1. S-ЭЛЕМЕНТЫ (IA, IIA -металлы)
СТРОЕНИЕ АТОМОВ. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ.
Валентная конфигурация:…nS1-2. Металлы 1А–
группы называются щелочными. Металлы IIA–группы
– щёлочноземельными (кроме Be и Mg). Первые
реагируют с водой, давая щёлочи, вторые образуют
оксиды – «щёлочные земли».
Распространённость: В свободном виде в
природе не встречаются!
Ca, Na, K, Mg входят в число 8 самых
распространённых элементов, на долю которых
приходится 98% от массы земной коры:
http://arkadiyzaharov.ru/studentu/chto-delat-studentam/neorganicheskaya-ximiya/

2. РАСПРОСТРАНЕННОСТЬ В ПРИРОДЕ
O, Si, Al, Fe, Ca, Na, K, Mg, H, Ti, C, Cl, P, S, N, Mn, F, Ba
98% массы зем. коры
99,8% массы зем. коры
Важнейшие минералы:
хлориды, нитраты, карбонаты, сульфаты
NaСl – каменная соль; MgСl2∙KСl∙6H2O – карналит
KCl – сильвин; MgCO3 – магнезит
NaNO3 – селитра (Чили.); CaCO3 – известняк
KNO3 – селитра CaCO3∙ MgCO3 – доломит
CaSO4∙2H2O – гипс

3. 2. ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА. ПОЛУЧЕНИЕ
S-Металлы характеризуются высокими отрица-
тельными значениями стандартных элетродных
потенциалов Е0, поэтому они не могут быть получены
химическим восстановлением.
S-Металлы получают электролизом расплавлен-
ных хлоридов.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:
Все IA-металлы и Ва имеют ОЦК – решетку; Be, Mg
– ГПУ ; Ca,Sr – ГЦК – решётку.
В целом прочность металлической связи для
металлов IIA–группы невелика и ещё меньше для
IA–металлов:

4. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Число делокализованных
Прочность метал. элетров
связи ≈ в расчете на 1 атом.
Металлический радиус
Поэтому IA–металлы очень мягкие, легко режутся
ножом, имеют небольшую плотность: Li, Na, K легче
воды! У них низкие значения Т.пл. и Т. кип.
Цезий (Ce), например, имеет Т.пл. = 28 0С !
IIA–металлы более твёрдые и более плотные, с
более высокими Т.пл. и Т. кип. У Ве Т.пл. равна
1278 0С. У остальных не выше 850 0С.

5. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
S-Металлы имеют:
1) постоянную степень окисления: +1 и +2 для IA– и
IIA– металлов, соответственно.
2) низкие значения энергий ионизации (I, кДж/
моль):
Мг + I = М1+ + 1e- ; (I = от 5,39 у Li до 3,98 у Fr)
Мг + I = М2+ + 2e- ; (I = от 18,21 у Be до 10,1 у Ra)
3) низкие значения Е0, В.
M1+ + e- = Mтв ; (Е0 = от -3,05 у Li до -2,92 В у Cs)
M2+ + 2e- = Mтв ;(Е0 = от -1,85 у Be до -2,90 В у Ba)
ВЫВОД. S-Металлы обладают высокой
реакционной способностью! Это - сильные
восстановители!

6. Взаимодействие IA, IIA –металлов с кислородом:
S-Металлы легко сгорают на воздухе (Cs и Rb само-
воспламеняются), образуя три типа соединений :
оксиды: М2О и МО (все IIA – металлы и Li)
пероксиды: М2О2 и МО2 ( М = Na и Li)
супероксиды: МО2 ( KO2, RbO2 и CsO2)
оксиды содержат ион О2-; пероксиды – ион О22‾ (–О–О–);
супероксиды – О2‾. Все они реагируют с водой,
образуя щелочные растворы:
О2–(тв.) + Н2О (ж) = 2ОН–
О22– (тв.) + 2Н2О(ж.) = 2ОН–+ Н2О2
О2– (тв.) + 2Н2О(ж.) = 2ОН– + Н2О2 + О2↑
Например:
Na2O2 (тв.) + 2Н2О(ж.) = 2NaOH + Н2О2(водн.)
ВаО2 (тв.) + 2Н2О(ж.) = Ва(ОН)2 + Н2О2(водн.)

7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОРОДОМ:
Все s-металлы, кроме Ве реагируют с водородом
при температуре от 300 до 700 оС, образуя гидриды
состава МН и МН2; гидриды легко разрушаются
водой (гидролиз):
МН + Н2О = МОН + Н2
МН2 + 2Н2О = МОН + 2Н2
или в ионном виде :Н– + НОН = Н2 + 2ОН–
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С С ГАЛОГЕНАМИ:
IIA–металлы легко реагируют при обычных условиях
или при небольшом нагревании; IA–металлы
самовоспламеняются в атмосфере фтора и хлора,
образуя соединения состава МCl2 и МCl .

8. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕНЕЕ АКТИВНЫМИ
НЕМЕТАЛЛАМИ:
При нагревании все S-металлы реагируют с серой,
азотом, фосфором, углеродом, кремнием и др.,
образуя сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды,
силициды:
Ca + C = CaC2
Mg + Si = Mg2Si
Mg + 2P = Mg3P2
Li + N2 = Li3N
2Na + S = Na2S (бурно)

9. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ И КИСЛОТАМИ:
IA-металлы реагируют с водой на холоду. Реакцион-
ная способность растет в ряду:
Li < Na < K < Rb < Cs
Li реагирует относительно медленно, а калий уже
взрывообразно с воспламенением:
М + Н2О = МОН + ½ Н2
IIA-металлы тоже восстанавливают воду, но
труднее; Ве с трудом реагирует не только с холодной
водой, но даже с паром, Mg – с холодной водой
медленно, с паром – бурно:
М + 2Н2О = М(ОН)2 + Н2
С кислотами IA-металлы реагируют со взрывом!
IIA-металлы – спокойнее. Бериллий реагирует с
кислотами очень медленно.

10. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С АММИАКОМ:
Все IA-металлы, а также Ca, Sr и Ba с жидким
аммиаком образуют ионные амиды:
Na (тв.) + NH3 (г.) = Na+NH2– (тв.) + ½ H2 (г.)
Ca (тв.) + 2NH3 (г.) = Ca(NH2)2 (тв.) + H2 (г.)
При нагревании в парах аммиака IA-металлы как и с
жидким NH3 образуют амиды, а IIA-металлы – либо
нитриды, либо гидриды:
Mg (тв.) + 2NH3 (г.) = Mg3N2 (тв.) + 3 H2 (г.)
3Ca (тв.) + 2NH3 (г.) = 3CaH2 (тв.) + N2 (г.)

11. КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ АЛКАЛИДЫ
Растворы IA-металлов, за исключением Li, в
аминах и эфирах содержат частицы трех типов:
катион щелочного металла М+
анион щелочного металла :М–
сольватированный электрон е– (сольв.)
Образование катиона и аниона происходит в
результате диспропорционирования:
RNH2
2М (тв.) М+ + :М–
Катион в растворе может стабилизироваться,
вступая в реакцию комплексообразования с краун-
эфиром:

12. СТАБИЛИЗАЦИЯ КАТИОНОВ В РАСТВОРЕ
РЕЗУЛЬТАТЕ РЕАКЦИИ
КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЯ С КРАУН ЭФИРОМ:
О
О О
Cs+
О О
О
Н2С
≡
Н2С

13. КРАУН- ЭФИРЫ И КРИПТАНДЫ
S
O O C
HN NH
O O O O
O O O O
O O O O
O O O O
HN NH
O O C
S

14. 3. СОЕДИНЕНИЯ s-МЕТАЛЛОВ
3.1 Оксиды М2О, МО:
Получение:
При сгорании щелочных металлов в избытке кисло-
рода образуются соединения следующего состава:
Li2O Na2O2 KO2 RbO2 CsO2
Нормальные оксиды щелочных металлов, за исклю-
чением Li2O, могут быть получены только косвенным
путем, например:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
Оксиды IIА-металлов могут быть получены взаимо-
действием простых веществ или разложением
карбонатов:
MgCO3 = MgO + CO2

15. СВОЙСТВА ОКСИДОВ М2О, МО:
Нормальные оксиды щелочных металлов М2О, а
также щелочноземельных СаО, SrO, BaO реакцион-
носпособные вещества, энергично взаимодействуют
с водой, образуя гидроксиды состава МОН и М(ОН)2:
Na2О(к.) + Н2О(г.) = 2NaОН(к)
CaO(к.) + Н2О(г.) = Ca(ОН)2 (к)
Химическая активность усиливается в рядах:
Li2O < Na2O < K2O < Rb2O < Cs2O
BeO < MgO < CaO < SrO < BaO
BeO с водой не взаимодействует.

16. ОКСИДЫ БЕРИЛЛИЯ И МАГНИЯ
Оксиды MgO и BeO – твёрдые тугоплавкие
вещества, предварительно прокалённые химически
неактивны.
MgO – типично основный оксид, проявляет все
свойства основных оксидов. BeO – амфотерен, не
растворяется в воде, при сплавлении взаимо-
действует с основными и кислотными оксидами;
применяется в качестве огнеупорного материала;
как замедлитель и отражатель нейтронов в атомной
энергетике.

17. 3.2 Гидроксиды МеОН и Ме(ОН)2
Гидроксиды МеОН, а также Ca(ОН)2 , Sr(ОН)2,
Ba(ОН)2 – сильные основания (щёлочи). Основный
характер гидроксидов, а также их растворимость и
термическая устойчивость усиливаются в рядах:
LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH
Be(ОН)2 < Mg(ОН)2 < Ca(ОН)2 < Sr(ОН)2 < Ba(ОН)2
Mg(ОН)2 – основание средней силы, растворяется
вытесняя NH4OH из NH4Cl:
Mg(ОН)2 + NH4Cl = MgCl2 + NH4OH
Be(ОН)2 – полимерное соединение, в воде не
растворяется, амфотерен, растворяется в кислотах и
щелочах.

18. Гидроксиды щелочно-земельных металлов
Раствор Ba(ОН)2 (баритовая вода) – лабораторный
реактив для открытия СО2. Гидроксид Ca(ОН)2
(известковая вода, гашеная известь) применяется
в качестве дешевого растворимого основания.
3.3 СОЛИ S-МЕТАЛЛОВ:
Соли IA-металлов принадлежат к числу наиболее
ионных соединений, хотя степень ионности в них
никогда не достигает 100% . Степень ковалентности
ионного соединения зависит от способности катиона
поляризовать анион (правило Фаянса- Некрасова):
«Cтепень ковалентности соединения тем
выше, чем больше заряды ионов, меньше
катион и больше анион»

19. 3.3 СОЛИ S-МЕТАЛЛОВ.
ОСОБЕННОСТИ БЕРИЛЛИЯ
Наибльшим поляризующим действием из катионов
s-металлов обладает катион Ве2+ (наименьший
радиус при наибольшем заряде). По этой причине
соединения бериллия, а также лития проявляют
большую степень ковалентности, чем соответст-
вующие соли других s-металлов.
Благодаря высокому поляризующему действию
катионов Ве2+ и Li+ соли бериллия и лития с
крупными анионами неустойчивы. Например
карбонат бериллия не существует при обычных
условиях, так как легко разлагается:
< 20 0С
ВеCO3 BeO + CO2
Сравните:
>1000 0С
СаCO3 СаO + CO2

20. 3.3 СОЛИ S-МЕТАЛЛОВ.
ОСОБЕННОСТИ БЕРИЛЛИЯ И ЛИТИЯ
Бериллий проявляет сходство с алюминием (диаго-
нальное сходство), карбонат которого тоже не
существует.
Бериллий обладает сильно выраженной
способностью образовывать тетраэдрические
комплексы, например [Ве(H2O)4]2+, [Be(OH)4]2– ,
[ВеF4]2– .
Поляризующее действие иона Li+ выше чем у других
s-металлов, но меньше, чем у иона Ве2+.
Карбонат, нитрат, гидроксид лития разлагаются при
нагревании.

21. РАСТВОРИМОСТЬ СОЕДИНЕНИЙ
S-МЕТАЛЛОВ:
Общие закономерности:
1. Соли всех металлов 1A- и IIА-групп растворимы в
воде. Исключение: LiF.
2. Соли IIA-металлов c однозарядными анионами
растворимы (например, хлориды, бромиды, иодиды,
нитраты, нитриты, ацетаты). Исключение:
фториды и гидроксиды.
3. Соли IIA-металлов с анионами с зарядом –2, как
правило, не растворимы. Например, с анионами
SO42–, CO32–, CrO4+, C2O42–, PO43–.

22. Задача
1. Рассчитать растворимость BaCrO4 (ПР = 1,2∙10–10)
в 0,001М растворе HCl. Для хромовой кислоты К1 =
1,1∙10–2, К2 = 3,2∙10–7. Прежде чем провести расчет,
предскажите будет ли растворимость BaCrO4 в
растворе кислоты больше (меньше), чем в воде (без
учёта гидролиза соли)?
Информация к размышлению:
Равновесие 1: BaCrO4 (тв.) ↔ Ba2+ + CrO42–
Равновесие 2: CrO42– + Н+ ↔ HCrO4–
Равновесие 3: НCrO4– + Н+ ↔ H2CrO4

23. РЕШЕНИЕ:
В нейтральном растворе BaCrO4 устанавливается
равновесие:
Равновесие 1: BaCrO4 (тв.) ↔ Ba2+ + CrO42–
Растворимость(S) находим из выражения для
ПРBaCrO4:
ПРBaCrO4 = [Ba2+]∙[ CrO42–] = S2
________ ________
S = √ ПРBaCrO4 = √ 1,2∙10–10 = 1,1∙10–5 моль/

24. В присутствии сильной кислоты в водном растворе
BaCrO4 устанавливается ещё два равновесия:
Равновесие 2: CrO42– + Н+ ↔ HCrO4–
[HCrO4–]
Кравн = 1/ К2 = ––––––––––––
[CrO42–]∙[ Н+]
Равновесие 3: HCrO4– + Н+ ↔ H2CrO4
[H2CrO4]
Кравн = 1/ К1 = ––––––––––––
[CrO42–]∙[ Н+]

25. В соответствии с принципом Ле-Шателье
уменьшение концентрации хромат ионов CrO42–
вследствие их связывания в ионы HCrO4– и
молекулы H2CrO4 частично компенсируется
сдвигом равновесия 1 вправо, в результате
растворимость (S) осадка возрастёт.
Согласно уравнению материального баланса
(УМБ) растворимость равна сумме концентра-
ций всех форм хромат-иона в растворе
S = [Ba2+] = [CrO42–] + [HCrO4–] + [H2CrO4]

26. Как следует из УМБ:
S = [Ba2+] = [CrO42–] + [HCrO4–] + [H2CrO4]
концентрация ионов [CrO42–], которая остаётся в
растворе и участвует в равновесии с твёрдой фазой
(Равновесие 1) будет составлять лишь какую-то
долю α2 от всех форм его существования в растворе:
[CrO42–] [CrO42–]
α2 = ––––––––––––––––––––––––– = ––––––––
[CrO42–] + [HCrO4–] + [H2CrO4] S
Отсюда: [CrO42–] = α2∙ S

27. Чтобы найти α2, надо выразить концентрации
ионов [HCrO4–] и [H2CrO4] в знаменателе через
концентрацию [CrO42–] из уравнений для констант
равновесия 1/К2 и 1/К1.
После несложных преобразований (попробуйте
сделать это самостоятельно) получим оконча-
тельное выражение для расчета мольной доли
ионов [CrO42–] в растворе:

28. K1∙K2
α2 = –––––––––––––––––––––––
[H+]2 + K1∙[H+] + K1∙K2
Подставляя сюда значения K1, K2 и [H+] из условия
задачи получим:
1,1∙10–2 ∙ 3,2∙10–7
α2 = –––––––––––––––––––––––––––––– = 2,9∙10–4
1∙10–6 + 1,1∙10–2∙10–3 + 1,1∙10–2 ∙3,2∙10–7

29. Из выражения для произведения растворимости
BaCrO4 находим:
ПРBaCrO4 = [Ba2+]∙[ CrO42–] = S∙(α2∙ S) = α2∙ S2
____________ ________________
S = √ ПРBaCrO4 / α2 = √1,2∙10–10/2,9∙10–4 = 6,4∙10–4
моль/л
В нейтральном растворе растворимость была равна
1,1∙10–5 моль/л. Таким образом в 0.001М растворе НCl
она возросла в
6,4∙10–4/1,1∙10–5 = 58 раз.

30. Следует заметить, что
значение и форма выражения константы какого-
либо данного равновесия (например, равновесия 1)
ни коим образом не зависит от протекания в
растворе дополнительных конкурирующих реакций.
Так в рассматриваемом примере произведение
растворимости ПРBaCrO4 описывает соотношение
между равновесными концентрациями [Ba2+] и
[CrO42–] независимо от того присутствуют ли в
растворе ионы водорода Н+.
Другими словами, при постоянной температу-
ре в насыщенном растворе BaCrO4 произведе-
ние [Ba2+]∙[ CrO42–] – величина постоянная.

31. Конечно в присутствии ионов Н+ количество
растворившегося BaCrO4 увеличивается, но это
происходит не в результате изменения ионного
произведения [Ba2+]∙[ CrO42–], а за счет превращения
части осадка в [HCrO4–] и [H2CrO4].
В общем случае растворимость осадка всегда
увеличивается в присутствии ионов или
молекул, образующих с ионами осадка раствори-
мые соединения или комплексы.