Металлы: Na, K, Ca, Mg, Al

Цели урока

• Описывать химические свойства натрия, калия, кальция, магния и алюминия.
• Записывать уравнения реакций этих металлов с кислородом, галогенами, серой, водой, кислотами и щелочами.
• Объяснять особенности алюминия (амфотерность, пассивация, защитная оксидная плёнка).
• Характеризовать оксиды и гидроксиды этих металлов (основные для Na, K, Ca, Mg и амфотерные для Al).
• Сравнивать активность металлов по электрохимическому ряду напряжений.

Зачем это нужно на ЕГЭ

Данные металлы и их соединения – постоянные «герои» заданий:

• Задания №6, 7, 8 – уравнения реакций с участием металлов (например, взаимодействие алюминия со щелочью или магния с углекислым газом).
• Задание №9 – цепочки превращений, где часто фигурируют Na, Ca, Al и их соединения.
• Задание №31 – качественные реакции на катионы $Na^+$, $K^+$, $Ca^{2+}$, $Mg^{2+}$, $Al^{3+}$ (окрашивание пламени, осаждение гидроксидов).

Понимание свойств этих металлов необходимо для выполнения многих заданий и позволяет правильно прогнозировать продукты реакций.

Теория

1. Положение в Периодической системе и общие свойства

• Na, K – элементы IA группы (щелочные металлы). На внешнем уровне 1 электрон. Сильные восстановители.
• Ca, Mg – элементы IIA группы (щелочноземельные и магний). На внешнем уровне 2 электрона. Активные восстановители, но менее активны, чем Na и K.
• Al – элемент IIIA группы. На внешнем уровне 3 электрона. Амфотерный металл, покрыт прочной оксидной плёнкой.

Все эти металлы легко окисляются. В ряду активности они стоят левее водорода, поэтому способны вытеснять $H_2$ из воды и кислот (кроме Al в пассивированном состоянии).

2. Натрий и калий (щелочные металлы)

2.1. Физические свойства и хранение

• Мягкие (режутся ножом), легкие ($\rho < 1$ г/см³), легкоплавкие.
• Хранят под слоем керосина или минерального масла (реагируют с кислородом и влагой воздуха).
• На воздухе быстро тускнеют (плёнка оксида, пероксида, гидроксида, карбоната).

2.2. Химические свойства

Взаимодействие с неметаллами (обычно при нагревании или даже на холоде):

$$4Na + O_2 \rightarrow 2Na_2O \quad (\text{на воздухе, медленно})$$ $$2Na + O_2 \xrightarrow{t^\circ} Na_2O_2 \quad (\text{пероксид, при горении})$$ $$2K + O_2 \xrightarrow{t^\circ} KO_2 \quad (\text{надпероксид, при горении})$$ $$2Na + Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2NaCl$$ $$2Na + S \xrightarrow{t^\circ} Na_2S$$

Взаимодействие с водой – бурно, со взрывом (особенно K). Натрий плавает на поверхности, выделяется водород и образуется щёлочь:

$$2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2\uparrow$$ $$2K + 2H_2O \rightarrow 2KOH + H_2\uparrow$$

Взаимодействие с кислотами – слишком бурное (может быть взрыв), обычно не используется на практике. В разбавленных кислотах металл реагирует прежде всего с водой, а не с $H^+$, затем щёлочь нейтрализуется кислотой. Суммарно выделяется водород.

Взаимодействие с водородом – при нагревании образуют гидриды:

$$2Na + H_2 \xrightarrow{t^\circ} 2NaH$$

(гидрид натрия, ионное соединение, содержит $H^-$)

Взаимодействие с аммиаком (жидким) – образуют амиды:

$$2Na + 2NH_3 \rightarrow 2NaNH_2 + H_2\uparrow$$

Получение – электролизом расплавов галогенидов (например, $2NaCl \rightarrow 2Na + Cl_2$). В лаборатории не получают из-за высокой активности.

2.3. Оксиды, гидроксиды и соли щелочных металлов

• Оксид натрия $Na_2O$ – основной оксид, бурно реагирует с водой: $Na_2O + H_2O \rightarrow 2NaOH$.
• Пероксид натрия $Na_2O_2$ – сильный окислитель, с водой даёт $H_2O_2$ и $NaOH$.
• Гидроксиды $NaOH$, $KOH$ – сильные основания (щёлочи), едкие, гигроскопичные.
• Соли щелочных металлов практически все растворимы в воде (исключения: $Na_3[Co(NO_2)_6]$, $K_2Na[Co(NO_2)_6]$ – используются в аналитике).

Качественные реакции на ионы $Na^+$ и $K^+$ – окрашивание пламени: $Na^+$ – жёлтый, $K^+$ – фиолетовый (через синее стекло).

3. Кальций и магний (элементы IIA группы)

3.1. Общая характеристика

• Твёрдые металлы, плотность магния – 1,74 г/см³, кальция – 1,55 г/см³. Магний – довольно твёрдый, кальций – мягче.
• На воздухе покрываются оксидной плёнкой, но магний более устойчив.
• В ряду активности стоят левее водорода, но реагируют с водой медленнее щелочных металлов.

3.2. Химические свойства

Взаимодействие с неметаллами (при нагревании):

$$2Mg + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2MgO \quad (\text{яркая вспышка})$$ $$2Ca + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2CaO$$ $$Mg + Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} MgCl_2$$ $$Mg + S \xrightarrow{t^\circ} MgS$$ $$Ca + H_2 \xrightarrow{t^\circ} CaH_2 \quad (\text{гидрид кальция})$$

Взаимодействие с водой:

• Магний медленно реагирует с холодной водой, быстрее – с горячей: $$Mg + 2H_2O \xrightarrow{t^\circ} Mg(OH)_2 + H_2\uparrow$$
• Кальций энергично реагирует с водой (но без взрыва): $$Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2\uparrow$$ Раствор $Ca(OH)_2$ – известковая вода (мутнеет от $CO_2$).

Взаимодействие с кислотами – хорошо реагируют с разбавленными кислотами с выделением $H_2$:

$$Mg + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2\uparrow$$ $$Ca + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2\uparrow$$

Взаимодействие с азотом – при нагревании:

$$3Mg + N_2 \xrightarrow{t^\circ} Mg_3N_2 \quad (\text{нитрид магния})$$ $$3Ca + N_2 \xrightarrow{t^\circ} Ca_3N_2$$

Нитриды гидролизуются водой с выделением $NH_3$: $Mg_3N_2 + 6H_2O \rightarrow 3Mg(OH)_2 + 2NH_3\uparrow$.

Взаимодействие с углекислым газом – магний горит в $CO_2$ (поэтому тушить горящий магний водой или углекислотным огнетушителем нельзя):

$$2Mg + CO_2 \xrightarrow{t^\circ} 2MgO + C$$

Получение – электролизом расплавов хлоридов (для Ca) или металлотермией (Mg восстанавливают из оксида кремнием).

3.3. Оксиды и гидроксиды

• Оксиды $MgO$ (жжёная магнезия), $CaO$ (негашёная известь) – основные оксиды. $MgO$ с водой реагирует медленно, $CaO$ – бурно: $CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$ (гашёная известь).
• Гидроксиды: $Mg(OH)_2$ – нерастворимое основание (белый осадок), $Ca(OH)_2$ – малорастворимое (известковая вода, насыщенный раствор – известковая вода, взвесь – известковое молоко). Оба реагируют с кислотами, $Ca(OH)_2$ – с $CO_2$ (помутнение).

Качественные реакции: ион $Ca^{2+}$ даёт белый осадок $CaC_2O_4$ с оксалатом аммония; $Mg^{2+}$ – белый осадок $Mg(OH)_2$ при добавлении щёлочи (осадок не растворяется в избытке щёлочи, в отличие от $Al^{3+}$, $Zn^{2+}$).

4. Алюминий

4.1. Особенности и получение

Алюминий – серебристо-белый металл, лёгкий ($\rho = 2,7$ г/см³), пластичный, с высокой тепло- и электропроводностью. Покрыт прочной оксидной плёнкой ($Al_2O_3$), которая защищает его от дальнейшего окисления и придаёт устойчивость к коррозии.

Получение – электролизом расплава $Al_2O_3$ в криолите $Na_3AlF_6$.

4.2. Химические свойства

Взаимодействие с неметаллами (при нагревании):

$$4Al + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Al_2O_3$$ $$2Al + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2AlCl_3$$ $$2Al + 3S \xrightarrow{t^\circ} Al_2S_3$$ $$2Al + N_2 \xrightarrow{t^\circ} 2AlN$$ $$4Al + 3C \xrightarrow{t^\circ} Al_4C_3 \quad (\text{карбид алюминия})$$

Взаимодействие с водой – в обычных условиях не реагирует из-за оксидной плёнки. При удалении плёнки (амальгамированием) реагирует:

$$2Al + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3 \downarrow + 3H_2\uparrow$$

Взаимодействие с кислотами:

• С соляной и разбавленной серной кислотами реагирует, выделяя $H_2$: $$2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2\uparrow$$
• Концентрированная $HNO_3$ и концентрированная $H_2SO_4$ на холоде пассивируют алюминий (оксидная плёнка становится более плотной). При нагревании реакция идёт: $$Al + 6HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Al(NO_3)_3 + 3NO_2\uparrow + 3H_2O$$
• Очень разбавленная $HNO_3$ может восстанавливаться до $NH_4NO_3$: $$8Al + 30HNO_3(\text{оч. разб.}) \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3NH_4NO_3 + 9H_2O$$

Взаимодействие со щелочами – важнейшая особенность алюминия: растворяется в растворах щелочей с образованием тетрагидроксоалюминатов и выделением водорода:

$$2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow$$

При сплавлении с твёрдыми щелочами образуются алюминаты:

$$2Al + 6NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2Na_3AlO_3 + 3H_2\uparrow$$

(или $NaAlO_2$ в зависимости от условий).

Термическое восстановление металлов – алюминотермия: $2Al + Fe_2O_3 \rightarrow Al_2O_3 + 2Fe$.

4.3. Оксид и гидроксид алюминия – амфотерность

• Оксид $Al_2O_3$ – белый тугоплавкий порошок (корунд). Не растворяется в воде. Амфотерен:

  $$Al_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2O$$ $$Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] \quad (\text{в растворе})$$ $$Al_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2NaAlO_2 + H_2O \quad (\text{сплавление})$$

• Гидроксид $Al(OH)_3$ – белый студенистый осадок. Получают действием аммиака или ограниченного количества щёлочи на соли $Al^{3+}$. Амфотерен:

  $$Al(OH)_3 + 3HCl \rightarrow AlCl_3 + 3H_2O$$ $$Al(OH)_3 + NaOH \rightarrow Na[Al(OH)_4] \quad (\text{в растворе})$$ $$Al(OH)_3 + NaOH \xrightarrow{t^\circ} NaAlO_2 + 2H_2O \quad (\text{сплавление})$$

  При нагревании разлагается: $2Al(OH)_3 \rightarrow Al_2O_3 + 3H_2O$.

Качественная реакция на ион $Al^{3+}$ – при добавлении щёлочи выпадает белый осадок $Al(OH)_3$, растворимый в избытке щёлочи (в отличие от $Mg(OH)_2$, $Ca(OH)_2$). Также $Al(OH)_3$ не растворяется в $NH_3\cdot H_2O$.

Примеры

Пример 1 (задание 7)

Напишите уравнение реакции алюминия с гидроксидом калия в водном растворе.

Решение:

$$2Al + 2KOH + 6H_2O \rightarrow 2K[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow$$

Пример 2 (задание 6)

Укажите, с какими из перечисленных веществ реагирует кальций:

1. $H_2O$
2. $NaCl$ (р-р)
3. $O_2$
4. $CO_2$
5. $HCl$ (разб.)

Решение: Кальций реагирует с водой (1), кислородом (3), углекислым газом (4 – при нагревании: $2Ca + CO_2 \rightarrow 2CaO + C$), с соляной кислотой (5). С раствором $NaCl$ не реагирует (не вытесняет натрий). Ответ: 1,3,4,5.

Пример 3 (задание 8)

Сокращённое ионное уравнение $2Na + 2H_2O = 2Na^+ + 2OH^- + H_2\uparrow$ соответствует реакции:

1. натрия с водой
2. оксида натрия с водой
3. гидрида натрия с водой
4. натрия с гидроксидом натрия

Решение: В ионном уравнении участвуют металл $Na$ и $H_2O$, продуктом является $H_2$. Оксид натрия с водой даёт $NaOH$ без газа. Гидрид натрия с водой даёт $NaOH$ и $H_2$, но в левой части нет $Na$ (есть $NaH$). Правильный ответ – 1.

Вопросы для самопроверки

1. Почему натрий и калий нельзя хранить на воздухе? Как их хранят?
2. Напишите уравнения реакций натрия с кислородом (при обычных условиях и при горении).
3. Сравните взаимодействие магния и кальция с водой. В каком случае реакция идёт быстрее и почему?
4. Почему алюминий не реагирует с холодной концентрированной азотной кислотой?
5. Как получить гидроксид алюминия из хлорида алюминия? Почему нельзя использовать избыток гидроксида натрия?
6. Напишите уравнение реакции алюминия с оксидом железа(III). Как называется этот процесс?
7. Какие качественные реакции используют для обнаружения ионов $Ca^{2+}$ и $Al^{3+}$?

Краткий конспект

• Натрий и калий: очень активны, хранят под керосином, бурно реагируют с водой и кислородом, образуют пероксиды/надпероксиды. С $H_2$ дают гидриды. Щёлочи $NaOH$, $KOH$ – сильные основания.
• Магний и кальций: менее активны, чем щелочные металлы. $Mg$ медленно реагирует с водой (особенно горячей), $Ca$ – энергичнее. Оба реагируют с кислотами, горят на воздухе. Магний горит в $CO_2$. Оксиды $MgO$ и $CaO$ – основные, гидроксиды – основания ($Mg(OH)_2$ нерастворим, $Ca(OH)_2$ малорастворим).
• Алюминий: покрыт оксидной плёнкой, поэтому устойчив на воздухе и в холодных концентрированных $HNO_3$, $H_2SO_4$. Реагирует с разбавленными кислотами с выделением $H_2$ и с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов. $Al_2O_3$ и $Al(OH)_3$ – амфотерны.
• Все перечисленные металлы восстанавливают водород из кислот. В ряду активности они левее $H_2$.

Что изучать дальше

В следующих уроках мы продолжим знакомство с металлами — изучим цинк, хром, железо и медь (урок 30). Там вы увидите свойства металлов переменной валентности, амфотерность цинка и хрома, а также важные соединения железа. Затем перейдём к способам получения металлов (урок 31). Не пропустите!