Свойства активных металлов и их соединений встречаются практически в каждом варианте ЕГЭ по химии. Ошибки здесь обычно возникают из-за того, что элементы внутри одной подгруппы могут вести себя по-разному — например, литий не всегда реагирует так же, как калий. Разберём ключевые химические свойства щелочных и щёлочноземельных металлов, алгоритмы реакций и типичные ловушки экзамена.
Где встречается тема в ЕГЭ
Понимание свойств $s$-элементов необходимо для решения тестовой и развёрнутой частей экзамена:
- В задании 6 проверяется способность мысленно проводить реакции в пробирках и замечать признаки: выпадение осадка, выделение газа или растворение веществ.
- В заданиях 7 и 8 нужно подобрать реагенты и продукты взаимодействия для простых и сложных веществ.
- В задании 9 нужно восстановить неорганическую цепочку превращений.
- В заданиях 29 и 30 соединения этих металлов чаще всего выступают в роли среды раствора, типичных окислителей и восстановителей или осаждаемых ионов.
- В задании 31 (развёрнутая неорганическая цепочка) реакции с активными металлами часто становятся началом длинного пути превращений.
Особенности строения элементов
Щелочные металлы располагаются в главной подгруппе I группы (IA). К ним относятся $Li;\, Na;\, K;\, Rb;\, Cs;\, Fr$. На внешнем энергетическом уровне у них находится один электрон ($ns^1$). В соединениях они проявляют строго постоянную степень окисления $+1$.
Щёлочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы (IIA). К ним относят $Ca;\, Sr;\, Ba;\, Ra$. Отдельно от них рассматривают магний ($Mg$). У элементов IIA группы на внешнем уровне два электрона ($ns^2$), а их единственная устойчивая степень окисления равна $+2$.
Несмотря на то что магний ($Mg$) находится во IIA группе, его не относят к щёлочноземельным металлам из-за отличий в химической активности и нерастворимости его гидроксида. Бериллий ($Be$) в этот список также не входит, так как проявляет ярко выраженные амфотерные свойства.
Все рассматриваемые металлы очень активны. Они являются сильными восстановителями, поэтому в природе встречаются исключительно в виде соединений — солей или минералов. Это мягкие металлы (натрий и калий легко режутся ножом), они имеют низкие температуры плавления и высокую электропроводность. Хранят наиболее активные из них под слоем керосина или минерального масла, чтобы избежать реакции с влагой и кислородом воздуха.
Таблица характерных степеней окисления
| Элемент | Степень окисления | Пример соединения | Характер соединения |
|---|---|---|---|
| Щелочные металлы ($Na$, $K$) | $+1$ | $Na_2O,\, KCl,\, KOH$ | Основный |
| Щёлочноземельные металлы ($Ca$, $Ba$) | $+2$ | $CaO,\, Ba(NO_3)_2,\, Ba(OH)_2$ | Основный |
| Магний ($Mg$) | $+2$ | $MgO,\, MgSO_4,\, Mg(OH)_2$ | Основный |
Химические свойства простых веществ
Активность металлов возрастает при движении вниз по группе. Чем больше радиус атома, тем легче металл отдаёт валентные электроны.
Реакции с неметаллами
Главная специфика щелочных металлов проявляется в реакциях с кислородом.
При горении на воздухе только литий даёт оксид. Натрий образует пероксид, а калий, рубидий и цезий превращаются в надпероксиды (супероксиды). Металлы второй группы при горении образуют оксиды.
Пероксид для бария можно получить при нагревании оксида бария в кислороде, но базовой реакцией горения бария остаётся образование оксида.
$4Li + O_2 \rightarrow 2Li_2O;\quad 2Na + O_2 \rightarrow Na_2O_2; \\ K + O_2 \rightarrow KO_2;\quad 2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$
Активные металлы бурно реагируют с галогенами (фтором, хлором, бромом, иодом) и серой с образованием соответствующих бинарных соединений:
$2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl;\quad Ca + Br_2 \rightarrow CaBr_2;\quad 2K + S \rightarrow K_2S$
Азот взаимодействует с большинством металлов только при нагревании. Исключение — литий. Он способен связывать атмосферный азот уже при комнатной температуре.
$6Li + N_2 \rightarrow 2Li_3N \text{ (без нагревания)};\\ 3Mg + N_2 \rightarrow Mg_3N_2 \text{ (при нагревании)}$
Реакция с водородом приводит к образованию солеподобных гидридов. Они содержат ион водорода со степенью окисления $-1$. Реакция идёт при нагревании.
$2Na + H_2 \rightarrow 2NaH$
Углерод и фосфор вступают в реакцию при высоких температурах с образованием карбидов и фосфидов соответственно.
$Ca + 2C \rightarrow CaC_2 \text{ (ацетиленид кальция)};\\ 2Na + 2C \rightarrow Na_2C_2 \text{ (ацетиленид натрия)};\\ 3K + P \rightarrow K_3P$
Реакции с водой
Щелочные и щёлочноземельные металлы бурно взаимодействуют с водой при обычных условиях.
Образуется растворимое основание (щёлочь) и выделяется водород.
$2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2 \uparrow;\quad Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2 \uparrow$
Магний при комнатной температуре с водой не взаимодействует из-за плотной оксидной плёнки на поверхности. В горячей воде магний медленно растворяется с образованием гидроксида, а при взаимодействии раскалённого металла с водяным паром образуется оксид.
$Mg + 2H_2O \rightarrow Mg(OH)_2 + H_2 \uparrow \text{ (в горячей воде)};\\ Mg + H_2O \rightarrow MgO + H_2 \uparrow \text{ (с водяным паром)}$
Реакции с кислотами
С разбавленными кислотами-неокислителями (соляной, разбавленной серной и другими) реакция идёт со взрывом. Металл вытесняет водород по стандартной схеме:
$Mg + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2 \uparrow$
При реакции с кислотами-окислителями (азотной и концентрированной серной) выделения водорода не происходит. Активные металлы восстанавливают кислоты до низших степеней окисления неметалла. Для очень разбавленной азотной кислоты характерно образование нитрата аммония.
$4Mg + 10HNO_3 (очень~разб.) \rightarrow 4Mg(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O;\\ 8Na + 5H_2SO_4 (конц.) \rightarrow 4Na_2SO_4 + H_2S \uparrow + 4H_2O$
Специфические свойства магния
Магний обладает исключительно сильным сродством к кислороду. Он способен гореть даже в атмосфере углекислого газа, отбирая у него кислород, поэтому горящий магний нельзя тушить углекислотным огнетушителем.
$2Mg + CO_2 \rightarrow 2MgO + C$
Также магний используют в металлургии для вытеснения других элементов из их оксидов или галогенидов. Этот процесс называется магнийтермией.
$TiCl_4 + 2Mg \rightarrow Ti + 2MgCl_2 \text{ (при нагревании)}$
Физические и химические свойства оксидов
Оксиды рассматриваемых металлов — это твёрдые вещества белого или сероватого цвета с высокой температурой плавления. Оксиды элементов IA и IIA групп, а также оксид магния являются типичными основными оксидами.
Реакции с водой
Оксиды металлов IA и IIA групп активно реагируют с водой, образуя щёлочи. Процесс сопровождается выделением большого количества теплоты. Гашение извести — классический пример такой реакции.
$Na_2O + H_2O \rightarrow 2NaOH;\quad CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$
Оксид магния с водой не реагирует.
Реакции с кислотами и оксидами
Оксиды активных металлов легко реагируют с кислотными оксидами, образуя соли.
$K_2O + CO_2 \rightarrow K_2CO_3;\quad BaO + SO_3 \rightarrow BaSO_4$
Они также взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды.
$MgO + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2O$
Обрати особое внимание на реакции спекания основных оксидов с амфотерными оксидами и гидроксидами. Реакции идут только при сплавлении твёрдых веществ, а продуктами становятся безводные средние соли (алюминаты, цинкаты).
$Na_2O + ZnO \rightarrow Na_2ZnO_2 \text{ (при сплавлении)};\\ CaO + Al_2O_3 \rightarrow Ca(AlO_2)_2 \text{ (при сплавлении)};\\ Na_2O + 2Zn(OH)_2 \rightarrow Na_2ZnO_2 + 2H_2O \text{ (при сплавлении)}$
Физические и химические свойства гидроксидов
Гидроксиды металлов IA и IIA групп являются сильными основаниями (щелочами). Они хорошо растворимы в воде. Гидроксид кальция малорастворим в воде, но по химическим свойствам всё равно относится к щелочам. Гидроксид магния $Mg(OH)_2$ практически нерастворим в воде и является слабым основанием.
Реакции с простыми веществами
Щёлочи реагируют с некоторыми неметаллами. Важно запомнить реакции диспропорционирования галогенов, серы и фосфора в щелочной среде. Температурный режим здесь играет ключевую роль.
Без нагревания (в холодной щёлочи) хлор образует хлорид и гипохлорит:
$2NaOH + Cl_2 \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O$
Бром с холодной щёлочью реагирует подобным образом.
При нагревании хлор образует хлорид и хлорат:
$6KOH + 3Cl_2 \rightarrow 5KCl + KClO_3 + 3H_2O$
Аналогично реагируют бром и иод.
Сера реагирует с горячей щёлочью с образованием сульфида и сульфита:
$6NaOH + 3S \rightarrow 2Na_2S + Na_2SO_3 + 3H_2O$
Фосфор диспропорционирует до фосфина и гипофосфита:
$4P + 3KOH + 3H_2O \rightarrow PH_3 + 3KH_2PO_2$
Щёлочи способны растворять амфотерные металлы (цинк, алюминий, бериллий) в водном растворе с образованием комплексных солей и выделением водорода.
$2KOH + Zn + 2H_2O \rightarrow K_2[Zn(OH)_4] + H_2 \uparrow$
Реакции с кислотами и оксидами
Реакция между щёлочью и кислотным оксидом или кислотой протекает с образованием соли и воды.
$NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_2O$
Если пропускать углекислый газ через известковую воду, сначала выпадает белый осадок карбоната кальция (это качественная реакция на углекислый газ).
$Ca(OH)_2 + CO_2 \rightarrow CaCO_3 \downarrow + H_2O$
При дальнейшем пропускании избытка углекислого газа осадок растворяется, так как образуется кислая соль.
$CaCO_3 + CO_2 + H_2O \rightarrow Ca(HCO_3)_2$
Основные гидроксиды реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами в растворе, образуя растворимые комплексные соединения.
$2NaOH + Al_2O_3 + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4];\\ NaOH + Al(OH)_3 \rightarrow Na[Al(OH)_4]$
При сплавлении получаются средние соли.
$4NaOH + 2Al_2O_3 \rightarrow 4NaAlO_2 + 2H_2O;\\ NaOH + Al(OH)_3 \rightarrow NaAlO_2 + 2H_2O$
Реакции с солями
Реакция ионного обмена растворов щелочей с солями идёт только в том случае, если образуется осадок или выделяется газ.
$MgCl_2 + 2KOH \rightarrow Mg(OH)_2 \downarrow + 2KCl;\\ Ba(OH)_2 + Na_2SO_4 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2NaOH$
Физические и химические свойства солей
Соли щелочных металлов преимущественно хорошо растворимы в воде. Растворимость солей щёлочноземельных металлов и магния зависит от аниона.
Качественные реакции на ионы
Один из способов аналитического обнаружения элементов — окрашивание пламени солями металлов. Ионы вызывают характерное свечение.
| Ион металла | Цвет пламени |
|---|---|
| $Li^+$ | Карминово-красный |
| $Na^+$ | Жёлтый |
| $K^+$ | Фиолетовый |
| $Ca^{2+}$ | Кирпично-красный |
| $Sr^{2+}$ | Малиновый |
| $Ba^{2+}$ | Жёлто-зелёный |
Реакции ионного обмена между солями проходят по стандартным правилам: реакция протекает до конца, если образуется газ, осадок или слабый электролит (например, вода).
$Na_2CO_3 + CaCl_2 \rightarrow CaCO_3 \downarrow + 2NaCl$
Термическое разложение солей
Карбонаты магния и элементов II группы разлагаются при нагревании на оксид металла и углекислый газ.
$CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2 \uparrow;\quad MgCO_3 \rightarrow MgO + CO_2 \uparrow$
Продукты термического разложения нитратов зависят от активности металла. Щелочные и щёлочноземельные металлы (расположенные в ряду напряжений до магния) при разложении их нитратов образуют нитрит и кислород (например, $2KNO_3 \rightarrow 2KNO_2 + O_2 \uparrow$). Нитрат магния разлагается по правилу металлов средней активности: на оксид, бурый газ (диоксид азота) и кислород. Нитрат лития, несмотря на высокую активность металла, также разлагается с образованием оксида.
$2Mg(NO_3)_2 \rightarrow 2MgO + 4NO_2 \uparrow + O_2 \uparrow;\quad 4LiNO_3 \rightarrow 2Li_2O + 4NO_2 \uparrow + O_2 \uparrow$
Разбор заданий ЕГЭ
Распознавание свойств типичных металлов требуется во многих номерах контрольных измерительных материалов. Рассмотрим их на конкретных примерах.
Пример 1
Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых это вещество может взаимодействовать.
Вещество: $Ba(OH)_2$
Реагенты:
- $NaHSO_4$, $H_2O$, $Fe$.
- $Cu(NO_3)_2$, $HCl$, $CO_2$.
- $LiOH$, $HNO_3$, $HCl$.
Проанализируем химическую природу гидроксида бария. Это сильное основание (щёлочь). Значит, вещество не будет реагировать с металлами (железом), водой и другими щелочами. Сразу отбрасываем вариант 1 (содержит железо и воду) и вариант 3 (содержит гидроксид лития).
Проверим вариант 2. Гидроксид бария вступит в реакцию обмена с нитратом меди(II), так как выпадет осадок $Cu(OH)_2$. Он прореагирует с соляной кислотой по реакции нейтрализации. И вступит в реакцию с кислотным оксидом $CO_2$ с образованием карбоната бария.
Ответ: 2.
Пример 2
Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакции.
Реагенты:
А) $CO_2 + CaO \rightarrow$
Б) $CO_2$ (изб.) $+ Ca(OH)_2 \rightarrow$
Продукты:
- $CaCO_3$.
- $Ca(HCO_3)_2$.
- $Ca(HCO_3)_2 + H_2O$.
- $CaCO_3 + H_2O$.
Реакция А демонстрирует взаимодействие кислотного оксида с основным оксидом. Это реакция соединения. Образуется средняя соль карбонат кальция: $CaO + CO_2 \rightarrow CaCO_3$. Подходит вариант 1.
Реакция Б показывает взаимодействие щёлочи с избытком кислотного оксида. Избыток многоосновной кислоты или соответствующего ей кислотного оксида всегда приводит к образованию кислой соли. Вода при этом не образуется: $Ca(OH)_2 + 2CO_2 \rightarrow Ca(HCO_3)_2$. Подходит вариант 2.
Ответ: 12.
Пример 3
К раствору гидроксида натрия добавили оксид алюминия. Через полученный раствор пропустили избыток углекислого газа. Выпавший белый осадок отделили и растворили в соляной кислоте. К полученному раствору добавили раствор сульфита калия, при этом наблюдали образование осадка и выделение газа. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.
- В реакции раствора щёлочи и амфотерного оксида образуется комплексная соль:
$2NaOH + Al_2O_3 + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4]$. - Пропускание избытка углекислого газа разрушает комплекс с выпадением амфотерного гидроксида в осадок и образованием кислой соли угольной кислоты:
$Na[Al(OH)_4] + CO_2 \rightarrow Al(OH)_3 \downarrow + NaHCO_3$. - При растворении амфотерного гидроксида в кислоте протекает классическая реакция обмена:
$Al(OH)_3 + 3HCl \rightarrow AlCl_3 + 3H_2O$. - Взаимодействие полученного хлорида алюминия с сульфитом калия в растворе приводит к взаимному необратимому гидролизу двух солей, так как сульфит алюминия в водной среде полностью разлагается водой:
$2AlCl_3 + 3K_2SO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3 \downarrow + 3SO_2 \uparrow + 6KCl$.
Типичные ошибки на экзамене
Основные ловушки, в которые можно попасть на экзамене:
- Написание уравнения горения натрия с образованием оксида. Применяя стандартное правило кислородного окисления, часто пишут оксид натрия ($Na_2O$). Натрий всегда реагирует с избытком кислорода с образованием пероксида: $2Na + O_2 \rightarrow Na_2O_2$.
- Ожидание реакции железа с водным раствором гидроксида натрия. Возникает путаница между железом и истинно амфотерными металлами (цинк, алюминий, бериллий). Щёлочи растворяют амфотерные металлы, но железо ни в растворах, ни в расплавах щелочей вступать в реакцию не будет.
- Термическое разложение щелочей на оксид и воду. Это правило работает для всех нерастворимых оснований, но гидроксиды щелочных металлов плавятся при высокой температуре без разложения.
- Запись уравнения реакции магния с холодной водой. Проводя аналогию с кальцием и барием, составляют реакцию гидратации магния при комнатной температуре. Нужно помнить, что магний покрыт прочной оксидной плёнкой и реагирует лишь в горячей воде или с водяным паром.
Заключение
Теперь ты знаешь, как меняется активность металлов в IA и IIA группах, какие продукты образуются при их горении и как они взаимодействуют с различными сложными веществами. Ты умеешь определять признаки реакций и восстанавливать неорганические цепочки. Эти знания помогут без ошибок справляться с заданиями тестовой части и уверенно писать уравнения для заданий 29–31. Чтобы закрепить тему, рекомендуем решить 8–10 заданий на пройденную тему в «100балльном банке».
