Регистрация

Версия для слабовидящих
Дети — это завтрашние судьи наши, это критики наших воззрений, деяний, это люди, которые идут в мир на великую работу строительства новых форм жизни
Максим Горький
Сертификат владельца сайта
Сертификат владельца сайта http://www.kuksova-irina.ru/
Центр дистанционного образования

 

 

 

 
Мир олимпиад

ФГОС урок

Высшая школа делового администрирования

Установите себе наш баннер

Показать код баннера
Сейчас на сайте: 55
Школа "Карьера"
Проголосуй за наш сайт
Оцените мой сайт





Результаты
счетчик посещений
Банк Интернет-портфолио учителей
Периодическая таблица
Таблица растворимости
Праздники сегодня

Щелочноземельные металлы. Кальций и его соединения. Жёсткость и способы её устранения

На данном уроке будут рассмотрены свойства элементов IIА группы и образуемых ими веществ. Изучение данной темы проводится по плану: свойства химических элементов, их нахождение в природе, химические свойства простых веществ, свойства и применение сложных веществ.

I. Характеристика ЩЗМ

Во IIА груп­пу вхо­дят бе­рил­лий, маг­ний, каль­ций, строн­ций, барий и радий. По­след­ние че­ты­ре эле­мен­та по­лу­чи­ли на­зва­ние ще­лоч­но­зе­мель­ных. Такое на­зва­ние обу­слов­ле­но тем, что эти эле­мен­ты встре­ча­ют­ся в при­ро­де в со­ста­ве ми­не­ра­лов-кар­бо­на­тов, про­ка­ли­ва­ние ко­то­рых и даль­ней­шее рас­тво­ре­ние по­лу­чен­ных про­дук­тов при­во­дит к об­ра­зо­ва­нию ще­лоч­но­го рас­тво­ра. От­сю­да и на­зва­ние «ще­лоч­ные земли».

У ато­мов хи­ми­че­ских эле­мен­тов IIА груп­пы на внеш­нем слое на­хо­дит­ся по 2 элек­тро­на. В хи­ми­че­ских ре­ак­ци­ях атомы этих эле­мен­тов вы­сту­па­ют в ка­че­стве вос­ста­но­ви­те­лей, от­да­вая внеш­ние элек­тро­ны и пре­вра­ща­ясь в ионы с за­ря­дом «2+». Ще­лоч­но­зе­мель­ные ме­тал­лы и их соли окра­ши­ва­ют пламя в раз­ные цвета: на­при­мер, каль­ций – в кир­пич­но-крас­ный, строн­ций – в крас­ный, барий – в зе­ле­ный.

Окрашивание пламени солями элементов группы IIА: а- солью кальция, б – солью стронция, в- солью бария.

Рис. 1. Окра­ши­ва­ние пла­ме­ни со­ля­ми эле­мен­тов груп­пы IIА: а- солью каль­ция, б – солью строн­ция, в- солью бария

II. Нахождение в природе


В виде про­стых ве­ществ эле­мен­ты IIА груп­пы в при­ро­де не встре­ча­ют­ся. Самые рас­про­стра­нен­ные из них – каль­ций и маг­ний – встре­ча­ют­ся в при­ро­де в со­ста­ве ми­не­ра­лов, со­дер­жа­щих, как пра­ви­ло, кар­бо­на­ты и суль­фа­ты этих эле­мен­тов. Также соли каль­ция и маг­ния со­дер­жат­ся в прес­ной и мор­ской воде.

Радий – ра­дио­ак­тив­ный эле­мент. В при­ро­де он встре­ча­ет­ся в со­ста­ве ми­не­ра­лов урана.

Важнейшие минералы:

Be

3BeO • Al2O3 • 6SiO2 – берилл

Mg

MgCO3 – магнезит

CaCO3 • MgCO3 – доломит

KCl • MgSO4 • 3H2O – каинит

KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит 

MgCl2·6H2O - бишофит

Ca

CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)

Ca3(PO4)2 – апатит, фосфорит

CaSO4 • 2H2O – гипс

CaSO4 – ангидрит

CaF2 – плавиковый шпат (флюорит)

Sr

SrSO4 – целестин

SrCO3 – стронцианит 

Ba

BaSO4 – барит

BaCO3 – витерит

III. Получение


1. Бериллий получают восстановлением фторида:

 BeF2 + Mg  t˚C→ Be + MgF2

2. Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al  t˚C→ 3Ba + Al2O3

3. Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

 Т.к. металлы данной подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют CaCl2 (c добавкой CaF2 для снижения температуры плавления)

CaCl2=Ca+Cl2

IV. Физические свойства и применение


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

ПРИМЕНЕНИЕ

Бериллий

(Амфотерен)

Магний

Ca, Sr, Ba, Ra

1. Изготовление теплозащитных конструкций для косм. кораблей (жаропрочность, теплоёмкость бериллия)

2. Бериллиевые бронзы (лёгкость, твёрдость, жаростойкость, антикоррозионность сплавов, прочность на разрыв выше стали, можно прокатывать в ленты толщиной 0,1 мм)

3. В атомных реакторах, рентгенотехнике, радиоэлектронике

4. Сплав Be, Ni, W- в Швейцарии делают пружины для часов

Но Be –хрупок, ядовит и  очень дорогой

1. Получение металлов – магнийтермия (титан, уран, цирконий и др)

2. Для получения сверхлёгких сплавов (самолётостроение, производство автомобилей)

3. В оргсинтезе

4. Для изготовления осветительных и зажигательных ракет.

1. Изготовление свинцово-кадмиевых сплавов, необходимых при производстве подшипников.

2. Стронций – восстановитель в производстве урана.

Люминофоры - соли стронция.

3. Используют в качестве геттеров, веществ для создания вакуума в электроприборах.

Кальций

Рисунок 1

Рисунок 2

Получение редких металлов, входит в состав сплавов.

Барий

Газопоглотитель в электронно-лучевых трубках.

Радий

Рентгенодиагностика, исследовательские работы.

V. Химические свойства


1. Очень реакционноспособны, сильные восстановители. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

2. Обладают положительной степенью окисления +2.

3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.

4. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.

5. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.

1. Реакция с водой

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде, но с горячей водой магний образует основание Mg(OH)2.

В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:

Ве + H2O → ВеO+ H2­

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2­ 

2. Реакция с кислородом

Все металлы образуют оксиды RO, барий образует пероксид – BaO2

2Mg + O2 → 2MgO

Ba + O2 → BaO2

Опыт: "Горение кальция на воздухе"

3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения: 

Be + Cl2 → BeCl2 (галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N2 → Mg3N2 (нитриды)

Ca + H2 → CaH2 (гидриды)

Ca + 2C → CaC2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфиды) 

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами. 

4. Все металлы растворяются в кислотах: 

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2­

Mg + H2SO4(разб.) →  MgSO4 + H2­ 

Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей: 

Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2­

5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:

Ca2+ - темно-оранжевый

Sr2+- темно-красный

Ba2+ - светло-зеленый

Катион Ba2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Ba2+ + SO42- → BaSO4↓ 

Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

 VI. Соединения щелочноземельных металлов


Оксиды щелочноземельных металлов

 Получение

1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO3  t˚C→ CaO + CO2­

2Mg(NO3)2  t˚C→ 2MgO + 4NO2­ + O2­

Химические свойства

Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO и MgO), кислотными оксидами и кислотами

СаO + H2O →  Са(OH)2

3CaO + P2O5 →  Ca3(PO4)2

BeO + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

 BeO + 2NaOH + H2O →  Na2[Be(OH)4]

Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2

Получение

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Ba + 2H2O  →  Ba(OH)2 + H2­

CaO (негашеная известь) + H2O →  Ca(OH)2 (гашеная известь) 

Видео-опыт: “Взаимодействие негашеной извести с водой”

Химические свойства

Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:

Be(OH)2 – амфотерный гидроксид

Mg(OH)2 – слабое основание

Са(OH)2- щелочь

остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).

1) Реакции с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + СO2 → CaСO3↓ + H2O

Опыт: “Качественная реакция на углекислый газ”

Ba(OH)2 + SO2 → BaSO3↓ + H2O

2) Реакции с кислотами:

Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O

3) Реакции обмена с солями:

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓+ 2KOH

4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:

Be(OH)2 + 2NaOH → Na2[Be(OH)4]

Опыт: “Жесткость воды”

Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная  (постоянная)  жесткость– хлоридов и сульфатов.

Общая жесткость водырассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.

Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+

Опыт: “Способы устранения жёсткости воды”

1) Кипячением: Сa(HCO3)2  t˚C→ CaCO3↓+ CO2­ + H2O

Mg(HCO3)2  t˚C→ MgCO3↓+ CO2­ + H2O

2) Добавлением известкового молока:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  →  2CaCO3↓ + 2H2O

3) Добавлениемсоды:

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 →CaCO3↓+ 2NaHCO3

CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4

MgCl2 + Na2CO3 → MgCO3↓ + 2NaCl

4) Пропусканием через ионнообменную смолу

а) катионный обмен:

2RH + Ca2+ → R2Ca + 2H+

б) анионный обмен:

2ROH + SO42- → R2SO4 + 2OH-

(где R - сложный органический радикал)

VII. Тренажеры


Тренажёр №1: " Строение атомов элементов главной подгруппы II группы и изменение свойств атомов с увеличением порядкового номера элемента"

Тренажёр №2: " Уравнения реакций магния и щелочноземельных металлов с кислородом"

Тренажёр №3: "Уравнения реакций, характеризующих химические свойства оксидов магния и щелочноземельных металлов"

Тренажёр №4: "Характеристика реакции гидроксида кальция с соляной кислотой"

Тренажёр №5: "Характеристика кальция по положению в Периодической системе Д. И. Менделеева"

VIII. Задания для закрепления


Задание №1. Используя дополнительные источники и учебник, заполните таблицу «Соединения кальция»

Название вещества

Химическая формула

Физические свойства

Практическое значение

Гашёная известь

 

 

 

Негашёная известь

 

 

 

Известковое молоко

 

 

 

Известковая вода

 

 

 

Гипс природный

 

 

 

Жжёный гипс

 

 

 

Задание №2. Составьте уравнения реакций для осуществления следующих превращений:
Ca -> CaO -> Ca(OH)2 -> CaCO3 -> CaO -> CaCl2 -> Ca3(PO4)2
Уравнение последней реакции запишите не только в молекулярном, но и в ионном виде.

Задание №3. Дайте характеристику КАЛЬЦИЮ по плану:
1. Положение в ПСХЭ
2. Строение атома
3. Физические свойства
4. Получение
5. Химические свойства (запишите УХР кальция с кислородом, серой, соляной кислотой, водой, водородом, хлором)
6. Применение кальция.

ЦОРы


Опыт: "Горение кальция на воздухе"

Видео-опыт: “Взаимодействие негашеной извести с водой”

Опыт:Качественная реакция на углекислый газ”

Опыт:“Жесткость воды”

Опыт: “Способы устранения жёсткости воды”

Документы (всего: 1)
Документы (всего: 1)