Сульфиды щелочноземельных металлов формула

Обновлено: 22.01.2025

Элементы подгруппы кальция носят название щелочноземельных металлов. Происхождение этого названия связано с тем, что их окислы («земли» алхимиков) сообщают воде щелочную реакцию.

На долю кальция приходится 1,5% от общего числа атомов земной коры, тогда как содержание в ней радия очень мало (8·10 –12 %). Промежуточные элементы – стронций (0,008%) и барий (0,005%) стоят ближе к кальцию.

Помимо различных силикатных пород, Са, Sr и Ва встречаются главным образом в виде своих труднорастворимых углекислых и сернокислых солей, каковы минералы:

BaSO₄ – тяжелый шппат

Углекислый кальций в виде известняка и мела иногда разует целые горные хребты. Значительно реже встречается кристаллизованная форма СаСО₃ – мрамор. Для сернокислого кальция наиболее типично нахождение в виде гипса (CaSO₄ ·2H₂ O), месторождения которого нередко обладают громадной мощностью. Кроме перечисленных выше, важным минералом кальция является флюорит (СаF₂ ).

Для стронция и бария сернокислые минералы более распространены, чем углекислые. Радий в природе связан с урановыми рудами (причем на 1000 кг урана руда содержит лишь 0,3 г радия).

Промышленное применение находят почти исключительно соединения рассматриваемых элементов, характерные свойства которых и определяют области их использования. Химия радия и его соединений изучена еще очень неполно. В общем, по химическим свойствам он похож на барий.

В свободном состоянии элементы подгруппы кальция могут быть получены электролизом их расплавленных солей. Они представляют собой серебристо–белые металлы. Кальций довольно тверд, стронций и особенно барий значительно мягче. Некоторые константы щелочноземельных металлов сопоставлены в приводимой таблице.

Летучие соединения щелочноземельных металлов окрашивают пламя в характерные цвета: Са – в оранжево–красный, Sr (и Ra)–в карминово–красный, Ва – в желтовато–зеленый. Этим пользуются при химических анализах для открытия рассматриваемых элементов.

На воздухе кальций и его аналоги тотчас покрываются желтоватой пленкой, в которой наряду с нормальными окислами (ЭО) частично содержатся также перекиси (ЭО₂ ) и нитриды (Э₃ N₂ ). В ряду напряжений щелочноземельные металлы располагаются левее магния и поэтому легко вытесняют водород не только из разбавленных кислот, но и из воды. При переходе от Са к Ra энергичность взаимодействия усиливается. Во всех своих устойчивых соединениях рассматриваемые элементы двухвалентны.

С металлоидами щелочноземельные металлы соединяются весьма энергично и с значительным выделением тепла, как это видно из рис. 178. Особенно интересны гидриды ЭН₂ , образующиеся при нагревании кальция и его аналогов з токе сухого водорода.

Соединения эти имеют типичный ионный характер, причем анионом является отрицательно заряженный водород (Н – ). Водой они энергично разлагаются по схеме:

С таким химически инертным в свободном состоянии элементом, как азот, щелочноземельные металлы соединяются уже при сравнительно слабом нагревании. При накаливании они соединяются также с углеродом, образуя карбиды типа ЭС₂ .

Окиси кальция и его аналогов (ЭО) представляют собой белые тугоплавкие вещества, энергично присоединяющие воду с образованием белых гидроокисей [Э(ОН)₂ ]. Последние являются сильными основаниями, довольно хорошо растворимыми в воде. По ряду Са—Sr—Ва основной характер гидроокисей усиливается.

Параллельно с этим и весьма быстро растет их растворимость.

1) Свойства окисей и их гидратов изменяются довольно закономерно не только для самих щелочноземельных металлов, но и по всему ряду Be–Ва. Обусловлено это последовательным увеличением радиусов ионов Э 2+ при сохранении ими однотипной электронной структуры (инертного газа).

Для вторых констант диссоциации Mg(OH)₂ , Ca(OH)₂ и Ва(ОН)₂ были получены значения, равные соответственно 0,003, 0,03 и 0,23.

Окись кальция (негашеная известь, или «кипелка») и продукт ее взаимодействия с водой –Са(ОН)₂ (гашеная известь, или «пушонка») находят широкое применение в строительном деле. С химической стороны «гашение» извести заключается в протекающем выделением тепла присоединении к СаО воды по схеме:

Гидроокись кальция является наиболее дешевым и поэтому чаще всего используемым в технике сильным основанием. Раствор Ва(ОН)₂ («баритовая вода») применяется для открытия СО₂ .

Наряду с нормальными окислами для элементов подгруппы Са известны белые перекиси типа ЭО₂ . Практическое значение из них имеет только перекись б а р и я. (ВаО₂ ), применяемая, в частности, как исходный продукт для получения перекиси водорода. Последнее основано на обратимости реакции:

Так как сама Н₂ О₂ является кислотой очень слабой, равновесие этой реакции практически полностью смещается влево под действием даже таких кислот, как угольная [вследствие нейтрализации Ва(ОН)₂ ].

Технически ВаО₂ получают нагреванием ВаО в токе воздуха до 600 °С При этом происходит присоединение кислорода по реакции:

Дальнейшее нагревание выше 800°С ведет, наоборот, к распаду ВаО₂ на окись бария и кислород. Поэтому сжигание металлического бария сопровождается образованием только его окиси.

При взаимодействии с кислотами окислы и гидроокиси щелочноземельных металлов легко образуют соответствующие соли. Последние, как правило, бесцветны. Из производных обычных минеральных кислот соли с анионами Cl – , Br – , J – и NO₃ – хорошо растворимы; напротив, с анионами F – , SO₄ 2– , CO₃ 2– и PO₄ 3– малорастворимы в воде. В противоположность ионам Са 2+ и Sr 2+ ион Ba 2+ сильно ядовит. Многие соли рассматриваемых элементов находят разнообразное практическое использование.

2) Растворимость важнейших солей (а также гидроокисей) Са, Sr и Ва при обычных условиях сопоставлена на рис. 179, из которого видно, что для отдельных анионов по ряду Са–Sr–Ва она изменяется различно.Это обстоятельство важно для аналитической химии. В частности, резкое различие растворимости хромовокислых солей дает возможность отделять Ва от Sr и Са. Крайне малой растворимостью щавелевокислого кальция пользуются для открытия следов этого элемента (например, в обычной питьевой воде).

Галогениды щелочноземельных металлов по своим свойствам делятся на две довольно резко обособленные группы. К одной относятся фториды, к другой – производные остальных галоидов,

Фториды почти нерастворимы не только в воде, но и в разбавленных кислотах. Кристаллогидраты для них неизвестны. Хлориды, бромиды и иодиды хорошо растворимы в воде и из растворов выделяются в виде кристаллогидратов.

Азотнокислый барий кристаллизуется при обычных условиях без воды. Напротив, нитраты Са и Sr выделяются в виде; кристаллогидратов. Последние легко растворимы в воде, тогда как растворимость Ва(NO₃ )₃ и Ra(NO₃ )₂ значительно меньше. Нитрат кальция широко применяется в качестве азотсодержащего минерального удобрения. Нитраты стронция и бария служат в пиротехнике для изготовления составов, сгорающих красным (Sr)j или зеленым (Ва) пламенем.

Сернокислые соли Sr и Ва кристаллизуются без воды выше 66°С в безводном состоянии выделяется из раствора и сульфат кальция, ниже указанной температуры осаждается гипс – CaSO₄ ·2H₂ O. В воде рассматриваемые сульфаты труднорастворимы, причем по ряду Са–Ra растворимость быстро уменьшается.

Нагревание до 150°С обусловливает переход гипса в более бедный водой гидрат 2CaSO₄ ·H₂ O. При замешивании теста из порошка этого гидрата с водой (60–80% от его веса) происходит обратное присоединение последней, сопровождающееся отвердеванием всей массы вследствие ее закристаллизовывания. На этом основано применение гипса для изготовления слепков с различных предметов, а также в качестве вяжущего строительного материала.

3) Обжиг гипса для получения вяжущего материала проводят обычно при температурах не выше 180 °С. Полученный продукт поступает в продажу под названием жженого (штукатурного) гипса, или алебастра. Обжиг выше 350°С ведет к образованию растворимой формы безводного CaSO₄ , а выше; 500 °С – его нерастворимой формы, которая вновь воду уже не присоединяет и поэтому в качестве вяжущего материала использована быть не может («мертвый гипс»).

Образующиеся при еще более сильном обжиге (900–1200 °С) основные соли состава xCaSO₄ ·yCaO (гидравлический гипс), будучи замешаны с водой, вновь дают затвердевающую массу. Ее твердение вызывается присоединением воды и кристаллизацией материала, причем образующиеся кристаллы тесна переплетаются и срастаются друг с другом, что обусловливает большую мехамическую прочность затвердевшей массы. Последняя вместе с тем весьма стойка по отношению к действию воды, изменениям температуры и т. д. Гидравлический гипс применяется для изготовления ступенек, подоконников и т. п. и в качестве вяжущего материала. Он был известен египтянам еще за 2000 лет до н. э. и широко использовался ими при возведении различных построек.

Углекислые соли щелочноземельных металлов практически нерастворимы в воде. При накаливании они отщепляют СО₂ и переходят в соответствующие окиси. По ряду Са–Sr––Ва термическая устойчивость карбонатов быстро возрастает. Наиболее практически важным из 'них является карбонат кальция.

Применение отдельных природных разновидностей СаСО₃ весьма различно. Известняк служит исходным сырьем для получения важнейших строительных материалов – извести и цемента.

Мел используется в качестве минеральной краски, как основа составов для полировки и т. д. Мрамор является прекрасным материалом для скульптурных работ, изготовления электрических распределительных щитов и т. д.

Ежегодная мировая выработка извести из известняка исчисляется десятками миллионов тонн. Термическая диссоциация СаСОз идет со значительным поглощением тепла:

СаСОз + 43 ккал = > СаО + СО₂

Зависимость равновесия этой реакции от температуры видна из следующих данных:

Технически обжиг известняка чаще всего осуществляется в шахтных печах (рис. 180). Важным побочным продуктом производства является углекислый газ.

Известь находит широкое применение в ряде отраслей промышленности. Значительные ее количества потребляются также сельским хозяйством. Важнейшей и с наиболее давних времен известной человечеству областью применения извести является, однако, использование ее (под названием «известкового раствора») в качестве вяжущего строительного материала для скрепления друг с другом камней, кирпичей и т. п. Обычно приготовляют смесь извести с песком (1 часть на 3–4 части песка) и водой вколичестведостаточном для получения тестообразной массы. Последняя постепенно твердеет вследствие кристаллизации гидроокиси кальция и образования кристаллического СаСОз (за счет углекислоты воздуха) по реакции:

Одновременно идет образование также силикатов кальция (за счет SiO₂ песка). Ввиду выделения воды при твердении известкового раствора в построенных с его помощью зданиях долгое время сохраняется сырость.

Значительные преимущества перед известью имеет другой вяжущий строительный материал – цемент. Помимо того, что его применением устраняется долговременная сырость зданий, цемент характеризуется способностью затвердевать не только на воздухе, но и под водой. Затвердевание его идет, кроме того, значительно быстрее, чем в случае известкового раствора. Выработка цемента по СССР составила в 1962 г. 57,3 млн. т (против 5,7 млн. г в 1940 г. и 1,5 млн. т в 1913 г.).

Цемент представляет собой зеленовато–серый порошок, состоящий в основном из смеси различных силикатов и алюминатов кальция, преимущественно Ca₃ SiO₅ , Ca₂ SiO₄ и Са₃ (АlO₃ )₂ . Будучи замешан с водой, он дает отвердевающую массу. Переход последней из тестообразного в твердое состояние носит название «схватывания» и осуществляется обычно в течение нескольких часов. С химической стороны процесс схватывания цемента обусловлен главным образом гидратацией его составных частей.

4) При производстве цемента смесь тонко измельченных известняка и богатой SiO₂ глины обжигают до начала спекания (1400–1600 °С) в специальных вращающихся печах (рис. 181). Последние представляют собой слегка наклонные, выложенные внутри огнеупорным кирпичом стальные трубы диаметром 2–3 м и длиной в несколько десятков метров. Печь лежит на роликах и приводится мотором в медленное вращение. В ее верхнюю часть непрерывновводится исходная смесь, которая при постепенном продвижении вниз все более разогревается за счет тепла сгорающих в печи газов (или каменноугольной пыли). Обожженный продукт (цементный клинкер) после остывания тщательно перемалывается.

5) Состав цементов выражают обычно в виде весового процентного содержания входящих в них окислов (в основном CaO, SiO₂ , Al₂ O₃ и Fe₂ O₃ ). Первый из них играет в цементе роль основания, остальные – роль кислотных ангидридов, весовое отношение СаО / (SiO₂ + Al₂ O₃ +Fe₂ O₃ ) носит название гидромодуля цемента и хорошо характеризует его качества. Числовая величина гидромодуля обычного (силикатного) цемента колеблется около двух. Приблизительные типичные результаты его анализа приводятся ниже (% по весу):

6) Схватывание цемента обусловлено в основном реакциями по схемам:

После первоначального схватывания твердость цемента в течение длительного времени продолжает возрастать. Основной причиной этого является, по–видимому, распространение процессов гидратации в глубь цементных зерен.

Наряду с рассмотренными выше солями для химии Са, Sr и Ва весьма важны их известные только в растворе кислые карбонаты Э(НСО₃ )₂ . Они образуются при взаимодействии растворенного в воде углекислого газа с нормальными карбонатами по схеме:

Реакция эта обратима, причем нагревание смещает ее равновесие в сторону распада бикарбоната. Довольно часто из бикарбонатов щелочноземельных металлов в природных водах содержится только Са(НСО₃ )₂ . Наличие его придает воде приятный освежающий вкус (который отсутствует у дистиллированной воды).

Содержание в природной воде солей двухвалентных металлов часто оценивают, говоря о той или иной ее «жесткости». При этом различают жесткость временную и постоянную. Первая обусловлена присутствием в воде бикарбонатов – Са(НСО₃ )₂ , реже Mg(HCO₃ )₂ и иногда также Fe(HCO₃ )₂ . Временной она названа потому, что может быть устранена простым кипячением воды: бикарбонаты при этом разрушаются и нерастворимые продукты их распада (карбонаты Са и Mg, гидроокись железа) оседают на стенках сосуда в виде накипи. По цвету последней можно оценить содержание Fe(HCO₃ )₂ в потребляемой воде: если его вовсе нет, накипь имеет белый цвет, при значительном его количестве – красно–бурый.

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней солей двухвалентных металлов, не дающих осадка при кипячении. Наиболее обычны сульфаты и хлориды Са и Mg. Из них особое значение имеет малорастворимый CaSO₄ , который оседает в виде очень плотной накипи.

При работе парового котла на жесткой воде его нагреваемая поверхность покрывается накипью. Так как последняя плохо проводит тепло; прежде всего становится неэкономичной сама работа котла: уже слой накипи толщиной в 1 мм повышает расход топлива приблизительно на 5%. С другой стороны, изолированные от воды слоем накипи стенки котла могут нагреться до весьма высоких температур. При этом железо постепенно окисляется и стенки теряют прочность, что может повести к взрыву котла. Так как паросиловое хозяйство существует во многих промышленных предприятиях и на транспорте, вопрос о жесткости воды практически весьма важен.

Жесткая вода оказывается также непригодной для проведения технологических процессов ряда отраслей промышленности. Пользование ею затрудняет стирку белья, мытье волос и другие операции, связанные с потреблением мыла. Обусловлено это нерастворимостью солей двухвалентных металлов и входящих в состаз мыла органических кислот, из–за чего, с одной стороны, загрязняются отмываемые предметы, с другой – непроизводительно расходуется мыло.

7) И постоянную и временную жесткость воды в СССР принято оценивать числом содержащихся в одном литре миллиграмм–эквивалентов двухвалентных металлов (мг–экв/л). За рубежом пользуются условными «градусами жесткости», величины которых в отдельных странах различны (1 мг–экв/л соответствует 2,8 немецким, 3,5 английским, 5 французским или 50 американским градусам). До 1952 г. в СССР обычно применялись немецкие градусы.

Сумма временной и постоянной жесткости определяет общую жесткость воды. Последняя характеризуется по этому признаку следующими наименованиями: очень мягкая (до 1,5), мягкая (1,5–3), среднежесткая (3–6), жесткая (6–9), очень жесткая (>9 мг–экв/л). Жесткость отдельных естественных вол . колеблется в весьма широких пределах. Для открытых водоемов она часто зависит от времени года и даже погоды. Наиболее «мягкой» природной водой является атмосферная (дождь, снег), почти не содержащая растворенных солей.

Так как очистка воды от растворенных солей при помощи перегонки слишком дорога, в местностях с жесткой водой для ее «умягчения» пользуются химическими методами. Временную (иначе – карбонатную) жесткость обычно устраняют, прибавляя к воде Са(ОН)₂ в количестве, строго отвечающем найденному по анализу содержанию бикарбонатов. При этом по реакции

весь бикарбонат переходит в нормальный карбонат и осаждается. От постоянной (иначе, некарбонатной) жесткости чаще всего освобождаются добавлением к воде соды, которая вызывает образование осадка по реакции:

Воде дают затем отстояться и лишь после этого пользуются ею для питания котлов или в производстве. Для умягчения небольших количеств жесткой воды (в прачечных и т. п.) обычно добавляют к ней немного соды и дают отстояться. При этом двухвалентные металлы полностью осаждаются в виде карбонатов, а остающиеся в растворе соли натрия употреблению мыла не мешают.

Из изложенного следует, что содой можно пользоваться для Устранения и временной и постоянной жесткости, а гидроокисью кальция – только для устранения временной. Тем не менее в технике стараются применять именно Са (ОН)₂ , что обусловлено гораздо большей дешевизной этого продукта сравнительно с содой.

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов - бесцветные вещества, легко растворимые в воде. Сульфиды большинства других металлов нерастворимы или очень слабо растворимы в воде, и осаждение их в разных условиях составляет важную часть обычной схемы качественного анализа а ионы металлов. [1]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов - бесцветные вещества, легко растворимые в воде. Сульфиды большинства других металлов нерастворимы или очень слабо растворимы в воде, и осаждение их при различных условиях составляет важную часть обычной схемы качественного анализа на ионы этих металлов. [2]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов бесцветны. Сульфиды тяжелых металлов, напротив, в большинстве случаев интенсивно окрашены, часто черные. [3]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов бесцветны. Многие сульфиды окрашены: PbS, CuS, CoS, NiS - черного цвета; CdS - желтого цвета; ZnS - белого цвета. На различной растворимости и окраске сульфидов тяжелых металлов основан сероводородный метод качественного анализа катионов. [4]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов легко разлагаются с выделением сероводорода при действии слабых кислот. Чем менее сульфид растворим в воде, тем хуже он реагирует с кислотой. [5]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов - бесцветные вещества, легко растворимые в воде. Сульфиды большинства других металлов нерастворимы или очень слабо растворимы в воде, и осаждение их при различных условиях составляет важную часть обычной схемы качественного анализа растворов, содержащих ионы этих металлов. [7]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов ( Са, Sr, Ba) растворимы в воде. В растворе они гидролизуются по схеме, обычной для солей, образованных многовалентным анионом слабой кислоты. Растворимость сульфидов кальция, стронция и бария обусловлена именно этим обстоятельством. [8]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов ( Са, Sr, Ва) растворимы в воде. В растворе они гидролизуются по схеме, обычной для солей, образованных многовалентным анионом слабой кислоты. Растворимость сульфидов кальция, стронция и бария обусловлена именно этим обстоятельством. [9]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов окисляются различными окислителями при различных температурах как в присутствии воды, так и без нее, обычно до сульфатов. Сульфиды металлов В-групп окисляются лишь с большим трудом при высокой температуре. [10]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов в чистом виде бесцветны; полисульфиды имеют цвет от желтого до оранжево-красного, причем тем темнее, чем выше содержание серы. Желтый сульфид аммония, используемый в качественном анализе, также представляет собой смесь полисульфидов. Низшие полисульфиды ( до тетрасуль-фидов) наиболее устойчивы. Высшие легко выделяют серу даже при простом растворении в сероуглероде. [11]

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов бесцветны. Сульфиды тяжелых металлов, напротив, в большинстве случаев интенсивно окрашены, часто черные. [12]

Только сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов растворяются в воде; в водном растворе они сильно гидролизуются. [14]

Растворимы лишь сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов и аммония. [15]

Сульфиды щелочноземельных металлов получают сульфированием карбонатов металлов смесью серы и крахмала в присутствии различных солевых смесей или сульфированием окислов сероуглеродом [ 3, с. Теллурид цинка и кадмия синтезируют в основном методом сплавления компонентов [ 5, с. Известен способ получения бинарных соединений из паров компонентов, пригодный для всех халькогенидов элементов II группы [7], но он еще не нашел широкого применения. [2]

Сульфиды щелочноземельных металлов в водном растворе практически нацело гидролизуются. В результате гидролиза получаются хорошо растворимые гидросульфиды. [3]

Сульфиды щелочноземельных металлов термически устойчивы, так как их теплоты образования достаточно высоки. [4]

На воздухе сульфиды щелочноземельных металлов окисляются. Пропусканием струи воздуха сквозь водную суспензию CaS по реакции 2Са8 НгО 2Ог Са ( ОН) а Са52Оз может быть получен тиосульфат кальция. Он очень хорошо растворим в воде. При переходе к стронцию и затем барию растворимость тиосуль-фатов сильно снижается ( ср. [5]

На воздухе сульфиды щелочноземельных металлов окисляются. Пропусканием струи воздуха сквозь водную суспензию CaS по реакции 2CaS Н2О - f - 2О2 Ca ( OH) 2 CaSjO3 может быть получен тиосульфат кальция. Он очень хорошо растворим в воде. При переходе к стронцию и затем барию растворимость тиосуль-фатов сильно снижается ( ср. [6]

Ширина запрещенной зоны сульфидов щелочноземельных металлов не измерена, но по данным Лендера [118], она значительно больше 3 эв. [7]

Люминофоры на основе сульфидов щелочноземельных металлов имеют глубокие электронные ловушки, что позволяет получать наиболее длительное послесвечение. В качестве активаторов в этих люминофорах используют тяжелые металлы Bi, Си, РЬ, Ми, а также редкоземельные элементы. Основной недостаток люминофоров на основе сульфидов щелочноземельных металлов - их гидролитическое разложение влагой воздуха, при котором теряются их люминесцентные свойства. [8]

Люминофоры на основе сульфидов щелочноземельных металлов синтезируют как из заранее приготовленных сульфидов, так и путем прокаливания смесей соответствующих карбонатов с активатором, серой, плавнями и восстановителем. В качестве восстановителя чаще всего применяют крахмал. [10]

При масс-спектрометр ическом изучении сульфидов щелочноземельных металлов [116] вычислена энергия диссоциации SrS в газообразном состоянии, равная 74 1 4 5 ккал / моль, и теплота испарения, равная 148 0 5 ккал / моль. [11]

При масс-спектрометрическом изучении состава паров сульфидов щелочноземельных металлов [116] определены следующие термодинамические свойства BaS: энергия диссоциации 94 7 5 ккал / моль, теплота испарения 122 5 ккал / моль. [13]

Этот же метод используют для получения сульфидов щелочноземельных металлов . [14]

При использовании в качестве восстановителя сульфитов и сульфидов щелочноземельных металлов ( Са, Ва) образуются труднорастворимые сульфаты; после того как они выпадают в осадок, получается чистый раствор бромистой соли. Применение растворов сульфитов и тиосульфатов щелочных металлов нерационально, поскольку продукты реакций нужно подвергать раскристал-лизации. [15]

Нормальные соли сероводородной кислоты называются сернистыми, или сульфидами, кислые - кислыми сернистыми, или гидросульфидами. Сульфиды щелочных, щелочноземельных металлов и аммония растворимы в воде, остальные сульфиды в воде нерастворимы. [31]

Характерной особенностью сульфидов является их цвет. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов бесцветны, сульфиды тяжелых металлов окрашены в различные цвета, например, сульфиды железа, кобальта, никеля, серебра, ртути, свинца, висмута окрашены в буро-черный цвет, цинка и германия - в белый, марганца - в телесный, кадмия, олова и мышьяка - в желтый, сурьмы - в оранжевый. Этим пользуются в аналитической химии для распознавания отдельных катионов в растворах солей. [32]

Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. [33]

Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов также растворимы в воде. [34]

Важнейший сульфан - сероводород H2S; он насыщает воду до концентрации 0 1 моль / л ( сероводородная вода); растворы сероводорода - кислотные вследствие протолиза. Растворы средних и кислых сульфидов щелочных, щелочноземельных металлов и аммония, наоборот, сильнощелочные. Большинство сульфидов тяжелых металлов практически нерастворимо в воде. [35]

Многие сульфиды представляют собой малорастворимые соединения. Растворимы лишь сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов и ам мония. [36]

Средние соли называются сульфидами, а кислые - бисуль-фидами. В воде растворимы только сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов . [37]

Известны два ряда соединений серы с металлами - сульфиды и полисульфиды. Все сульфиды, исключая сульфиды щелочных, щелочноземельных металлов и аммония, нерастворимы в воде. Сульфиды тяжелых металлов окрашены в различные цвета, например CuS, PbS, Ag2S - черные, ZnS - белый, MnS - телесный, CdS, SnS - желтые, ЗЬзЗз - оранжевый. [38]

Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию и всегда пахнут сероводородом. Растворимых сульфидов немного, хорошо растворимы только сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов , а также сульфид аммония. Большинство других двухзарядных катионов с относительно небольшим двухза-рядным ионом серы S2 - образуют прочные ионные ( или атомные) кристаллические решетки, и такие сульфиды практически нерастворимы. [41]

Сероводородная кислота образует два ряда солей: нормальные и кислые. Из нормальных солей в воде растворяются только сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов и сульфид аммония. Остальные сульфиды не растворимы в воде, а некоторые, например CuS, Ag2S, PbS, не растворяются также и в большинстве кислот. [42]

Сульфиды тяжелых металлов настолько мало растворимы в воде, что гидролиз не может происходить. Большинство из них окрашено, в то время как сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов бесцветны. [43]

Соли сероводородной кислоты называются сульфидами. Растворимые в воде сульфиды сильно гидролизуются, причем растворы сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов показывают сильно щелочную реакцию. [44]

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

Читайте также: