§44. Magnesium. Erdalkalimetalle
Lektion Nr. 41
Thema: Vergleichende Eigenschaften von Calcium und Magnesium und ihren Verbindungen
Das Ziel des Unterrichts: lernen Sie die wichtigsten Verbindungen von Ca und Mg kennen, finden Sie sie in der Natur, ihre Anwendung.
Aufgaben:
Lehrreich:
Den Studierenden Vertreter der Verbindungen der Metalle Ca und Mg vorstellen.
Bringen Sie den Schülern weiterhin bei, wie man das Periodensystem verwendet.
Verbesserung der Fähigkeiten zum Erstellen von Gleichungen chemischer Reaktionen.
Förderung der Entwicklung praktischer Fähigkeiten bei der Arbeit an einem interaktiven Whiteboard.
Lehrreich:
Zeigen Sie die Bedeutung von chemischem Wissen für die moderne Hightech-Produktion und die erfolgreiche Adaption zukünftiger Fachkräfte in der modernen Gesellschaft auf.
Lehrreich:
Tragen Sie zur Weiterentwicklung eines nachhaltigen Interesses an chemischer Wissenschaft und Praxis bei.
Entwickeln Sie das Gedächtnis und die Aufmerksamkeit der Schüler.
Ausrüstung:PSHE, Lehrbuch
Während des Unterrichts:
Org-Moment
Wissensupdate:
Schriftlich:
Umwandlungen durchführen: Na→Na 2 O 2 →Na 2 O→NaOH→Na 3 PO 4 →NaNO 3.. Geben Sie die Reaktionstypen an. №3,5 Seite 151
Oral: die Struktur von Natrium- und Kaliumatomen
Physikalische und chemische Eigenschaften, siehe d \ z Nr. 6 S. 151
Vor Ort: Nr. 7 S. 151
Neues Material lernen
Magnesium.
In der Natur Magnesium - Berge von Dolomit
Haufen in Bergketten.
Bei Asbest ist er Talk und bei Magnesit
Im tiefen Blau des Meeres.
Er ist ein Symbol des irdischen Lebens
Auf dem blauen Planeten,
Schließlich ist Magnesium Photosynthese
Und das Leben des grünen Blattes.
Ohne Magnesium gibt es kein Chlorophyll
Und das Leben selbst
Er ist eine Wunderkraft
Darin der ganze Kreislauf des Lebens
Chemisch ist es energetisch
Und Chemiker halfen mehr als einmal
Bringen Sie es sogar in die Flamme eines Streichholzes
Es wird sofort aufflammen und ausbrennen.
Leichte Aluminiumlegierung
Er gibt die Marke "Elektron",
In eine von ihnen beflügelte Kohorte von Legierungen
Als Gleichgestellter tritt er ein.
Und du gehst in die Apotheke
Und überzeugen Sie sich selbst!
Dort ist Magnesium auch eine Berühmtheit
Immerhin ist er ein Abführsalz!
Kalzium.
Durchbrochene Massen schossen in die Höhe
Mauerwerk in geordneten Reihen,
Hier im Futter schlägt Marmor
Schattierungen ihrer Zärtlichkeit
Farbige Muschelschale,
Koralle, Muschellocke -
All dies ist ein vielseitiges Kalzium,
Er wird im Bau geehrt.
Für Tiere ist er ein verlässlicher Rahmen
In Verbindungen gibt.
Und schlägt auf das Furnier
Er uns an U-Bahn-Stationen.
Und wenn Kalzium unter dem Normalwert liegt
Wird uns im Blut liegen
Blutungen gefährlich
Sogar ein Kratzer droht.
Es gibt viel davon in der Erdkruste,
Viel Gips und Kalkstein.
Berge aus Kreide und Marmor bilden sich,
Im Meerwasser steckt es in den Knochen.
Vergleichende Eigenschaften von Calcium und Magnesium
| Der Aufbau des Atoms (2 Schüler an der Tafel) Wertigkeit 2 und CO +2
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| In der Natur sein Selbständiges Arbeiten mit dem Lehrbuch Seite 155, die wichtigsten Verbindungen aufschreiben | |||||||||||||
| Physikalische Eigenschaften Calcium ist ein silberweißes Metall, sehr leicht (ρ = 1,55 g / cm3), wie Alkalimetalle, aber unvergleichlich härter als sie und hat einen viel höheren Schmelzpunkt, gleich 851 0 C. | Weißmetall, leicht. An der Luft überzieht es sich schnell mit einem dünnen Oxidfilm, sodass es matt wird. Schmelzpunkt 651°C |
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| Chemische Eigenschaften Calcium ist wie die Alkalimetalle ein starkes Reduktionsmittel, was sich wie folgt schematisch darstellen lässt: gleiches gilt für Magnesium |
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| Verbindungserkennung Calciumverbindungen färben die Flamme ziegelrot. Calciummetall wird wie die Alkalimetalle üblicherweise unter einer Kerosinschicht gelagert. | Magnesiumverbindungen bilden bei Zugabe von Alkalien einen weißen gallertartigen Niederschlag Mg (OH) 2 |
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| Kassenbon: Calcium und Magnesium werden in der Industrie durch Elektrolyse von Salzschmelzen gewonnen. |
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| Die wichtigsten Verbindungen von Calcium und Magnesium Selbständiges Arbeiten mit dem Lehrbuch Seite 158 |
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Verankerung
Laborarbeit Nr. 6 durchführen
e\z Absatz 5.4 S. 155-162, Nr. 4 S. 162
Lektion Nr. 41
Thema: Vergleichende Eigenschaften von Calcium und Magnesium und ihren Verbindungen Das Ziel des Unterrichts: lernen Sie die wichtigsten Verbindungen von Ca und Mg kennen, finden Sie sie in der Natur, ihre Anwendung.Aufgaben: Lehrreich :
Den Studierenden Vertreter der Verbindungen der Metalle Ca und Mg vorstellen.
Bringen Sie den Schülern weiterhin bei, wie man das Periodensystem verwendet.
Verbesserung der Fähigkeiten zum Erstellen von Gleichungen chemischer Reaktionen.
Förderung der Entwicklung praktischer Fähigkeiten bei der Arbeit an einem interaktiven Whiteboard.
Lehrreich :
Zeigen Sie die Bedeutung von chemischem Wissen für die moderne Hightech-Produktion und die erfolgreiche Adaption zukünftiger Fachkräfte in der modernen Gesellschaft auf.
Lehrreich :
Tragen Sie zur Weiterentwicklung eines nachhaltigen Interesses an chemischer Wissenschaft und Praxis bei.
Entwickeln Sie das Gedächtnis und die Aufmerksamkeit der Schüler.
Ausrüstung:
PSHE, Lehrbuch
Während des Unterrichts:
Org-Moment
Wissensupdate:
Schriftlich:
Transformationen durchführen: Na→Na 2 Ö 2 →Na 2 O→NaOH→Na 3 PO 4 →NaNO 3.. Geben Sie die Arten von Reaktionen an. №3,5 Seite 151
Oral: die Struktur von Natrium- und Kaliumatomen
Physikalische und chemische Eigenschaften, siehe d \ z Nr. 6 S. 151
Vor Ort: Nr. 7 S. 151
Neues Material lernen
Magnesium.
In der Natur Magnesium - Berge von Dolomit
Haufen in Bergketten.
Bei Asbest ist er Talk und bei Magnesit
Im tiefen Blau des Meeres.
Er ist ein Symbol des irdischen Lebens
Auf dem blauen Planeten,
Schließlich ist Magnesium Photosynthese
Und das Leben des grünen Blattes.
Ohne Magnesium gibt es kein Chlorophyll
Und das Leben selbst
Er ist eine Wunderkraft
Darin der ganze Kreislauf des Lebens
Chemisch ist es energetisch
Und Chemiker halfen mehr als einmal
Bringen Sie es sogar in die Flamme eines Streichholzes
Es wird sofort aufflammen und ausbrennen.
Leichte Aluminiumlegierung
Er gibt die Marke "Elektron",
In eine von ihnen beflügelte Kohorte von Legierungen
Als Gleichgestellter tritt er ein.
Und du gehst in die Apotheke
Und überzeugen Sie sich selbst!
Dort ist Magnesium auch eine Berühmtheit
Immerhin ist er ein Abführsalz!
Kalzium.
Durchbrochene Massen schossen in die Höhe
Mauerwerk in geordneten Reihen,
Hier im Futter schlägt Marmor
Schattierungen ihrer Zärtlichkeit
Farbige Muschelschale,
Koralle, Muschellocke -
All dies ist ein vielseitiges Kalzium,
Er wird im Bau geehrt.
Für Tiere ist er ein verlässlicher Rahmen
In Verbindungen gibt.
Und schlägt auf das Furnier
Er uns an U-Bahn-Stationen.
Und wenn Kalzium unter dem Normalwert liegt
Wird uns im Blut liegen
Blutungen gefährlich
Sogar ein Kratzer droht.
Es gibt viel davon in der Erdkruste,
Viel Gips und Kalkstein.
Berge aus Kreide und Marmor bilden sich,
Im Meerwasser steckt es in den Knochen.
Vergleichende Eigenschaften von Calcium und Magnesium
Kalzium
Magnesium
Der Aufbau des Atoms (2 Schüler an der Tafel)
Wertigkeit 2 und CO +2
20 Ca 2e-, 8e-, 8e-, 2e-
…3s23p63d0/4s2
12 mg 2e-, 8e-, 2e-
1s2 / 2s22p6 / 3s2
In der Natur sein
Selbständiges Arbeiten mit dem Lehrbuch Seite 155, die wichtigsten Verbindungen aufschreiben
Physikalische Eigenschaften
Calcium ist ein silberweißes Metall, sehr leicht (ρ = 1,55 g / cm3), wie Alkalimetalle, aber unvergleichlich härter als sie und hat einen viel höheren Schmelzpunkt, gleich 851 0 C.
Weißmetall, leicht. An der Luft überzieht es sich schnell mit einem dünnen Oxidfilm, sodass es matt wird. Schmelzpunkt 651°C
Chemische EigenschaftenCalcium ist wie Alkalimetalle ein starkes Reduktionsmittel, das sich wie folgt schematisch darstellen lässt:
gleiches gilt für Magnesium
Verbindungserkennung
Calciumverbindungen färben die Flamme ziegelrot. Calciummetall wird wie die Alkalimetalle üblicherweise unter einer Kerosinschicht gelagert.
Magnesiumverbindungen bilden bei Zugabe von Alkalien einen weißen gallertartigen Niederschlag.mg( Oh)2
Kassenbon:
Calcium und Magnesium werden in der Industrie durch Elektrolyse von Salzschmelzen gewonnen.
CaCl2=Ca+Cl2
Die wichtigsten Verbindungen von Calcium und Magnesium
Selbständiges Arbeiten mit dem Lehrbuch Seite 158
Verankerung
Laborarbeit Nr. 6 durchführen
e\z Absatz 5.4 S. 155-162, Nr. 4 S. 162
Der Körper eines Erwachsenen enthält etwa 20 g Magnesiumkationen und 1000 g Calcium, die Hälfte der Magnesiumkationen und fast 99 % des Calciums befindet sich im Knochengewebe, der Rest in den Weichteilen. Der Tagesbedarf an Magnesiumkationen beträgt etwa 0,3 g, Calcium - 1 g, und bei Frauen während der Schwangerschaft steigt der Bedarf an Calciumkationen um das 3-4-fache.
Magnesium und Calcium sind Elemente der PA-Gruppe des Periodensystems. Die Atome der Elemente dieser Gruppe haben zwei Elektronen in der äußeren Schicht auf der s-Unterebene (12Mg: 3s 2; 20Ca: 4s 2), die sie in Verbindungen tendenziell an einen Partner abgeben. Dabei bilden sie zweifach geladene Mg 2+ - und Ca 2+ -Kationen mit der elektronischen Konfiguration des nächstliegenden Edelgases. Im Gegensatz zu Verbindungen der Gruppe IA-Elemente ändern sich die Eigenschaften von Verbindungen der PA-Gruppe jedoch stärker, wenn sie sich von oben nach unten bewegen. So sind Berylliumoxid und -hydroxid amphoter, Magnesiumoxid und -hydroxid weisen leicht basische Eigenschaften auf und sind in Wasser praktisch unlöslich, und Oxide und Hydroxide von Calcium, Strontium, Barium und Radium sind unter Bildung eines stark alkalischen Mediums in Wasser löslich und daher werden sie Erdalkalimetalle genannt.
Der Unterschied in den Eigenschaften von Magnesium- und Calciumkationen in einem wässrigen Medium ist mit einem Unterschied in der Dichte der positiven Ladung auf ihrer Oberfläche verbunden. Da das Mg 2+ -Kation einen kleineren Radius als Ca 2+ (66 bzw. 99 pm) hat, hydratisiert es besser und außerdem können seine freien Atomorbitale der äußeren Ebene, einschließlich der 3d-Orbitale, mit ihm wechselwirken einsame Elektronenpaare von Wassermolekülen , die ziemlich stabile Aquakomplexe bilden 2+ . Daher werden in der Hydrathülle des Magnesiumkations Wassermoleküle (t = 7 · 10 -5 s) viel stärker zurückgehalten als in der Hydrathülle des Calciumkations (t = 2 · 10 -8 s). Diese Daten zeigen eine größere Fähigkeit des Magnesiumkations, kovalente Bindungen zu bilden, verglichen mit dem Calciumkation. Insofern sind Magnesiumkationen im Gegensatz zu Calciumkationen hydrolysefähig
Obwohl die Komplexierungsfähigkeit des Magnesiumkations größer ist als die des Calciumkations, bildet Ca 2+ im Gegensatz zu den K + - und Na + -Kationen ziemlich starke Komplexe mit Aminosäuren und Proteinen. Darüber hinaus ist das Mg 2+ -Kation ein steiferer Komplexbildner und Ca 2+ ist weicher, daher "mag" Mg 2+ mehr sauerstoff- und phosphathaltige Liganden und Ca 2+ -sauerstoff- und stickstoffhaltige Liganden. Charakteristisch für diese Kationen ist die Neigung zur Komplexbildung unter den Bedingungen des Körpers.
Die Hauptmasse der Magnesiumkationen, die sich außerhalb der Knochen befindet, ist innerhalb der Zellen konzentriert. Magnesiumionen spielen eine wichtige Rolle bei der Aufrechterhaltung des osmotischen Drucks in den Zellen. Der Großteil des Magnesiums im Blut ist in ionisierter Form enthalten, d. h. in Form eines Aqua-Ions (55–60 %), etwa 30 % sind mit Proteinen assoziiert und 10–15 % sind Teil komplexer Verbindungen mit Phospholipiden und Nukleotide.
Magnesiumkationen sind aufgrund der Komplexbildung einer der Hauptaktivatoren enzymatischer Prozesse. So aktivieren sie die Enzyme der oxidativen Phosphorylierung, der DNA-Replikation und der Knochenmineralisierung. Außerdem werden mit Hilfe von Magnesiumkationen aus RNA und Proteinen Ribosomen gebildet und in ihnen der Prozess der Proteinsynthese aktiviert. In der intrazellulären Flüssigkeit bilden Mg 2+ -Ionen Komplexe mit ATP- und ADP-Anionen, die die aktive Form dieser Substrate sind, die zu ihrer aktiven Hydrolyse beitragen, begleitet von Energiefreisetzung, sowie die Teilnahme an Phosphorylierungsreaktionen:
Alle diese Daten weisen auf eine hohe Affinität von Mg2+-Kationen zu den Sauerstoffatomen von Phosphaten hin.
Gleichzeitig komplexieren Mg 2+ -Kationen auch mit Stickstoffatomen. So nimmt Mg 2+ im pflanzlichen Chlorophyll einen zentralen Platz im Porphyrinliganden ein und bildet mit seinen vier Stickstoffatomen vier Bindungen. Durch die Komplexbildung von Magnesium mit Proteinen werden viele Enzyme aktiviert.
Magnesiumionen unterdrücken die Regulationszentren der Atmung und der Blutgefäße im Gehirn, was zu einer Senkung des Blutdrucks führt. Sie helfen auch, Cholesterin aus dem Körper zu entfernen, die Darmmotilität und die Gallensekretion zu erhöhen.
Im Gegensatz zu Magnesiumionen sind Calciumkationen überwiegend in Interzellularflüssigkeiten konzentriert. Der Kalziumstoffwechsel im Körper wird durch die Hormone der Nebenschilddrüse und der Schilddrüse sowie Vitamin D gesteuert. Mit einer Abnahme der Konzentration von Ca 2+ -Ionen im Blutplasma wird das Hormon der Nebenschilddrüsen freigesetzt verstärkt wird, unter deren Einfluss Osteoklasten die Auflösung von Mineralverbindungen in den Knochen fördern, was den Ca 2+ -Gehalt im Blutplasma erhöht. Mit einem Anstieg des Ca 2+ -Spiegels im Blutplasma wiederum aktiviert das Schilddrüsenhormon die Arbeit der Osteoblasten, um Kalzium im Knochengewebe abzulagern. Die Aufnahme von Calcium aus der Nahrung wird durch dessen schlechte Resorption aufgrund der Bildung von praktisch unlöslichem Calciumphosphat Ca3 (P04) 2 und Calciumsalzen von Fettsäuren Ca (C n H2n + 1COO) 2 im Magen-Darm-Trakt erschwert. Vitamin D spielt eine wichtige Rolle bei der Aufnahme von Calcium aus Magen und Darm.
Der wichtigste mineralische Bestandteil des Knochengewebes ist Calciumhydrogenphosphat Ca5 (P0 4) 3OH (Hydroxoapatit). Knochengewebe hält die Konzentration von Ca 2+ -Ionen in biologischen Flüssigkeiten auf einem bestimmten Niveau, sodass es als Kalziumpuffer des Körpers betrachtet werden kann. Die Prozesse des Kalziumstoffwechsels, an denen Knochengewebe beteiligt ist, wurden ausführlich in Kap. 11.4.
Knochengewebe enthält geringe Mengen an Kationen fast aller im Körper vorkommenden Metalle und erfüllt die Funktion eines Mineralstoffdepots. Alle Elemente der PA-Gruppe sind in nennenswerten Mengen im Knochengewebe enthalten, von denen die Kationen Be 2+ , Sr 2+ und Ba 2+ zu pathologischen Veränderungen führen (Kap. 11.4). Von den zusätzlichen Anionen kann Knochengewebe Carbonat- und Fluoridionen enthalten, letztere sind Bestandteil des Zahnschmelzes (Ca5(P0 4) 3 F). Das Ersetzen der Hydroxo-Gruppe durch ein Fluoridanion erhöht die Härte erheblich und verringert die Löslichkeit von Knochengewebe.
Calciumionen sind an der Übertragung von Nervenimpulsen, der Muskelkontraktion, der Regulierung der Herzfrequenz sowie am Prozess der Blutgerinnung beteiligt, aktivieren die Umwandlung von Prothrombin in Thrombin und beschleunigen die Umwandlung von Fibrinogen in Fibrin, was die Blutplättchenaggregation fördert. Calciumkationen reduzieren die Erregbarkeit des Zentralnervensystems, so dass sich eine Abnahme ihres Gehalts im Körper in Krämpfen manifestiert. Calciumionen beeinflussen den Säure-Basen-Haushalt des Körpers, die Wirkung der endokrinen Drüsen und wirken zudem entzündungshemmend und antiallergisch. Sie sind biologische Antagonisten von Natrium-, Kalium- und Magnesiumionen.
Die Gesamtkonzentration an Calciumionen im Blutplasma beträgt 2,5 * 10 -3 M, davon sind 40 % an Komplexe mit Proteinen gebunden, 14 % an Komplexe mit Laktaten und Zitraten und 46 % liegen in ionisierter Form vor. Bei einer hohen Konzentration von ionisiertem Kalzium im Plasma (Hyperkalzämie) wird Natriumphosphat oral verabreicht, was die Aufnahme von Kalzium aus der Nahrung verhindert. Wenn die Plasmakonzentration 3,75 * 10 -3 übersteigt M, dann wird wegen der Gefahr eines Herzstillstands sofort eine Mischung aus Natrium- und Kaliumphosphat intravenös verabreicht. Zitronensäuresalze (Natriumcitrat) werden auch verwendet, um Kalzium zu binden, das die Blutgerinnung während seiner Konservierung an Bluttransfusionsstationen verhindert. In der Volksmedizin werden Zitronen zum Abbau von Salzablagerungen eingesetzt.
In der medizinischen Praxis werden die folgenden Verbindungen von Magnesium und Calcium verwendet.
MagnesiumoxidMgO(Magnesia), basisches MagnesiumcarbonatMg(OH)2 4MgC0 3 H 2 0(weiße Magnesia), KalziumkarbonatCaCO 3(ausgefällte Kreide) sind die wichtigsten Antazida, die verwendet werden, um den Säuregehalt von Magensaft zu reduzieren.
MagnesiumsulfatMgSO4 7Н 2 0(Bittersalz oder Magnesia) wird bei Bluthochdruck als Abführ- und Choleretikum sowie als Beruhigungsmittel für das Zentralnervensystem eingesetzt.
CalciumchloridCaCl2 6H 2 0 als entzündungshemmendes und antiallergisches Mittel, zur Linderung von Herz-Kreislauf-Krämpfen, zur Verbesserung der Blutgerinnung, bei Knochenbrüchen und Rheuma.
Organische Calciumverbindungen: Glutamin, Gluconat, Glycerophosphat, Adenosintriphosphat, Pantothenat und Pangamat Ca werden als allgemeine Tonika verwendet.
Gips2CaSO4* H 2 0 ist in der traumatologischen und zahnärztlichen Praxis weit verbreitet, da beim Mischen mit Wasser unlösliches CaS0 4 2H 2 0 entsteht:
Dadurch erfolgt eine schnelle Aushärtung mit etwas Volumenzunahme, was zur Fixierung bei Knochenbrüchen und zur Erzielung guter Abgüsse in der Zahnheilkunde dient.
1. Erklären Sie basierend auf der Position im Periodensystem und Vorstellungen über den Aufbau von Atomen, welche Eigenschaften Magnesium und Calcium gemeinsam haben. Schreiben Sie Gleichungen für die entsprechenden Reaktionen auf.
2. Im Periodensystem steht Calcium neben Kalium, aber seine chemischen Eigenschaften sind denen von Natrium näher, das sich in einer anderen Periode befindet. Besprechen Sie dieses Problem mit einem Mitbewohner.
Da Kalzium und Natrium haben im Vergleich zu Kalium ähnliche Elektronegativitätswerte.
3. Unter dem Einfluss der Umwelt wird Calcium in Calciumcarbonat umgewandelt. Schreiben Sie Gleichungen für die entsprechenden Reaktionen auf. 
4. Beim Kalzinieren von 50 kg reinem Calciumcarbonat nahm seine Masse um 4,4 kg ab. Wie viel Prozent Calciumcarbonat hat sich zersetzt? 
5. 8 g eines Metalls mit einer Oxidationsstufe von +2 wurden mit Wasser umgesetzt und 4,48 Liter Wasserstoff (n.o.) wurden freigesetzt. Bestimme die relative Atommasse eines Metalls und benenne sie. 
TESTS
1. Die Verteilung der Elektronen über die Schichten eines chemischen Elements, dessen Ladung +12 beträgt, ist wie folgt
2) 2, 8, 2
2. In der Mg-Ca-Sr-Ba-Reihe die Fähigkeit von Metallen, Elektronen abzugeben
1) verstärkt
3. Die Reaktion zwischen Magnesium und Salzsäure wird als Reaktion bezeichnet
4) Ersatz
Kapitel 14. Chemie der s-Elemente. Natrium und Kalium. Magnesium und Kalzium
14.1. Allgemeine Eigenschaften von Elementen der Gruppen IA und IIA
Gruppe IA umfasst Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium und Cäsium. Diese Elemente werden alkalische Elemente genannt. Zu dieser Gruppe gehört auch das künstlich gewonnene, wenig untersuchte radioaktive (instabile) Element Francium. Manchmal wird auch Wasserstoff in die IA-Gruppe aufgenommen (siehe Kapitel 10). Somit enthält diese Gruppe Elemente aus jeder der 7 Perioden.
Gruppe IIA umfasst Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium. Die letzten vier Elemente haben einen Gruppennamen - Erdalkalielemente.
Wenn man darüber spricht, wie oft Atome des einen oder anderen Elements in der Natur gefunden werden, weisen sie normalerweise auf ihre Verbreitung in der Erdkruste hin. Unter der Erdkruste versteht man Atmosphäre, Hydrosphäre und Lithosphäre unseres Planeten. In der Erdkruste kommen also vier dieser dreizehn Elemente am häufigsten vor: Na ( w=2,63%), K( w= 2,41 %), Magnesium ( w= 1,95 %) und Ca ( w= 3,38 %). Der Rest ist viel seltener und Francium wird überhaupt nicht gefunden.
Die Bahnradien der Atome dieser Elemente (außer Wasserstoff) variieren von 1,04 Å (für Beryllium) bis 2,52 Å (für Cäsium), dh für alle Atome überschreiten sie 1 Angström. Dies führt dazu, dass alle diese Elemente Elemente sind, die echte Metalle bilden, und Beryllium ein Element ist, das ein amphoteres Metall bildet.
Die allgemeine valenzelektronische Formel der Elemente der Gruppe IA lautet ns 1 und Elemente der Gruppe IIA - ns 2 .
Die große Größe der Atome und die geringe Anzahl an Valenzelektronen führen dazu, dass die Atome dieser Elemente (außer Beryllium) dazu neigen, ihre Valenzelektronen abzugeben. Am leichtesten geben die Atome der Elemente der Gruppe IA ihre Valenzelektronen ab (siehe Anhang 6), während aus den Atomen der Alkalielemente einfach geladene Kationen und aus den Atomen der Erdalkalielemente und des Magnesiums zweifach geladene Kationen gebildet werden. Die Oxidationsstufen in Verbindungen für alkalische Elemente sind + I und für Elemente der Gruppe IIA - + II.
Einfache Substanzen gebildet durch die Atome dieser Elemente sind Metalle. Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und Francium werden Alkalimetalle genannt, weil ihre Hydroxide Alkalien sind. Calcium, Strontium und Barium werden als Erdalkalimetalle bezeichnet. Die chemische Aktivität dieser Substanzen nimmt mit zunehmendem Atomradius zu.
Von den chemischen Eigenschaften dieser Metalle sind ihre reduzierenden Eigenschaften am wichtigsten. Alkalimetalle sind die stärksten Reduktionsmittel. Metalle der Gruppe IIA sind auch ziemlich starke Reduktionsmittel.
Alle (außer Beryllium) reagieren mit Wasser (Magnesium beim Kochen):
2M + 2H2O = 2M aq+ 2OH aq+H2,
M + 2H 2 O \u003d M 2 + 2OH + H 2.
Im Fall von Magnesium, Calcium und Strontium wird die Reaktion aufgrund der geringen Löslichkeit der resultierenden Hydroxide von der Bildung eines Niederschlags begleitet:
M 2 + 2OH \u003d Mg (OH) 2
Alkalimetalle reagieren mit den meisten Nichtmetallen:
2M + H 2 \u003d 2MH (beim Erhitzen),
4 M + O 2 \u003d 2 M 2 O (M - Li),
2 M + Cl 2 = 2 MCl (unter normalen Bedingungen),
2M + S \u003d M 2 S (beim Erhitzen).
Von den in Sauerstoff verbrennenden Alkalimetallen bildet das gewöhnliche Oxyd nur Lithium. Die restlichen Alkalimetalle bilden Peroxide (M 2 O 2 ) oder Superoxide(MO 2 sind Verbindungen, die ein Superoxidion mit einer Formalladung von –1 enthalten e).
Wie Alkalimetalle reagieren Metalle der Gruppe IIA mit vielen Nichtmetallen, jedoch unter strengeren Bedingungen:
M + H 2 \u003d MH 2 (beim Erhitzen; außer Beryllium),
2 M + O 2 \u003d 2 MO (unter normalen Bedingungen; Be und Mg - beim Erhitzen),
M + Cl 2 \u003d MCl 2 (unter normalen Bedingungen),
M + S = MS (beim Erhitzen).
Im Gegensatz zu Alkalimetallen bilden sie mit Sauerstoff gewöhnliche Oxide.
Nur Magnesium und Beryllium reagieren ruhig mit Säuren, andere einfache Substanzen sehr heftig, oft mit Explosion.
Beryllium reagiert mit konzentrierten Alkalilösungen:
Sei + 2OH + 2H 2 O \u003d 2 + H 2
Entsprechend der Stellung in der Spannungsreihe reagieren nur Beryllium und Magnesium mit Salzlösungen, die übrigen Metalle reagieren in diesem Fall mit Wasser.
Als starke Reduktionsmittel stellen Alkali- und Erdalkalimetalle viele weniger aktive Metalle aus ihren Verbindungen wieder her, beispielsweise treten beim Erhitzen Reaktionen auf:
4Na + MnO 2 \u003d 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 \u003d 2CaO + Sn.
Wie bei allen Alkalimetallen und Metallen der Gruppe IIA ist das industrielle Herstellungsverfahren die Elektrolyse von geschmolzenen Salzen.
Außer Beryllium Oxide aller betrachteten Elemente sind basische Oxide, und Hydroxide- starke Basen (in Beryllium sind diese Verbindungen amphoter, Magnesiumhydroxid ist eine schwache Base).
Die Verstärkung der Grundeigenschaften von Hydroxiden mit einer Erhöhung der Ordnungszahl des Elements in der Gruppe lässt sich leicht in der Reihe der Hydroxide der Elemente der Gruppe IIA verfolgen. Be (OH) 2 ist ein amphoteres Hydroxid, Mg (OH) 2 ist eine schwache Base, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2 und Ba (OH) 2 sind starke Basen, aber ihre Löslichkeit nimmt mit zunehmender Seriennummer zu, und Ba (OH) 2 sind bereits den Alkalien zuzuordnen.
SUPEROXIDE
1. Erstellen Sie abgekürzte elektronische Formeln und Energiediagramme von Atomen von Elementen der Gruppen IA und IIA. Geben Sie die Außen- und Valenzelektronen an.
2. Aus welchen Gründen wird Wasserstoff in Gruppe IA eingeordnet und aus welchen Gründen - in Gruppe VIIA?
3. Stellen Sie die Gleichungen für die Reaktionen der folgenden Substanzen mit Sauerstoffüberschuss auf: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2.
4. Kristalle einer bestimmten Substanz bestehen aus einfach geladenen Ionen. Jedes Ion enthält 18 Elektronen. Schreiben Sie a) die einfachste Formel eines Stoffes; b) abgekürzte elektronische Formeln von Ionen; c) die Gleichung einer der Reaktionen zur Gewinnung dieser Substanz; d) zwei Reaktionsgleichungen mit dieser Substanz.
14.2. Natrium und Kalium
Natrium und Kalium sind die wichtigsten basischen Elemente.
Einfache Substanzen, die von diesen Elementen gebildet werden, sind weiche, schmelzbare, silbrige Metalle, die leicht mit einem Messer geschnitten und an der Luft schnell oxidiert werden. Bewahren Sie sie unter einer Kerosinschicht auf. Der Schmelzpunkt von Natrium liegt bei 98 °C, der von Kalium bei 64 °C.
Oxide dieser Elemente sind typische basische Oxide. Sie sind sehr hygroskopisch: Wenn sie Wasser aufnehmen, verwandeln sie sich in Hydroxide.
Hydroxide Natrium und Kalium sind Alkalien. Dies sind feste farblose kristalline Substanzen, die ohne Zersetzung schmelzen. Wie Oxide sind sie sehr hygroskopisch: Wenn sie Wasser aufnehmen, verwandeln sie sich in konzentrierte Lösungen. Sowohl feste Hydroxide als auch ihre konzentrierten Lösungen sind sehr gefährliche Substanzen: Wenn sie auf die Haut gelangen, verursachen sie schwer heilende Geschwüre, und das Einatmen ihres Staubs führt zu Schäden an den Atemwegen. Natriumhydroxid (Trivialnamen - Natronlauge, Natronlauge) ist eines der wichtigsten Produkte der chemischen Industrie - es schafft in vielen chemischen Industrien ein alkalisches Milieu. Kaliumhydroxid (Trivialname ist „Ätzkali“) wird zur Herstellung anderer Kaliumverbindungen verwendet.
Mehrheitlich mittlere Salze Natrium und Kalium sind thermisch stabile Substanzen und zersetzen sich erst bei sehr hohen Temperaturen. Bei mäßiger Erwärmung zersetzen sich nur Salze von halogenierten Oxosäuren, Nitraten und einigen anderen Verbindungen:
NaClO 4 \u003d NaCl + 2O 2;
8NaClO 3 \u003d 6NaClO 4 + 2NaCl;
2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2;
Na 2 \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
Säuresalze sind weniger stabil, beim Erhitzen zersetzen sie sich alle:
2NaHS \u003d Na 2 S + H 2 S;
2NaHSO 4 \u003d Na 2 S 2 O 7 + H 2 O;
2NaHCO 3 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2;
NaH 2 PO 4 \u003d NaPO 3 + H 2 O;
Na 2 HPO 4 \u003d Na 4 P 2 O 7 + H 2 O.
Diese Elemente bilden keine basischen Salze.
Von den Salzen ist Natriumchlorid das wichtigste - Kochsalz. Es ist nicht nur ein notwendiger Bestandteil von Lebensmitteln, sondern auch ein Rohstoff für die chemische Industrie. Daraus werden Natriumhydroxid, Backpulver (NaHCO 3), Soda (Na 2 CO 3) und viele andere Natriumverbindungen gewonnen. Kaliumsalze sind essentielle Mineraldünger.
Fast alle Natrium- und Kaliumsalze sind löslich und daher verfügbar qualitative Reaktionen Ionen dieser Elemente sind es nicht. (Qualitative Reaktionen werden als chemische Reaktionen bezeichnet, die es ermöglichen, Atome oder Ionen eines chemischen Elements in einer Verbindung nachzuweisen und gleichzeitig zu beweisen, dass diese Atome oder Ionen gefunden werden und nicht einige andere, die ihnen in ihren chemischen Eigenschaften ähnlich sind. Auch genannt Reaktionen, die den Nachweis jeder Substanz in der Mischung ermöglichen) Es ist möglich, das Vorhandensein von Natrium- oder Kaliumionen in der Verbindung zu bestimmen, indem eine farblose Flamme gefärbt wird, wenn die Testprobe hinzugefügt wird: Im Fall von Natrium wird die Flamme gelb , und im Fall von Kalium, violett.
QUALITATIVE REAKTIONEN
Stellen Sie die Reaktionsgleichungen auf, die die chemischen Eigenschaften von a) Natrium, b) Kaliumhydroxid, c) Natriumcarbonat, d) Natriumhydrogensulfid charakterisieren.
Färben der Flamme mit Natrium- und Kaliumsalzen
14.3. Magnesium und Kalzium
Die einfachen Substanzen Magnesium und Calcium sind Metalle. Calcium oxidiert schnell an der Luft, während Magnesium unter diesen Bedingungen viel stabiler ist – es oxidiert nur an der Oberfläche. Calcium wird unter einer Kerosinschicht gespeichert. Die Schmelzpunkte von Magnesium und Calcium liegen bei 650 bzw. 851 °C. Magnesium und Calcium sind viel härtere Substanzen als die Alkalimetalle. Die geringe Dichte von Magnesium (1,74 g / cm 3) mit erheblicher Festigkeit ermöglicht den Einsatz seiner Legierungen in der Luftfahrtindustrie.
Sowohl Magnesium als auch Calcium sind starke Reduktionsmittel (insbesondere beim Erhitzen). Sie werden häufig verwendet, um andere, weniger aktive Metalle aus ihren Oxiden zu reduzieren (Magnesium im Labor und Calcium in der Industrie).
Magnesium und Calcium gehören zu den wenigen Metallen, die mit Stickstoff reagieren. Beim Erhitzen bilden sie damit die Nitride Mg 3 N 2 und Ca 3 N 2 . Daher werden beim Verbrennen an Luft Magnesium und Kalzium in eine Mischung aus Oxiden mit Nitriden umgewandelt.
Calcium reagiert leicht mit Wasser und Magnesium nur beim Kochen. In beiden Fällen wird Wasserstoff freigesetzt und es bilden sich schwerlösliche Hydroxide.
Oxide Magnesium und Calcium sind ionische Substanzen; chemisch sind sie basische Oxide. Magnesiumoxid reagiert nicht mit Wasser, aber Calciumoxid (der Trivialname ist "Branntkalk") reagiert heftig unter Wärmeabgabe. Das entstehende Calciumhydroxid wird in der Industrie als „Löschkalk“ bezeichnet.
Hydroxid Magnesium ist in Wasser unlöslich, aber es ist eine Base. Calciumhydroxid ist merklich wasserlöslich; Seine gesättigte Lösung wird "Kalkwasser" genannt, es ist eine alkalische Lösung (ändert die Farbe der Indikatoren). Calciumhydroxid nimmt im trockenen und insbesondere im nassen Zustand Kohlendioxid aus der Umgebungsluft auf und wird zu Calciumcarbonat. Diese Eigenschaft des Löschkalks wird seit vielen Jahrhunderten im Bauwesen genutzt: Löschkalk als Hauptbestandteil war Bestandteil von Baukalkmörteln, die heute fast vollständig durch Zementmörtel ersetzt wurden. Beide Hydroxide zersetzen sich bei mäßiger Erwärmung ohne zu schmelzen.
Salz Magnesium und insbesondere Calcium sind Bestandteil vieler gesteinsbildender Mineralien. Die bekanntesten dieser Gesteine sind Kreide, Marmor und Kalkstein, deren Hauptbestandteil Kalziumkarbonat ist. Calcium- und Magnesiumcarbonate zerfallen beim Erhitzen in die entsprechenden Oxide und Kohlendioxid. Mit Wasser, das gelöstes Kohlendioxid enthält, reagieren diese Carbonate zu Lösungen von Kohlenwasserstoffen, zum Beispiel:
MCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d M 2 + 2HCO 3.
Beim Erhitzen und sogar beim Versuch, Kohlenwasserstoffe aus einer Lösung durch Entfernen von Wasser bei Raumtemperatur zu isolieren, zersetzen sie sich gemäß der umgekehrten Reaktion:
M 2 + 2HCO 3 \u003d MCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Hydratisiertes Calciumsulfat CaSO 4 ·2H 2 O ist eine farblose kristalline Substanz, die in Wasser leicht löslich ist. Beim Erhitzen wird es teilweise entwässert und verwandelt sich in ein kristallines Hydrat der Zusammensetzung 2CaSO 4 ·H 2 O. Der Trivialname des Zwei-Wasser-Hydrats ist Gips, und das halbwässrige ist Alabaster. Wenn Alabaster mit Wasser gemischt wird, hydratisiert es und bildet eine dichte feste Gipsmasse. Diese Eigenschaft von Alabaster wird in der Medizin (Gipsverbände) und im Bauwesen (verstärkte Gipswände, Versiegelung von Defekten) genutzt. Bildhauer verwenden Alabaster, um Gipsmodelle und Formen herzustellen.
Calciumcarbid (Acetylenid) CaC 2 . Strukturformel (Ca 2) ( CC ). Erhalten durch Sintern von Branntkalk mit Kohle:
CaO + 3 C = CaC 2 + CO
Diese ionische Substanz ist kein Salz und wird durch Wasser vollständig zu Acetylen hydrolysiert, das lange Zeit auf diese Weise gewonnen wurde:
CaC 2 + 2H 2 O \u003d C 2 H 2 + Ca (OH) 2.
Hydratisiertes Magnesiumion 2 ist eine kationische Säure (siehe Anhang 13), daher unterliegen lösliche Magnesiumsalze einer Hydrolyse. Aus dem gleichen Grund kann sich Magnesium bilden basische Salze B. Mg(OH)Cl. Hydratisiertes Calciumion ist keine kationische Säure.
Das Calcium in der Verbindung kann durch die Färbung der Flamme nachgewiesen werden. Die Farbe der Flamme ist orange-rot. Eine qualitative Reaktion auf Ca 2 -, Sr 2 - und Ba 2 -Ionen, die jedoch keine Unterscheidung zwischen diesen Ionen zulässt, ist die Fällung der entsprechenden Sulfate mit einer verdünnten Schwefelsäurelösung (oder einer beliebigen Sulfatlösung im sauren Milieu):
M 2 + SO 4 2 = MSO 4 .
1. Warum bilden Magnesium und Calcium keine einfach geladenen Ionen?
2. Stellen Sie die Gleichungen aller im beschreibenden Absatz angegebenen Reaktionen auf.
3. Stellen Sie Reaktionsgleichungen auf, die die chemischen Eigenschaften von a) Calcium, b) Calciumoxid, c) Magnesiumhydroxid, d) Calciumcarbonat, e) Magnesiumchlorid charakterisieren.
Untersuchung der Eigenschaften von Magnesium- und Calciumverbindungen
