di alta pressione che sono state scoperte due nuove modifiche del cesio elementare. Resistenza elettrica tutti i metalli alcalini con aumenti crescenti di pressione; Nel cesio questa proprietà è particolarmente pronunciata.
Francio Tra gli elementi alla fine della tavola periodica di D.I. Mendeleev, ci sono quelli di cui i non specialisti hanno sentito parlare e sanno molto, ma ci sono anche quelli di cui anche un chimico può dire poco. Tra i primi rientrano ad esempio il radon (n. 86) e il radio (n. 88). Tra i secondi c'è il loro vicino nella tavola periodica, l'elemento n. 87: il francio. Il Francio è interessante per due ragioni: in primo luogo è il metallo alcalino più pesante e attivo; in secondo luogo, il francio può essere considerato il più instabile tra i primi cento elementi della tavola periodica. L'isotopo più longevo, il francio, 223 Fr, ha un'emivita di soli 22 minuti. Una combinazione così rara in un elemento ad elevata attività chimica con bassa stabilità nucleare ha determinato le difficoltà nella scoperta e nello studio di questo elemento.
Presenza in natura Oltre al 223 Fr si conoscono ormai diversi isotopi dell'elemento n. 87. Ma solo il 223 Fr si trova in natura in quantità apprezzabili. Usando la legge del decadimento radioattivo, si può calcolare che un grammo di uranio naturale contiene 4,10–18 g di 223 Fr. Ciò significa che circa 500 g di France-223 sono in equilibrio radioattivo con l'intera massa di uranio terrestre. Ci sono altri due isotopi dell'elemento n. 87 in quantità incredibilmente piccole sulla Terra: 224 Fr (un membro della famiglia del torio radioattivo) e 221 Fr. Naturalmente è quasi impossibile trovare un elemento sulla Terra le cui riserve globali non raggiungano un chilogrammo. Pertanto, tutti gli studi sul francio e sui suoi pochi composti sono stati condotti su prodotti artificiali.
Fatti interessanti Il sodio su un sottomarino Il sodio fonde a 98°, ma bolle solo a 883°C. Di conseguenza, l'intervallo di temperatura dello stato liquido di questo elemento è piuttosto ampio. Questo è il motivo per cui (e anche a causa della piccola sezione d'urto di cattura dei neutroni) il sodio cominciò ad essere utilizzato nell'energia nucleare come refrigerante. In particolare, i sottomarini nucleari americani sono dotati di centrali elettriche con circuiti al sodio. Il calore generato nel reattore riscalda il sodio liquido, che circola tra il reattore e il generatore di vapore. In un generatore di vapore, il sodio, una volta raffreddato, fa evaporare l'acqua e il vapore ad alta pressione risultante fa ruotare una turbina a vapore. Per gli stessi scopi viene utilizzata una lega di sodio e potassio.
Fotosintesi inorganica Di solito, quando il sodio viene ossidato, si forma un ossido della composizione Na 2 O. Tuttavia, se il sodio viene bruciato in aria secca a una temperatura elevata, al posto dell'ossido si forma perossido N 2 O 2 cede facilmente il suo atomo di ossigeno “extra” e quindi ha forti proprietà ossidanti. Un tempo, il perossido di sodio era ampiamente utilizzato per sbiancare i cappelli di paglia. Ora peso specifico nei cappelli di paglia l'uso del perossido di sodio è trascurabile; Le sue principali quantità vengono utilizzate per lo sbiancamento della carta e per la rigenerazione dell'aria nei sottomarini. Quando il perossido di sodio interagisce con l'anidride carbonica, avviene il processo opposto alla respirazione: 2 Na 2 O 2 + 2 CO 2 → 2 Na 2 CO 3 + O 2, cioè l'anidride carbonica viene legata e l'ossigeno viene rilasciato. Proprio come una foglia verde!
Sodio e oro Quando fu scoperto il sodio, l'alchimia non era più in voga e l'idea di trasformare il sodio in oro non entusiasmava le menti degli scienziati naturali. Tuttavia, ora viene consumato molto sodio per ottenere l'oro. Il "minerale d'oro" viene trattato con una soluzione di cianuro di sodio (ed è ottenuto dal sodio elementare). In questo caso l'oro viene convertito in un composto complesso solubile, dal quale viene isolato con l'aiuto dello zinco. I cercatori d'oro sono tra i principali consumatori dell'elemento n. 11. Su scala industriale, il cianuro di sodio viene prodotto dalla reazione di sodio, ammoniaca e coke ad una temperatura di circa 800°C.
Sodio nell'acqua Ogni scolaro sa cosa succede se getti un pezzo di sodio nell'acqua. Più precisamente, non nell'acqua, ma sull'acqua, perché il sodio è più leggero dell'acqua. Il calore rilasciato quando il sodio reagisce con l'acqua è sufficiente per sciogliere il sodio. E ora una palla di sodio corre attraverso l'acqua, spinta dall'idrogeno rilasciato. Tuttavia, la reazione del sodio con l’acqua non è solo un divertimento pericoloso; al contrario, spesso è utile. Il sodio rimuove in modo affidabile tracce di acqua da oli per trasformatori, alcoli, eteri e altri. materia organica e con l'aiuto dell'amalgama di sodio (cioè una lega di sodio e mercurio), il contenuto di umidità di molti composti può essere rapidamente determinato. L'amalgama reagisce con l'acqua in modo molto più calmo del sodio stesso. Per determinare il contenuto di umidità, una certa quantità di amalgama di sodio viene aggiunta a un campione di materia organica e il contenuto di umidità viene determinato dal volume di idrogeno rilasciato.
Cintura del sodio della Terra È del tutto naturale che il sodio non si trovi mai allo stato libero sulla Terra: questo metallo è troppo attivo. Ma negli strati superiori dell'atmosfera - ad un'altitudine di circa 80 km - è stato scoperto uno strato di sodio atomico. A questa altitudine non c'è praticamente ossigeno, vapore acqueo o altro con cui il sodio possa reagire. Il sodio è stato scoperto anche nello spazio interstellare utilizzando metodi spettrali.
Il rubidio è un metallo che può essere definito chimicamente permaloso. Al contatto con l'aria si accende spontaneamente e brucia con una brillante fiamma rosa-viola. Esplode con l'acqua e reagisce violentemente anche al contatto con fluoro, cloro, bromo, iodio e zolfo. Come un vero non-toccarmi, il rubidio deve essere protetto influenze esterne. A tale scopo viene posto in recipienti pieni di cherosene secco. . . Il rubidio è più pesante del cherosene (densità del rubidio 1,5) e non reagisce con esso. Il rubidio è un elemento radioattivo e rilascia lentamente un flusso di elettroni per diventare stronzio. La proprietà più notevole del rubidio è la sua peculiare sensibilità alla luce. Sotto l'influenza dei raggi luminosi, il rubidio diventa una fonte corrente elettrica. Con la cessazione dell'irradiazione luminosa scompare anche la corrente. R. reagisce con l'acqua in modo esplosivo, viene rilasciato idrogeno e si forma una soluzione di R. idrossido, Rb. OH.
Il rubidio si trova in molte rocce e minerali, ma la sua concentrazione è estremamente bassa. Solo le lepidoliti contengono leggermente più Rb 2 O, a volte lo 0,2%, e occasionalmente fino a 1. . . 3%. I sali di rubidio sono disciolti nell'acqua di mari, oceani e laghi. Qui la loro concentrazione è molto bassa, in media circa 100 µg/l. Ciò significa che negli oceani del mondo c’è centinaia di volte meno rubidio che in essi crosta terrestre.
Fatti interessanti Il rubidio non ha ignorato molti rappresentanti del mondo vegetale: se ne trovano tracce nelle alghe e nel tabacco, nelle foglie di tè e nei chicchi di caffè, nella canna da zucchero e nelle barbabietole, nell'uva e in alcuni tipi di agrumi. Perché si chiamava rubidio? Rubidus – latino per “rosso”. Sembrerebbe che questo nome sia più adatto al rame che al rubidio, che ha un colore molto ordinario. Ma non affrettiamoci alle conclusioni. Questo nome fu dato all'elemento n. 37 dai suoi scopritori Kirchhoff e Bunsen. Più di cento anni fa, studiando vari minerali con uno spettroscopio, notarono che uno dei campioni di lepidolite inviati da Rosen (Sassonia) mostrava linee speciali nella regione rosso scuro dello spettro. Queste righe non sono state trovate negli spettri di nessuna sostanza conosciuta. Ben presto furono scoperte simili linee rosso scuro nello spettro dei sedimenti ottenuti dopo l'evaporazione delle acque curative delle sorgenti minerali della Foresta Nera. Era naturale supporre che queste linee appartenessero a qualche elemento nuovo, precedentemente sconosciuto. Così nel 1861 fu scoperto il rubidio
Il sottogruppo principale del Gruppo I della tavola periodica è costituito da litio Li, sodio Na, potassio K, rubidio Rb, cesio Cs e francio Fr.
Gli atomi di questi elementi hanno un elettrone s al livello energetico esterno: ns1. Quando entrano in interazioni chimiche, gli atomi cedono facilmente un elettrone dal livello energetico esterno, mostrando uno stato di ossidazione costante pari a +1 nei composti.
Gli elementi di questo sottogruppo appartengono ai metalli. Il loro nome comune è metalli alcalini.
In natura, sodio e potassio sono i più comuni. La frazione di massa del sodio nella crosta terrestre è del 2,64%, il potassio è del 2,60%. I metalli alcalini non si trovano in natura allo stato libero. I principali composti naturali del Na sono i minerali salgemma, o salgemma, NaCl e mirabilite, o sale di Glauber (Na2SO4 · 10H2O). I composti di potassio più importanti includono silvina (KCl), carnallite (KCl MgCl2 · 6H2O), silvinite
Il Francio è un elemento radioattivo. Tracce di questo elemento sono state trovate nei prodotti di decadimento dell'uranio naturale. A causa della breve durata degli isotopi Fr, è difficile ottenerlo in grandi quantità, pertanto le proprietà della Francia metallica e dei suoi composti non sono state ancora sufficientemente studiate.
Proprietà: I metalli alcalini sono sostanze bianco-argentee a bassa densità. Il litio è il più leggero tra questi. Questi sono metalli teneri; la morbidezza di Na, K, Rb, Cs è simile alla cera. I metalli alcalini sono fusibili. Il punto di fusione del cesio è 28,5°C, il punto di fusione più alto del litio (180,5°C). Hanno una buona conduttività elettrica.
I metalli alcalini hanno un'elevata attività chimica, la loro attività aumenta nella serie Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. Sono forti agenti riducenti nelle reazioni.
1. Interazione con sostanze semplici.
I metalli alcalini reagiscono con l'ossigeno. Tutti vengono facilmente ossidati dall'ossigeno atmosferico e il rubidio e il cesio si accendono anche spontaneamente.
4Li + O2® 2Li2O(ossido di litio)
2Na + O2® Na2O2 (perossido di sodio)
K+O2® KO2 (superossido di potassio)
I metalli alcalini si accendono spontaneamente in vapori di fluoro, cloro e bromo, formando alogenuri:
2Na+Br2®2NaBr (alogenuro)
Quando riscaldati, interagiscono con molti non metalli:
2Na+S® Na2S (solfuri)
6Li + N2® 2Li3N (nitruri)
2Li + 2C ® 2Li2C2 (carburi)
2. Interazione con l'acqua. Tutti i metalli alcalini reagiscono con l'acqua, riducendola ad idrogeno. L'attività di interazione dei metalli con l'acqua aumenta dal litio al cesio.
2Na + 2H2O® 2NaOH + H2
2Li + 2H2O® 2LiOH + H2
3. Interagire con gli acidi. I metalli alcalini reagiscono con l'acido cloridrico e solforico diluito per rilasciare idrogeno:
2Na + 2HCl® 2NaCl +H2
L'acido solforico concentrato viene ridotto principalmente ad idrogeno solforato:
8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S + 4H2O
In questo caso è possibile una reazione parallela di riduzione dell'acido solforico in ossido di zolfo (IV) e zolfo elementare.
Quando un metallo alcalino reagisce con acido nitrico diluito, si ottiene prevalentemente ammoniaca o nitrato di ammonio, e con acido concentrato, azoto o ossido nitrico (I):
8Na +10HNO3(dil.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O
8K +10HNO3(conc.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O
Tuttavia, di norma, si formano più prodotti contemporaneamente.
4. Interazione con ossidi e sali metallici. A causa della loro elevata attività chimica, i metalli alcalini possono ridurre molti metalli dai loro ossidi e sali:
BeO +2Na®Be + Na2O
CaCl2+ 2Na® Ca + 2NaCl
Ricevuta:
Il sodio metallico viene prodotto industrialmente mediante elettrolisi del cloruro di sodio fuso con elettrodi inerti. Nella fusione, il cloruro di sodio si dissocia in ioni:
NaCl↔ Na+ + Cl-
Durante l'elettrolisi, il catione Na+ viene ridotto al catodo e l'anione Cl- viene ossidato all'anodo:
catodo: 2 Na++2е ® 2Na
anodo: 2 Cl--2e ® Cl2
2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 o 2NaCl®2Na + Cl
Pertanto, durante l'elettrolisi si formano sodio e cloro. A volte il sodio si ottiene mediante elettrolisi dell'idrossido di sodio fuso.
Un altro modo per ottenere il sodio è ridurre la soda con carbone ad alte temperature:
Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO
Il potassio si ottiene sostituendolo con sodio da una fusione di cloruro di potassio o idrossido di potassio:
KCl + Na® K + NaCl
Il potassio può anche essere ottenuto mediante elettrolisi dei fusi dei suoi composti (KCl; KOH).
Il litio metallico viene prodotto mediante elettrolisi del cloruro di litio fuso o riduzione dell'ossido di litio con alluminio.
Il rubidio e il cesio si ottengono riducendo i loro alogenuri con metalli sotto vuoto:
2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2 ; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2
Ossidi di metalli alcalini (R2O):
Gli ossidi di litio e sodio sono sostanze bianche, l'ossido di potassio è giallo chiaro, il rubidio è giallo e il cesio è arancione. Tutti gli ossidi sono composti reattivi e hanno proprietà basiche pronunciate, e nella serie dall'ossido di litio all'ossido di cesio le proprietà basiche aumentano.
L'ossidazione del metallo produce solo ossido di litio:
4Li + O2® 2Li2O
I restanti ossidi vengono ottenuti indirettamente. Pertanto, l'ossido di sodio si ottiene riducendo il composto di sodio con sodio metallico:
Na2O2+2Na®2Na2O
2NaOH + 2Na® 2Na2O + H2
Gli ossidi di metalli alcalini reagiscono facilmente con l'acqua per formare idrossidi, ad esempio:
Li2O + H2O® 2LiOH
Reagiscono con ossidi acidi e acidi per formare sali:
Na2O + SO3® Na2SO4
K2O + 2HNO3® 2KNO3+ H2O
Idrossidi di metalli alcalini (ROH):
Sono sostanze cristalline bianche. Tutti gli idrossidi di metalli alcalini sono basi forti, solubili in acqua. Il nome comune è alcali.
Gli idrossidi si formano dall'interazione dei metalli alcalini o dei loro ossidi con l'acqua:
2Li + 2H2O® 2LiOH + H2
Li2O + H2O® 2LiOH
Gli idrossidi di sodio e di potassio, di grande importanza pratica, vengono prodotti industrialmente mediante elettrolisi dei cloruri:
2NaCl + 2H2O® 2NaOH + H2 + Cl2
catodo: 2H++ 2ē ® H02
anodo: 2Cl-– 2ē ® Cl02
Gli idrossidi di metalli alcalini presentano tutte le proprietà caratteristiche delle basi: interagiscono con acidi e ossidi anfoteri, idrossidi anfoteri, acidi e sali. Alcuni metalli che formano idrossidi anfoteri si dissolvono in soluzioni acquose di alcali, ad esempio:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
Il sottogruppo del rame comprende tre elementi: rame, argento e oro. Come gli atomi dei metalli alcalini, gli atomi di tutti questi elementi hanno un elettrone nel loro strato esterno; ma il loro penultimo strato elettronico contiene, a differenza degli atomi di metalli alcalini, diciotto elettroni. La struttura dei due gusci elettronici esterni degli atomi di questi elementi può essere rappresentata dalla formula (dove è il numero del periodo in cui si trova l'elemento). Tutti gli elementi del sottogruppo del rame sono i penultimi membri degli elementi decennali. Tuttavia, come si può vedere dalla formula sopra, i loro atomi non contengono 9, ma 10 elettroni al sottolivello -. Questo perché la struttura è più stabile della struttura (vedi pagina 93). Confrontando i dati della tabella. 31 con i valori corrispondenti per i metalli alcalini (Tabella 30), si può vedere che i raggi degli atomi di rame, argento e oro sono minori dei raggi degli atomi dei metalli del sottogruppo principale. Ciò provoca una densità notevolmente più elevata, elevate temperature di fusione e grandi valori dell'entalpia di atomizzazione dei metalli in questione; Gli atomi più piccoli sono disposti più densamente nel reticolo, per cui le forze attrattive tra loro sono forti. Il piccolo raggio degli atomi spiega anche le energie di ionizzazione più elevate dei metalli di questo sottogruppo rispetto ai metalli alcalini. Ciò porta a grandi differenze nelle proprietà chimiche dei metalli di entrambi i sottogruppi. Gli elementi del sottogruppo del rame sono metalli a bassa attività. Sono difficili da ossidare e, al contrario, i loro ioni si riducono facilmente; Non decompongono l'acqua; i loro idrossidi sono basi relativamente deboli. Nella serie delle tensioni vengono dopo l'idrogeno. Allo stesso tempo, lo strato di diciotto elettroni, che è stabile in altri elementi, qui non è ancora completamente stabilizzato ed è suscettibile di perdita parziale di elettroni. Pertanto, il rame, insieme ai cationi a carica singola, forma anche cationi a carica doppia, che gli sono ancora più caratteristici. Allo stesso modo, per l'oro, lo stato di ossidazione è più caratteristico di. Il grado di ossidazione dell'argento nei suoi composti abituali è uguale; tuttavia, sono noti composti con il grado di ossidazione dell'argento.
45. Elementi del 3° sottogruppo principale
Il terzo gruppo del sistema periodico comprende un numero molto elevato di elementi chimici, poiché la sua composizione, oltre agli elementi dei sottogruppi principale e secondario, comprende elementi con numeri di serie 58-71 (lantanidi) e con numeri di serie 90-103 ( attinidi). Considereremo i lantanidi e gli attinidi insieme agli elementi del loro sottogruppo secondario. Gli elementi del sottogruppo principale del terzo gruppo - boro, alluminio, gallio, indio e tallio - sono caratterizzati dalla presenza di tre elettroni nello strato elettronico esterno dell'atomo. Il secondo strato elettronico esterno dell'atomo di boro contiene due elettroni, l'atomo di alluminio - in. Le proprietà metalliche degli elementi in esame sono meno pronunciate di quelle degli elementi corrispondenti dei sottogruppi principali del secondo e soprattutto del primo gruppo, e nel boro predominano le proprietà non metalliche. Nei composti presentano uno stato di ossidazione pari a +3. Tuttavia, all’aumentare della massa atomica compaiono anche stati di ossidazione inferiori. Per l'ultimo elemento del sottogruppo - il tallio - i composti più stabili sono quelli in cui il suo stato di ossidazione è +1. Con un aumento del numero ordinale, le proprietà metalliche degli elementi in esame, come in altri sottogruppi principali, aumentano notevolmente. Pertanto, l'ossido di boro è di natura acida, gli ossidi di alluminio, gallio e indio sono anfoteri e l'ossido di tallio (III) è di natura basica. In termini pratici, i più importanti degli elementi del terzo gruppo sono il boro e l'alluminio.
46. Elementi del 4° sottogruppo principale
Il sottogruppo principale del quarto gruppo della tavola periodica è formato da cinque elementi: carbonio, silicio, germanio, stagno e piombo. Quando si passa dal carbonio al piombo, le dimensioni degli atomi aumentano. Pertanto, ci si dovrebbe aspettare che la capacità di attaccare gli elettroni, e quindi le proprietà non metalliche, si indeboliranno, mentre aumenterà la facilità di rilascio degli elettroni. Infatti, il germanio presenta già proprietà metalliche, mentre nello stagno e nel piombo prevalgono sulle proprietà non metalliche. Pertanto, solo i primi due membri del gruppo descritto sono non metalli; il germanio è classificato sia come metalli che come non metalli, lo stagno e il piombo sono metalli; Gli elementi del gruppo in esame sono caratterizzati da gradi di ossidazione pari a +2 e +4. I composti di carbonio e silicio, in cui lo stato di ossidazione di questi elementi è +2, sono pochi e relativamente instabili. Tabella 28. Alcune proprietà del carbonio e dei suoi analoghi
47. Elementi del 5° sottogruppo principale
Il sottogruppo principale del gruppo V della tavola periodica comprende azoto, fosforo, arsenico, antimonio e bismuto. Questi elementi, avendo cinque elettroni nello strato esterno dell'atomo, sono generalmente caratterizzati come non metalli. Tuttavia, la loro capacità di attaccare gli elettroni è molto meno pronunciata di quella dei corrispondenti elementi dei gruppi VI e VII. A causa della presenza di cinque elettroni esterni, la più alta ossidazione positiva degli elementi di questo sottogruppo è +5 e quella negativa -3. A causa dell'elettronegatività relativamente inferiore, il legame degli elementi considerati con l'idrogeno è meno polare del legame con l'idrogeno degli elementi dei gruppi VI e VII. Pertanto, i composti idrogeno di questi elementi non astraggono ioni idrogeno in una soluzione acquosa e, quindi, non hanno proprietà acide. Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi del sottogruppo dell'azoto cambiano con l'aumentare del numero atomico nella stessa sequenza osservata nei gruppi precedentemente considerati. Ma poiché le proprietà non metalliche dell'azoto sono meno pronunciate di quelle dell'ossigeno e, soprattutto,. fluoro, l'indebolimento di queste proprietà quando si passa agli elementi successivi comporta la comparsa e l'aumento delle proprietà metalliche. Questi ultimi sono già evidenti nell'arsenico, l'antimonio ha entrambe le proprietà approssimativamente allo stesso modo, e nel bismuto le proprietà metalliche predominano su quelle non metalliche. Le proprietà più importanti degli elementi del sottogruppo in esame sono riportate nella tabella. 27. Tabella 27. Alcune proprietà dell'azoto e dei suoi analoghi
48. Composti organici del carbonio
I composti del carbonio (ad eccezione di alcuni dei più semplici) sono stati a lungo chiamati composti organici, poiché in natura si trovano quasi esclusivamente negli organismi animali e vegetali, prendono parte ai processi vitali o sono prodotti dell'attività vitale o del decadimento degli organismi. A differenza dei composti organici, sostanze come sabbia, argilla, minerali vari, acqua, ossidi di carbonio, acido carbonico, i suoi sali ed altri presenti nella “natura inanimata” sono chiamati sostanze inorganiche o minerali. La divisione delle sostanze in organiche e inorganiche è nata dall'unicità dei composti organici che hanno proprietà specifiche. Per molto tempo Si credeva che le sostanze contenenti carbonio formate negli organismi, in linea di principio, non potessero essere ottenute mediante sintesi da composti inorganici. La formazione di sostanze organiche è stata attribuita all'influenza di una "forza vitale" speciale, inaccessibile alla conoscenza, che agisce solo negli organismi viventi e determina la specificità delle sostanze organiche. Questa dottrina, che rappresentava una varietà di idee idealistiche sulla natura, ricevette il nome di vitalismo (dal latino vis vitalis - forza vitale). I vitalisti hanno cercato di trovare nei fenomeni della natura vivente prove dell'esistenza nel mondo di alcune forze misteriose che non possono essere studiate e non obbediscono alle leggi fisiche e chimiche generali. Il concetto vitalista fu formulato nel modo più completo da uno dei chimici più autorevoli dei primi metà del XIX secolo secolo - dallo scienziato svedese I. Ya Berzelius. Le visioni vitalistiche hanno ostacolato il progresso nello studio della natura delle sostanze organiche e sono state confutate nel corso dello sviluppo della scienza. Nel 1824, il chimico tedesco F. Wöhler, allievo di Berzelius, ottenne per la prima volta l'acido ossalico HOOC-COOH dalla sostanza inorganica cianogeno NC-CN riscaldandolo con acqua - un composto organico che fino ad allora era stato estratto solo da piante. Nel 1828 Wöhler effettuò la prima sintesi di una sostanza di origine animale: riscaldando il composto inorganico cianato di ammonio NH4CNO ottenne l'urea (urea) (NH2)CO fino ad allora questa sostanza era stata isolata solo dalle urine; Ben presto furono effettuate sintesi di altre sostanze organiche in condizioni di laboratorio: nel 1845 in Germania, G. Kolbe sintetizzò l'acido acetico, nel 1854 in Francia, M. Berthelot ottenne il grasso sinteticamente, nel 1861 in Russia, A. M. Butlerov effettuò la sintesi di una sostanza zuccherina, ecc. Attualmente molti composti organici sono ottenuti attraverso la sintesi. Inoltre, si è scoperto che molte sostanze organiche sono molto più facili ed economiche da ottenere sinteticamente piuttosto che isolarle da prodotti naturali. Il più grande successo della chimica nel 20° secolo è stata la prima sintesi di proteine semplici: l'ormone insulina e l'enzima ribonucleasi. Pertanto, è stata dimostrata la possibilità di produzione sintetica anche di proteine, le sostanze organiche più complesse che sono partecipanti indispensabili ai processi vitali; secondo la definizione di F. Engels: "La vita è un modo di esistere dei corpi proteici". Con lo sviluppo della sintesi dei composti organici, la linea che separava questi composti da quelli inorganici venne distrutta, ma il nome “ composti organici" è stato preservato. La maggior parte dei composti del carbonio attualmente conosciuti non si trovano nemmeno negli organismi, ma sono ottenuti artificialmente.
49. Elementi dell'8° gruppo laterale
Un sottogruppo laterale dell'ottavo gruppo della tavola periodica comprende tre triadi di elementi d. La prima triade è formata dagli elementi Fe, cobalto e nichel, la seconda triade da rutenio, rodio e palladio e la terza triade da osmio, iridio e platino. La maggior parte degli elementi del sottogruppo in esame hanno due elettroni nello strato elettronico esterno dell'atomo; sono tutti metalli. Oltre agli elettroni esterni, alla formazione dei legami chimici prendono parte anche gli elettroni del precedente strato non finito. Questi elementi sono caratterizzati da gradi di ossidazione 2, 3, 4. Gradi di ossidazione più elevati si verificano meno frequentemente. Un confronto tra le proprietà fisiche e chimiche degli elementi dell'ottavo gruppo mostra che ferro, cobalto e nichel, che si trovano nel primo grande periodo, sono molto simili tra loro e allo stesso tempo molto diversi dagli elementi dell'altro due triadi. Pertanto, sono solitamente classificati nella famiglia del ferro. I restanti sei elementi dell'ottavo gruppo sono riuniti sotto il nome generale di metalli di platino.
I principali stati di ossidazione del ferro sono +2 e +3.
Se conservato all'aria a temperature fino a 200 °C, il ferro viene gradualmente ricoperto da una densa pellicola di ossido, che impedisce l'ulteriore ossidazione del metallo. Nell'aria umida, il ferro si ricopre di uno strato sciolto di ruggine, che non impedisce l'accesso di ossigeno e umidità al metallo e la sua distruzione. La ruggine non ha permanente composizione chimica, su di lei formula chimica può essere scritto come Fe2O3 xH2O.
Il ferro reagisce con l'ossigeno quando riscaldato. Quando il ferro brucia nell'aria si forma l'ossido Fe3O4, quando brucia in ossigeno puro si forma l'ossido Fe2O3. Se l'ossigeno o l'aria vengono fatti passare attraverso il ferro fuso, si forma ossido di FeO. Quando lo zolfo e la polvere di ferro vengono riscaldati, si forma il solfuro, la cui formula approssimativa può essere scritta come FeS.
Quando riscaldato, il ferro reagisce con gli alogeni. Poiché FeF3 non è volatile, il ferro è resistente al fluoro fino a temperature di 200-300 °C. Quando il ferro viene clorurato (ad una temperatura di circa 200 °C), si forma un dimero volatile, Fe3Cl6. Se l'interazione tra ferro e bromo avviene a temperatura ambiente o con riscaldamento e aumento della pressione del vapore di bromo, si forma FeBr3. Quando riscaldati, FeCl3 e, soprattutto, FeBr3 scindono l'alogeno e si trasformano in alogenuri di ferro (II). Quando ferro e iodio reagiscono, si forma lo ioduro Fe3I8.
Quando riscaldato, il ferro reagisce con l'azoto, formando nitruro di ferro Fe3N, con fosforo, formando fosfuri FeP, Fe2P e Fe3P, con carbonio, formando carburo Fe3C, con silicio, formando diversi siliciuri, ad esempio FeSi.
A pressione elevata, il ferro metallico reagisce con il monossido di carbonio (II) CO e, in condizioni normali, si forma liquido, ferro pentacarbonile Fe(CO)5 altamente volatile. Sono noti anche ferrocarbonili delle composizioni Fe2(CO)9 e Fe3(CO)12. I carbonili di ferro servono come materiali di partenza nella sintesi di composti organoferro, compreso il ferrocene della composizione (η5-C5H5)2Fe.
Il ferro metallico puro è stabile in acqua e in soluzioni alcaline diluite. Il ferro non si dissolve negli acidi solforico e nitrico concentrati a freddo a causa della passivazione della superficie metallica da parte di un forte film di ossido. Concentrato caldo acido solforico, essendo un agente ossidante più forte, interagisce con il ferro.
Il ferro reagisce con gli acidi cloridrico e solforico diluito (circa il 20%) per formare sali di ferro (II):
Fe+2HCl → FeCl2+H2;
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2.
Quando il ferro reagisce con circa il 70% di acido solforico, la reazione procede formando solfato di ferro (III):
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
L'ossido di ferro(II) FeO ha proprietà basiche; ad esso corrisponde la base Fe(OH)2. L'ossido di ferro(III) Fe2O3 è debolmente anfotero a cui corrisponde una base ancora più debole di Fe(OH)2, Fe(OH)3, che reagisce con gli acidi:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
L'idrossido di ferro(III) Fe(OH)3 presenta proprietà debolmente anfotere è in grado di reagire solo con soluzioni concentrate di alcali:
Fe(OH)3 + 3KOH → K3.
I complessi idrossilici risultanti di ferro (III) sono stabili in soluzioni fortemente alcaline. Quando le soluzioni vengono diluite con acqua, vengono distrutte e precipita Fe(OH)3.
I composti di ferro (III) nelle soluzioni vengono ridotti dal ferro metallico:
Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.
Quando si conservano soluzioni acquose di sali di ferro (II), si osserva l'ossidazione del ferro (II) in ferro (III):
4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.
Tra i sali di ferro(II), il più stabile nelle soluzioni acquose è il sale di Mohr - doppio ammonio e solfato di ferro(II) (NH4)2Fe(SO4)2 · 6H2O.
Il ferro(III) è in grado di formare doppi solfati con cationi caricati singolarmente come l'allume, ad esempio KFe(SO4)2 - allume ferro-potassio, (NH4)Fe(SO4)2 - allume ferro-ammonio, ecc.
Quando il cloro gassoso o l'ozono agiscono su soluzioni alcaline di composti di ferro (III), si formano composti di ferro (VI): ferrati, ad esempio ferrato di potassio (VI) K2FeO4. Sono stati segnalati casi di produzione di composti di ferro (VIII) sotto l'influenza di forti agenti ossidanti.
Per rilevare i composti di ferro (III) in soluzione, viene utilizzata una reazione qualitativa degli ioni Fe3+ con gli ioni SCN−tiocianato. Quando gli ioni Fe3+ interagiscono con gli anioni SCN−, si forma il tiocianato di ferro rosso brillante Fe(SCN)3. Un altro reagente per gli ioni Fe3+ è l'esacianoferrato (II) K4 di potassio (sale giallo del sangue). Quando gli ioni Fe3+ e 4− interagiscono, precipita un precipitato blu brillante di blu di Prussia:
4K4 + 4Fe3+ → 4KFeIII↓ + 12K+.
L'esacianoferrato (III) K3 (sale rosso del sangue) di potassio può fungere da reagente per gli ioni Fe2+ in soluzione. Quando gli ioni Fe2+ e 3− interagiscono, si forma un precipitato blu Turnboole:
3K3 + 3Fe2+→ 3KFe2↓ + 6K+.
È interessante notare che il blu di Prussia e il blu Turnboule sono due forme della stessa sostanza, poiché in soluzione si stabilisce un equilibrio:
KFe3 ↔ KFe2.
Il nichel è un elemento del sottogruppo laterale dell'ottavo gruppo, il quarto periodo del sistema periodico degli elementi chimici di D.I Mendeleev, con numero atomico 28. È designato con il simbolo Ni (lat. Niccolum). La sostanza semplice nichel è un metallo di transizione duttile e malleabile di colore bianco-argenteo; a temperature normali nell'aria è ricoperto da una sottile pellicola protettiva di ossido. Chimicamente inattivo.
Gli atomi di nichel hanno una configurazione elettronica esterna di 3d84s2. Lo stato di ossidazione più stabile del nichel è Ni(II).
Il nichel forma composti con stati di ossidazione +2 e +3. In questo caso il nichel con stato di ossidazione +3 è disponibile solo sotto forma di sali complessi. Un gran numero di composti ordinari e complessi sono noti per i composti del nichel +2. L'ossido di nichel Ni2O3 è un forte agente ossidante.
Il nichel è caratterizzato da un'elevata resistenza alla corrosione: è stabile nell'aria, nell'acqua, negli alcali e in numerosi acidi. La resistenza chimica è dovuta alla tendenza alla passivazione, ovvero alla formazione di una densa pellicola di ossido sulla sua superficie, che ha un effetto protettivo. Il nichel si dissolve attivamente nell'acido nitrico.
Con il monossido di carbonio CO, il nichel forma facilmente il carbonile volatile e altamente tossico Ni(CO)4.
La polvere fine di nichel è piroforica (si autoaccende nell'aria).
Il nichel brucia solo sotto forma di polvere. Forma due ossidi NiO e Ni2O3 e, di conseguenza, due idrossidi Ni(OH)2 e Ni(OH)3. I sali solubili di nichel più importanti sono acetato, cloruro, nitrato e solfato. Le soluzioni sono generalmente colorate verde e i sali anidri sono gialli o giallo-brunastri. I sali insolubili includono ossalato e fosfato (verde), tre solfuri NiS (nero), Ni2S3 (bronzo giallastro) e Ni3S4 (nero). Il nichel forma anche numerosi composti complessi e di coordinazione. Ad esempio, il dimetilgliossimato di nichel Ni(C4H6N2O2)2, che conferisce un colore rosso chiaro in un ambiente acido, è ampiamente utilizzato nelle analisi qualitative per la rilevazione del nichel
Una soluzione acquosa di solfato di nichel è di colore verde.
Le soluzioni acquose di sali di nichel (II) contengono ioni esaaquanichel (II) 2+. Quando una soluzione di ammoniaca viene aggiunta a una soluzione contenente questi ioni, precipita l'idrossido di nichel (II), una sostanza verde e gelatinosa. Questo precipitato si dissolve quando viene aggiunta ammoniaca in eccesso a causa della formazione di ioni esamemnichel (II) 2+.
Il nichel forma complessi con strutture quadrate tetraedriche e planari. Ad esempio, il complesso tetracloronichelato(II)2− ha una struttura tetraedrica, mentre il complesso tetracianonichelato(II)2− ha una struttura quadrata planare.
L'analisi qualitativa e quantitativa utilizza una soluzione alcalina di butanedione diossima, nota anche come dimetilgliossima, per rilevare gli ioni nichel (II). Quando reagisce con gli ioni nichel (II), si forma il composto di coordinazione rosso bis(butanedionedioximato)nichel(II). È un composto chelato e il ligando butanedione diossimato è bidentato.
La frazione di massa del cobalto nella crosta terrestre è 4×10−3%. Il cobalto fa parte dei minerali: carolite CuCo2S4, linneite Co3S4, cobaltina CoAsS, sferocobaltite CoCO3, smaltite CoAs2, skutterudite (Co, Ni)As3 e altri. In totale, sono noti circa 30 minerali contenenti cobalto. Il cobalto è accompagnato da ferro, nichel, manganese e rame. Il contenuto nell'acqua di mare è di circa (1,7) × 10−10%. Nell'aria, il cobalto si ossida a temperature superiori a 300 °C.
L'ossido di cobalto, stabile a temperatura ambiente, è un ossido complesso Co3O4, avente una struttura a spinello, nella cui struttura cristallina una parte dei nodi è occupata da ioni Co2+ e l'altra da ioni Co3+; si decompone per formare CoO sopra i 900 °C.
Ad alte temperature è possibile ottenere la forma α o la forma β dell'ossido di CoO.
Tutti gli ossidi di cobalto vengono ridotti con idrogeno. Co3O4 + 4H2 → 3Co + 4H2O.
L'ossido di cobalto (III) può essere ottenuto calcinando i composti di cobalto (II), ad esempio: 2Co(OH)2 + O2 → Co2O3 + H2O.
Platino (lat. Platino), Pt, elemento chimico del gruppo VIII del sistema periodico di Mendeleev, numero atomico 78, massa atomica 195,09; pesante metallo refrattario.
Di proprietà chimiche il platino è simile al palladio, ma presenta una maggiore resistenza chimica. Reagisce solo con acqua regia calda: 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O
Il platino si dissolve lentamente nell'acido solforico caldo e nel bromo liquido. Non interagisce con altri acidi minerali e organici. Quando riscaldato, reagisce con alcali e perossido di sodio, alogeni (soprattutto in presenza di alogenuri di metalli alcalini): Pt + 2Cl2 + 2NaCl = Na2. Quando riscaldato, il platino reagisce con zolfo, selenio, tellurio, carbonio e silicio. Come il palladio, il platino può dissolvere l'idrogeno molecolare, ma il volume dell'idrogeno assorbito è inferiore e la capacità del platino di rilasciarlo quando riscaldato è inferiore.
Quando riscaldato, il platino reagisce con l'ossigeno per formare ossidi volatili. Vengono identificati i seguenti ossidi di platino: PtO nero, PtO2 marrone, PtO3 bruno-rossastro, nonché Pt2O3 e Pt3O4.
Per il platino sono noti gli idrossidi Pt(OH)2 e Pt(OH)4. Si ottengono per idrolisi alcalina dei corrispondenti cloroplatinati, ad esempio: Na2PtCl4 + 2NaOH = 4NaCl + Pt(OH)2, Na2PtCl6 + 4NaOH = 6NaCl + Pt(OH)4. Questi idrossidi presentano proprietà anfotere: Pt(OH)2 + 2NaOH = Na2, Pt(OH)2 + 4HCl = H2 + 2H2O, Pt(OH)4 + 6HCl = H2 + 4H2O, Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2.
L'esafluoruro di platino PtF6 è uno degli agenti ossidanti più potenti tra tutti i composti chimici conosciuti, in grado di ossidare molecole di ossigeno, xeno o NO: O2 + PtF6 = O2+−. Con il suo aiuto, in particolare, il chimico canadese Neil Bartlett nel 1962 ottenne il primo vero composto chimico xeno XePtF6.
Con l'interazione tra Xe e PtF6 scoperta da N. Bartlett, che porta alla formazione di XePtF6, ha inizio la chimica dei gas inerti. Il PtF6 si ottiene fluorurando il platino a 1000 °C sotto pressione. La fluorizzazione del platino a pressione normale e temperatura di 350-400 °C dà fluoruro di Pt(IV): Pt + 2F2 = PtF4 I fluoruri di platino sono igroscopici e si decompongono con l'acqua. Il tetracloruro di platino (IV) con acqua forma PtCl4 nH2O idrati, dove n = 1, 4, 5 e 7. Dissolvendo PtCl4 in acido cloridrico, si ottengono gli acidi cloroplatinici H e H2. Sono stati sintetizzati alogenuri di platino come PtBr4, PtCl2, PtCl2 2PtCl3, PtBr2 e PtI2. Il platino è caratterizzato dalla formazione di composti complessi di composizione 2- e 2-. Durante lo studio dei complessi di platino, A. Werner formulò la teoria dei composti complessi e spiegò la natura della presenza di isomeri nei composti complessi.
Il platino è uno dei metalli più inerti. È insolubile negli acidi e negli alcali, ad eccezione dell'acqua regia. Anche il platino reagisce direttamente con il bromo, dissolvendosi in esso.
Quando riscaldato, il platino diventa più reattivo. Reagisce con i perossidi e, a contatto con l'ossigeno atmosferico, con gli alcali. Un sottile filo di platino brucia nel fluoro, liberandolo grande quantità Calore. Le reazioni con altri non metalli (cloro, zolfo, fosforo) avvengono meno facilmente. Se riscaldato più fortemente, il platino reagisce con carbonio e silicio, formando soluzioni solide, simili ai metalli del gruppo del ferro.
Nei suoi composti il platino presenta quasi tutti gli stati di ossidazione da 0 a +6, di cui +2 e +4 sono i più stabili. Il platino è caratterizzato dalla formazione di numerosi composti complessi, di cui se ne conoscono molte centinaia.
Il sottogruppo principale del gruppo II della tavola periodica degli elementi è costituito da berillio Be, magnesio Mg, calcio Ca, stronzio Sr, bario Ba e radio Ra.
Tabella 18 – Caratteristiche degli elementi 2Ап/gruppo
| Numero atomico | Nome | Massa atomica | Configurazione elettronica | g/cm3 | tpl. C | tebollizione C | EO | Raggio atomico, nm | Stato di ossidazione |
| Berillio Be | 9,01 | 2 secondi 2 | 1,86 | 1,5 | 0,113 | +2 | |||
| Magnesio mg | 24,3 | 3 secondi 2 | 1,74 | 649,5 | 1,2 | 0,16 | +2 | ||
| Calcio Ca | 40,08 | 4s 2 | 1,54 | 1,0 | 0,2 | +2 | |||
| Stronzio Sr | 87,62 | 5 secondi 2 | 2,67 | 1,0 | 0,213 | +2 | |||
| Bario Ba | 137,34 | 6s2 | 3,61 | 0,9 | 0,25 | +2 | |||
| Radio Ra | 7s2 | 6 | £700 | 0,9 | – | +2 |
Gli atomi di questi elementi hanno due elettroni s al livello elettronico esterno: ns 2. In chimica. Nelle reazioni, gli atomi degli elementi del sottogruppo cedono facilmente entrambi gli elettroni del livello energetico esterno e formano composti in cui lo stato di ossidazione dell'elemento è +2.
Tutti gli elementi di questo sottogruppo appartengono ai metalli. Il calcio, lo stronzio, il bario e il radio sono chiamati metalli alcalino terrosi.
Questi metalli non si trovano allo stato libero in natura. Gli elementi più comuni includono calcio e magnesio. I principali minerali contenenti calcio sono calcite CaCO 3 (le sue varietà sono calcare, gesso, marmo), anidrite CaSO 4, gesso CaSO 4 ∙ 2H 2 O, fluorite CaF 2 e fluorapatite Ca 5 (PO 4) 3 F. Il magnesio fa parte di minerali di magnesite MgCO 3 , dolomite MgCO 3 ∙ CaCo 3 , carnallite KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O. I composti di magnesio si trovano in grandi quantità nell'acqua di mare.
Proprietà. Berillio, magnesio, calcio, bario e radio sono metalli bianco-argentei. Lo stronzio ha un colore dorato. Questi metalli sono leggeri; il calcio, il magnesio e il berillio hanno densità particolarmente basse;
Il radio è un elemento chimico radioattivo.
Il berillio, il magnesio e soprattutto gli elementi alcalino-terrosi sono metalli reattivi. Sono forti agenti riducenti. Tra i metalli di questo sottogruppo, il berillio è leggermente meno attivo, a causa della formazione di una pellicola protettiva di ossido sulla superficie di questo metallo.
1. Interazione con sostanze semplici. Tutti reagiscono facilmente con l'ossigeno e lo zolfo, formando ossidi e solfati:
2Be + O2 = 2BeO
Il berillio e il magnesio reagiscono con l'ossigeno e lo zolfo quando riscaldati, altri metalli - in condizioni normali.
Tutti i metalli di questo gruppo reagiscono facilmente con gli alogeni:
Mg + Cl2 = MgCl2
Quando riscaldati, reagiscono tutti con idrogeno, azoto, carbonio, silicio e altri non metalli:
Ca + H 2 = CaH 2 (idruro di calcio)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (nitruro di magnesio)
Ca + 2C = CaC 2 (carburo di calcio)
La caribite di calcio è una sostanza cristallina incolore. Il carburo tecnico, contenente varie impurità, può essere grigio, marrone o addirittura nero. Il carburo di calcio si decompone con acqua per formare gas acetilene C 2 H 2, un importante prodotto chimico. industria:
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2
I metalli fusi possono combinarsi con altri metalli per formare composti intermetallici, ad esempio CaSn 3, Ca 2 Sn.
2. Interagisci con l'acqua. Il berillio non interagisce con l'acqua, perché la reazione è impedita da una pellicola protettiva di ossido sulla superficie del metallo. Il magnesio reagisce con l'acqua quando riscaldato:
Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2
Altri metalli interagiscono attivamente con l'acqua in condizioni normali:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
3. Interazione con acidi. Tutti reagiscono con l'acido cloridrico e solforico diluito per rilasciare idrogeno:
Be + 2HCl = BeCl2 + H2
I metalli riducono l'acido nitrico diluito principalmente in ammoniaca o nitrato di ammonio:
2Ca + 10HNO3 (diluito) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Negli acidi nitrico e solforico concentrati (senza riscaldamento), i passivati di berillio e altri metalli reagiscono con questi acidi.
4. Interazione con gli alcali. Il berillio reagisce con soluzioni acquose di alcali per formare un sale complesso e rilasciare idrogeno:
Essere + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
Il magnesio e i metalli alcalino terrosi non reagiscono con gli alcali.
5. Interazione con ossidi e sali metallici. Il magnesio e i metalli alcalino terrosi possono ridurre molti metalli dai loro ossidi e sali:
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO
Berillio, magnesio e metalli alcalino terrosi si ottengono mediante elettrolisi delle fusioni dei loro cloruri o mediante riduzione termica dei loro composti:
BeF2 + Mg = Be + MgF2
MgO + C = Mg + CO
3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3
3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3
Il radio si ottiene sotto forma di lega con mercurio mediante elettrolisi di una soluzione acquosa di RaCl 2 con un catodo di mercurio.
Ricevuta:
1) Ossidazione dei metalli (eccetto Ba, che forma perossido)
2) Decomposizione termica di nitrati o carbonati
CaCO3 – t° = CaO + CO2
2Mg(NO3) 2 – t° = 2MgO + 4NO2 + O2
La determinazione della durezza dell’acqua è di grande importanza pratica ed è ampiamente utilizzata nella tecnologia, nell’industria e nell’agricoltura.
L'acqua diventa dura quando interagisce con i sali di calcio e magnesio contenuti nella crosta terrestre. La dissoluzione dei carbonati di calcio e magnesio avviene attraverso l'interazione dell'anidride carbonica del suolo con questi sali.
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2
I bicarbonati risultanti si dissolvono nelle acque sotterranee. Gesso CaSO 4
leggermente direttamente solubile in acqua.
Distinguere durezza temporanea, permanente e generale.
Durezza temporanea o carbonaticaè causato dalla presenza di bicarbonati di calcio e magnesio solubili nell'acqua. Questa durezza viene facilmente rimossa mediante ebollizione: t 0
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + H2O + CO2
Mg(HCO3)2 = MgCO3 + CO2 + H2O
Durezza dell'acqua costante per la presenza in esso di sali di calcio e magnesio, che non danno sedimento durante la bollitura (solfati e cloruri). La somma della rigidità temporanea e permanente è durezza totale dell'acqua. È determinato dal numero totale di millimoli di equivalenti di ioni Ca 2+ e Mg 2+ in 1 litro di acqua (mmol/l) o millesimi di massa molare di equivalenti di Ca 2+ e Mg 2+ in 1 litro di acqua (mg/l).
Nota: quando si effettuano i calcoli relativi alla durezza dell'acqua, è necessario tenere conto che E(Ca 2+) = 1/2Ca 2+ ed E(Mg 2+) = 1/2 Mg 2+, e Me(Ca 2+ ) = 1/2 M di ione Ca 2+ = 20 g/mol e Me(Mg 2+) = ½ M di ione Mg 2+ = 12 g/mol. Quindi: 0,02 g è la massa di 0,001 mol o 1 mmol equivalenti di Ca 2+.
In base al valore della durezza totale l’acqua viene classificata come segue:
1. morbido (< 4 ммоль/л),
1. medio duro (4-8 mmol/l),
2. duro (8-12 mmol/l),
3. molto duro (>12 mmol/l).
L'acqua dura non è adatta processi tecnologici in numerosi settori e industrie. Quando una caldaia a vapore funziona con acqua dura, la sua superficie riscaldata si ricopre di calcare, perché... la bilancia conduce male il calore e, prima di tutto, il funzionamento della caldaia stessa diventa antieconomico. Già uno strato di calcare spesso 1 mm aumenta il consumo di carburante di circa il 5%. Inoltre le pareti della caldaia, isolate dall'acqua, possono riscaldarsi fino a temperature molto elevate. In questo caso, le pareti si ossidano e perdono la loro forza precedente, il che può portare all'esplosione della caldaia. L'utilizzo di acqua dura aumenta i consumi detersivi, rende difficile lavare i vestiti, lavare i capelli e altre operazioni legate al consumo di sapone. Ciò è dovuto all'insolubilità dei sali metallici bivalenti e degli acidi organici che compongono il sapone, che, da un lato, contamina gli oggetti lavati e, dall'altro, il sapone viene sprecato in modo improduttivo.
È possibile ridurre la durezza dell'acqua in vari modi:
1) bollitura (solo per durezza temporanea);
2) metodo chimico(utilizzando Ca(OH) 2, Na 2 CO 3, (NaPO 3) 6 o Na 6 P 6 O 18, Na 3 PO 4, ecc.)
3) metodo di scambio ionico utilizzando alluminosilicati:
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
e utilizzando resine a scambio ionico, che sono sostanze organiche ad alto peso molecolare contenenti gruppi funzionali acidi o basici.
Gli scambiatori cationici vengono utilizzati anche per addolcire l'acqua. Ad esempio, quando si fa passare l'acqua dura attraverso uno scambiatore cationico di tipo RNa, si verificano i seguenti processi di scambio ionico:
2RNa+Ca2+ =R2Ca+2Na+
2RNa + Mg2+ =R2Mg + 2Na+
Il modo migliore L'addolcimento dell'acqua è la sua distillazione.
La durezza dell'acqua viene determinata utilizzando metodi titrimetrici di analisi quantitativa, che è una branca della chimica analitica
Compiti per controllare la padronanza dell'argomento
1. Per la precipitazione dei bicarbonati di calcio e magnesio da 2 litri di acqua sono stati consumati 2,12 g di carbonato di sodio. Determina la durezza dell'acqua.
2. La durezza carbonatica dell'acqua è pari a 40 mg/l equivalenti. Quando furono bolliti 120 litri di quest'acqua, furono rilasciati 216,8 g di sedimento di una miscela di carbonato di calcio e idrossicarbonato di magnesio. Determinare la massa di ciascun componente della miscela.
3. L'acqua dura contiene 50 mg/l di bicarbonato di calcio e 15 mg/l di solfato di calcio. Quanto carbonato di sodio (in peso) sarà necessario per addolcire 1 m 3 di tale acqua?
4. Quale massa di fosfato di sodio deve essere aggiunta a 500 ml di acqua. Eliminare la sua durezza carbonatica di 5 mmol equivalenti?
5. Calcolare qual è la durezza dell'acqua in 100 litri contenenti 14.632 g di bicarbonato di magnesio?
6. Quando si determinava la durezza dell'acqua utilizzando il metodo complessometrico, erano necessari 5 ml di 0,1 N per titolare 100 ml di acqua. Soluzione Trilon B. Calcolare la durezza dell'acqua.
7. 12,95 g di idrossido di calcio sono stati aggiunti a 100 litri di acqua dura. Di quanto è diminuita la durezza carbonatica dell'acqua?
8. La soda in eccesso è stata aggiunta all'acqua dura contenente 1 g di solfato di calcio per litro. Qual è la durezza dell'acqua di fonte in mg/l equivalenti. Quanti grammi di sedimento cadranno dopo la completa rimozione della durezza da 1 m 3 di tale acqua?
9. Acque reflue l'impianto chimico contiene in un litro 5 g di nitrato di calcio m 2 g sale da cucina. Qual è la durezza di quest'acqua in mmol/l. Quale sostanza e in quale quantità bisogna aggiungere a 10 litri di tale acqua per eliminare completamente la durezza?
10. Acqua minerale"Narzan" contiene 0,3394 g di calcio e 0,0884 g di magnesio sotto forma di ioni in un litro. Qual è la durezza totale di Narzan in mmol/l? Quale sostanza e in quale quantità bisogna aggiungere ad un metro cubo di “narzan” per eliminare completamente la durezza?
11. Qual è la durezza dell'acqua (in mmol/l), se per eliminarla fosse necessario aggiungere 15,9 g di soda anidra a 100 litri di acqua?
12. Calcola la durezza dell'acqua, sapendo che 600 litri di essa contengono 65,7 g di bicarbonato di magnesio e 61,2 g di solfato di potassio.
13. La solubilità del gesso in acqua è 8 · 10 -3 mol/l. Qual è la durezza di questa soluzione (satura) in mg/l? Quale sostanza e in quale quantità bisogna aggiungere a un metro cubo di tale acqua per eliminarne completamente la durezza?
14. Quando furono fatti bollire 250 ml di acqua contenente bicarbonato di calcio, si formò un precipitato del peso di 3,5 mg. Qual è la durezza dell'acqua?
15. Determinare la durezza carbonatica se si utilizzano 8 ml di 0,05 N per titolare 200 ml di acqua. Soluzione di HCl.
1) agenti ossidanti tipici
2) elementi di transizione
3) * – elementi
1) sostanze gassose, incolori e inodori
2) liquidi a temperatura ambiente
3) metalli
2) due elettroni nel livello esterno
3) livello esterno completamente riempito
1) la capacità di perdere due elettroni esterni, formando un catione
con stato di ossidazione +2
con stato di ossidazione +1
3) la capacità di acquisire un elettrone al livello esterno, formandosi
anione con stato di ossidazione -1
1) molto difficile
2) il più diffuso nella crosta terrestre
3) radioattivo
1) autoinfiammarsi all'aria
2) immagazzinato in acqua
3) immagazzinato nel cherosene
tutti questi metalli sono...
1) isolanti tipici
2) agenti riducenti forti
3) agenti ossidanti
1) perossidi della composizione М2О2
2) ossidi della composizione Me2O
t hv
1) K2O2 + 2K === 2K2O 3) 2KO2 + O3 === K2O + 3O2
T
2) KO2 + 3K === 2K2O
formando...
1) idrossidi
2) idrata
3) idruri
1) idruri e ossigeno
2) alcali e idrogeno
3) perossidi e idrogeno
1) KSO4
2) KHSO4
3) K2SO4
1) che nella serie delle tensioni dei metalli vengono dopo H
2) che nella serie di tensioni dei metalli arrivano fino a N
3) tutti reagiranno
1) Al e Na
2) K e Na
3) K e Mn
1) argento e ferro
2) cloruro ferrico e argento
3) nitrato di rame (I I) e argento
a) Na + H2 →
b) NaO2 + H2O →
1. Tutti gli elementi del sottogruppo principale del gruppo I della tavola periodica appartengono a ...
3) * – elementi
2. Tutti gli elementi s, eccetto l'idrogeno e l'elio, sono...
3) metalli
3. Gli atomi degli elementi alcalini hanno...
1) un elettrone per livello esterno
4. Gli atomi degli elementi alcalini hanno...
2) la capacità di perdere un singolo elettrone esterno, formando un catione
con stato di ossidazione +1
5. Il Francium, che completa il gruppo I, è...
3) radioattivo
6. Tutti i metalli sono molto attivi e quindi...
3) immagazzinato nel cherosene
7. Poiché gli elettroni esterni dei metalli s passano facilmente ad altri elementi, tutti questi metalli sono ...
2) agenti riducenti forti
8. Tutti i metalli alcalini bruciano in un'atmosfera di ossigeno, formando...
3) Perossidi Me2O2 e ossidi Me2O
9. L'ossido di potassio può essere ottenuto come risultato della reazione...
T
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Tutti i metalli s si combinano con l'idrogeno anche con un leggero riscaldamento,
formando...
3) idruri
11. Quando i metalli alcalini interagiscono con l'acqua, formano...
2) alcali e idrogeno
12. Il solfato di potassio è una sostanza con la formula...
3) K2SO4
13. I metalli del gruppo I del sottogruppo principale interagiranno con gli acidi...
3) tutti reagiranno
14. Una coppia di metalli con le proprietà più simili:
2) K e Na
15. Una reazione di sostituzione è possibile tra...
4) nitrato d'argento e ferro
I compito: Effettuare le trasformazioni, annotare le corrispondenti equazioni di reazione.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → Na Cl
Na2O2 + Na = Na2O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2CO3+2HCl = 2NaCl+H2O+CO2
I I I compito: completare le equazioni di reazione
a) 2Na + H2 → 2NaH
b) Na2O + H2O → 2NaOH
1. Appartengono tutti gli elementi del sottogruppo principale del gruppo I della tavola periodica
3) * – elementi
2. Tutti gli elementi s, eccetto l'idrogeno e l'elio, sono...
3) metalli
3. Gli atomi degli elementi alcalini hanno...
1) un elettrone per livello esterno
4. Gli atomi degli elementi alcalini hanno...
2) la capacità di perdere un singolo elettrone esterno, formando un catione
con stato di ossidazione +1
5. Il Francium, che completa il gruppo I, è...
3) radioattivo
6. Tutti i metalli sono molto attivi e quindi...
Non c'è una risposta corretta qui: il litio non si accende nell'aria e non può essere immagazzinato nel cherosene, ma molto probabilmente lo lascia, per altri metalli è vero
3) immagazzinato nel cherosene
7. Poiché gli elettroni esterni dei metalli s si trasferiscono facilmente ad altri elementi,
tutti questi metalli sono...
2) agenti riducenti forti
8. Tutti i metalli alcalini bruciano in un'atmosfera di ossigeno, formando...
3) Perossidi Me2O2 e ossidi Me2O, anche se non per tutti
9. Come risultato della reazione è possibile ottenere ossido di potassio
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Tutti i metalli s si combinano con l'idrogeno anche con un leggero riscaldamento, formando...
3) idruri
11. Quando i metalli alcalini interagiscono con l'acqua, formano...
2) alcali e idrogeno
12. Il solfato di potassio è una sostanza con la formula...
3) K2SO4
13. I metalli del gruppo I del sottogruppo principale interagiranno con gli acidi...
3) tutti reagiranno
14. Una coppia di metalli con le proprietà più simili:
2) K e Na
15. Una reazione di sostituzione è possibile tra...
4) nitrato d'argento e ferro
I compito: Effettuare le trasformazioni, annotare le corrispondenti equazioni di reazione.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → Na Cl
2Nà+О2=Nà2О2
Na2O2+2Na=2Na2O
Na2O+CO2=Na2CO3
Na2СО3+2НCl=2NаСl+СО2+Н2О
I I I compito: completare le equazioni di reazione
a) 2Na + H2 →2NaH
b) 2NaO2 + H2O →NaOH + NaHO2 + O2