Щелочные и щёлочноземельные металлы. Алюминий

Строение атомов, свойства простых веществ и важнейших соединений, жёсткость воды, амфотерность алюминия

Общая характеристика щелочных металлов

К щелочным металлам относят элементы IA группы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне только один электрон (ns¹), который они отдают крайне легко, поэтому во всех соединениях щелочные металлы проявляют единственную степень окисления +1. Это самые активные металлы периодической системы: их активность (способность отдавать электрон) растёт вниз по группе по мере увеличения радиуса атома и удаления валентного электрона от ядра. Щелочные металлы — мягкие (режутся ножом), лёгкие, серебристо-белые вещества с низкой температурой плавления, хранят их под слоем керосина или в запаянных ампулах, поскольку на воздухе они мгновенно окисляются.

Химические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы бурно реагируют почти со всеми неметаллами уже при обычных условиях. С кислородом натрий образует пероксид, а не обычный оксид:

$2 N a + O_{2} \to {N a}_{2} O_{2}$

(литий при этом образует обычный оксид Li₂O, а калий, рубидий и цезий — надпероксиды состава MeO₂; обычный оксид Na₂O получают косвенным путём). С водой все щелочные металлы реагируют бурно, с выделением водорода и образованием щёлочи — отсюда и название группы:

$2 K + {2 H}_{2} O \to 2 K O H + H_{2} ↑$

Реакция настолько экзотермична, что выделяющийся водород обычно воспламеняется. С галогенами, серой и водородом щелочные металлы также реагируют напрямую при обычных условиях или слабом нагревании, образуя соответственно галогениды, сульфиды и гидриды (например, NaH — гидрид натрия, где водород имеет степень окисления −1).

Важнейшие соединения натрия и калия

Гидроксид натрия NaOH (едкий натр) и гидроксид калия KOH (едкое кали) — сильные щёлочи, хорошо растворимые в воде с сильным выделением тепла; широко применяются в мыловарении, производстве бумаги и как лабораторные реактивы. Карбонат натрия Na₂CO₃ (кальцинированная сода) и гидрокарбонат натрия NaHCO₃ (питьевая сода) — важнейшие технические соли: карбонат натрия применяют в стекольной и мыловаренной промышленности, а гидрокарбонат — в пищевой промышленности и медицине. Обе соли реагируют с кислотами с выделением углекислого газа:

${N a H C O}_{3} + H C l \to N a C l + H_{2} O + {C O}_{2} ↑$

Общая характеристика щёлочноземельных металлов

К щёлочноземельным металлам в узком смысле относят кальций, стронций, барий и радий (элементы IIA группы, начиная с кальция); часто в эту же группу для удобства включают и магний, хотя строго щёлочноземельным он не является, а бериллий по свойствам заметно отличается от остальных элементов группы (проявляет амфотерные черты). Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне два электрона (ns²) и в соединениях проявляют степень окисления +2. Активность щёлочноземельных металлов также растёт вниз по группе, но при равном номере периода они несколько менее активны, чем соседние щелочные металлы (отдать два электрона труднее, чем один).

Химические свойства щёлочноземельных металлов

Кальций, стронций и барий энергично реагируют с водой уже при обычных условиях, образуя гидроксиды и водород:

$C a + {2 H}_{2} O \to C a {(O H)}_{2} + H_{2} ↑$

Магний реагирует с холодной водой крайне медленно (защищён тонкой оксидной плёнкой), но бурно — с горячей водой и паром. С кислородом кальций и магний образуют обычные оксиды CaO и MgO; горящий магний настолько активен, что продолжает гореть даже в атмосфере углекислого газа, отнимая у него кислород:

$2 M g + {C O}_{2} \to 2 M g O + C$

(поэтому магниевые пожары нельзя тушить углекислотными огнетушителями). Все металлы этой группы активно реагируют с разбавленными кислотами-неокислителями, вытесняя водород.

Важнейшие соединения кальция

Оксид кальция CaO (негашёная известь) получают обжигом известняка и используют для получения гидроксида кальция реакцией с водой (реакция гашения извести, сильно экзотермична):

$C a O + H_{2} O \to C a {(O H)}_{2}$

Гидроксид кальция Ca(OH)₂ (гашёная известь) — умеренно растворимое основание; его насыщенный раствор называют известковой водой и используют как качественный реактив на углекислый газ: при пропускании CO₂ раствор мутнеет из-за образования нерастворимого карбоната кальция, а при избытке CO₂ муть растворяется из-за образования растворимого гидрокарбоната:

$C a {(O H)}_{2} + {C O}_{2} \to {C a C O}_{3} ↓ + H_{2} O$

${C a C O}_{3} + {C O}_{2} + H_{2} O \to C a {({H C O}_{3})}_{2}$

Карбонат кальция CaCO₃ — один из самых распространённых минералов земной коры (мел, мрамор, известняк), основа производства цемента и строительной извести.

Жёсткость воды и способы её устранения

Жёсткостью воды называют совокупность свойств воды, обусловленных присутствием в ней растворённых солей кальция и магния (главным образом гидрокарбонатов, а также сульфатов и хлоридов). Различают временную (карбонатную) жёсткость, вызванную растворёнными гидрокарбонатами Ca(HCO₃)₂ и Mg(HCO₃)₂, и постоянную жёсткость, вызванную сульфатами и хлоридами этих металлов. Временную жёсткость устраняют кипячением — при нагревании неустойчивый гидрокарбонат разлагается с образованием нерастворимого осадка (накипи):

$C a {({H C O}_{3})}_{2} \to (t °) {C a C O}_{3} ↓ + H_{2} O + {C O}_{2} ↑$

Постоянную жёсткость кипячением устранить нельзя — её убирают добавлением соды (осаждение ионов Ca²⁺ и Mg²⁺ в виде нерастворимых карбонатов) или методом ионного обмена на специальных смолах. Жёсткая вода образует накипь в котлах и чайниках, снижает эффективность моющих средств и мыла.

Алюминий: строение атома и положение в периодической системе

Алюминий — элемент IIIA группы третьего периода, самый распространённый металл земной коры. Электронная конфигурация внешнего слоя атома алюминия — 3s²3p¹, во всех устойчивых соединениях алюминий проявляет степень окисления +3. Это лёгкий (плотность 2,7 г/см³), серебристо-белый, пластичный металл с хорошей электро- и теплопроводностью, широко применяемый в авиастроении, электротехнике и производстве упаковки благодаря низкой плотности и коррозионной стойкости.

Химические свойства алюминия

На воздухе алюминий мгновенно покрывается тонкой, но очень плотной и прочной оксидной плёнкой Al₂O₃, которая защищает металл от дальнейшего окисления, поэтому в обычных условиях алюминий выглядит химически малоактивным, хотя на самом деле стоит в ряду напряжений левее водорода, среди активных металлов. Если оксидную плёнку удалить (например, механически или амальгамированием), алюминий бурно реагирует с водой:

$2 A l + {6 H}_{2} O \to 2 A l {(O H)}_{3} + {3 H}_{2} ↑$

Алюминий активно реагирует с разбавленными кислотами-неокислителями, вытесняя водород:

$2 A l + 6 H C l \to {2 A l C l}_{3} + {3 H}_{2} ↑$

Однако с холодными концентрированными серной и азотной кислотами алюминий не реагирует — происходит пассивация: на поверхности металла образуется ещё более плотная защитная оксидная плёнка, поэтому такие кислоты перевозят в алюминиевых цистернах.

Амфотерность оксида и гидроксида алюминия

Важнейшая химическая особенность алюминия — амфотерность его оксида и гидроксида: они проявляют свойства и кислот, и оснований, реагируя как с кислотами, так и со щелочами.

${A l}_{2} O_{3} + 6 H C l \to {2 A l C l}_{3} + {3 H}_{2} O$

${A l}_{2} O_{3} + 2 N a O H \to {2 N a A l O}_{2} + H_{2} O$

(при сплавлении с твёрдой щёлочью; в водном растворе избытка щёлочи образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)₄]). Так же двойственно ведёт себя и гидроксид алюминия:

$A l {(O H)}_{3} + 3 H C l \to {A l C l}_{3} + {3 H}_{2} O$

$A l {(O H)}_{3} + N a O H \to N a [A l {(O H)}_{4}]$

Амфотерность объясняется промежуточным характером связи Al–O: она достаточно ковалентна, чтобы гидроксид мог вести себя и как слабая кислота (отщепляя H⁺ от связи O–H), и как слабое основание (отщепляя OH⁻ от связи Al–O).

Получение алюминия

Промышленно алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия Al₂O₃ (глинозёма) в расплавленном криолите Na₃AlF₆ (криолит существенно понижает температуру плавления смеси, делая процесс энергетически выгодным, поскольку чистый Al₂O₃ плавится только при температуре около 2050 °C):

${2 A l}_{2} O_{3} \to (э л е к т р о л и з, р а с п л а в в к р и о л и т е) 4 A l + {3 O}_{2}$

Этот способ (процесс Холла — Эру) остаётся основным промышленным методом получения алюминия и по сей день, несмотря на большие затраты электроэнергии.

Пример 1: реакция алюминия со щёлочью

Задание. Составьте уравнение реакции алюминия с раствором гидроксида натрия и укажите, какую роль в ней играет алюминий.

Решение. При взаимодействии алюминия с раствором щёлочи сначала растворяется защитная оксидная плёнка (Al₂O₃ + NaOH + … → комплексная соль), после чего обнажённый металл реагирует с водой, а образующийся Al(OH)₃ тут же растворяется в избытке щёлочи, реакция идёт с выделением водорода. Суммарное уравнение:

$2 A l + 2 N a O H + {6 H}_{2} O \to 2 N a [A l {(O H)}_{4}] + {3 H}_{2} ↑$

Ответ. Алюминий в этой реакции — восстановитель (Al⁰−3e⁻→Al⁺³), окислителем служит вода (2H⁺+2e⁻→H₂, где H⁺ формально из воды).

Пример 2: расчётная задача на жёсткость воды

Условие. При кипячении 1 л воды, содержащей растворённый гидрокарбонат кальция, выпало 0,2 г осадка карбоната кальция. Вычислите массу гидрокарбоната кальция, содержавшегося в исходной воде.

Решение. Запишем уравнение разложения гидрокарбоната кальция при кипячении: Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑. По уравнению реакции n(Ca(HCO₃)₂) = n(CaCO₃). Молярная масса CaCO₃ равна 100 г/моль, найдём количество вещества осадка:

$n ({C a C O}_{3}) = \frac{m}{M} = \frac{0,2}{100} = 0,002 м о л ь$

Значит n(Ca(HCO₃)₂) = 0,002 моль. Молярная масса Ca(HCO₃)₂ = 40+2·(1+12+48) = 40+2·61 = 162 г/моль. Найдём искомую массу:

$m (C a {({H C O}_{3})}_{2}) = n \cdot M = 0,002 \cdot 162 = 0,324 г$

Ответ. Масса гидрокарбоната кальция в исходной воде составляла 0,324 г.

Типичные ошибки

Частая ошибка — считать, что алюминий из-за оксидной плёнки химически неактивен: на самом деле он стоит среди активных металлов ряда напряжений, а инертность проявляет лишь в обычных условиях благодаря именно защитной плёнке. Другая ошибка — забывать об амфотерности алюминия и его соединений и не учитывать его реакцию со щелочами наравне с кислотами. Также часто путают временную и постоянную жёсткость воды: важно помнить, что кипячением устраняется только временная (карбонатная) жёсткость.

Краткий словарь терминов

Щелочные металлы — элементы IA группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), образующие сильные растворимые щёлочи.

Щёлочноземельные металлы — элементы IIA группы, начиная с кальция, образующие умеренно растворимые или растворимые гидроксиды.

Амфотерность — способность вещества проявлять свойства и кислоты, и основания в зависимости от партнёра по реакции.

Пассивация — образование на поверхности металла плотной защитной оксидной плёнки, прекращающей дальнейшую реакцию.

Жёсткость воды — свойство воды, обусловленное присутствием растворённых солей кальция и магния.

Заключение

Щелочные и щёлочноземельные металлы демонстрируют наиболее ярко выраженные металлические, восстановительные свойства, тогда как алюминий — характерный пример металла с амфотерными свойствами, занимающего промежуточное положение между типичными металлами и неметаллами. Эти темы завершают рассмотрение общих и групповых закономерностей неорганической химии металлов, изученных в данной серии статей — от реакций ионного обмена и равновесия в растворах до электрохимических процессов и свойств конкретных групп элементов.