Элементы s-блока 11 класс Заметки по химии Глава 10

Элементы s-блока 11 класс Заметки по химии Глава 10

• General Electronic Configuration of s-Block Elements For alkali metals [noble gas] ns 1 For alkaline earth metals [noble gas] ns 2 • Group 1 Elements: Alkali metals Electronic Configuration, ns 1 , where n represents the valence shell. These elements are called alkali metals because they readily dissolve in water to form soluble hydroxides, which are strongly alkaline in nature. • Atomic and Ionic Radii Atomic and ionic radii of alkali metals increase on moving down the group i.e., they increase in size going from Li to Cs. Alkali metals form monovalent cations by losing one valence electron. Thus cationic radius is less as compared to the parent atom. • Ionization Enthalpy The ionization enthalpies of the alkali metals are generally low and decrease down the group from Li to Cs. Reason: Since alkali metals possess large atomic sizes as a result of which the valence s-electron (ns 1 ) can be easly removed. These values decrease down the group because of decrease in the magnitude of the force of attraction with the nucleus on account of increased atomic radii and screening effect. • Hydration Enthalpy Smaller the size of the ion, more is its tendency to get hydrated hence more is the hydration enthalpy. Hydration enthalpies of alkali metal ions decrease with increase in ionic sizes. Li + > Na + > K + > Rb + > Cs + – Физические свойства (i) Все щелочные металлы – серебристо-белые, мягкие и легкие металлы. (ii) У них обычно низкая плотность, которая увеличивается по мере уменьшения группы. (iii) Они придают цвет окислительному пламени. Это происходит потому, что тепло от пламени возбуждает самый внешний орбитальный электрон на более высокий энергетический уровень. Когда возбужденный электрон возвращается в основное состояние, происходит излучение в видимой области. – Химические свойства щелочных металлов (i) Реакция с воздухом: При контакте с воздухом поверхность щелочных металлов тускнеет из-за образования оксидов и гидроксидов. При нагревании щелочные металлы соединяются с кислородом и образуют различные оксиды в зависимости от их природы. (ii) Реакция с водой: Щелочные металлы реагируют с водой с образованием гидроксида и дигидрогена (iii) Реакция с водородом: Щелочные металлы соединяются с водородом при температуре около 673 К (литий при 1073 К) с образованием гидридов. 2M + H₂ ————-> 2M + Ионный характер гидридов увеличивается от Li к Cs. (iv) Реакция с галогенами: Щелочные металлы соединяются с галогенами напрямую с образованием галогенидов металлов. 2M + X₂————–> 2MX Они имеют высокие температуры плавления и кипения. Порядок реакционной способности M: (v) Восстановительная природа: Щелочные металлы являются сильными восстановителями. В водном растворе было замечено, что восстановительный характер щелочных металлов следует последовательности Na < K < Rb < Cs < Li, Li is the strongest while sodium is least powerful reducing agent. This can be explained in terms of electrode potentials (E°). Since the electrode potential of Li is the lowest. Thus Li is the strongest reducing agent. (vi) Solubility in liquid ammonia: The alkali metals dissolve in liquid ammonia to give deep blue solution. The solution is conducting in nature. M+ (x + y) NH₃ ———-> [M (NH₃) X] + + [e (NH3) y] – Когда свет падает на аммонизированные электроны, они поглощают энергию, соответствующую красному цвету, и излучаемый ими свет имеет синий цвет. В концентрированном растворе цвет меняется от синего до бронзового. Синие растворы парамагнитны, а концентрированные – диамагнитны. – Применение щелочных металлов Применение лития (i) Литий используется в качестве раскислителя при очистке меди и никеля. (ii) Литий используется для изготовления первичных и вторичных батарей. (iii) Гидрид лития используется в качестве источника водорода для метеорологических целей. (iv) Алюминийгидрид лития (LiAlH₄) is a good reducing agent. (v) Lithium carbonate is used in making glass. Uses of Sodium (i) Used as sodium amalgum in laboratory (synthesis of organic compounds). (ii) Sodium is used in sodium vapour lamp. (iii) In molten state, it is used in nuclear reactors. (iv) An alloy of sodium-potassium is used in high temperature thermometres. Uses of Potassium (i) Salts of potassium are used in fertilizers. (ii) Used as reducing agent. Uses of Cesium (i) In rocket propellent (ii) In photographic cells. • Group 2 Elements: Alkaline Earth Metals Alkaline Earth Metals: They were named alkaline earth metals since they were alkaline in nature like alkali metals oxides and they were found in the earth’s crust. Example, Be (Beryllium), Ca, Mg, Sr etc. • Electronic Configuration Their general electronic configuration is represented as [noble gas] ns 2 . • Atomic and Ionic Radii Atomic and ionic radii of alkaline earth metals one comparatively smaller than alkali metals. Within the group atomic and ionic radii increases with the increase in atomic number. Reason: Because these elements have only two valence electrons and the magnitude of the force of attraction with the nucleus is quite small. • Ionization Enthalpies These metals also have low ionization enthalpies due to fairly large size of atoms. As the atomic sizes increase down the group ionization enthalpies are expected to decrease in the same manner. Due to their small size in comparison to alkali metals first ionization enthalpies of alkaline earth metals is higher than that of alkali metals. • Hydration Enthalpies The hydration enthalpies of alkaline earth metal ions are larger than those of the alkali metals. Thus alkaline earth metals have more tendency to become hydrate. The hydration enthalpies decreases down the group since the cationic size increases. Be 2+ > Mg 2+ > Ca 2+ > Sr 2+ > Ba 2+ Металлический характер: Они имеют сильные металлические связи по сравнению со щелочными металлами того же периода. Это объясняется меньшим размером ядра щелочноземельного металла и наличием двух валентных электронов во внешней оболочке. – Физические свойства (i) Они тверже щелочных металлов. (ii) M.P и B.P выше, чем у соответствующих щелочных металлов, из-за их малого размера. (iii) Электроположительный характер увеличивается вниз по группе. (iv) За исключением Be и Mg, все эти металлы придают характерный цвет пламени. (v) Щелочноземельные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью. – Химические свойства 1. Реакция с кислородом. Бериллий и магний кинетически инертны к кислороду из-за образования тонкой пленки оксида на их поверхности. Реакционная способность по отношению к кислороду увеличивается по мере продвижения вниз по группе. 2. Реакция с водой. Поскольку эти металлы менее электроположительны, чем щелочные, они менее реакционноспособны по отношению к воде. Магний реагирует с кипящей водой или паром. Остальные члены группы реагируют даже с холодной водой. Mg + 2H₂0 ——-> Mg(OH)₂ + H₂ Ca + 2H₂0 ————> Ca(OH)₂ + H₂3. Реакция с галогенами. Они соединяются с галогенами при соответствующей температуре с образованием соответствующих галогенидов MX₂. M + X₂ ——–> MX₂ (X = F, Cl, Br, I) Термическое разложение (NH₄)₂ BeF₄используется для получения BeF₂. 4. Реакция с водородом. Эти металлы, за исключением Be, соединяются с водородом непосредственно при нагревании с образованием гидридов металлов. – Общие характеристики соединений оксидов и гидроксидов щелочноземельных металлов (i) Щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом, образуя МО (монооксид). (ii) Эти оксиды очень устойчивы к нагреванию. (iii) BeO имеет амфотерную природу, в то время как оксиды других элементов являются ионными. (iv) За исключением BeO, они являются основными по своей природе и реагируют с водой, образуя малорастворимые гидроксиды. MO + H₂O ———-> M(OH)₂ (v) Гидроксиды щелочноземельных металлов менее стабильны и менее основные, чем гидроксиды щелочных металлов. (vi) Гидроксид бериллия является амфотерным по своей природе. Галогениды Щелочноземельные металлы соединяются непосредственно с галогенами при соответствующих температурах, образуя галогениды, MX₂. They can also be prepared by the action of halogen acids (HX) on metals, metal oxides, metal hydroxides. M + 2HX ——-> MX₂ + H₂ MO + 2HX ——> MX₂ + H₂0 M (OH)₂ + 2HX —–> MX₂ + 2H₂0 (i) За исключением галогенидов бериллия, все остальные галогениды щелочноземельных металлов имеют ионную природу. (ii) За исключением BeCl₂ и MgCl₂ другие хлориды щелочноземельных металлов придают пламени характерные цвета. (iii) Склонность к образованию гидратов галогенидов уменьшается вниз по группе. Например, (MgCl₂– 8 H₂0, CaCl₂– 6 H₂0, SrCl₂– 6 H₂0, BaCl₂– 2 H₂O) (iv) BeCl₂ имеет цепочечную структуру в твердой фазе, как показано ниже. В паровой фазе соединение существует в виде димера, который разлагается при температуре около 1000 К с образованием мономера, в котором атом Be находится в состоянии sp-гибридизации. Сульфаты (i) Сульфаты щелочноземельных металлов представляют собой белые твердые вещества и довольно устойчивы к нагреванию. (ii) BeS0₄ и MgS0₄ легко растворимы в воде. Растворимость уменьшается от BeS0₄ к BaS0₄. Причина. Из-за большей энтальпии гидратации ионов Be 2+ и ионов Mg 2+ они преодолевают фактор энтальпии решетки. Их сульфаты растворимы в воде. Карбонаты Карбонаты щелочноземельных металлов термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. – Некоторые важные соединения кальция Применение: (i) В производстве цемента, карбоната натрия, карбида кальция и т.д. (ii) Используется при очистке сахара. (iii) В производстве красителей. Применение: (i) Используется в производстве строительных материалов. (ii) Используется в белилах в качестве дезинфицирующего средства. (iii) Используется для обнаружения C0₂ в лаборатории. (iii) Карбонат кальция или известняк (CaC0₃) Получение: Карбонат кальция встречается в природе в различных формах, таких как известняк, мрамор, мел и др. Его можно приготовить, пропуская C0₂ через гашеную известь в ограниченном количестве. Ca(OH)₂ + C0₂ ———> CaC0₃ + H₂0 Также может быть получен реакцией раствора карбоната натрия с хлоридом кальция. CaCl₂ + Na₂C0₃ ————> CaC0₃ + 2NaCl Применение: (i) При производстве негашеной извести. (ii) вместе с MgC0₃ используется в качестве флюса при экстракции металлов. (iii) Используется как антацид. (iv) В производстве высококачественной бумаги. (iv) Сульфат кальция (парижский гипс) CaS0₄-1/2H₂0 Приготовление: Получается, когда гипс CaS0₄– 2 H₂0 нагревается до 393 K 2(CaS0₄-2H₂0) ———-> 2(CaS04) . H₂0 + 3H₂0 Выше 393 K образуется безводный CaS04, который называют “мертвым жженым гипсом”. Свойства: (i) Это белый фосфористый порошок. (ii) При смешивании с достаточным количеством воды образуется пластичная твердая масса в течение 15 минут. Применение: (i) Обычно используется при изготовлении гончарных изделий, керамики и т.д. (ii) Используется в хирургических повязках для вправления перелома кости или вывиха. (iii) Для изготовления статуй, поделок, декоративных материалов и т.д. (v) Приготовление цемента: Готовится путем соединения материала, богатого CaO, с другими материалами, такими как глина, которая содержит Si0₂ наряду с оксидами алюминия, железа и магния. Важные ингредиенты портландцемента: (Ca₂Si0₄) дикальций силикат 26% (Ca₂SiO₄) трикальциевый силикат 51% (Ca₃Al₂0₆) трикальциевый алюминат 11% Применение: В штукатурке и в строительстве. – Элементы s-блока составляют элементы групп I и II. – Общая электронная конфигурация группы I = [благородный газ] ns 1 Группа II = [благородный газ] ns 2 – Диагональная связь Первые три элемента второго периода (Li, Be, B) проявляют диагональное сходство с элементами (Mg, Al, Si) третьего периода. Такое сходство называется диагональной связью. – Щелочные металлы – это серебристо-белые мягкие металлы. Они обладают высокой реакционной способностью. Их водные растворы сильно щелочные по своей природе. Их атомные и ионные размеры увеличиваются при движении вниз по группе, а энтальпии ионизации систематически уменьшаются вниз по группе. – Щелочноземельные металлы. Они во многом схожи со щелочными металлами, но из-за малого размера имеют некоторые различия. Их оксиды и гидроксиды менее основные, чем щелочные металлы. – Гидроксид натрия (NaOH) получают электролизом жидкого NaCl в ячейке Кастнера-Келлнера. Гашеная известь Ca(OH)₂ образуется при действии негашеной извести на воду. – Гипс – это CaS0₄. 2 H₂0. При нагревании до 390 K CaS0₄/2H₂0 (парижский гипс) образуется гипс.