Метали головних підгруп

Програмні вимоги до теми:

Розташування s - та p -елементів в періодичній системі. Будова та валентні можливості атомів. Зміна металічних (відновних) властивостей елементів в періодах, групах. Порівняльна характеристика елементів.

Знаходження елементів в природі.

Метали: фізичні та хімічні властивості, одержання, застосування. Розташування металів в ряду напруг. Сплави. Оксиди та гідроксиди елементів: кислотно-основний характер, властивості, одержання, застосування.

Солі. Гідроліз солей. Якісне визначення елементів в сполуках. Практичне застосування сполук. Твердість води.

Токсичність речовин, техніка безпеки при роботі з особливо отруйними речовинами.

Короткий виклад теоретичних питань:

Метали головних підгруп І та ІІ групи періодичної системи є s -елементами. Атоми цих елементів мають на зовнішньому енергетичному рівні 1 (І група) або 2 (ІІ група) s -електрони. Вступаючи в хімічну взаємодію, атоми легко віддають електрони зовнішнього енергетичного рівня, виявляючи в сполуках постійний ступінь окиснення +1 (І група) або +2 (ІІ група). Загальна назва елементів головних підгруп І групи – лужні метали, ІІ групи (крім Mg та Ве) – лужно-земельні метали.

Радіуси атомів в групах послідовно збільшуються із збільшенням порядкового номеру елементу, в цьому ж напрямку зростає і здатність атомів віддавати електрони. Внаслідок високої відновної активності s -метали в природі зустрічаються тільки в окисленій формі, а в основі їх одержання лежить процес відновлення із окислених форм.

Метали головних підгруп ІІІ (Al, Ga, In, Tl), IV (Ge, Sn, Pb), V (As, Sb, Bi), VI (Po), групи періодичної системи є р -елементами. Ці елементи межують з діагоналлю B–At в періодичній системі елементів та розташовані нижче від неї. Оскільки ця діагональ умовно розділяє всі елементи на метали та неметали, то деякі метали, розташовані поблизу цієї діагоналі, можуть проявляти і окремі властивості неметалів. Наприклад, деякі з цих металів мають не металічну, а атомну кристалічну гратку, окремі з них розчиняються в розчинах лугів, а їхні оксиди та гідроксиди є амфотерними. Однак, в сполуках ці елементи проявляють тільки позитивні ступені окиснення; причому кількість валентних електронів визначається будовою зовнішнього енергетичного рівня, як це було показано в розділі “Неметали”. В напрямку, перпендикулярно вниз від вище означеної діагоналі у елементів спостерігається відповідне посилення металічних властивостей, так що елементом, який в найбільшій мірі проявляє металічні властивості, є Цезій.

Нижче в таблиці наведено розташування s - i р -металів у періодичній системі елементів, вказана будова зовнішнього електронного шару елементів та властиві їм ступені окиснення (виділено найбільш характерні), відмічено, які елементи мають атомну кристалічну гратку: ^(ат.). Також вказано, які з гідроксидів проявляють амфотерні (^(амф.) чи кислотні ^(кисл.) властивості, що є ознакою вияву неметалічних властивостей.

Із наведеної таблиці видно, що металічні властивості при переході від одного елемента до іншого у підгрупі зверху вниз і в періоді справа наліво плавно посилюються (кислотні–амфотерні–основні). Якщо один і той же елемент може проявляти декілька ступенів окиснення, то сполуки з меншою ступінню окиснення в більшій мірі проявляють металічні властивості, а також в більшій мірі характерні для даного елементу.

До найбільш поширених в земній корі металів відносяться Алюміній, Кальцій, Натрій, Калій, Магній, які входять до складу алюмосилікатів. У земній корі вони мають такі масові частки: Аl – 8, 8; Ca – 3, 60; Na – 2, 64; K – 2, 60; Mg – 2, 10. Алюмосилікати входять до складу багатьох гірських порід і глин. Важливими мінералами Алюмінію є боксит Al₂O_3° n H₂O, корунд (рубін, сапфір) Al₂O₃, кріоліту Na₃AlF₆; Кальцію – мармур та вапняк CaCO₃, гіпс CaSO₄ · 2H₂O, флюорит CaF₂, фторапатрит Ca₅(PO₄)₃F; Na – галіт (кам’яна сіль) NaCl, мірабіліт (глауберова сіль) Na₂SO₄ · 10H₂O; К – сильвініт NaCl · KCl, карналіт KCl · MgCl₂ · 6H₂O, каїніт KCl · MgSO₄ · 3H₂O; Мg у природі зустрічається у вигляді мінералів магнезиту MgCO₃, доломіту CaCO₃ · MgCO₃, у морській воді розчинені MgCl₂ та MgSO₄. Інші метали зустрічаються в природі в значно меншій кількості. Серед мінералів інших металів можна відмітити амблігоніт LiAl[PO₄F] та сподумен LiAl[(SiO₃)₂], берил 3BeO · Al₂O₃ · 6SiO₂ та хризоберил Be(AlO₂)₂, целестин SrSO₄ та стронціан SrCO₃, барит ВаSO₄ та вітерит ВаCO₃, аргідоніт 4Ag₂S·GeS₂, каситериту SnO₂, галеніт PbS, тінкалNa₂B₄O₇× H₂O.

Інші елементи ІІІ групи, а також IV–V є рідкісними і розсіяними елементами: їх вміст в земній корі порядку 10^–3–10^–5%. Вони, як правило, зустрічають у вигляді домішок до природних сполук Цинку, Плюмбуму, Феруму, найчастіше у вигляді сульфідів. Відомі сульфідні мінерали: As₂S₃ – ауріпігмент, As₂S₄ – реальгар, Sb₂S₃ – антимоніт, Bi₂S₃ – бісмутін, FeAsS – арсенопірит, PbS – галеніт та оксидні: SnO₂ – каситерит

Фізичні властивості. Прості речовини є металами, окрім германію, арсену, стибію, бісмуту. Металам властиві металевий блиск, непрозорість, теплопровідність, хороша електрична провідність, пластичність. Лужні та лужноземельні метали – сріблясто-білі кристалічні речовини з малою густиною, м’які (деякі ріжуться ножем), легкоплавкі. На повітрі окиснюються, тому їх зберігають під шаром гасу. Берилій, магній, алюміній, індій, талій, оловостійкі до дії повітря завдяки існуванню на їх поверхні щільної оксидної плівки.

Алюміній, індійтагалій – сріблясті легкоплавкі метали (t_пл.(Ga) = 29, 8^oC) з малою густиною. Із всіх відомих речовин галій має найбільший температурний інтервал існування рідкого стану, що дозволяє використовувати його в термометрах для вимірювання високих температур. Індій найбільш рівномірно відбиває світлові хвилі, тому його використовують для виробництва дзеркал. На повітрі алюміній, індій, галій покриваються захисною оксидною плівкою, в той час як талій повільно окиснюється.

Стануміснує в вигляді білого блискучого металу (олово) та сірого крихкого напів­про­відника, що утворюється з білого олова при пониженні температури.Свинець – м’який, пластичний легкоплавкий метал, покритий синювато-сірою окисною плівкою, тому не має металічного блиску.

Германій, арсен, стибій, бісмут мають атомну кристалічну гратку, що вказує на наближення їх властивостей до властивостей неметалів. Тому існують їх неметалічні і металічні модифікації, більш стійкими з них є металічні. Германій та металічний арсен – сріблясто-сірі речовини з металічним блиском. Стибій – кристалічний порошок сріблясто-білого кольору, а бісмут в конденсованому стані має сріблясте з червонуватим відтінком забарвлення. Всі вони електропровідні, але крихкі. Германій та арсен є напівпровідниками.

Хімічні властивості.

s -метали виявляють високу хімічну активність, що зростає в групах із збільшенням порядкового номеру. У всіх реакціях вони є сильними відновниками. Тільки берилій проявляє амфотерні властивості – взаємодіє і з кислотами, і з лугами. Для них характерні реакції з неметалами, водою, кислотами, оксидами. Приклади відповідних реакцій подано нижче в таблиці.

Аналогічні властивості проявляють і р -метали, однак в зв’язку з послабленням їх металічних властивостей в порівнянні з s -металами, а також з тим, що ці метали можуть проявляти декілька ступенів окиснення, відповідні реакції мають певні особливості.

Взаємодія з неметалами: р -метали окиснюються під дією сильних окисників – в першу чергу галогенів, кисню, халькогенів. Склад одержаних при цьому сполук залежить від декількох факторів: можливого ступеня окиснення металу, окислювальної здатності окисника, відносних кількостей взаємодіючих речовин. Сильні окисники здатні окислювати метали до максимально можливих ступенів окиснення. Продукти взаємодії р -металів з відповідними неметалами показано нижче в таблиці:

Реакція	Продукти взаємодії металів
	ІІІ групи	ІV групи	V групи
Ме+Гал2 ®	AlF3; AlCl3; AlBr3; AlI3
	GaF3; GaCl3; GaBr3; GaI3	GeF4; GeCl4; GeBr4; GeI4	AsF3 (AsF5); AsCl3 (AsCl5); AsBr3 (AsBr5); але AsI3
	InF3; InCl3; InBr3; InI3	SnF4; SnCl4; SnBr4; SnI4	SbF3 (SbF5); SbCl3 (SbCl5); SbBr3 (SbBr5); але SbI3
	TlF3; TlCl3; TlBr3; TlI3	PbF2; PbCl2; PbBr2; PbI2	BiF3 (BiF5); BiCl3; BiBr3; BiI3
Ме+О2	Al2O3
	Ga2O3	GeO2	As2O3
	In2O3	SnO2	Sb2O3
	Tl2O3	PbO	Bi2O3
Ме+Халькоген	Al2S3; Al2Se3; Al2Te3
	Ga2S3; Ga2Se3; Ga2Te3	GeS2; GeSe2; GeTe2	As2S3; As2Se3; As2Te3;
	In2S3; In2Se3; In2Te3	SnS2; SnSe2; SnTe2	Sb2S3; Sb2Se3; Sb2Te3
	Tl2S (Tl2S3); Tl2Se; Tl2Te	PbS; PbSe; PbTe	Bi2S3; Bi2Se3; Bi2Te3

У взаємодію з іншими неметалами (слабшими окисниками) вступають тільки найбільш активні метали. Наприклад, алюміній взаємодіє з азотом, вуглецем:

2Al+N₂ Þ 2AlN; 4Al+3C Þ Al₄C₃

Взаємодія з водою та розчинами кислот-неокисників: При вивченні можливих взаємодій необхідно враховувати покриття металу оксидною плівкою, розташування металів в ряду напруг, а також розчинність у воді продуктів реакції – оксидів, гідроксидів, солей.

В ряду напруг Ge, As, Sb, Bi розміщені після Н, тому вони його не витісняють, a Sn, Pb – безпосередньо перед Н; Al, Ga, In, Tl – активні металами.

Взаємодія з кислотами-окисниками: При вивченні можливості взаємодії металів необхідно враховувати можливість пасивування поверхні металу, а також розуміти механізм окиснення металу з допомогою концентрованих кислот: спочатку метал окиснюється до характерного йому оксиду, а потім, в залежності від характеру цього оксиду, той або розчиняється в надлишку кислоти з утворенням відповідної солі (основні оксиди), або залишається в осаді (нерозчинні у воді оксиди), або з водою утворює відповідну кислоту (кислотні оксиди).Так,

· метали ІІІ групи:

Al: не розчиняється в розбавл. і конц. HNO₃ та конц.H₂SO₄: пасивується поверхня.

Ga i In: In+6HNO₃ = In(NO₃)₃+3NO₂+3H₂O (розчин. з утворенням сполук Ga(III) i In(III))

Tl: Tl+4HNO₃ = 3TlNO₃+NO+2H₂O (розчин. з утворенням сполук Tl(I))

· метали ІV групи:

Ge: Ge+4H₂SO₄конц. = Ge(SO₄)₂+2SO₂+4H₂O (розчиняється як метал з утворенням сполук Ge(IV))

Ge+4HNO₃конц.= H₂GeO₃+4NO₂+2H₂O (розчиняється як неметал з утворенням сполук Ge(IV))

Ge в розбавленій HNO₃. не розчиняється

Sn: Sn+4H₂SO₄конц. = Sn(SO₄)₂+2SO₂+4H₂O (розчиняється як метал з утворенням Sn(IV))

3Sn+8HNO₃розб = 3Sn(NO₃)₂+2NO+4H₂O (розчиняється як метал з утворенням Sn(II))

Sn+4HNO₃конц.= H₂SnO₃+4NO₂+2H₂O (розчиняється як неметал з утворенням Sn(IV))

Pb: 3Pb+8HNO₃розб = 3Pb(NO₃)₂+2NO+4H₂O (розчиняється як метал з утворенням Pb(II))

Pb+4HNO₃конц. = Pb(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O (розчиняється як метал з утворенням Pb(II))

· метали V групи:

As: 2As+5H₂SO₄конц. = 2H₃AsO₄+5SO₂+2H₂O(розчиняється як неметал з утворенням As(V))

3As+5HNO₃конц.+2H₂O = 3H₃AsO₄+5NO (розчиняється як неметал з утворенням As(V))

Sb: 2Sb+10HNO₃конц. = Sb₂O₅+10NO₂+5H₂O(розчиняється як неметал з утворенням Sb(V))

2Sb+2HNO₃розб. = Sb₂O₃+2NO+H₂O (розчиняється як неметал з утворенням Sb(V))

Bi: Bi не розчиняється в HNO₃конц.– пасивується поверхня.

Bi+4HNO₃розб = Bi(NO₃)₃+NO+2H₂O (розчиняється як метал з утворенням Bi(III))

У водних розчинах лугів розчиняються деякі метали, що розташовані в ряду напруг до Н і утворюють амфотерні гідроксиди (берилій, алюміній, олово, свинець тощо):

Ве+2NaOH+2H₂O = Na₂[Ве(OH)₄]+H₂; аналогічно – Sn, Pb

2Al+2KOH+6H₂O = 2K[Al(OH)₄]+3H₂; аналогічно – Ga

З оксидами металів у взаємодію вступають активні р -метали:

2Al+Cr₂O₃Þ Al₂O₃+2Cr

8Al+3Fe₃O₄Þ 4Al₂O₃+9Fe

З активними металами р-метали при сплавленні утворюють бінарні сполуки постійного складу, в яких роль р-метал проявляє відповідний групі негативний ступінь окиснення:

3Mg + 2As = Mg₃As₂ (арсенід магнію) 2Mg + Ge =Mg₂Ge (германід магнію)

3Mg + 2Sb = Mg₃Sb₂ (антимонід магнію) 2Mg + Sn = Mg₂Sn (станід магнію)

3Mg + 2Bi = Mg₃Bi₂ (арсенід магнію) 2Mg + Pb = Mg₂Pb (плюмбід магнію)

Одержання. s –метали – найсильніші відновники з відомих речовин, тому в основному їх одержують відновленням з допомогою електричного струму – електролізом.

Натрій: а) електроліз розплаву NaCl

2Na⁺+2Cl^– 2Na+Cl₂

б) відновленням соди вугіллям: Na₂CO₃+2C = 2Na+3CO

Калій: а) заміщенням його натрієм з розплаву хлориду калію: KCl+Na= K+NaCl

б) електролізом розплавів хлориду

Літій: а) електролізом розплаву хлориду

Рубідій, цезій: відновленням їх галогенідів в вакуумі: 2RbCl+Ca = 2Rb+CaCl₂

2CsCl+Ca = 2Cs+CaCl₂

Метали ІІ групи: електролізом розплавів їх солей або термічним відновленням їх сполук активнішими металами чи вуглецем: BaO+Ca CaO+Ba; BeCl₂+Mg MgCl₂+Be;

3CaO+2Al 3Ca+Al₂O₃; MgO+C MgO+CO

Алюміній не може бути виділений з водних розчинів, оскільки він є дуже активним металом. Його одержують електролізом розплаву, що містить Al₂O₃ i Na₃[AlF₆]

4Al³⁺+4AlO₃^3– 4Al+2Al₂O₃+3O₂

Талій, галій та індій добувають електролізом

Арсен, стибій та бісмут добувають, відновлюючи їх оксиди вуглецем:

As₂O₃ + 3C = 2As + 3CO.

Германій одержують, обробляючи його диоксид соляною кислотою з подальшим відновленням утвореного хлориду:

GeO₂ + 4HCl = GeCl₄ + 2H₂O,

GeCl₄ + 2Mg = 2MgCl₂ + Ge.

Олово, свинець, арсен, стибій, бісмут добувають, відновлюючи їх оксиди вуглецем. Оксиди, як правило, одержують, випалюючи їх сульфіди.

2As₂S₃+9O₂ = 2As₂O₃+6SO₂

As₂O₃+3C = 2As+3CO

s-метали в сполуках проявляють ступені окиснення +1 (лужні метали) та +2 (лужно-земельні метали). Для алюмінію, галію, індію характерні сполуки з ступенем окиснення +3, а талію – +1; германію, стануму – +4, а плюмбуму – +2; арсену, стибію – +5, а бісмуту – +3.

Фізичні властивості: Тверді кристалічні речовини білого (Li₂O, Na₂O, CaO, MgO, SrO, Al₂O₃, Ga₂O₃, GеO₂, SnO₂), жовтого (K₂O, Rb₂O, Іn₂O₃), оранжевого (Cs₂O), коричневого (Tl₂O₃), чорного (PbO₂, Tl₂O) кольору. Оксиди р -елементів практично нерозчинні в воді, тільки оксиди арсену (яскраво виражені кислотні властивості) та Tl₂O (яскраво виражені основні властивості), вступають з водою у взаємодію.

Хімічні властивості: Оксиди s-металів є типовими основними оксидами, реакційна здатність і основні властивості яких підсилюються в групах із збільшенням порядкового номеру (тільки оксид берилію проявляє амфотерні властивості). Так, оксиди взаємодіють:

§ з водою з утворенням лугів Na₂O+H₂O = 2NaOH,

СаО+H₂O = Сa(OH)₂ (окрім ВеО та MgO)

§ з кислотними оксидами (з леткими та твердими при сплавленні)

Na₂O+CO₂= Na₂CO₃,

CaO + CO₂ = CaCO₃

§ з кислотами з утворенням солей та води: Na₂O+H₂SO₄= Na₂SO₄+H₂O

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O.

Для вищих оксидів р -металів спостерігається значне послаблення основних властивостей і посилення кислотних, що видно з таблиці зміни властивостей вищих оксидів (гідроксидів) елементів по групам і періодам:

З таблиці видно, що деякі оксиди s- та р -металів з ступінню окиснення металу +2 (ВеО) та з ступінню окиснення металу +3 (Al₂O₃, Ga₂O₃, In₂O₃) проявляють амфотерні властивості, а це означає, що вони проявляють властивості і кислот (взаємодіють з основними оксидами та основами), і основ (взаємодіють з кислотними оксидами та кислотами). Ці взаємодії в загальному вигляді можна представити наступним чином:

Взаємодія	Ме О	Ме 2О3
З кислотами	Ме O+2HCl = Ме Cl2+H2O Мe O+H2SO4 = Мe SO4+H2O	Ме 2O3+6HCl = 2 Ме Cl3+3H2O Ме 2O3+3H2SO4 = Ме 2(SO4)3+3H2O
З розчинами лугів	МeO+2KOH+H2O = К2[Мe(OH)4] Мe O+Ва(OH)2+H2O = Ва[ Мe (OH)4]	Ме 2O3+2KOH+3H2O = 2K[ Ме (OH)4] Ме 2O3+Ва(OH)2+3H2O = Ва[ Ме (OH)4]2
З лугами при сплавленні	Мe O+2NaOH Na2 Мe O2+H2O	Мe 2O3+2NaOH 2Na Мe O2+H2O
З основними оксидами	Мe O+Na2O Na2 Мe O2	Мe 2O3+Na2O 2Na Мe O2

Оскільки р -метали можуть виявляти різні ступені окиснення в сполуках, то існують оксиди одного й того ж металу з різними ступенями окиснення, причому оксиди елементів в нижчих ступенях окиснення є більш стійкими. Так, із вищих оксидів V групи складу Ме ₂О₅ (с.о. металу +5) одержані тільки As₂O₅ та Sb₂O₅ (нестійкий), але існують всі нижчі оксиди складу Ме ₂О₃ (с.о. металу +3): As₂O₃ (кислотний оксид), Sb₂O₃ (амфотерний оксид), Ві₂О₅ (основний оксид); поряд з вищими оксидами ІV групи складу Ме О₂ (с.о. металу +4), відомі і нижчі оксиди складу Ме О (с.о. металу +2): GeO (амфотерний оксид з переважно кислотним характером), SnO (амфотерний оксид), PbО (амфотерний оксид з переважно основним характером); для елементів ІІІ групи відомий тільки один нижчий оксид (с.о.+1) – Tl₂O (основний оксид). Очевидно, що в ряду однотипних сполук (наприклад, As₂O₃–Sb₂O₃–Ві₂О₅) кислотні ознаки слабшають і наростають основні.

Необхідно відмітити, що в цілому стійкість сполук з максимальним ступенем окиснення елементу зменшується при переході в групі зверху вниз.

Всі оксиди р -металів – тверді речовини. Деякі хімічні властивості оксидів наведені в таблиці:

№ групи	Нижчі оксиди	Вищі оксиди
ІІІ	–	Al2O3+6HCl = 2AlCl3+3H2O Al2O3+2KOH+3H2O = 2K[Al(OH)4] Al2O3+2NaOH 2NaAlO2+H2O Al2O3+Na2O 2NaAlO2
	–	Аналогічні властивості має Ga2O3, In2O3
	Tl2O+H2O = 2TlОН Tl2O+2HCl = 2TlCl	Tl2O3+6HCl = 2TlCl3+3H2O Tl2O3 Tl2O+O2
IV	GeO+2NaOH+H2O = Na2[Ge(OH)4] GeO+2HCl = GeCl2+H2O	GeO2+2NaOHконц. Na2GeO3+H2O
	SnO+2NaOH+H2O = Na2[Sn(OH)4] SnO+2HCl = SnCl2+H2O	SnO2+2H2SO4конц. Sn(SO4)2+2H2O SnO2+2NaOH Na2SnO3+H2O
	PbO+2NaOH+H2O = Na2[Pb(OH)4] PbO+2HCl = PbCl2+H2O	2CaO+PbO2 Ca2PbO4 2PbO+PbO2 Pb2PbO4
V	As2O3+3H2O = 2H3AsO3 As2O3+2NaOH+3H2O = 2Na[As(OH)4] As2O3+8HCl = 2HAsCl4+3H2O As2O3+4HNO3+7H2O = 6H3AsO4	As2O5+3H2O = 2H3AsO4 As2O5+6NaOH = 2Na3AsO4+3H2O 2As2O5 2As2O3 + O2
	Sb2О5 в воді не розчиняється Sb2O3+2NaOH+3H2O = 2Na[Sb(OH)4] Sb2O3+8HCl = 2HSbCl4+3H2O	Sb2O5+3H2O = 2H3SbO4 розчин. мало Sb2O5+2NaOH+5H2O = 2Na[Sb(OH)6] Sb2O5+2NaOH 2NaSbO3+Н2О 2Sb2O5 2Sb2O3 + O2
	Ві2О5 в воді не розчиняється Ві2О5 з розчинами лугів не взаємодіє Ві2О5+6HCl = 2BiCl3+3H2O	–

Для елементів, що мають оксиди з різними ступенями окиснення, характерні так звані змішані оксиди. Наприклад, оксиди складу Pb₃O₄ º 2PbO× PbO₂; Pb₂O₃ º PbO·PbO₂. Тому розклад PbO₂ при нагріванні може відбуватися по-різному:

4PbO₂ 2Pb₂O₃ + O₂

3PbO₂ Pb₃O₄ + O₂

Аналогічним чином відбувається і розклад Sb₂O₅;

2Sb₂O₅ Sb₂O₄ + O₂ (Sb₂O₄ º Sb₂O₃·Sb₂O₅).

Лужні метали утворюють і сполуки, в яких є хімічні звязки –О–О– пероксиди складу Ме ₂О₂ та надпероксиди Ме О₂. Схильність до утворення таких сполук і їх стійкість зростають від Li до Cs. Властивості пероксидів:

руйнуються водою: 2Na₂O₂+2H₂O = 4NaOH+O₂,

взаємодіють з оксидами неметалів: Na₂O₂ + CO = Na₂CO₃,

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂,

та з кислотами: Na₂O₂+2H₂SO₄= 2NaНSO₄+H₂O_2.

Відомий і пероксид барію ВаО₂, що проявляє властивості солі пероксиду водню: реагує водою BaO₂ + 2H₂O = Вa(OH)₂ + H₂O₂, та з кислотами BaO₂ + H₂SO₄ = H₂O₂ + BaSO₄.

Одержання: З лужних металів прямою взаємодією металу з киснем одержують тільки оксид літію, інші – непрямим шляхом, наприклад Na₂O₂+2Na = 2Na₂O або 2NaOH+2Na = 2Na₂O+H₂.

Оксид алюмінію – спалюванням металу чи термічним розкладом гідроксиду.

Оксиди As₂O₃, Sb₂O₃, Ві₂О₅ одержують прямою взаємодією простих речовин, Sb₂O₃ також взаємодією Sb з розбавленою HNO₃, а Ві₂О₅ – термічним розкладом Bi(NO₃)₃.

Фізичні властивості: Гідроксиди s-елементів – тверді кристалічні речовини білого кольору, добре розчинні у воді (крім Mg(OH)₂ та Be(OH)₂). Загальна назва – луги; окремі гідроксиди мають технічні назви: NaOН – їдкий натр, КОН – їдке калі. Гідроксиди р -елементів – в основному нерозчинні у воді студенисті осади (переважно білого кольору) не завжди визначеного складу.

Хімічні властивості: Гідроксиди s-елементів (та TlOH) – це типові розчинні у воді сильні основи (луги), сила яких зростає в групах із збільшенням порядкового номеру (гідроксид берилію–амфотерний). Так, луги взаємодіють:

§ з кислотними та амфотерними оксидами: 2NaOН+CO₂= Na₂CO₃+H₂O

2NaOН+Al₂O₃ 2NaAlO₂+H₂O,

§ з амфотерними гідроксидами NaOН+Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

NaOН+Al(OH)₃ NaAlO₂+2H₂O

§ з кислотами з утворенням солі та води: 2NaOН+H₂SO₄= Na₂SO₄+2H₂O

§ з pозчинами солей з утворенням осаду: 2NaOН+CuSO₄= Na₂SO₄+Cu(OH)₂¯

§ піддаються термічному розкладу (крім гідроксидів лужних металів, окрім 2LiOH Li₂O+H₂O) 2TlOH Tl₂O+H₂O)

Be(OH)₂ BeO + H₂O

Амфотерність гідроксиду берилію: Ве(ОН)₂+2NaОН = Na₂[Ве(OH)₄]

Ве(ОН)₂+2НCl = BeCl₂+2H₂O

У гідроксидів р -елементів основний характер виражений значно слабіше, вони є нерозчинними у воді, тому для них характерні тільки взаємодія з кислотами та термічний розклад.

Кислотно-основний характер гідроксидів р -елементів такий же, як і у їх оксидів. Реакції амфотерних гідроксидів описуються відповідними рівняннями:

Взаємодія	Ме (ОН)2	Ме (ОН)3
З кислотами	Ме (ОН)2+2HCl = Ме Cl2+2H2O Ме (ОН)2+H2SO4 = Мe SO4+2H2O	Ме (ОН)3+6HCl = 2 Ме Cl3+3H2O Ме (ОН)3+3H2SO4 = Ме 2(SO4)3+3H2O
З розчи­нами лугів	Ме (ОН)2+2KOH = К2[Мe(OH)4] Ме (ОН)2+Ва(OH)2 = Ва[ Мe (OH)4]	Ме (ОН)3+KOH = 2K[ Ме (OH)4] 2 Ме (ОН)3+Ва(OH)2 = Ва[ Ме (OH)4]2
З лугами при сплавл.	Ме (ОН)2+2NaOH Na2 Мe O2+2H2O	Ме (ОН)3+NaOH Na Мe O2+2H2O
З основн. оксидами	Ме (ОН)2+Na2O Na2 Мe O2+H2O	2 Ме (ОН)3+Na2O 2Na Мe O2+3H2O

В Al(OH)₃ i Ga(OH)₃ кислотні і основні властивості виражені приблизно в однаковій мірі, в In(OH)₃ основні властивості виражені сильніше від кислотних, а в Tl(OH)₃ кислотні ознаки практично не проявляються. Таким чином, в цьому ряду чітко спостерігається посилення основних і послаблення кислотних ознак, що корелюється із збільшенням розмірів атому Ме (ІІІ). Разом з тим відомий TlOH проявляє властивості лугів, що теж вказує на збільшення основного характеру для сполук з меншим ступенем окиснення того ж самого елементу.

Гідроксиди елементів IV групи (с.о. елементу +4) неможливо виділити в індивідуальному стані, оскільки при їх одержанні практично утворюються білі студенисті осади змінного складу Мe O₂× n H₂O. Свіжовиготовлені гідроксиди Стануму та Плюмбуму проявляють амфотерні властивості: розчиняються в кислотах і лугах (в останньому випадку утворюються сполуки складу Na₂[ Me (OH)₆]). Оксиди і гідроксиди елементів із с.о. +2 – амфотерні, причому в Ge(OH)₂ переважають кислотні властивості, а у Pb(OH)₂ – основні.

Із вищих гідроксидів V групи (с.о. елементу +5) у вільному вигляді одержана тільки арсенатна кислота H3AsO4 – тверда, розчинна у воді речовина. При спробі одержати стибіатної кислоти утворюється осад невизначеного складу Sb2O5× nH2O. Бісмутатна кислота також не виділена.

Одержання: Гідроксиди утворюються при взаємодії лужних металів або їх оксидів з водою. В промисловості гідроксиди натрію та калію одержують електролізом розчинів хлоридів:

2Cl^–+2Н₂О Н₂+2ОН^–+Cl₂ або 2NaCl+2Н₂О Н₂+2NaОН+Cl₂

Амфотерні гідроксиди одержують при дії аміаку на розчини відповідних солей:

AlCl₃+3NH₃+3H₂O = Al(OH)₃¯ +3NH₄Cl

SnCl₄+4NH₃+6H₂O = H₂[Sn(OH)₆]¯ +4NH₄Cl

Нерозчинні у воді гідроксиди р -металів одержують обмінними реакціями солей з лугами:

Bi(NO₃)₃+3KOH = Bi(OH)₃¯ +3KNO₃

або при дії кислот на аніонні похідні:

Na[Sb(OH)₆]+HCl = NaCl+Sb(OH)₃¯ +H₂O

Солеподібні бінарні сполуки лужних та лужноземельних металів – гідриди, бориди, карбіди, нітриди розкладаються водою:

KH + H₂O = KOH + H₂, BeH₂ + 2H₂O = Be(OH)₂ + H₂

K₃N + 3H₂O = 3KOH + NH₃, Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃

K₂C₂ + 2H₂O = 2KOH + C₂H₂ CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂

Солі лужних та лужноземельних металів – тверді кристалічні речовини білого кольору, переважно стійкі до нагрівання, за винятком нітратів: 2NaNO₃ 2NaNO₂+O₂,

Ca(NO₃)₂ Ca(NO₂)₂ + O₂

Карбонати металів ІІ групи розкладаються при прожарюванні: BaCO₃ BaO+CO₂,

карбонати металів І групи не розкладаються, окрім Li₂CO₃ Li₂O+CO₂

Водні розчини солей лужних та лужноземельних металів з аніонами слабких кислот мають лужну реакцію внаслідок гідролізу, наприклад: Na₂CO₃+H₂O Û NaHCO₃+NaOH.

Солі берилію і барію отруйні.

Сполуки р- елементів ІІІ групи з водних розчинів завжди виділяються у вигляді кристалогідратів, напнриклад Ме Cl₃× 6H₂O, K Me (SO₄)₂× 12H₂O (галуни). Аквакомплекси Алюмінію, Галію, Індію безбарвні, Талію – слабо жовтого кольору. Водні розчини солей сильних кислот мають кислу реакцію внаслідок гідролізу

Me ³⁺+HOH Û Me OH²⁺+H⁺

Солі слабих кислот гідролізують необоротньо, наприклад:

Al₂S₃+6H₂O = 2Al(OH)₃¯ +3H₂S­

Аl, Ga, In з р -елементами V групи утворюють алмазоподібні сполуки типу A^IIIB^V (GaAs, InSb, TlBi), більшість яких є напівпровідниками.

Для Германію й Стануму найхарактерніші ступені окиснення +4, тому сполуки Ge(ІІ) і Sn(ІІ) є сильними відновниками:

GeCl₂+Cl₂= GeCl₄; SnCl₂+Cl₂= SnCl₄

2Bi(NO₃)₃+3Na[Sn(OH)₃]+9NaOH = 2Bi¯ +3Na₂Sn(OH)₆]+6NaNO₃

В той же час для плюмбуму більш характерний ступінь окиснення +2, тому сполуки плюмбуму(ІУ) є сильними окисниками.

5 SO₄+2KMnO₄+8H₂SO₄ =5 (SO₄)₂+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O

SnCl₂ + Cl₂ = SnCl₄

5 O₂+2Mn(NO₃)₂+6HNO₃ = 5 (NO₃)₂+2HMnO₄+2H₂O

PbO₂ + 4HCl = PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Сполуки Стибію та Бісмуту в розчинах оборотньо гідролізують з утворенням малорозчинних основних солей: SbCl₃+H₂O = SbOCl + 2НСl; SbCl₅ + H₂O = SbOCl₃ + 2НСl,

чим пояснюється їх відносно низька токсичність.

Сполуки As(III), Sb(III) є відновниками.

SbCl₃ + Cl₂ = SbCl₅

Окиснювальні властивості характерні для бісмутатів:

2Mn(NO₃)₂+5Na O₃+16HNO₃ = 2HMnO₄+5 (NO₃)₃+5NaNO₃+7H₂O

Сполуки Tl(III) – сильні окисники.

В якості солеподібних сполук, в яких As, Sb, Bi проявляють ступінь окиснення –3, модна розглядати арсеніди, стибіди і бісмутіди s -елементів (K₃Sb, Ca₃As₂).

Посилення металічних властивостей в ряду As–Sb–Bi проявляється також в зміні стійкості солей сполук Е(ІІІ): Солі As(III) нестійкі і у вільному стані не виділені, тоді як для Sb(ІІІ) відомі сульфат та нітрат, тоді як солі Bi(ІІІ) численні і різноманітні.

Солі лужних та лужно-земельних металів забарвлюють полум’я у різні кольори: K – у фіалковий, Na – в жовтий, Li – у червоний, Са –у цегляний, Sr – в малиновий, Ba – синьо-зелений.

Mg виявляють по утворенню білого осаду подвійної солі в реакції

MgSO₄+Na₂HPO₄+NH₄OH = MgNH₄PO₄¯ +Na₂SO₄ + H₂O,

осад розкладається при прожарюванні: 2MgNH₄PO₄ Mg₂P₂O₇ + 2NH₃ + H₂O.

Ва та Са виявляють по утворенню осадів при дії сульфатної кислоти на їх солі:

Ba²⁺+SO₄^2- = BaSO₄¯,

Ca²⁺+SO₄^2-+2H₂O = CaSO₄ × 2 H₂O¯.

Sn⁴⁺-іон при взаємодії з сірководнем дає оранжевий осад, розчинний у сульфіді натрію:

Sn⁴⁺ + 2H₂S = 4H⁺ + SnS₂¯, SnS₂ + Na₂S = Na₂SnS₃.

Sn²⁺-іон при взаємодії з сірководнем дає бурий осад, який розчиняється дисульфідом натрію:

Sn²⁺ + H₂S = 2H⁺ + SnS¯, SnS + Na₂S₂ = Na₂SnS₃.

Pb²⁺-іон при взаємодії з сірководнем дає бурий осад:

Pb²⁺ + H₂S = 2H⁺ + PbS¯.

Al³⁺-іон при дії лугів утворює білий осад, розчинний у надлишку лугу:

Al³⁺ + 3OH^– = Al(OH)₃¯, Al(OH)₃ + KOH = K[Al(OH)₄].

Літій іде на виробництво хімічних джерел струму (акумулятори). Промислове значення мають сполуки натрію: кам’яна або кухонна NaCl – у консервній промисловості та як сировина для виробництва інших сполук, у вигляді ізотонічного (фізіологічного) 0, 9%-го розчину використовується у медицині; каустична сода NaOH використовується при переробці бокситів, виробництві штучних волокон, очистці нафти, миловарінні, добуванні інших сполук натрію; сода Na₂CO₃ використовується у виробництві скла, миловарінні; питну соду NaНCO₃ у медицині використовують для зниження кислотності шлункового соку при ацидозах; металічний натрій використовують для добування інших металів (металотермія) (наприклад, TiCl₄ + 4Na = 4NaCl + Ti); сплав натрію та калію, рідкий за кімнатної температури, використовують для відводу тепла від ядерних реакторів.

Сполуки калію переважно використовуються як мінеральні добрива. У медицині застосовують хлорид калію KСl при серцевій дистрофії, для відновлення вмісту калію в організмі, при важких інтоксикаціях. Використовують як лікарські препарати також бромід та йодид калію (антиструмін).

Цезій використовують для поглинання залишків газів у високовакуумних приладах та у фотоелементах.

Магній та кальцій використовують при одержанні інших металів (металотермія): V₂O₅+5Ca=5CaO + 2V.

Берилій та магній використовують у вигляді сплавів Широке використання знайшли сплави берилію з міддю та магнію з алюмінієм, цинком, марганцем (берилієві бронзи, електрон). Промислове значення мають сполуки кальцію: CaCO₃ (мармур, вапняк) як будівельний матеріал, а також як сировина для виробництва цементу, скла, вапна, гіпсу; СаО (негашене вапно); Са(ОН)₂ (гашене вапно).; СаС₂ (карбід) У медичних цілях використовується гіпс CaSO₄× 2H₂O для іммобілізації кінцівок при переломах, хлорид та глюконат кальцію як протиалергічний та протизапальний препарат, карбонат кальцію (зубна паста).

Сполуки магнію використовуються у медицині як протисудомне, при гіпертонії. Сульфат магнію вживають як послаблююче. Силікат магнію (тальк) використовують як присипку та основу для мазей, оксид – при печії, виразці шлунку.

Пероксид барію використовують для промислового добування гідрогенпероксиду:

BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + H₂O₂.

У медицині використовують нерозчинний сульфат барію як контрастну речовину при рентгенографії кишечника.

Металічний алюміній широко використовується в промисловості. Основна його маса йде на приготування сплавів: дюралюміній (алюміній+мідь_{(1, 4–13 %)})– конструкційний матеріал в авіа- та машинобудуванні, магналін (алюміній+магній_{(5–13 %)}) – конструкційний матеріал в суднобудуванні, силумін (алюміній+кремній) – конструкційний матеріал в автомобіле-, авіа-, машинобудуванні, виробництві точних приладів. Використовують в металургії при виплавленні сплаві та для алюмотермічного одержання багатьох иетплів (кальцію, літію, барю, марганцю, хрому). Суміш оксидів алюмінію та заліза (має назву терміт) використовується для зварювання стальних виробів. З алюмінію виготовляють фольгу, проводи, фарбу “під срібло”, виробляють предмети побуту. Кристалічний оксид алюмінію (корунд) є абразивним матеріалом, деякі його різновиди (рубін, сапфір) є коштовними каміннями. Алюмокалієві галуни використовують для дублення шкір, як протрава при фарбуванні тканин, у виробництві паперу, медицині, фотографії.

Індій, галій і талій використовують для одержання легкоплавких сплавів та одержання напівпровідникових матеріалів.

Сполуки талію отруйні, їх використовують в сільському господарстві як пестициди.

Германій та його сполуки використовують для виготовлення напівпровідникових приладів, скловолокна.

Олово входить до складу багатьох практично важливих сплавів: бронзи (Sn+Cu), бабіту (Sn+Sb), легкоплавкого припою (Sn+Pb). Олово застосовують для нанесення захисних покрить (лудіння заліза).

На основі свинцю виробляють сплави, які використовують як матеріал для підшипників (Pb+Sb+Cu), друкарського шрифту (Pb+Sn+Sb+As). З свинцю виготовляють електроди для акумуляторів, оболонки для кабелів, свинцеві вироби служать захистом від радіоактивного випромінювання. Сполуки плюмбуму є складовою частиною фарб, кришталю, оптичного скла й емалей.

Арсен, стибій і бісмут використовують для виробництва сплавів. Деякі їх сполуки мають напівпровідникові властивості, їх використовують у електронній техніці. Сполуки цих металів отруйні. Їх використовують як пестициди та інсектициди.

У природній воді (за винятком дощової) містяться солі натрію, кальцію, магнію у вигляді гідрокарбонатів, хлоридів та сульфатів. Вода з високим вмістом солей магнію та кальцію називається твердою, а з низьким – м’якою водою. Вміст у воді кальцію та магнію у вигляді хлоридів і сульфатів визначає постійну твердість води. Розчинні гідрокарбонати кальцію та магнію визначають тимчасову твердість води.

Оскільки вода з високим вмістом солей Кальцію та Магнію обмежено придатна до використання у господарській діяльності людини, її необхідно пом’якшувати. При цьому воду обробляють реагентами, які осаджують кальцій та магній у вигляді нерозчинних солей, замінюючи їх на натрій.

Усунення тимчасової твердості води:

1. При кип’ятінні води розчинні гідрокарбонати кальцію та магнію руйнуються і нерозчинні карбонати випадають в осад: 2Ca(HCO₃)₂ CaCO₃ + H₂O + CO₂.

У промисловій водопідготовці даний спосіб не використовується як енергозатратний.

2. При додаванні до твердої води вапна Ca(OH)₂ протікає його взаємодія з гідрокарбонатами, що призводить до випадання осаду карбонатів: Ca(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ = 2CaCO₃ + 2H₂O.

Усунення постійної твердості води:

При усуненні постійної твердості води усувається і тимчасова.

1. Тимчасова твердість усувається повністю і частково постійна при обробці води каустичною содою NaOH: 2NaOH + Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + Na₂CO₃ + 2H₂O,

причому карбонат натрію зв’язує частину іонів магнію: Na₂CO₃ + MgSO₄ = MgCO₃ + Na₂SO₄.

2. При обробці води сумішшю соди з каустичною содою твердість води усувається повністю.

3. Ще більш ефективно діє як пом’якшуючий засіб фосфат натрію, який додають у пральні порошки: 3MgSO₄ + 2Na₃PO₄ = Mg₃(PO₄)₂ + 3Na₂SO₄.

4. При пом’якшенні великої кількості води у промисловості користуються іонообмінними смолами. Іонообмінні смоли – полімери, до складу молекул яких входять функціональні групи, здатні утримувати катіони (катіоніти) або аніони (аніоніти).

Використовують для пом’якшення води катіоніти, переважно сульфовугілля (катіоніт КУ-1). При пропусканні твердої води через колонку, заповнену натрієвою сіллю катіоніту, іони кальцію та магнію реагують з катіонітом і утримуються його функціональними групами, заміщуючи натрій.

Тестові завдання:

1. Як одержати Be(OH)₂ маючи Be, KOH і H₂O, напишіть рівняння реакції.

2. Як одержати Ca(HCO₃)₂ маючи Ca, CO₂ і H₂O, напишіть рівняння реакції.

3. Написати рівняння хімічних реакцій, необхідних для проведення перетворень:
а) K → KOH → KHCO₃ → K₂CO₃ → KCl → KNO₃ → KNO₂
б) NaCl → Na → NaOH → Na₂SO₄ → BaSO₄
в) Na₂O₂ → O₂ → Li₂O → LiCl → Li → LiNO₃
г) Na₂CO₃ → NaHCO₃ → CO₂ → CaCO₃ → CaO → Ca(OH)₂
д) KNO₃ → KNO₂ → KCl → K → KOH → KClO₃
е) NaCl → Na → NaOH → NaCl → Na₂SO₄
ж) Na₂O → NaOH → Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ → NaCl
з) Na₂CO₃ → CO₂ → CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂ → CO₂ → NaHCO₃
і) Ca → Ca(OH)₂ → CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂ → CaCl₂ → Ca(NO₃)₂
к) BeCl₂ → Be → BeO → Be(OH)₂ → BeCO₃ → Be(HCO₃)₂ → BeCO₃ → BeCl₂
л) Mg → MgO → MgCl₂ → MgCO₃ → MgO → Mg(NO₃)₂
м) Be → BeO → Be(OH)₂ → Be(NO₃)₂ → NaNO₃ → NaNO₂
н) Ca → Ca(OH)₂ → CaCO₃ → CaO → CaCl₂ → Ca₃(PO₄)₂ → Ca(H₂PO₄)₂

4. Скласти молекулярні рівняння, за допомогою яких можна здійснити перетворення за такими схемами:
а) Mg²⁺→ Mg⁰→ Mg²⁺→ Mg(OH)₂→ MgSO₄→ Mg(NO₃)₂
б) Ca⁰→ Ca²⁺→ Ca⁰→ CaH₂→ Ca(OH)₂→ Ca(NO₃)₂→ CaO→ CaC