IA ir IIA grupių metalai

IA grupės metalai yra gana minkšti. Lydymosi temperatūros, tankiai maži. Temperatūros grupėse kylant aukštyn didėja, tankiai – mažėja. IIA grupės metalų fizikinės savybės: kietesni už šarminius metalus, lydymosi temperatūra aukštesnė, tankiai didesni. IA grupės metalai turi po 1 valentinį elektroną (s1), IIA grupės – po 2 elektronus (s2). Susidarant metališkajam ryšiui, kiekvienas IA grupės metalo atomas duoda tik po vieną elektroną. Dėl to šarminiai metalai yra minkšti.

IA ir IIA grupių metalų elektroninė sandara yra tokia, kad norėdami įgyti artimiausių intertinį dujų elektroninį apvalkalą, jie tuuri atiduoti savo valentinius elektronus. Vykstant oksidacijos, redukcijos reakcijoms, šie metalai būna tik reduktoriais.

IA grupės metalai reaguoja: su vandeniliu (visi; reakcija vyksta kaitinant: 2Na+H22NaH); su halogenais (visi: 2Na+Cl22NaCl); su azotu (tiktais Li: 6Li+N22Li3N); visi reaguoja su S (Se, Te: 2Na+SNa2S); visi reaguoja su deguonimi (susidaro Li2O oksidas, Na2O2 peroksidas, KO2, RbO2, CsO2 superoksidas); visi su vandeniu (greičiausiai reaguoja K, Rb, Cs, lėčiausiai – Li: 2Na+2H2O2NaOH+H2); su rūgštimis (visi: 2Na+2HCl2NaCl+H2).

IIA grupės metalai reaguoja: su vandeniliu (visi išskyrus Be ir Mg; vyksta tik kaaitinant); su halogenais (visi); su azotu (visi, išskyrus Be); Visi, išskyrus Be su S (Se, Te); visi su deguonimi (Ba gali sudaryti oksidą ir peroksidą); visi, išskyrus Be su vandeniu (Mg reaguoja lėtai, kiti greičiau); su rūgštimis (visi).

IA ir IIA gr

rupių metalai linkę sudaryti junginius su VIIA, VIA ir VA grupių elementų nemetalais. Be ir Mg sąvybės skiriasi nuo kitų IIA grupės elementų, todėl šarminių žemių metalais paprastai laikomi tik Cs, Ba, Sr ir Ra.

IA ir IIA grupių metalų oksidai ir hidroksidai turi bazinių savybių (išskyrus Be, kurio hidroksidas yra amfoterinis). Šarminiai metalai reaguodami su deguonimi labiau linkę sudaryti peroksidinius junginius, jų oksidus galima padaryti kitais būdais (Na2O2 + 2Na  2Na2O). natrio peroksidui reaguojant su CO2, išsiskiria deguonis (2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2). Visos šarminių metalų druskos ir hidroksidai yra tirpūs. Šarminių metalų oksidai reaguoja su vandeniu (Na2O + H2O  2Na+ + 2OH-). Panašiai atsitinka ir su hidridais, kurie sudaryti iš metalo katijonų ir H- anijonų (NaH + H2O  2Na+ + 2OH- + H2).

Tas pats vandenyje atsitinka irr šarminių žemių metalų oksidams ir hodroksidams. Susidarantys jų hidroksidai mažiau tirpūs vandenyje.

Aktyviausi nemetalai, VIIA grupės elementai – halogenai. Halogenams turėtų būti būdingi šie oksidacijos laipsniai: +7, +5 ir -1 (gali būti ir +3, +1). Fluoras labiausiai elektriškai neigiamas elementas. Halogenų oksidai yra nepatvarūs, sunkiai pagaminami junginiai. Dažniausias halogenų oksidacijos laipsnis yra -1. Visi halogenų junginiai, kuriuose halogenai turi teigiamą oksidacijos laipsnį yra nelabai patvarūs. Laisvi halogenai sudaro molekules: F2, Cl2, Br2, I2.

Fizikinės halogenų savybės: F2 – gelsvos dujos; Cl2 – gelsvai žalsvos dujos; Br2 – raudonai rudas skystis, I2

2 – juoda kita medžiaga. Temperatūros grupėse aukštyn mažėja.

Cheminės halogenų savybės: reaguoja su metalais (2Fe+3Cl22FeCl3); su vandeniliu (H2+Cl22HCl; su Cl reikia švitinti, su Br ir I – kaitinti. Didėjant halogeno atominiam skaičiui – rūgštis stiprėja). Reaguoja su vandeniu (2F2+2H2O4HF+O2; Cl2+H2OHCl+HClO; F – smarkiai; Cl – tik dalis; Br ir I – nežymiai); aktyvesni halogenai išstumia mažiau aktyvius( Cl2+2KBr2KCl+Br2. Reaguoja su (ne)sočiaisiais angliavandeniliais (CH4+Cl2CH3Cl+HCl; C2H4+Cl2C2H4Cl2).

Chloro junginiuose didėjant Ch oksidacijos laipsniui, deguoninių Ch rūgščių stiprumas ir rūgščių bei druskų terminis stabilumas didėja, o oksidacinės savybės silpnėja.

Elementai, sudarantys junginius, būdingus ir metalams, ir nemetalams – amfoteriniai elementai (dažniausiai būna prie įstrižianės, skiriančios metalus nuo nemetalų (Be, Al, Zn)). 2Al+6HCl2AlCl3+3H2; 2Al+2NaOH2Na[Al(OH) 4]+3H2; Aliuminis yra vienas iš aktyvesnių metalų, bet dėl saveikos su oru aliuminio pavuiršiuje susidaro intertiško oksido Al2O3 plėvelė (ją tirpina koncentruoti šarmų tirpalai: AlO+2NaOH+3HO2Na[Al(OH) 4]). Aliuminio hodroksidas reaguoja ir su rūgštimis ir su šarmais. (Al(OH)3+NaOHNa[Al(OH) 4]; Al(OH) 3+3HClAlCl3+3H2O) Atsargiai parūgštinus natrio aliuminato tirpalą, gali vėl susidaryti aliuminio hidroksido nuosėdos (Na[Al(OH) 4]+HClAl(OH) 3+NaCl+H2O).

Svarbiausios iš stipriųjų rūgščių yra druskos, sieros ir azoto rūgštys. Tirpaluose jos visiškai jonizuojasi. Stipriosios rūgštys reaguoja su metalų oksidais, hodroksidais, kai kuriomis druskomis (mainų reakcijos).CaO+2HClCaCl2+H2O; KOH+HClKCl+H2O; K2CO3+2HCl2KCl+CO2+H2O. Svarbus mainų reakcijų bruožas: joms vykstant, nė vienas elementas nekeičia savo oksidacijos laipsnio. Mainų reakcijos niekada nebūna oksidacijos – redukcijos re

eakcijomis. Pavadavimos reakcijos: vien.med. + sud.med.  nauj.vien.med. + nauj.sud.med. (pvz.: metalų reakcijos su druskomis). Metalas gali išstumti visus, toliau už jį įtampų eilėje ęsančius metalus.

Pavadavimos reakcijos priklauso oksidacijos – redukcijos reakcijoms. Dauguma rūgščių reaguoja su laisvaisiais metalais, veikiamos tų pačių dėsningumų, kaip ir metalų bei druskų reakcijos. Rūgščių vandenilį gali pavaduoti visi metalai, kurie įtampų eilėje yra iki vandenilio. (CuO+2HClCuCl2+H2O) Praskiesta sieros rūgštis su metalais reaguoja lygiai taip pat kaip druskos rūgštis. Tačiau koncentruota sieros rūgštis ir bet kokios koncentracijos azoto rūgštis yra stiprūs oksidatoriai. Joms reaguojant su metalais keičiasi ne vandenilio, bet sieors ir azoto oksidacijos laipsniai. (2H2SO4(konc)+CuCuSO4+SO2+2H2O) Koncentruota sieros rūgštis pasyvina palyginti aktyvius metalus (geležis, aliuminis, chloras).

Reaguojant tiek koncentruotai, tiek praskiestai sieros rūgščiai u metalais, vandenilis neišsiskiria. Vykstant tokioms reakcijoms, azoto rūgštis gali redukuotis iki NO2, NO, N2O, N2, NH4+.

Su koncentruota azoto rūgštimi taurieji metalai (Pt, Au) nereaguoja; mažo aktyvumo metalai (Ag, Hg, Pb) reaguoja (HNO3+CuCu(NO3) 2+NO2+H2O); su Fe, Cr, Al nereaguoja (juos pasyvina); su vidutinio aktyvumo metalais (Zn) reaguoja (HNO3+ZnZn(NO3)2+NO+H2O); su nemetalais (S, P, C) reaguoja (S+HNO3H2SO4+NO2+H2O). Su praskiesta azoto rūgštimi taurieji metalai (Pt, Au) nereaguoja; mažo aktyvumo metalai (Ag, Hg, Pb) reaguoja (HNO3+CuCu(NO3) 2+NO+H2O) ; su Fe, Cr, Al reaguoja (kaip visutinio aktyumo metalai); su vidutinio aktyvumo metalais (Z

Zn) reaguoja (HNO3+ZnZn(NO3)2+N2O+H2O; HNO3+ZnZn(NO3)2+NH4NO3+H2O); su nemetalais (S, P, C) nereaguoja.

Didelė druskų dalis kaitinama skyla. Druskos patvarumas priklauso nuo metalų aktyvumo (vietos metalų įtampų eilėje) ir nuo anijono prigimties. Kuo aktyvesnis metalas tuo jo druskos termiškai patvaresnės. Chloridai yra termiškai atsaparūs, sulfatai gana atsparūs kaitrai (visutinio ir mažo aktyvumo metalų sulfatai aukštose temperatūrose skyla į oksidus). Nitratai skyla (išsiskiria deguonis). Didžioji dauguma karbonatų neatsaparūs kaitrai (2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2). Šarminių metalų karbonatai atsaprūs kaitrai, šarminių metalų rūgštieji karbonatai lengvai skyla. Šarminių žemių karbonatai skyla 800-1000 laipsnių t (CaCO3CaO+CO2). šarminių žemių rūgštiesji karbonatai egzistuoja tik tirpaluose (pvz.: Ca(HCO3) 2CaCO3+H2O+CO2). Kitų metalų karbanatai skyla į metalo oksią ir CO2 palyginti žemoje temperatūroje.

Nitratų skilimo reakcijos: nuo Li iki Mg (imtinai) susidaro nitratai ir O2. Mg – Cu (imtinai) skyla į metalo oksidą, azoto oksidą (IV) ir deguonį. Po Cu skyla į lasivąjį metalą, azoto (IV) oksidą ir deguonį.

Leave a Comment