Свойства активных металлов и их соединений встречаются практически в каждом варианте ЕГЭ по химии. Ошибки здесь обычно возникают из-за того, что элементы внутри одной подгруппы могут вести себя по-разному — например, литий не всегда реагирует так же, как калий. Разберём ключевые химические свойства щелочных и щёлочноземельных металлов, алгоритмы реакций и типичные ловушки экзамена.

Где встречается тема в ЕГЭ

Понимание свойств $s$ -элементов необходимо для решения тестовой и развёрнутой частей экзамена:

В задании 6 проверяется способность мысленно проводить реакции в пробирках и замечать признаки: выпадение осадка, выделение газа или растворение веществ.
В заданиях 7 и 8 нужно подобрать реагенты и продукты взаимодействия для простых и сложных веществ.
В задании 9 нужно восстановить неорганическую цепочку превращений.
В заданиях 29 и 30 соединения этих металлов чаще всего выступают в роли среды раствора, типичных окислителей и восстановителей или осаждаемых ионов.
В задании 31 (развёрнутая неорганическая цепочка) реакции с активными металлами часто становятся началом длинного пути превращений.

Особенности строения элементов

Щелочные металлы располагаются в главной подгруппе I группы (IA). К ним относятся $L i; N a; K; R b; C s; F r$ . На внешнем энергетическом уровне у них находится один электрон ( $n s^{1}$ ). В соединениях они проявляют строго постоянную степень окисления $+ 1$ .[i]

Щёлочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы (IIA). К ним относят $C a; S r; B a; R a$ . Отдельно от них рассматривают магний ( $M g$ ). У элементов IIA группы на внешнем уровне два электрона ( $n s^{2}$ ), а их единственная устойчивая степень окисления равна $+ 2$ .[i]

Все рассматриваемые металлы очень активны. Они являются сильными восстановителями, поэтому в природе встречаются исключительно в виде соединений — солей или минералов. Это мягкие металлы (натрий и калий легко режутся ножом), они имеют низкие температуры плавления и высокую электропроводность. Хранят наиболее активные из них под слоем керосина или минерального масла, чтобы избежать реакции с влагой и кислородом воздуха.[i]

Таблица характерных степеней окисления

Элемент	Степень окисления	Пример соединения	Характер соединения
Щелочные металлы ( $N a$ , $K$ )	$+ 1$	$N a_{2} O, K C l, K O H$	Основный
Щёлочноземельные металлы ( $C a$ , $B a$ )	$+ 2$	$C a O, B a (N O_{3})_{2}, B a (O H)_{2}$	Основный
Магний ( $M g$ )	$+ 2$	$M g O, M g S O_{4}, M g (O H)_{2}$	Основный

Подготовка к экзаменам в 100балльном репетиторе

Химические свойства простых веществ

Активность металлов возрастает при движении вниз по группе. Чем больше радиус атома, тем легче металл отдаёт валентные электроны.

Реакции с неметаллами

Главная специфика щелочных металлов проявляется в реакциях с кислородом.

При горении на воздухе только литий даёт оксид. Натрий образует пероксид, а калий, рубидий и цезий превращаются в надпероксиды (супероксиды). Металлы второй группы при горении образуют оксиды.[i]

Пероксид для бария можно получить при нагревании оксида бария в кислороде, но базовой реакцией горения бария остаётся образование оксида.

4 L i + O_{2} \to 2 L i_{2} O; 2 N a + O_{2} \to N a_{2} O_{2}; K + O_{2} \to K O_{2}; 2 M g + O_{2} \to 2 M g O

Активные металлы бурно реагируют с галогенами (фтором, хлором, бромом, иодом) и серой с образованием соответствующих бинарных соединений:

2 N a + C l_{2} \to 2 N a C l; C a + B r_{2} \to C a B r_{2}; 2 K + S \to K_{2} S

Азот взаимодействует с большинством металлов только при нагревании. Исключение — литий. Он способен связывать атмосферный азот уже при комнатной температуре.

6 L i + N_{2} \to 2 L i_{3} N (без нагревания); 3 M g + N_{2} \to M g_{3} N_{2} (при нагревании)

Реакция с водородом приводит к образованию солеподобных гидридов. Они содержат ион водорода со степенью окисления $- 1$ . Реакция идёт при нагревании.

2 N a + H_{2} \to 2 N a H

Углерод и фосфор вступают в реакцию при высоких температурах с образованием карбидов и фосфидов соответственно.

C a + 2 C \to C a C_{2} (ацетиленид кальция); 2 N a + 2 C \to N a_{2} C_{2} (ацетиленид натрия); 3 K + P \to K_{3} P

Реакции с водой

Щелочные и щёлочноземельные металлы бурно взаимодействуют с водой при обычных условиях.[i]

Образуется растворимое основание (щёлочь) и выделяется водород.

2 N a + 2 H_{2} O \to 2 N a O H + H_{2} ↑; C a + 2 H_{2} O \to C a (O H)_{2} + H_{2} ↑

Магний при комнатной температуре с водой не взаимодействует из-за плотной оксидной плёнки на поверхности. В горячей воде магний медленно растворяется с образованием гидроксида, а при взаимодействии раскалённого металла с водяным паром образуется оксид.[i]

M g + 2 H_{2} O \to M g (O H)_{2} + H_{2} ↑ (в горячей воде); M g + H_{2} O \to M g O + H_{2} ↑ (с водяным паром)

Реакции с кислотами

С разбавленными кислотами-неокислителями (соляной, разбавленной серной и другими) реакция идёт со взрывом. Металл вытесняет водород по стандартной схеме:

M g + 2 H C l \to M g C l_{2} + H_{2} ↑

При реакции с кислотами-окислителями (азотной и концентрированной серной) выделения водорода не происходит. Активные металлы восстанавливают кислоты до низших степеней окисления неметалла. Для очень разбавленной азотной кислоты характерно образование нитрата аммония.

4Mg + 10HNO3 (очень~разб.) → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O; 8Na + 5H2SO4 (конц.) → 4Na2SO4 + H2S + 4H2O

Специфические свойства магния

Магний обладает исключительно сильным сродством к кислороду. Он способен гореть даже в атмосфере углекислого газа, отбирая у него кислород, поэтому горящий магний нельзя тушить углекислотным огнетушителем.[i]

2 M g + C O_{2} \to 2 M g O + C

Также магний используют в металлургии для вытеснения других элементов из их оксидов или галогенидов. Этот процесс называется магнийтермией.[i]

T i C l_{4} + 2 M g \to T i + 2 M g C l_{2} (при нагревании)

Физические и химические свойства оксидов

Оксиды рассматриваемых металлов — это твёрдые вещества белого или сероватого цвета с высокой температурой плавления. Оксиды элементов IA и IIA групп, а также оксид магния являются типичными основными оксидами.

Реакции с водой

Оксиды металлов IA и IIA групп активно реагируют с водой, образуя щёлочи. Процесс сопровождается выделением большого количества теплоты. Гашение извести — классический пример такой реакции.[i]

N a_{2} O + H_{2} O \to 2 N a O H; C a O + H_{2} O \to C a (O H)_{2}

Оксид магния с водой не реагирует.

Реакции с кислотами и оксидами

Оксиды активных металлов легко реагируют с кислотными оксидами, образуя соли.

K_{2} O + C O_{2} \to K_{2} C O_{3}; B a O + S O_{3} \to B a S O_{4}

Они также взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды.

M g O + 2 H C l \to M g C l_{2} + H_{2} O

N a_{2} O + Z n O \to N a_{2} Z n O_{2} (при сплавлении); C a O + A l_{2} O_{3} \to C a (A l O_{2})_{2} (при сплавлении); N a_{2} O + 2 Z n (O H)_{2} \to N a_{2} Z n O_{2} + 2 H_{2} O (при сплавлении)

Физические и химические свойства гидроксидов

Гидроксиды металлов IA и IIA групп являются сильными основаниями (щелочами). Они хорошо растворимы в воде. Гидроксид кальция малорастворим в воде, но по химическим свойствам всё равно относится к щелочам. Гидроксид магния $M g (O H)_{2}$ практически нерастворим в воде и является слабым основанием.[i]

Реакции с простыми веществами

Щёлочи реагируют с некоторыми неметаллами. Важно запомнить реакции диспропорционирования галогенов, серы и фосфора в щелочной среде. Температурный режим здесь играет ключевую роль.

Без нагревания (в холодной щёлочи) хлор образует хлорид и гипохлорит:

2 N a O H + C l_{2} \to N a C l + N a C l O + H_{2} O

Бром с холодной щёлочью реагирует подобным образом.

При нагревании хлор образует хлорид и хлорат:

6 K O H + 3 C l_{2} \to 5 K C l + K C l O_{3} + 3 H_{2} O

Аналогично реагируют бром и иод.

Сера реагирует с горячей щёлочью с образованием сульфида и сульфита:

6 N a O H + 3 S \to 2 N a_{2} S + N a_{2} S O_{3} + 3 H_{2} O

Фосфор диспропорционирует до фосфина и гипофосфита:

4 P + 3 K O H + 3 H_{2} O \to P H_{3} + 3 K H_{2} P O_{2}

Щёлочи способны растворять амфотерные металлы (цинк, алюминий, бериллий) в водном растворе с образованием комплексных солей и выделением водорода.

2 K O H + Z n + 2 H_{2} O \to K_{2} [Z n (O H)_{4}] + H_{2} ↑

Реакции с кислотами и оксидами

Реакция между щёлочью и кислотным оксидом или кислотой протекает с образованием соли и воды.

N a O H + H C l \to N a C l + H_{2} O

Если пропускать углекислый газ через известковую воду, сначала выпадает белый осадок карбоната кальция (это качественная реакция на углекислый газ).

C a (O H)_{2} + C O_{2} \to C a C O_{3} ↓ + H_{2} O

При дальнейшем пропускании избытка углекислого газа осадок растворяется, так как образуется кислая соль.

C a C O_{3} + C O_{2} + H_{2} O \to C a (H C O_{3})_{2}

Основные гидроксиды реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами в растворе, образуя растворимые комплексные соединения.

2 N a O H + A l_{2} O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 N a [A l (O H)_{4}]; N a O H + A l (O H)_{3} \to N a [A l (O H)_{4}]

При сплавлении получаются средние соли.

4 N a O H + 2 A l_{2} O_{3} \to 4 N a A l O_{2} + 2 H_{2} O; N a O H + A l (O H)_{3} \to N a A l O_{2} + 2 H_{2} O

Реакции с солями

Реакция ионного обмена растворов щелочей с солями идёт только в том случае, если образуется осадок или выделяется газ.

M g C l_{2} + 2 K O H \to M g (O H)_{2} ↓ + 2 K C l; B a (O H)_{2} + N a_{2} S O_{4} \to B a S O_{4} ↓ + 2 N a O H

Физические и химические свойства солей

Соли щелочных металлов преимущественно хорошо растворимы в воде. Растворимость солей щёлочноземельных металлов и магния зависит от аниона.

Качественные реакции на ионы

Один из способов аналитического обнаружения элементов — окрашивание пламени солями металлов. Ионы вызывают характерное свечение.

Ион металла	Цвет пламени
$L i^{+}$	Карминово-красный
$N a^{+}$	Жёлтый
$K^{+}$	Фиолетовый
$C a^{2 +}$	Кирпично-красный
$S r^{2 +}$	Малиновый
$B a^{2 +}$	Жёлто-зелёный

Цвета пламени ионов металлов в качественной реакции на литий, натрий, калий, кальций и барий.

Реакции ионного обмена между солями проходят по стандартным правилам: реакция протекает до конца, если образуется газ, осадок или слабый электролит (например, вода).[i]

N a_{2} C O_{3} + C a C l_{2} \to C a C O_{3} ↓ + 2 N a C l

Термическое разложение солей

Карбонаты магния и элементов II группы разлагаются при нагревании на оксид металла и углекислый газ.

C a C O_{3} \to C a O + C O_{2} ↑; M g C O_{3} \to M g O + C O_{2} ↑

Продукты термического разложения нитратов зависят от активности металла. Щелочные и щёлочноземельные металлы (расположенные в ряду напряжений до магния) при разложении их нитратов образуют нитрит и кислород (например, $2 K N O_{3} \to 2 K N O_{2} + O_{2} ↑$ ). Нитрат магния разлагается по правилу металлов средней активности: на оксид, бурый газ (диоксид азота) и кислород. Нитрат лития, несмотря на высокую активность металла, также разлагается с образованием оксида.[i]

2 M g (N O_{3})_{2} \to 2 M g O + 4 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑; 4 L i N O_{3} \to 2 L i_{2} O + 4 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑

Разбор заданий ЕГЭ

Распознавание свойств типичных металлов требуется во многих номерах контрольных измерительных материалов. Рассмотрим их на конкретных примерах.

Пример 1

Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых это вещество может взаимодействовать.
Вещество: $B a (O H)_{2}$
Реагенты:
$N a H S O_{4}$ , $H_{2} O$ , $F e$ .
$C u (N O_{3})_{2}$ , $H C l$ , $C O_{2}$ .
$L i O H$ , $H N O_{3}$ , $H C l$ .
[i]

Проанализируем химическую природу гидроксида бария. Это сильное основание (щёлочь). Значит, вещество не будет реагировать с металлами (железом), водой и другими щелочами. Сразу отбрасываем вариант 1 (содержит железо и воду) и вариант 3 (содержит гидроксид лития).

Проверим вариант 2. Гидроксид бария вступит в реакцию обмена с нитратом меди(II), так как выпадет осадок $C u (O H)_{2}$ . Он прореагирует с соляной кислотой по реакции нейтрализации. И вступит в реакцию с кислотным оксидом $C O_{2}$ с образованием карбоната бария.

Ответ: 2.

Пример 2

Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакции.
Реагенты:
А) $C O_{2} + C a O \to$
Б) $C O_{2}$ (изб.) $+ C a (O H)_{2} \to$
Продукты:
$C a C O_{3}$ .
$C a (H C O_{3})_{2}$ .
$C a (H C O_{3})_{2} + H_{2} O$ .
$C a C O_{3} + H_{2} O$ .
[i]

Реакция А демонстрирует взаимодействие кислотного оксида с основным оксидом. Это реакция соединения. Образуется средняя соль карбонат кальция: $C a O + C O_{2} \to C a C O_{3}$ . Подходит вариант 1.

Реакция Б показывает взаимодействие щёлочи с избытком кислотного оксида. Избыток многоосновной кислоты или соответствующего ей кислотного оксида всегда приводит к образованию кислой соли. Вода при этом не образуется: $C a (O H)_{2} + 2 C O_{2} \to C a (H C O_{3})_{2}$ . Подходит вариант 2.

Ответ: 12.

Пример 3

К раствору гидроксида натрия добавили оксид алюминия. Через полученный раствор пропустили избыток углекислого газа. Выпавший белый осадок отделили и растворили в соляной кислоте. К полученному раствору добавили раствор сульфита калия, при этом наблюдали образование осадка и выделение газа. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.[i]

В реакции раствора щёлочи и амфотерного оксида образуется комплексная соль:
$2 N a O H + A l_{2} O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 N a [A l (O H)_{4}]$ .
Пропускание избытка углекислого газа разрушает комплекс с выпадением амфотерного гидроксида в осадок и образованием кислой соли угольной кислоты:
$N a [A l (O H)_{4}] + C O_{2} \to A l (O H)_{3} ↓ + N a H C O_{3}$ .
При растворении амфотерного гидроксида в кислоте протекает классическая реакция обмена:
$A l (O H)_{3} + 3 H C l \to A l C l_{3} + 3 H_{2} O$ .
Взаимодействие полученного хлорида алюминия с сульфитом калия в растворе приводит к взаимному необратимому гидролизу двух солей, так как сульфит алюминия в водной среде полностью разлагается водой:
$2 A l C l_{3} + 3 K_{2} S O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 A l (O H)_{3} ↓ + 3 S O_{2} ↑ + 6 K C l$ .

Типичные ошибки на экзамене

Основные ловушки, в которые можно попасть на экзамене:

Написание уравнения горения натрия с образованием оксида. Применяя стандартное правило кислородного окисления, часто пишут оксид натрия ( $N a_{2} O$ ). Натрий всегда реагирует с избытком кислорода с образованием пероксида: $2 N a + O_{2} \to N a_{2} O_{2}$ .
Ожидание реакции железа с водным раствором гидроксида натрия. Возникает путаница между железом и истинно амфотерными металлами (цинк, алюминий, бериллий). Щёлочи растворяют амфотерные металлы, но железо ни в растворах, ни в расплавах щелочей вступать в реакцию не будет.
Термическое разложение щелочей на оксид и воду. Это правило работает для всех нерастворимых оснований, но гидроксиды щелочных металлов плавятся при высокой температуре без разложения.
Запись уравнения реакции магния с холодной водой. Проводя аналогию с кальцием и барием, составляют реакцию гидратации магния при комнатной температуре. Нужно помнить, что магний покрыт прочной оксидной плёнкой и реагирует лишь в горячей воде или с водяным паром.

Заключение

Теперь ты знаешь, как меняется активность металлов в IA и IIA группах, какие продукты образуются при их горении и как они взаимодействуют с различными сложными веществами. Ты умеешь определять признаки реакций и восстанавливать неорганические цепочки. Эти знания помогут без ошибок справляться с заданиями тестовой части и уверенно писать уравнения для заданий 29–31. Чтобы закрепить тему, рекомендуем решить 8–10 заданий на пройденную тему в «100балльном банке».

Щелочные и щёлочноземельные металлы, магний и их соединения: полный разбор для подготовки к ЕГЭ

Где встречается тема в ЕГЭ