s block

ACC- CH-s-BLOCK 1s-BLOCK The elements in which the last electron enters the outermost s-orbital are called s - block elements. The group 1 and 2 of periodic table belong to the s-block. ALKALI METALS ALKALI METAL AND THEIR COMPOUNDS (i) The Elements : are Li , Na, K, Rb, Cs, Fr (Radioactive :  t1/2 of  Fr233 = 21 minutes) group - I elements are called alkali metals because they from hydroxides on reaction with water, which are alkaline in nature. Outer Electronic configuration :  ns1 (ii) Atomic Radii. The atomic radii of alkali metals are largest in their respective periods. The atomic radii increase on moving down the group from top to bottom. Li  <  Na  <  K  <  Rb  <  Cs  <  Fr (iii) Ionic Radii. Alkali metals change into positively charged ions by losing their outermost electron. These ions are considerably smaller than the parent atoms. Ionic radii increase on moving down the group. (iv) Density. Alkali metals have low densities due to their large atomic size. Densities increase on going down the group from top to bottom. Potassium is, however lighter than sodium. Li  <  K  <  Na  <  Rb  <  Cs Exception : Density of K < Na due to abnormal increment in size of K. (v) Ionization Energy. The first ionization energies of alkali metals are very low as compared with the other elements of the same period. Li  >  Na  >  K  >  Rb  >  Cs (vi) Electropositive Character. On account of their low ionization energies, these metals have a strong tendency to lose their valence electrons and thus change into positive ions. Consequently, alkali metals are strongly electropositive or metallic in character. As this tendency for losing electrons increases down the group, the electropositive character increases. Li  <  Na  <  K  <  Rb  <  Cs (vii) Oxidation State. Alkali metals exhibit an oxidation state of +1. (viii) Reducing Character : All the alkali metals are good reducing agents due to their low ionization energies. Their reducing character, however, follows the order : Na < K < Rb < Cs < Li BANSAL CLASSES Private Ltd. ‘Gaurav Tower’, A-10, Road No.-1, I.P.I.A., Kota-05 2 ACC- CH-s-BLOCK The reducing character of any metal is best measured in terms of its electrode potential which among other things depends upon its (i) heat of vaporization (ii) ionization energy and (iii) heat of hydration. Since Li+ ion has the smaller size, its heat of hydration has the highest value. Therefore, among the alkali   metals Li has the highest negative electrode potential  E 0Li  / Li  3.05 volts  and hence is the strongest reducing agent. Element Li Na K Rb Cs Fr E 0M  / M (V) at 298 K for –3.05 –2.71 –2.93 –2.93 –2.92 – M+ (aq.) + e¯  M(s) (ix) Melting and Boiling point. The generally low values for cohesive energy are reflected in the very low values of melting and boiling points in the group. The cohesive energy decreases down the group, and the melting points decreases correspondingly. Melting point (ºC) Boiling point (ºC) Li 181 1347 Na 98 881 K 63 766 Rb 39 688 Cs 28.5 705 (x) Softness: These metals are  soft and Malleable and have metallic lusture when they are freshly cut due to oscillation of loosely binded electrons. 1 (xi) Ionic Mobility: Ionic mobility    Size of hydrated ion Size of the hydrated ion is = Li+(aq) > Na+(aq) > K+(aq) > Rb+(aq) > Cs+(aq) Order of ionic mobility Li+(aq) < Na+(aq) < K+(aq) < Rb+(aq) < Cs+(aq) (xii) Crystal Structure : All the Alkali metals have  their  body  centre cubic (BCC) structure with coordination Number 8. (xiii) Flame Colouration. Alkali metals impart characteristic colours to the flame when they are heated in a Bunsen burner flame. Li–Carmine Red, Na–Golden Yellow, K– violet (Lilac),  Rb–Reddish Violet; Cs–Blue violet (xiv) Colour - The compounds of alkali metals are typically white (xv) Magnetic behaviour - The compounds of alkali metals are diamagnetic. Superoxides of alkali metals are, however, paramagnetic. (xvi) Hydration. Most of alkali metal salts dissolve in water. In solution alkali metal ions are hydrated. Since Li+ ion is smallest in size it is most heavily hydrated. Salts of lithium such as LiF, Li2CO3, Li3PO4 are insoluble in water. BANSAL CLASSES Private Ltd. ‘Gaurav Tower’, A-10, Road No.-1, I.P.I.A., Kota-05 ACC- CH-s-BLOCK 3 Illustration 1. The first three elements of Group 1 have the following atomic structures (a) Lithium : 3p, 4n; 2, 1 electrons (b) Sodium : 11p, 12n; 2, 8, 1 electrons (c) Potassium : 19p, 20n; 2, 8, 8, 1 electrons Which of the following features causes them to have similar properties ? (A) The same number of protons (B) More protons than electrons (C) Two electrons in the first shell (D) One electron in the outermost shell. Ans. (D) Sol. One electron in the outermost shell. 2. Considering greater polarization in LiCl compared to that in NaCl, which of the following statements you would expect to be wrong ? (A) LiCl has lower melting point than that of NaCl (B) LiCl dissolves more in organic solvents (C) LiCl will ionize in water more than NaCl (D) Fused LiCl would be less conducting than fused NaCl. Ans. (C) Sol. According to Fajan’s rules, higher the polarization, higher is the covalent character. Thus, LiCl is covalent while NaCl  is ionic. As a result, LiCl will not ionize in water more than NaCl. Exercise 1. Sodium ordinarily does not show an oxidation state of +2, because of its (A) High first ionization potential (B) High second ionization potential (C) Large ionic radius (D) High electronegativity Ans. (B) 2. Mark the false statement ? (A) The electropositive character of alkali metals decreases with increase in atomic number (B) Lithium is a hard metal and cannot be cut with a knife (C) Alkali metals are strong reducing agents (D) Electronegativities of all alkali metals lie between 1.0 to 0.7. Ans. (A) BANSAL CLASSES Private Ltd. ‘Gaurav Tower’, A-10, Road No.-1, I.P.I.A., Kota-05 4 ACC- CH-s-BLOCK CHEMICAL PROPERTIES  The alkali metals are highly reactive elements. The reactivity of alkali metals is due to low value of ionization energy; and low heat of atomisation.  The reactivity of alkali metals increases from Li to Cs (i) Reaction with hydrogen. Alkali metals react with dry hydrogen to form hydrides.  Heat 2M  H 2  2 M H  These hydrides are ionic in nature and exist as crystalline solids.  The hydrides of alkali metals react with water to form corresponding hydroxides and hydrogen gas LiH + H2O   LiOH + H2 NaH  +  H2O    NaOH  +  H2  These hydrides are strong reducing agents  and their reducing nature increases down the group.  Alkali metals also from complex hydrides such as LiAlH4 and NaBH4, which are also good reducing agents. Alkali metal hydrides donot exist in water and this reaction with any other reagent is carried out in protic solvent. Dry ether 4LiH + AlCl3     LiAlH4 + 3LiCl 500 550K 4NaH  +  B(OCH3 ) 3    Na[BH4]  +  3NaOCH3 Trimethylb orate  Fused alkali metal hydrides on electrolysis produces H2 gas at anode (ii) Formation of oxides and hydroxides : (a) These are most reactive metals and have strong affinity for O2 quickly tarnish in air due to the formation of a film of their oxides on the surface. These are, therefore, kept under kerosene or paraffin oil to protect them from air. M + O2 M2O M2O2  Oxide Peroxide (b) When burnt in air (O2), lithium forms lithium oxide (Li2O) sodium forms sodium peroxide (Na2O2) and other alkali metals form super oxide (MO2 i.e. KO2, RbO2 or CsO2) 1 2Li +    O2 Li2O; 2Na + O2 Na2O2 2 Lithium oxide K + O2 KO2 Potassium super oxide The reactivity of alkali metals towards oxygen to form different oxides is due to strong positive field and thus combines with small anion O2– to form stable Li2O compound. The Na+ and K+ being relatively larger thus exert less strong positive field around them and thus reacts with larger oxygen anion i.e., O22– and O21– to form stable oxides. The monoxide, peroxides and superoxides have O2 and O22– and O21– ions respectively. The structures of each are, 2– 1– :O: : :O: [xO..Ox] [:O    O:] 2– Monoxide (O2) Peroxide (O2 ) Superoxide (O2¯) BANSAL CLASSES Private Ltd. ‘Gaurav Tower’, A-10, Road No.-1, I.P.I.A., Kota-05 ACC- CH-s-BLOCK 5 The O2– ion has one three electron covalent bond and has one electron unpaired. It is therefore superoxides are paramagnetic and coloured. KO2 is light yellow and paramagnetic substance. The oxides of alkali metals and metal itself give strongly alkaline solution in water with evolution of heat 1 M + H2O  MOH +   H2 H = – ve 2 Li2O + H2O  2LiOH; H = – ve Na2O2 + 2H2O  2NaOH + H2O2(l); H = – ve 2KO2 + 2H2O  2KOH +  H2O2(l) + O2(g); H = – ve (iii) Reaction with nitrogen. Lithium is the only element in the group that reacts with dinitrogen to form a nitride. Lithium nitride, Li3N, is ionic (3Li+  and  N3–), and is ruby red. Two reactions of the nitride  are of interest. First, on heating to a high temperature it decomposes to the elements, and second, it reacts with water, giving ammonia. heat 2Li3N     6Li + N2 Li3N + 3H2O   3LiOH + NH3 (iv) Reaction with water. The hydroxides of alkali meals are strong bases, all of which are highly soluble in water as well as in alcohol and are stable towards heat. Lithium hydroxide, however, is an exception. It is slightly soluble in water and loses a water molecule on heating. 2LiOH    Li2O + H2O Heat The basic character of alkali metal hydroxides increases in going down the group. This can be explained in terms of decreasing polarising power of alkali metal ions. LiOH is relatively covalent. As moving down the group ionic nature of hydroxides increases. More the ionic nature of hydroxide; basic nature of hydroxide will increase. Thus, the basic character of alkali metal hydroxides is in the order: LiOH <  NaOH  <  KOH <  RbOH <  CsOH (v) Reaction with Water. Alkali metals react with water and other compounds containing acidic hydrogen atoms such as hydrogen halides (HX) and acetylene (C2H2) and liberate hydrogen gas. 2Na  +  2H2O    2NaOH  +  H2 2Na  +  2C2H5OH    2C2H5ONa  +  H2 2Na  + 2HX    2NaX  +  H2 2Na  +  2HC    CH    2NaC    CH  +  H2 On descending the group from lithium to caesium, the vigour of the reaction increases. All the alkali metals when exposed to atmosphere react with oxygen and moisture to form oxides and hydroxides and therefore their surface gets tarnished. In order to protect from atmospheric oxygen and water, these metals are stored under kerosene oil. (vi) Reaction with Halogens - Alkali metals react with halogens to form metal halides, which are ionic crystalline solids having general formula M+X–. 2M  + X2    2MX All the halides of alkali metals except lithium fluoride are freely soluble in water. The low solubility of lithium fluoride is attributed to greater force of attraction between lithium ions and fluoride ions in the crystal lattice. BANSAL CLASSES Private Ltd. ‘Gaurav Tower’, A-10, Road No.-1, I.P.I.A., Kota-05 I. Reason On dissolving Metal in NH3 M(s)  NH 3  M+ + e– M+ + x(NH3)   [M(NH3)X ]+ Ammoniated cation e– + y(NH3)    [e(NH3)y ]– Ammoniated electron The blue colour is due to  Ammoniated electron The paramagnetic nature is due to  Ammoniated electron The conducting nature is due to   Ammoniated M+ + Ammoniated electron * On standing the colour fades due to formation of amide 1 M+ + e– + NH3  MNH2 (amide) +   H   2 2 (g) In the absence of impurities like.-1. Road No. This is due to their large atomic size and weak effective nuclear charge.6 ACC. on heating react with non – metals such as sulphur and phosphorus to form sulphides and phosphides respectively.P. the solutions are stable. * In concentrated solution.  Rb.CH-s-BLOCK (vii) Reaction with Non Metals - Alkali metals. 2M + S   M2S . all the alkali metal bicorbonate exist. reducing and paramagnetic in nature.  Cs)  1 2LiNO3      Li2O  +  2NO2    +   O   2 2 BANSAL CLASSES Private Ltd. the blue colour changes to bronze colour and diamagnetic due to the formation of metal clusters and ammoniated electrons also associate to form electron pairs 2 e– + (NH3)y  [ e– (NH3)y]2 (ix) Complex Compounds. Zn etc. The alkali metal ions form fewer complex compounds than any other group of metal ions. Kota-05 . Fe.. ‘Gaurav Tower’. 3M + P    M3P (viii) Solubility in Liquid Ammonia. Order of solubility NaHCO3  <    KHCO3  <  RbHCO3  <  CsHCO3 (xi) Nature of Nitrate Salt:  MNO3      MNO2  +  ½O2 (Where  M  = Na. 5 M)  and give blue solution which is conducting.I. The complex forming ability decreases in the order : Li  >  Na  >  K  >  Rb  >  Cs (x) Nature of carbonate and Bicorbonate salts:  Except  Li2CO3  other  metal   carbonates  do not decompose even at high temperature due to their high ionic character. NaHCO3  exist  in  polymeric  form  and  KHCO3  exist  in  dimeric  form  due  to  the  presence  of intermolecular hydrogen bonding. A-10. Alkali metals dissolve in liquid ammonia (high conc.  K. Pt.A. Order of Solubility in water : Li2CO3 < Na2CO3 < K2CO3  < Rb2CO3 < Cs2CO3 Except LiHCO3. 60 Å) and Mg2+ (0. Road No.36 Å) are not much different.. Kota-05 .65 Å) are almost identical.ACC. i. Li3N and Mg3N2 BANSAL CLASSES Private Ltd. (viii) both LiOH and Mg(OH)2 are weak bases (ix) both LiCl and MgCl2 are predominantly covalent and hence are soluble in organic solvents.e.P. A-10.  Li2SO4  SO2 + ½O2  Order of solubility: Li2SO4  <  Na2SO4  <  K2SO4  <  Rb2SO4  <  Cs2SO4 (xiii) Crown Ethers and Cryptands: O O O O O M + O O N N O O O O O Cryptand - 222 Dibenzo-18-Grown-6 [Na (Cryptand 222)]+ Na– [Contains Na– (sodide ion)] [Cs+(Cryptand - 222)] [(Cyrptand-222)e–] [electride] DIAGONAL RELATIONSHIP Lithium shows diagonal relationship with magnesium since they have almost the same polarizing power.34 Å) and Mg (1. I.-1. ‘Gaurav Tower’. ionic charge to ionic radius ratio) of Li+ and Mg2+ are about the same (iv) electronegativities of Li (1.20) are not much different (v) both Li and Mg and hard metals (vi) both decompose water only on heating (vii) both combine with oxygen to form monoxides.e.A.I.CH-s-BLOCK 7 (xii) Nature of sulphate Salts: Except Li2SO4 other alkali metal sulphate salts do not decompose even at high temperature Li2O + SO3 High temp.00) and Mg (1.. such as alcohol and pyridine (x) both Li and Mg combine with nitrogen to form their respectively nitrides. (ii) ionic size of Li+ (0.. charge/size ratio. (iii) polarizing power (i. Lithium resembles magnesium in the following respects : (i) atomic size of Li (1. (ii) Sodium : Down’s Process In this method. 10H2O (C) Ores of Potassium (i) Carnallite. KCl. (FOH)2 (B) Ores of Sodium (i) Common salt or rock salt. The electrolyte is maintained in molten state by heating to about 723 K.8 ACC. BANSAL CLASSES Private Ltd. ORES OF ALKALI METALS Since alkali metals are highly reactive metals.P. The function of calcium chloride is to lower the operating temperature from 1080 K (m. Na2SO4.I. Na2B4O7. NaCl (ii) Chile salt patre. 10H2O (v) Borax.. KAlSi3O8 (iii) Sylvine. (Li)2 Al2(SiO3)3. of NaCl) to about 850 K. Sodium and potassium are quite abundant in the earth’s crust with 7th and 8th position in the order of abundance of elements. Kota-05 . fluorides. Preparation of LiCl form the ore 2. sodium is obtained by the electrolysis of a mixture of sodium chloride (40%) and calcium chloride (60%) in fused state.A. Electrolysis of LiCl During electrolysis the electrolyte used is 55% LiCl and 45% KCl.pt.-1. 6H2O (ii) Feldspar. I. LiAlSi2O6 (ii) Lepidolite. MgCl2. A-10. The following reactions take place: NaCl    Na+  + Cl– (Ionization) At cathode : Na+  +  e–    Na At anode : Cl–   Cl + e– Cl + Cl   Cl2   The sodium metal obtained by this method is about 99% pure.CH-s-BLOCK (xi) carbonates. KCl EXTRACTION OF ALKALI METALS (i) Lithium :  Extraction of lithium involves two steps 1. they do not occur in free state in nature. NaNO3 (iii) Albite (Soda Feldspar). oxalates and phosphates of both Li and Mg are sparingly soluble in H2O (xii) the hydroxides and carbonates of both Li and Mg decompose on heating forming their respective oxides (xiii) both lithium and magnesium nitrates on heating evolve NO2 and O2 leaving behind their oxides. (A) Ores of Lithium (i) Spodumene. NaAlSi3O8 (iv) Glauber’s salt. Chlorine is the by – product in this process. Road No. ‘Gaurav Tower’. -1. to the aqueous solution of an oxide produces CO2.CH-s-BLOCK 9 (iii) Potassium : Potassium is obtained by electrolysis of fused potassium hydroxide (KOH) KOH    K+  +  OH– At cathode : K+  +  e–    K At anode : 4OH–    O2  +  2H2O  +  4e– Illustration 1.I.A. i. (D) 2. ‘Gaurav Tower’.ACC. CrO5 is O || O Cr O O O BaO2 is Ba2+ (¯O—O¯) while Fe2O3 consists of only Fe3+ and O2–  ions. The addition of Na2CO3. (D) BANSAL CLASSES Private Ltd. This reaction indicates that (A) Oxide is basic (B) Oxide is amphoteric (C) Oxide is that of a metal (D) Oxide is that of a non-metal Ans.e. I. Road No. A-10. Alkali metals readily dissolve in liquid ammonia to give blue coloured solutions. Choose the compound which does not possess a peroxide group (A) Na2O2 (B) CrO5 (C) Fe2O3 (D) BaO2 Ans. Na(s) + (x + y) NH3 Na+ (NH3)x + e¯ (NH3)y         Blue colour 2. (C) Sol. Na2O2 is Na+ ¯O – O¯ Na+. Ammoniated electrons. (C) Sol. Kota-05 . The blue colour is believed to be due to (A) Ammoniated cations (B) Ammoniated anions (C) Ammoniated electrons (D) Ammoniated cations and ammoniated electrons Ans.P. Thus. Alkali metals when exposed to air tarnish quickly due to the (A) Formation of their hydroxides (B) Formation of their carbonates (C) Formation of their oxides (D) All the above Ans. Fe2O3 does not contain a peroxide [¯O—O¯] linkage. Exercise 1.. Na 2O  H 2 O   2NaOH (iii) On heating above 400°C. A-10.A. 2Na  12 O2   Na 2 O Na 2 O2  2Na   2Na 2 O 2NaNO3  10Na   6Na 2 O  N 2 Properties: (i) It is a white amorphous substance. 400 C 2Na 2 O   Na 2 O 2 2Na (iv) It reacts with liquid ammonia forming sodamide and NaOH. becoming white in air from the formation of a film of NaOH and Na2CO3. Road No. Kota-05 ..CH-s-BLOCK COMPOUND OF ALKALI METALS SODIUM (1) Sodium Monoxide (Na2O) Preparation: It is obtained by burning sodium at 180°C in a limited supply of air or oxygen and distilling off the excess of Na in vacuum or by heating Na2O2 (sodium peroxide). ill-ventilated room. ‘Gaurav Tower’. it disproportionate to give peroxide and metallic sodium. which is free from moisture and CO2. 2Na2O2 + 2CO2   2Na2CO3 + O2 BANSAL CLASSES Private Ltd. (ii) It reacts with water violently forming NaOH.g. 2Na + O2  Na2O2 Properties: (i) It is a pale yellow solid. submarine. Na 2 O  NH3   NaOH  NaNH 2 (2) Sodium Peroxide (Na2O2) Preparation: It is formed by heating the metal in excess of air or oxygen at 300°. In ice-cold mineral acids also produces H2O2. I.I. sodium nitrate (NaNO3) with sodium.-1. ~ 0C Na2O2 + 2H2O   2NaOH + H2O2 2Na2O2 + 2H2O 25C  4NaOH + O2 ~ 0C Na2O2 + H2SO4  Na2SO4 + H2O2 (iii) It reacts with CO2.10 ACC. giving sodium carbonate and oxygen and hence its use for purifying air in a confined space e. (ii) In cold water (~0°C) produces H2O2 but at room temperature produces O2.P. (b) Nelson cell (or Diaphragm cell) NaCl (aq) Na   Cl – H 2O H   OH – At cathode (perforated steel) :  2H   2e –   H2 At anode (carbon rod) :  2Cl –   Cl2  2e – Note: This cell is used for the industrial production of Cl2.. CO. 3Na2O2 + 2C   2Na2CO3 + 2Na [deposition of metallic Na] CO + Na2O2   Na2CO3 SO2 + Na2O2   Na2SO4 2NH3 + 3Na2O2   6NaOH + N2 (v) It contains peroxide ion [–O–O–]–2 Uses: (i) For preparing H2O2. Mercury is recirculated to the cell.ACC. heptahydrate. (a) Castner Kellner cell: NaCl(aq) Na   Cl – At cathode (mercury) :  2Na   2e –   2Na Na  Hg   NaHg (sodium amalgam) At anode (graphite):  2Cl –   Cl2  2e – Sodium amalgam is removed from the cell. Kota-05 . for which CO2 is mixed with steam. As well as this cell can be used for production of Na2CO3.CH-s-BLOCK 11 (iv) It is an oxidising agent and oxidises charcoal. namely anhydrous sodium carbonate Na2CO3  (soda-ash).I. It occurs in the form of reh and sajji matti in U. Properties: NaOH is stable towards heat but is reduced to metal when heated with carbon 2NaOH  +  2C    2Na  +2CO  +  H2 (4) Sodium Carbonate (Na2CO3) : It exists in various forms. A-10. (3) Sodium Hydroxide (Caustic Soda). and Bihar. Road No. ‘Gaurav Tower’.H2O (crystal carbonate). NaOH Preparation: Sodium hydroxide is commonly called caustic soda therefore used for air purify and it is prepared by electrolytic process. monohydrate. NH3. Na2CO3. Na2CO3. 10H2O (washing soda). There are two electrolytic methods commonly used for preparing sodium hydroxide. SO2.P.-1.A. It is then decomposed in a separate cell by water giving NaOH. 7H2O and decahydrate. O2 (ii) Oxygenating the air in submarines (iii) Oxidising agent in the laboratory. Na2CO3. I. BANSAL CLASSES Private Ltd.P. hydrogen and mercury. . Sn. The chemical reactions involved are as below.12 ACC.A.By heating a mixture of common salt & conc. bicarbonate (used again ) 2NH 4 Cl  Ca(OH) 2   CaCl2  2H 2 O  2NH 3 Amm. The resulting solution is alkaline due to hydrolysis.I. BANSAL CLASSES Private Ltd. H 2 O  9H 2O On heating. etc. (ii) It is soluble in water with considerable evolution of heat. since KHCO3 has much greater solubility than NaHCO3. In this process. (iv) It reacts with metal salts to form insoluble normal or basic carbonate. I. carbonate (weak acid) (Strongalkali) (iii) It is readily decomposed by acids with the evolution of CO2 gas. KHCO3 cannot be precipitated. H2SO4 (Le blanc process ) 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl Properties Physical properties : (i) Crystalline solid.p.CH-s-BLOCK Manufacture: (Solvay or ammonia soda process). (ii) Crystaillizes as decahydrate & on heating becomes anhydrous. NH3  CO 2  H 2 O   NH 4 HCO3 30 C NH 4 HCO3  NaCl   NaHCO3   NH 4 Cl Sod. the monohydrate changes to anhydrous salt (m. 3H 2 O Fe2 (SO4 )3  3Na 2 CO3   Fe2 (CO3 )3   2Fe(OH)3  3CO 2 (v) When CO2 gas is passed through aqueous solution of sodium carbonate. Road No. chloride  Slaked lime (used again ) Note: Solvay process can not be used for the production of K2CO3. Kota-05 .10H 2O  air  Na 2 CO3 . Na 2CO3  H 2O  CO 2   2NaHCO3 Sod. Mg(OH) 2   4NaCl  CO 2 Carbonates of metals like Al. It is a white solid which efflorescence on exposure to dry air forming the monohydrate. CaCl2 Na 2 CO3   CaCO3   2NaCl 2MgCl2  2Na 2 CO3  H 2 O   MgCO3 . A-10. 10 H2O) (Glauber’s salt) Preparation . ‘Gaurav Tower’. dry Na 2CO3 . Fe. Na CO  2H 2O 2 3 H 2CO3  2NaOH Sod. 853°C) which does not decompose on further heating even to redness. When formed are immediately hydrolysed to hydroxides.-1. bicarbonate 250 C 2NaHCO3   Na 2CO3  H 2 O  CO 2 Sod. sodium bicarbonate is formed. which is soluble in water.P. So. brine (NaCl). bicarbonate (5) Sodium Sulphate (Na2SO4. Properties: (i) Sodium carbonate crystallizes from water as decahydrate. ammonia and carbon  dioxide are the raw materials. Road No. (7) Sodium Thiosulfate (Na2S2O3)·5H2O Sodium thiosulfate is a salt of an unstable acid H2S2O3 (thiosulphuric  acid) Preparation (i) sodium sulfite and flowers of S Na2SO3  +  S  Na2S2O3 soluble   insoluble (ii) Spring’s Reaction Na2S  +  I2  +  Na2SO3        Na2S2O3  +  2NaI (iii) sodium carbonate solution with SO2 Na2S  +  Na2CO3  +  SO2        Na2S2O3  +  CO2 BANSAL CLASSES Private Ltd.P. (ii) It gives rise to HCl when heated with conc. H2SO4 and Cl2.A. I. sodium bisulphate Na2SO4 With insoluble salt solution Pb (NO3)2  (aq. Properties: (i) NaCl is a colourless crystalline salt. The most abundant source is  sea-water where sodium  chloride occurs to the extent of 2. This make the radius of the hydrated ions large and hence it moves only slowly (although Li+ is very small) and the radius of hydrated Cs+ ion is smaller than the radius of hydrated Li+. The solution is then saturated with a current of dry hydrogen chloride whereby crystals of pure sodium chloride separate out.) + H2SO4   2NaHSO4 conc. The gradual evaporation of water lead to the crystallization of the salt.) 2NaNO3  + PbSO4  white ppt (6) Sodium Chloride (NaCl) Preparation: It is also called common salt occurs abundantly in nature as rock salt or halite. ‘Gaurav Tower’.9 percent. if necessary. Since Li is very small it is heavily hydrated. Kota-05 . to remove insoluble impurities.6  – 2.CH-s-BLOCK 13 Chemical Properties With acids Na2SO4(aq. A-10.ACC.  The sea water is exposed to the sun and air in large shallow pits. almost insoluble in alcohol and highly soluble in water.. The purification is done by dissolving the salt in minimum volume of water and filtering. with MnO2 plus H2SO4. NaCl  + H2SO4     NaHSO4  +  HCl NaHSO4  +  NaCl    Na2SO4  +  HCl 2NaCl  +  MnO2  +  2H2SO4   MnSO4  +  Na2SO4+  2H2O  +  Cl2  Illustration Give reason for decreasing order of conductivity of following Cs+    Rb+        K+    Na+    Li+ Sol. Ions are hydrated in solution.I.) + Na2SO4 (aq.-1. ‘Gaurav Tower’. Road No. I.-1. (vii) Action on CuSO4 CuSO4  +  Na2S2O3        CuS2O3  +  Na2SO4              cupric      thiosulfate CuS2O3  +  Na2S2O3       Cu2S2O3  +  Na2S4O6           cuprous    sodium tetra       thiosulfate    thionate on excess Cu2S2O3  +  Na2S2O3    only      Na [Cu (S O ) ] 4 6 2 3 5 sodium cupro thiosulfate(sol) (8) Sodium Bicarbonate (NaHCO3) Preparation :   Sodium  bicarbonate  is  prepared by  the  Solvay  Process. BANSAL CLASSES Private Ltd. Kota-05 .A.P.  It  is  infact formed in between the manufacture of washing soda. A-10. Na2S2O3  +  dil.CH-s-BLOCK (iv) sulfur and caustic soda 4S  +  6NaOH        Na2S2O3    +    2Na2S  +  3H2O with excess pentasulfide forms Na2S  +  4S        Na2S5 Chemical Properties (i) Heating effect -  Na2S2O3·5H2O     2150 C    Na2S2O3  +  5H2O 0 223 C         4Na2S2O3     3Na2SO4  +  Na2S5 (ii) Acidification - liberates SO2 and S ppt.Na2S2O3  +  Cl2  +  H2O       Na2SO4  +  2HCl  +  S        chlorine                 water 2Na2S2O3  +  2FeCl3      Na  [Fe(S2O3)2]  +    3NaCl (Purple) FeCl2   (green) (iv) Oxidation .I. of silver thiosulfate changes as White    yellow    brown   black (vi) Silver halide action AgBr + 2Na2S2O3        Na3  [Ag(S2O3)2]  +  NaBr     sodium argento     thiosulfate(colourless) this property is used in photography fixing. (oxidises by I2  quantitatively) 2Na2S2O3  +  I2        2NaI  +  Na2S4O6           sodium        tetrathionate (v) AgNO3 action -  2AgNO3  +  Na2S2O3        Ag2S2O3  +  2NaNO3 Ag2S2O3  +  H2O       Ag2S    +    H2SO4 Thus white ppt.  2HCl        2NaCl  +  SO2  +  S    +  H2O Na2S2O3  +  dil.14 ACC.  H2SO4       Na2SO4  +  SO2  +  S    +  H2O (iii) Reduction .. Sodium thiosulphate (Na2S2O3. I. (A) BANSAL CLASSES Private Ltd.-1. after. (C) 2. * Sodium/Potassium salt of tartaric acid and NaHCO3 mixture is used as Baking Soda. The cell involves the following reaction. Illustration 1. Although lattice energy of LiCl higher than NaCl but LiCl is covalent in nature and NaCl ionic there. Which of the following pair can’t exist in solution (A) NaHCO3and NaOH (B) Na2CO3 and NaOH (C) Na2CO3 and NaCl (D) NaHCO3 and NaCl Ans. (B) Sol.P. ‘Gaurav Tower’.. * 2NaHCO3          Na2CO3  +  CO2  +  H2O * Salts which give basic carbonates with washing soda give normal salts with the bicarbonate. (D) Sol.I. Based on lattice energy and other considerations which one of the following alkali metal chlorides is expected to have the highest melting point (A) LiCl (B) NaCl (C) KCl (D) RbCl Ans.5H2O) is used in photography to (A) Reduce silver bromide to metallic silver (B) Convert metallic silver to silver salt (C) Remove undecomposed AgBr as a soluble silver thiosulphate complex (D) Remove unreduced silver Ans.A. the melting point decreases as we move NaCl because the lattice energy decreases as a size of alkali metal atom increases (lattice energy melting point of alkali metal halide) 2. ZnSO4  +  2NaHCO3        ZnCO3  +  Na2SO4  +  H2O  +  2CO2 * It is used as “SODA BICARB” to neutralise stomach acidity.ACC. Kota-05 .CH-s-BLOCK 15 * Aqueous solution gives no colour with phenolphthalein but yellow colour with Methyl  orange and hence is weakly basic. Road No. NaOH is prepared by the method (A) Down’s cell (B) Castner cell (C) Solvay process (D) Castner Kellner cell Ans. NaCl    Na+ + Cl¯ At anode : 2Cl¯ 2Cl + 2e Cl2 At cathode : Na+ + e Na Na + Hg amalgam At anode : Na — amalgam Na+ + Hg + e At cathode : 2H2O + 2e H2+ 2OH¯ Exercise 1. A-10. Road No. (c) By heating potassium carbonate with carbon (coke). It resembles sodium in its chemical properties. (d) Potassium (40) is feebly radioactive. When excess of metal is burnt in air or oxygen under reduced pressure. It has 3 isotopes of mass 39. KCl.012% of the metal. K2CO3 (b) Sylvine. 40 and 41 of which the first one is present in larger proportions. Uses : (a) Potassium is used in photoelectric cells.6H2O 5.I. The radioactivity is due to the presence of isotope of mass number 40 which makes up about 0. Electronic Configuration : 2. Kota-05 . 65º). I. The heat of reaction is so high that the hydrogen gas evolved catches fire. It important minerals are : (a) Pearl ash.. 8. K2O3 (red) and KO2 (deep yellow) i.16 ACC. 7.-1. It does not occur in nature in free form. but is more reactive than it.CH-s-BLOCK POTASSIUM POTASSIUM AND ITS COMPOUNDS 1.e BANSAL CLASSES Private Ltd. When heated in excess of air. K2 O 2 . (i) Oxides of Potassium:     K2O. It is a -emitter. 1 3. KO 2 and KO 3 Colours: White White Red Bright Yellow       Orange Solid Preparation: (i) 2KNO3 + 10K  heating    6K2O + N2 ** K2O  heating    K2O           (White)   (Yellow) ** K2O + H2O  2KOH Controlled (ii) 2K + O2     K2O2 [Props: Similar with Na2O2] air at 300C (iii) Passage of O2 through a blue solution of K in liquid NH3 yields oxides K2O2 (white). A-10. Valency and Oxidation state : + 1 4. ‘Gaurav Tower’. Extraction : It may be prepared by any of the following methods : (a) By electrolysis of fused potassium cyanide. K2O is formed. 8. K2 O 3 . (b) By heating potassium fluoride with calcium. KCl MgCl2. (c) Indian Salt petre. potassium forms superoxide (KO2). Properties : (a) Potassium is a silvery white metal (M. (d) By electrolysis of molten KCl containing a little KF. (c) Potassium decomposes cold water more vigorously than sodium.A.P. (b) It is lighter and softer than sodium.P. (b) An alloy of sodium and potassium which is liquid is used in high temperature thermometers. 6. Occurrence : Potassium is highly reactive metal. Atomic Number : 19 2. KNO3 (d) Carnallite.  solution of the chloride. Kota-05 .P. it is a stronger alkali and more soluble in alcohol and is therefore.3H2O)  +  CO2    2(MgCO3.-1. It may also be obtained by the action of baryta. A-10. used in organic reactions instead of caustic soda. K 2SO4  Ba(OH) 2   BaSO4   2KOH Properties: Its properties are similar to those of sodium hydroxide. i. Preparation: It is made by passing CO2 into a conc. containing hydrated magnesium carbonate in suspension at 20C when an insoluble potassium hydrogen magnesium carbonate is precipitated. Its aqueous solution is known as potash lye. It is used in medicine and in baking powders. it is a better absorber of CO2 than NaOH because potassium carbonate is more soluble and does not separate out. Moreover..KHCO34H2O)  +  MgCl2 The precipitate is separated by filtration. ‘Gaurav Tower’.A. I. (iii) Potassium carbonate (K2CO3): It is also known as pearl ash. K 2 CO3  H 2 O  CO2   2KHCO3 Properties: It resembles sodium bicarbonate in all respects except that it is more soluble in water.I. deliquescent solid (ii) K2CO3 resembles Na2CO3 in properties.CH-s-BLOCK 17 O K in liq. (iv) Potassium Bicarbonate (KHCO3) Preparation: It  is  prepared  by  passing  CO2  through  a  cold  saturated  solution  of  potassium carbonate. However.3H2O)  +  K2CO3 Properties: (i) It is white..e. but is more alkaline and more soluble than Na2CO3. Ba(OH)2 on potassium sulphate. (v) Potassium Sulphate (K2SO4) Preparation: (i) By treating KCl or KOH with H2SO4 2KCl  H 2SO4   K 2SO4  2HCl 2KOH  H 2SO4   K 2SO4  2H 2 O BANSAL CLASSES Private Ltd. Road No. by the electrolysis of KCl solution and by the action of lime on potassium carbonate. KOH Preparation: It may be prepared like that of NaOH. 2KCl +  3(MgCO3. NH3   2 K2O2  K2O3  KO2           white       red              yellow ** KO2 reacts with H2O and produces H2O2 and O2 both ~ 0C 2KO2 + 2H2O    2KOH + H2O2 + O2 KO3 : KOH + O3 (ozonised oxygen)   10 to 15C   KO 3     (Dry powdered)           (orange solid) (ii) Potassium hydroxide (Caustic Potash). and then decomposed either by heating with water under pressure at 140C or by the action of magnesium oxide below 20C.ACC. 2(MgCO3  KHCO3  4H2O)    2MgCO3  +  K2CO3  +  9H2O  +  CO2 2(MgCO3KHCO34H2O)  +  MgO    3(MgCO3. -1. e. When potassium dichromate crystal are heated with conc. K2SO4. MgCl2 . potash alum. K 2SO4 . (C) KF + HF KHF2   K+ + HF2¯ Exercise 1.g. 6H2O Cryolite - Na3AlF6 Bauxite - (Al2O3. it is reduced to potassium sulphide.P. ‘Gaurav Tower’.MgSO 4 . HCl (A) O2 is evolved (B) Chromyl chloride vapours are evolved (C) Cl2 is evolved (D) No reaction takes place Ans. Road No. Nearly pure KCl separates from the melt. (iv) It forms a series of double salts with the sulphates of trivalent metals. 6H 2 O   KCl  MgCl2 . MgCl2. KCl . Illustration 1.p. the gas evolved is (A) Ammonia (B) Sulphur dioxide (C) Carbon dioxide (D) Carbon monoxide Ans. schonite (K2SO4.I. (C) 2. its crystals do not contain water of crystallisation. The compound contains the species (A) K+.. (A) Sol.18 ACC. A-10. MgSO4. (iii) When heated with carbon. Al2  (SO4)3. I. KF combination with HF to form KHF2. 6H2O) with sylvine (KCl). leaving fused MgCl2 behind.A. Its solubility increases almost linearly with temperature. (D) BANSAL CLASSES Private Ltd. F¯ and H+ (B) K+. Carnallite - KCl. not very soluble in water. F¯ and HF (C) K+ and [HF2]¯ (D) [KHF]+ and F¯ Ans. When potassium ferrocyanide crystals are heated with concentrated sulphuric acid. (ii) Unlike sodium sulphate. 6H 2 O Properties: It is a colourless cubic crystal soluble in water. (vi) Potassium Chloride (KCl) Preparation: KCl is prepared from fused carnallite. Which is an ore of potassium (A) Carnallite (B) Cryolite (C) Bauxite (D) Dolomite Ans.CaCO3 2. Kota-05 .CH-s-BLOCK (ii) By treating naturally occurring mineral.  24H2O.2H2O) Dolomite - MgCO3. 1050°C) solid.6H 2 O  2KCl   2K 2SO4  MgCl2  6H 2 O Properties: (i) It is a white crystalline (m. p. (vii) Electropositive character. The alkaline earth metals owing to their large size of atoms have fairly low values of ionization energies as compared to the p block elements. Ca./ b. The atomic radii of alkaline earth metals are quite larger but are smaller than those of alkali metals. and b. Be  < Mg  < Ca  <  Sr  < Ba  < Ra (iii) Density. Consequently group II elements are harder and have higher cohesive energy and  have much higher m. Reason : They have two valency electrons which may participate in metallic bonding compared with only one electron in AM. Outermost Electronic configuration : -  ns2 (ii) Atomic Radii. Ca.p. Sr. decreases as the atomic number increases. ‘Gaurav Tower’.p.P. These are less electropositive than alkali metals.M. Mg. I.P. Mg. (v) Melting and Boiling points The have low m. A-10.P. However. PHYSICAL PROPERTIES (i) Electronic configuration : The Elements are Be. but are higher than corresponding value of group I. Density of alkaline earth metals first decreases from Be to Ca and then increases from Ca to Ra. M. Cohesive forces in alkaline earth metals are stronger than alkali metals due to smaller atomic radii and greater nuclear charge. H = –hydratation energy BANSAL CLASSES Private Ltd. The densities of alkaline earth metals are larger than those of alkali metals. the ionization energy. Kota-05 . (viii) Oxidation Number : The tendency of these metals to exist as divalent cation as IE1 is much lower than IE2 so they should be form univalent in rather than divalent ion but actually these give bivalent ions. H = IE1 + IE2 2+  2+ M + xH2O [M(H2O)x] . Be > Mg > Ca > Ba > Sr (vi) Ionization energy.CH-s-BLOCK 19 ALKALINE EARTH METALS ALKALI EARTH METAL & THEIR COMPOUNDS (a) The group IIA consists of six elements - Be. it is radioactive in nature. M M2+. within the group.ACC. Ba. Be > Ca > Sr >Ba > Mg B. Be  > Mg  > Ca  < Sr  < Ba (iv) Cohesive Forces. Collectively called alkali earth metals. Ba Ra.-1. (c) The first member Beryllium is less active than other members and shows abnormal properties like lithium in IA group. than A.. Alkaline earth metals are harder than alkali metals due to stronger metallic bond. (ix) This is due the fact that M2+ ion possesses a higher degree of hydration or M2+ ions are extensively hydrated form [M(H2O)x]2+ a hydrated ion. (b) Ra was discovered in the ore pitch blende by madam curie. Sr.p.I. Ra. This is due to stronger metallic bond.A. Road No.  the energy of flame is insufficient to cause the excitation of their valence electrons to higher shells. Exercise 1. The ion having highest mobility in aqueous solution is (A) Be2+ (B) Mg2+ (C) Ca2+ (D) Ba2+ Ans.CH-s-BLOCK (x) Reducing properties. Among the members of this group except Be and Mg all other members give characteristic colouration to the flame. the electrons are more firmly held to the nucleus and hence (A) Ionization energy of alkaline earth metals is greater than that of alkali metals (B) Alkaline earths are less abundant in nature (C) Reactivity of alkaline earth metals is greater than that of alkali metals (D) Atoms of alkaline earth metals are bigger in size than alkali metals. Ca – Brick Red.20 ACC. Be  < Mg  < Ca  < Sr  < Ba (xi) Flame colouration.-1. Sr – Crimson Red. ‘Gaurav Tower’. in chemical properties.I. Ans. Beryllium and magnesium do not impart any colour to the flame because of their small size and higher ionization energies. (A) Sol.P. In alkaline earth metals. Though Ba2+ is the heaviest ion but it is least hydrated. (C) BANSAL CLASSES Private Ltd. 2. (C) 2. Illustration 1.A. Ionization energies of alkaline earth metals are greater than those of alkali metals due to increased nuclear charge. I. Ans. All these metals dissolve in liquid NH3. with its diagonally placed element Boron in 13 group of the Periodic Table. Ba – Apple green (xii) Solubility of Liquid Ammonia. its size becomes lesser than any other hydrated alkaline earth metal cation and hence has the highest ionic mobility. Due to this. The members of this group are weaker reducing agents than the alkali metals.. As a result. Kota-05 . Which of the following is true for magnesium ? (A) It is more electropositive than sodium (B) It is manufactured by electrolysis of aqueous magnesium chloride (C) It is a strong reducing agent (D) It resembles. (D) Sol. Alkaline earth metal show typical characterics of (A) Inner transition elements (B) Noble gases (C) Representative elements (D) Transition elements Ans. Road No. A-10. -1.. dissolves readily and produce hydrogen gas. A-10. The solubility of the hydroxides in water increases with the increase in atomic number. M  +  X2    MX2 BANSAL CLASSES Private Ltd. I.A. The hydroxides of magnesium.  Alkaline earth metals are less reactive than alkali  metals. M + H2 MH2 (b) BeH2 is prepared by the action of LiAlH4 on BeCl2 2BeCl2 + LiAlH4 2BeH2 + LiCl + AlCl3 (c) BeH2 and MgH2 are covalent while other hydrides are ionic. Ca(OH)2. These hydroxides are less soluble in water as compared to the alkali metal hydroxides. All the alkaline earth meals burn in oxygen to form oxides Be.CH-s-BLOCK 21 CHEMICAL PROPERTIES  Alkaline earth metals are quite reactive elements due to their low ionization energies and high electropositive character. calcium. liberating hydrogen gas Ca  +  2H2O    Ca(OH)2  +  H2 Sr  +  2H2O    Sr  (OH)2  +  H2 Magnesium decomposes hot water Mg  + H2O    MgO  + H2 Or Mg + 2H2O    Mg(OH)2 + H2 Beryllium does not react with water. Be(OH)2 is amphoteric. CaH2   Fusion  Ca2+ + 2H¯ (e) The stability of hydrides decreases from Be to Ba.  Ordinary of Reactivity : Ba  >  Sr  > Ca  > Mg (iii) Reaction with Oxygen. Sr and Ba react with cold water. Sr. strontium and barium are bases and their strength increases from magnesium to barium. all alkaline earth metals from hydrides (MH2) on heating directly with H2. 2Mg  +  O2    2MgO Ba  +  O2    BaO2 (iv) Hydroxides.P. (d) The ionic hydrides of Ca. Kota-05 . Ca. (v) Halides.I. The reactivity of these elements increases with increase in atomic number. Ba liberated H2 at anode and metal t cathode. CaH2(s) + 2H2O Va(OH)2 + 2H2 (ii) Reaction with water. MX2. Alkaline earth metals react with halogens directly to form halides having general formula. dissolves readily and produce hydrogen gas. is sparingly soluble while Sr(OH)2 and Ba(OH)2 are increasingly more soluble. (f) The hydrides having higher reactivity for water. ‘Gaurav Tower’.ACC. The hydroxides of these elements can be formed either by dissolving metal oxides in water or by reaction of these elements with water. Be(OH)2 and Mg(OH)2 are almost insoluble. (g) The hydrides having higher reactivity for water. (i) Hydrides : (a) Except be. Road No. Mg and Ca form oxides whereas Ba and Sr form peroxides. I. their oxides. These carbides are ionic in nature. Ca. the stability of the carbonates towards heat increases. from its oxide as follows: BeO  + C  + Cl2     BeCl2  +  CO 870 1070 K Beryllium chloride exists as monomer or dimer in vapour state but exists as polymer in solid state. (vii) Carbonates. Beryllium carbonate is unstable and can be kept only in an atmosphere of CO2.A.I. CaCl2  +  NaCO3    CaCO 3 +2NaCl ppt. Their solubilities decrease on going down the group. (ix) Nitrides. This is because of the smaller size and higher charge of the alkaline earth metal ions as compared to alkali metal ions. Alkaline earth meals burn in nitrogen to form nitrides.CH-s-BLOCK These halides can also be obtained by the action of halogen acids on metals. Lithopone: Mixture of BaSO4 and ZnS is known as lithopone.P. ‘Gaurav Tower’. 3M  +  N2    M3N2 Nitrides on reactions with eater are hydrolyzed and ammonia is released. Be2C yields methane on hydrolysis whereas carbides of other metals yield acetylene Be2C  +  4H2O    2Be(OH)2  +  CH4 CaC2  +  2H2O    Ca(OH)2  +  C2H2 (xi) Complex Compounds. hydroxides or carbonates. Alkaline earth metals have a tendency to form state complexes. A-10.22 ACC.  MCO 3    MO  +  CO2  However. For example. These can be precipitated by addition of sodium or ammonium carbonate solution to the solution of salts of these metals. These carbides are formed when the metal or the metal oxide is heated with carbon in an electric furnace. Sr and Ba form carbides of the formula MC2. as the atomic number increases. (viii) Sulphates. The metals Mg. BeO when heated with C at about 2000oC. M3N2  +  6H2O    3M(OH)2  +  2NH3 (x) Carbides. Carbonates of alkaline earth metals are insoluble in water.. beryllium and magnesium. Road No. Their ability to form complexes is more as compared to alkali meals. BANSAL CLASSES Private Ltd. Sulphates of alkaline earth metals can be prepared by the reaction of H2SO4 with the metals. M(OH)2  + 2HX    MX2  + 2H2O Beryllium chloride is prepared indirectly. All these sulphates decompose on heating MgSO4    MgO  +  SO 3 The thermal stability of sulphates increases on moving down the group from top to bottom. M3N2 which are ionic in nature. have greater tendency of complexation.-1. their oxides. Kota-05 . Among the elements of group-2. All the carbonates decompose on heating to give carbon dioxide and meals oxide. Be2C is formed. carbonates and hydroxides. Ca  +  H2SO4    CaSO4  +  H2 CaCO3  +  H2SO4    CaSO4  +  CO2  +  H2O The sulphates of alkaline earth metals are less soluble than the corresponding salts of alkali metals. A. 4 Be9  +  2He4   6C12  +  0n1 (2) Magnesium Importance ores of magnesium are (i) Magnesite. CaCO3 (iv) Fluorspar. CaCO3 (iii) Marble. 6H2O (iv) Kieserite.6H2O   2 During electrolysis. ‘Gaurav Tower’. Anhydrous  MgCl2  cannot be prepared by  direct  heating  because it results in formation of MgO which is refractory  MgO + 2HCl + 5H O MgCl2. Kota-05 . CaSO4. Al2O3. (3) In nuclear reactions  as a source of neutrons. MgSO4. CaCO3 (iii) Carnallite. NaCl and CaCl2. MgCO3 (ii) Dolomite. CaF2 (v) Anhydrite. KCl.. MgCl2  ? Mg2+ + 2Cl– At cathode : Mg2+ + 2e–   Mg At anode : 2Cl–    Cl2    + 2e– (3) Calcium Ores of Calcium (i) Gypsum. MaCO3. Anhydrous MgCl2 may be obtained from sea water or from carnallite.ACC. Magnesium content in sea – water is about 0. Bombarded with -particles. Beryllium gives neutrons. CaSO4 (vi) Dolomite. I. Magnesium is extracted by electrolysis of a molten mixture of anhydrous MgCl2. CaCl2   Ca2+ + 2Cl– ………(Ionization) At cathode : Ca2+  +  2e–    Ca At anode : Cl–   Cl + e– 2Cl   Cl2– BANSAL CLASSES Private Ltd. MgCl. (2) It is highly permeable to X-rays and hence used for windows of X-ray tubes. Al2O3. H2O Sea water also contains magnesium salts.13%. 6H2O) by passing a current of dry HCl gas over it. The oxide is finally reduced to the metal y heating with carbon.P. calcium is liberated at the cathode. the following reactions take place. Anhydrous MgCl2 is prepared from hydrated MgCl2 (MgCl2.CH-s-BLOCK 23 EXTRACTION OF ALKALINE METALS (1) Beryllium Occurrence : (1) Beryl–3BeO. Extraction : The powered beryl is treated with sulphuric acid when sulphates of beryllium and aluminium are formed from which aluminium sulphate is removed double sulphate by the addition of (NH4)2SO4. A-10. MgCO3 Calcium is prepared by the electrolysis of a fused mixture of anhydrous calcium chloride and calcium fluoride On passing electric current. Road No.-1. 6 SiO2 (2) Chrysoberyl – BeO.I. CaCO3. Uses : (1) In making alloys – a very small quantity of Be added to Mg increases casting power. 2H2O (ii) Lime stone. Beryllium sulphate remaining solution is separated and calcined at high temperature to give BeO. P. (B) Sol. A piece of magnesium ribbon was heated to redness in an atmosphere of nitrogen and then cooled with water. (A) Sol. BeO and Al2O3 are high melting insoluble solids. The cation which gives a yellow precipitate with potassium chromate is (A) SrCO3 (B) BaCO3 (C) CaCO3 (D) MgCO3 Ans. I.e. [Al(OH)3] are amphoteric in nature. [Be(OH)2] and aluminium. The atom with atomic number 12 will most likely combine chemically with the atom whose atomic number is (A) 3 (B) 10 (C) 11 (D) 16 Ans. Cl2O.  Beryllium and aluminium forms fluoro complexes in solution.  The salts of beryllium as well as aluminium are extensively hydrolyzed. Be forms BeO. beryllium forms covalent compounds.. Kota-05 . whereas those of other elements of group –2 are basic in nature. Which of the following elements will form a compound with oxygen in which one atom of the element is combined with one atom of oxygen to form an oxide of formula MO ? (A) Be (B) Ne (C) Al (D) Cl Ans. ClO2 etc. of barium chromate with pot.CH-s-BLOCK Anomalous behaviour of Be and its diagonal relationship with Al Anamalous behaviour of Be and its diagonal relationship with Al is illustrated by the following points:  Unlike group –2 elements but like aluminium.  Be. like Al.A. while Ne does not react. A-10. K2CrO4 + Ba2+ BaCrO4 + 2K+ Exercise 1. (D) 2. Road No. 2. Al forms Al2O3. chromate. is rendered passive by concentrated HNO3.  The oxides of both Be and Al.24 ACC.  The two metals do not impart colour to the Bunsen flame..  BeCl2 like Al2Cl6 has a bridged polymeric structure. (A) BANSAL CLASSES Private Ltd.I. Illustration 1.  Halides of the two elements have similar solubilities. The gas evolved is (A) Ammonia (B) Hydrogen (C) Nitrogen (D) Oxygen Ans.  The hydroxides of beryllium. Barium gives a yellow ppt.-1. i. ‘Gaurav Tower’.  Be2C and Al4C3 react with water to give methane.  Be forms many complex like Al  Be and Al react with NaOH solution liberating H2. Cl forms Cl2O7.  The solubility of halides in water decrease down the group from Ca to Ba. SrO and BaO are basic.) The solubility of the hydroxides increase from Be to Ba. The halides are deliquescent and they form hydrated salts. BaO2).CH-s-BLOCK 25 COMPOUND OF ALKALINE EARTH METALS (1) Berylium (i) Oxides and hydroxides : Be forms only the monoxides: all others form monoxide and peroxide (eg. A-10.ACC. The chlorides and fluorides of the other metals of the group are ionic solids. sp2 sp2 H H (3 centre-2e– Bond)  Dimer form of BeH2 in vapour phase sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 (3 centre-2e– Bond) Polymeric Form of BeH2. All these oxides dissolve in H2O giving the hydroxide (BeO is nearly insoluble).P.A. Beryllium halides (eg.-1. BeH2 is a polymeric solid. BeCl2 in the solid state is polymeric containing chains of the form. Kota-05 . Ba(OH)2 (Baryta) is moderately soluble in water.I. Road No.. BeO dissolves in acids and alkalies to give salts. BANSAL CLASSES Private Ltd. involving hydrogen bridging. ‘Gaurav Tower’. In the vapour state at high temperature BeCl2 is a monomer. BaSO4 and RaSO4 are practically insoluble. BeO is amphoteric. The solubility of the sulphates of the metals decreases down the group.BaO. give the halides. (iv) Sulphates : BeSO4 is slightly soluble in water. (ii) Hydrides :  BeH2 is covalent. I. CaO. in solid state (iii) Halides : II group metals when heated with halogens. The basic nature of the oxides and hydroxides of the metals increases down the group. (BeO) + 2HCl BeCl2 + H2O: BeO + 2NaOH Na2BeO2 + H2O. MgH2 is partially covalent and the remaining hydrides are largely ionic. BeF2 and BeCl2) are covalent due to the small size of Be2+ (see Fajan's rules) and hence have comparatively low melting points and boiling points. Beryllium Carbide : Be2C (methanide) reacts with water to give methane. the one which has the lowest value of Ksp at ordinary temperature is: (A) Mg(OH)2 (B) Ca(OH)2 (C) Ba(OH)2 (D*) Be(OH)2 Ans. Since the hydration of ion decreases from. the  solubility of the II group sulphates decreases down the group.CH-s-BLOCK [Note : The solubility of an ionic solid in water depends on the lattice energy of the solid and the hydration energy for the ions of the solid. Mg2C3  +  4H2O    2Mg(OH)2  +  CH3C   CH (vii) Nitrides : Example : Mg3N2 – decomposed by H2O. the lattice energy has a dominant role and hence the solubility of these salts increases down the group. while a large value of the latter would increase the solubility.A. The hydroxide is soluble in NaOH. (vi) Carbides of II group metal are ionic carbides. Illustration 1.26 ACC. (D) BANSAL CLASSES Private Ltd. A-10. which may be in a methanide or acetylide or allylide.. the hydration energy factor has a dominant role. liberating NH3.I. Be(OH)2  is amphoteric in nature so it is soluble in NaOH. Be2+. A large value of the former would lower the solubility. Road No. CaC2  +  2H2O    Ca(OH)2  +  C2H2. Be2C  +  2H2O    2  BeO  +  CH4 Calcium Carbide : CaC2 (acetylide) is decomposed by H2O to give acetylene. Exercise 1. For the fluorides and hydroxides of this group. The M is (A) Be (B) Mg (C) Ca (D) Sr Ans. Complexes : Be is the best complexing agent in this group. ‘Gaurav Tower’. A metal M readily forms water soluble sulphate MSO4. (A) Sol.P. Kota-05 . In the case of II group sulphates.-1. Magnesium Carbide : Mg2C3 (allylide) reacts with water to give allylene  (methyl acetylene). The complexing tendency decrease down the group. water insoluble hydroxide M (OH)2 and oxide MO which becomes inert on heating.] (v) Carbonates and bicarbonates : The carbonates of alkaline earth metals are insoluble in water: the bicarbonates are soluble. The carbonates and bicarbonates decompose on heating to give CO2 gas. to Ba2+. I. [Mg3N2 + 6H2O 3Mg(OH)2 +2NH3] Similarly Ca3N2. Amongst the following hydroxides. Mg (Oxine)2 is the complex formed by Mg2+ with 8 hydroxy quinoline(Oxine) and this forms the basis of quantitative estimation of Mg. (ii) Magnesium Chloride MgCl2. H2O) in boiling water & then crystallising the solution. This mixture reacts with water and sets into a solid mass having composition MgCl2. 7H2O MgSO4. 3. Kota-05 .. Road No.xH2O (iii) Magnesium Oxide (MgO) Preparation: It  is  prepared  by  burning  Mg  in  air.  sulphate  or carbonate.I. MgSO4.CaCO3 + 2H2SO4 MgSO4 + CaSO4+ 2H2O + 2CO2 Physical properties : Colourless . The solution on crystallization yields crystals of MgCl2. I. 6H2O Magnesium chloride can be prepared by fractional crystallization of carnallite. The precipitate is filtered and dissolved in HCl solution.P.CH-s-BLOCK 27 (2) Magnesium (i). Magnesium Sulphate (MgSO4.-1. Oxide prepared by heating magnesite (MgCO3) is called calcined magnesia. Platinized MgSO4 is used as catalyst in Grillo’s process for manufacture of H2SO4. Mg 2  Ca(OH) 2  Mg(OH) 2  Ca 2  Mg(OH) 2  2HCl  MgCl 2  2H 2 O A mixture of magnesium chloride and magnesium oxide is known as Sorel cement or magnesium cement. 6H2O.7H2O is called as Eposm salt & shows deliquesecence efflorescence & has purgative action. ‘Gaurav Tower’. efflorescent crystalline substance which forms a number of hydrate Chemical properties : On heating 160ºC 200ºC MgSO4. 2. 7H2O) epsum salt Preparation : From magnesite or dolomite (Epsom salt) MgCO3 + H2SO4 MgSO4 + H2O + CO2 MgCO3. Magnesium salts present in sea-water are precipitated as Mg(OH)2 by adding lime. 2Mg(NO3 )2   2MgO  4NO 2  O 2 2MgSO 4   2MgO  2SO 2  O 2 BANSAL CLASSES Private Ltd. It can also be obtained from sea water. A-10.ACC.  by  heating  hydroxide. MgSO4 is manufactured by dissolving keiserite (MgSO4.H2O MgSO4 + H2O (–6H2O) It is reduced by lamp black 300ºC 2MgSO4  + C 2 MgO + 2SO2  + CO2 USES : 1. KCl.  nitrate.A. 6H2O. MgCl2.5MgO. A. Mg(OH)2   MgO + H2O (ii) It dissolves in NH4Cl solution easily. MgSO4  +  2NaOH    Na2SO4  +  Mg(OH)2 Properties: (i) It is converted into its oxide on heating. 9Mg(OH)2 .I.CH-s-BLOCK Properties: (i) Magnesium oxide is a light white powder. (MgCO3): It  occurs  in  nature  as  magnesite. Preparation: (i) By adding sodium bicarbonate solution to a hot solution of magnesium salt. insoluble in water.P. MgO  2HCl   MgCl2  H 2 O (iii) It is reduced by carbon at very high temperature to form magnesium carbide. ‘Gaurav Tower’.Mg(OH) 2  3CO2  H 2 O   2Mg(HCO3 )2 heat Mg(HCO3 ) 2  MgCO3  H 2 O  CO2  (ii) Pure magnesium bicarbonate and hence carbonate can be prepared by passing CO2 through suspension of magnesium oxide in water. Mg(OH)2 + 2NH4Cl  MgCl2 + 2NH4OH (v) Magnesium Carbonate. MgO  H 2 O  2CO2   Mg(HCO3 )2 Mg(HCO3 ) 2  MgO   2MgCO3  H 2 O Properties: (i) Magnesium carbonate is a white powder. a basic carbonate is obtained. Kota-05 . Road No.28 ACC. MgCO3  2HCl   MgCl2  H 2 O  CO 2  BANSAL CLASSES Private Ltd. and only slightly soluble in water. MgO  3C   MgC2  CO (iv) It dissolves in aqueous solution of magnesium chloride or bromide forming basic salts such as MgCl2. MgSO 4  2NaHCO3   MgCO3   Na 2SO 4  H 2 O  CO2 In case Na2CO3 is used in place of NaHCO3. 2MgSO 4  2Na 2 CO3  H 2 O   MgCO3 .  MgCO3  and  dolomite.Mg(OH)2  2Na 2SO4  CO 2 When CO2 gas is passed through the suspension of basic carbonate. (ii) It dissolves in acids forming salts.. (iv) Magnesium Hydroxide (Mg(OH)2) Preparation: It is obtained by adding caustic soda solution to a solution of magnesium sulphate or chloride. 2800°C).CaCO3. (ii) It is a basic oxide and hence reacts with acids to form salts.-1. MgCO3 .p. 5H2O. A-10. magnesium bicarbonate is formed which on heating forms MgCO3. I. MgCO3. which is highly infusible (m. Mg can form complexes and chlorophyll is one of such examples. Flame test is not given by (A) Be (B) Mg (C) Ca (D) Sr Ans. (iv) It decomposes on heating to form magnesium oxide.5MgO.CH-s-BLOCK 29 (iii) Its aqueous solution also dissolves on passing a current of carbon dioxide because of the formation of Mg(HCO3)2. Mg burns in CO2 to give MgO and C. (A. Road No. a temporary hardness causing substance. Which of the following is incorrect ? (A) Mg burns in air releasing dazzing light rich in UV rays (B) CaCl2. 2. (D) BANSAL CLASSES Private Ltd. I.xH2O * Mg(ClO4)2 is known as anhydrone Illustration 1.A. Pure anhydrous MgCl2 can be prepared from the hydrated salt by (A) Heating the hydrate with coke (B) Heating the hydrate with Mg ribbon (C) Melting the hydrate (D) Heating the hydrate to red heat in an atmosphere of HCl gas Ans.P. heat MgCO3  MgO  CO2 6. Ans.ACC. (A) Sol. The composition is MgCl2. Magnesium oxide when mixed with a saturated solution of magnesium chloride sets to a hard mass like cement known as magnesia cement or Soral cement.6H2O when mixed with ice gives freezing mixture (C) Mg cannot form complexes (D) Be can form complexes due to its very small. ‘Gaurav Tower’. B) 2. Sorel cement. Kota-05 .. A-10. Exercise 1. of the salt per 100 ml is known as fluid magnesia. MgCO3  H 2 O  CO2   Mg(HCO)3 ) 2 A solution of magnesium bicarbonate containing 12 gm. Magnesium burns in CO2 to form (A) MgO + C (B) MgO + CO (C) MgCO3 (D) MgO Ans. (C) Sol.I.-1. I. Preparation By the action of water on quick lime. while its hydrate is known as lime water. Burnt lime (CaO). Kota-05 . ‘Gaurav Tower’. Road No.  CaO + 3C  2000 C   CaC2 + CO Uses (i) In purification of sugar (ii) As basic lining in furnances. therefore the carbon dioxide formed must be removed as soon as it is formed so that the reaction remain in the forward direction. Slaked lime Ca(OH)2.I.P. Properties (i) Action of water : CaO + H2O  Ca(OH)2 + 15000 Caloric (quick lime)  (Slaked lime) Paste of lime in water is called milk of lime.A. A-10. (ii) With moist chlorine : CaO + Cl2  CaOCl2 (Bleaching powder) (iii) When heated with carbon.30 ACC.9 KJ Condition for Good Yield : (i) Since the reaction is reversible. Preparation It is prepared by heating lime stone (CaCO3) at 800°C CaCO3   CaO + CO2 H = 179. it forms calcium carbide. (ii) Temperature should not be allowed to rise above 1270K otherwise silica (SiO2) present as impurity in limestone will react with CaO to form CaSiO3. (ii) Action of CO2 : Lime water turns milky on passing CO2 gas Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O  (Milkiness) BANSAL CLASSES Private Ltd. CaO + H2O  Ca(OH)2 + Heat means it is an exothermic reaction. Properties (i) Sparingly soluble in water and its solubility decreases with increases in temperature. (ii) Calcium hydroxide.CH-s-BLOCK (3) Calcium (i) Calcium oxide Quick lime.-1.. (ii) It is insoluble in water but dissolves in the presence of CO2 due to the formation of calcium bicarbonate. its solution can be prepared by passing CO2 gas through a suspension of calcium carbonate in water. On warming. it decomposes to calcium carbonate along with the evolution of carbon dioxide gas. However. or ammo. CaCO3  2HCl   CaCl2  H 2 O  CO2 CaCl2  (NH 4 )2 CO3   CaCO3  2NH 4 Cl In the laboratory. carbonate solution to CaCl2. coral. ‘Gaurav Tower’. dolomite. etc. Road No. 2H2O). known as precipitated chalk by dissolving marble or limestone in hydrochloric acid followed by precipitation with sod. it is prepared by passing CO2 through lime-water or by adding sod. marble. Hypochlorite) (b) Below 35°C : 3Ca(OH)2 + 2Cl2  below     CaOCl2 + H2O 35 C (c) On gentle Heating : 6Ca(OH)2 + 6Cl2  Heat  5CaCl2 + Ca(ClO3)2 + 6H2O (d) On Red Hot : 2Ca(OH)2 + 2Cl2  Re  d Heat   2CaCl2 + 2H2O  + O2 (iv) Action of Ammonia : Ca(OH)2 + 2NH4Cl  CaCl2 + 2NH3  + 2H2O Uses (i) For softening of hard water.P. (CaSO4): It  occurs  in nature  as  anhydride (CaSO4) and  gypsum (CaSO4. (CaCO3): Calcium carbonate is found in nature as limestone. Kota-05 . (iii) In preparation of bleaching powder. ice land spar. Preparation: It may be prepared by adding dilute sulphuric acid or soluble sulphate (e.. (v) Calcium Sulphate. CaCl2  H 2SO 4   CaSO4  2HCl BANSAL CLASSES Private Ltd.I.ACC. (iii) Calcium Carbonate.CH-s-BLOCK 31 (iii) Action of chlorine : (a) Cold Condition : 2Ca(OH)2 + 2Cl2   Cold   CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2H2O  (Cal. calcite.-1. Preparation: It is prepared as a white powder.g. or ammonium carbonate. Na2SO4) to the solution of a calcium salt. A-10. (Ca(HCO3)2): It does not exist in solid state. Ca(OH)2  CO 2   CaCO3   H 2 O Properties: (i) It is a white powder and exists in two crystalline forms: calcite and aragonite. I. (ii) For purification of sugar and coal gas. white wash. CaCO3  H 2 O  CO 2   Ca(HCO3 ) 2 (iv) Calcium Bicarbonate. chalk. plaster etc.A.  It dissolves also in ammonium sulphate solution forming CaSO4. and thus are of no use to plants. The anhydrous salt is obtained on heating above 200C. Like slaked lime. 120 C CaSO4 . The anhydrous form (anhydrite) is known as dead burnt because it does not set like Plaster of Paris when moistened with water. Superphosphate is made by treating phosphate rock with concentrated H2SO4. CaCO3  +  2HCl    CaCl2  +  H2CO3 But it separates out from the reaction mixture as CaCl26H2O. A-10. using H3PO4 to avoid the formation of the waste product CaSO4. deliquescent salt.2H 2O   CaSO 4 .(NH4)SO4. Setting takes about 10–15 minutes and may be catalysed by the addition of common salt or delayed by the use of alum or borax.CaF2] are very insoluble.H2O or  CaSO 4 . [3(Ca3(PO4)2. On further heating to 120°C. ‘Gaurav Tower’. H2O hardening CaSO 4 . it is sparingly soluble in cold water and its solubility decreases further with the increase  in temperature. 12 H 2 O  setting  CaSO 4 . (vi) Calcium Chloride (CaCl2) Preparation: It separates out as deliquescent crystals when a solution of lime or calcium carbonate in HCl is evaporated.32 ACC. 12 H 2O  which is commonly known as Plaster of Paris.CaF2]  +  14H3PO4    10Ca(H 2PO4 )2   +  2HF  triple superphosphate BANSAL CLASSES Private Ltd. highly soluble in water. first changes into orthorhombic form without any loss of water.A. thus converted back into the dehydrate and sets to a hard mass with slight expansion. (ii) It dissolves much more readily in dilute acids.P.CaF2]  +  7H2SO4    3Ca(H 2 PO4 )2  7CaSO4   +  2HF  superphosphate “Triple superphosphate’ is made in a similar way. Properties: It is a colourless. (iii) Monoclinic crystals of gypsum when heated.CH-s-BLOCK Properties: (i) It is a white crystalline solid. Kota-05 . it loses three-fourth of its water of crystallization and forms the hemihydrate. even in acetic acid than in water.2H 2 O   CaSO4 . The acid salt Ca(H2PO4)2 is more soluble.I. (vii) Superphosphate Phosphate rocks such as fluoroaptatite [3Ca3(PO4)2..2H 2O Plaster of Paris Orthor hom bic Monoclinic (gypsum) Plaster of paris or gypsum when heated to about 200°C is converted into anhydrous calcium sulphate. I. and over a period of weeks the superophosphate will dissolve in the soil water [3(Ca3(PO4)2. The anhydrous salt is an excellent drying agent.-1. (2CaSO4). Road No.H2O. 12 H 2 O  1 12 H 2 O Plaster of Paris is a white powder which when mixed with water takes up the water of crystallization again. Which of the following statements is false (A) CaOCl2 gives OH¯.A. A-10. CaC2 Calcium carbide is prepared by heating quick lime with coke in an electric furnace. Cl¯ and OCl¯ in aqueous solution (B) Diamond and graphite are allotrops (C) Bleaching action of Cl2 is moist condition is not permanent (D) Calomel is Hg2Cl2 Ans..2H2O 2 2  orthorhombic Mono orthorhombic Gypsum The setting is due to formation of another hydrate. H O  H 2O   CaSO4. I.CH-s-BLOCK 33 (viii) Hydrolith CaH2 is technically called hydrolith and use on large scale for the production of hydrogen CaH 2  +  2H2O    Ca(OH)2  +  2H2 (ix) Calcium Carbide. Which of the following substance is used as dehydrating agent in laboratory (A) Calcium chloride (B) Sodium chloride (C) Sodium carbonate (D) Potassium nitrate Ans.I. (A) Sol. Exercise 1. (C) BANSAL CLASSES Private Ltd. Setting of plaster of paris is (A) Oxidation with atmospheric CO2 (B) Combination with atmospheric CO2 (C) Dehydration (D) Hydration to yield another Ans. Road No.ACC.2H2O  Hardening    CaSO4. CaO  3C  CaC 2  CO  CaC2 on reaction with water produces acetylene gas CaC 2  2H 2 O  Ca(OH) 2  C 2 H 2 Illustration 1. ‘Gaurav Tower’.-1. (D) Sol. Kota-05 . Setting of plaster of paris is 1 CaSO4. CaCl2 because it is hygroscopic.P. 2.  All alkali metals have low M. (B) Sol. 4S  +  6NaOH        Na2S2O3    +    2Na2S  +  3H2O with excess pentasulfide forms Na2S  +  4S        Na2S5 Q. lithium is - (A) Strongest reducing (B) Poorest reducing agent (C) Strongest oxidising agent (D) Poorest oxidising agent Ans. A-10.P.1 NaOH gives disproportionation reaction with (A) S (B) CO2 (C) SO2 (D) SO3 Ans.2 CO2 gas along with solid (Y) is obtained when sodium salt (X) is heated.3 Commercial common salt becomes slightly damp on keeping. Li has highest melting point among alkali metals. The low M.I.. The M. This is due to the fact that - (A) Common salt is hygroscopic (B) Common salt contains some impurity which is hygroscopic (C) Salt is efflorescent (D) Salt is crystalline Ans. (X)    Heat (Y) Na 2 CO 3  H 2 O  CO 2 (Y)     2 NaHCO (X) 3 Q. (X) is again obtained when CO2 gas is passed into (Y).A.P. Q. X & Y are - (A) Na2CO3. Road No. NaHCO3 Ans. lithium has the minimum tendency to ionise to give Li+ ion.P. NaOH (C) NaHCO3. Commercial common salt commonly becomes slightly damp on keeping because common salt contains some impurity MgCl2 and CaCl2 which is hygroscopic in nature and absorbs moisture from the atmosphere.34 ACC. (A) BANSAL CLASSES Private Ltd.-1.P. Kota-05 . I. 5 Li has the maximum value of ionisation potential among alkali metals i. (A) Sol. Q. decrease down the group.CH-s-BLOCK SOLVED EXAMPLES Q.  Na2O (B) Na2CO3. ‘Gaurav Tower’.e.4 The highest melting point among alkali metal of - (A) Li (B) Na (C) K (D) Rb Ans. are attributed to their larger atomic size due to which the binding energies of their atoms in the crystal lattice are low. (C) 2 NaHCO 3 Na 2 CO 3  H 2 O  CO 2 Sol. Na2CO3 (D) Na2CO3. (A) Sol.  More is the stability of the resulting metal oxide lesser is the stability of the carbonate towards heat and vice versa. The ionisation potential value of Lithium is maximum among alkali metals i. ‘Gaurav Tower’. (B) Sol. (D) Sol. gypsum and sand (C) Lime stone.-1. MCO3    MO + CO2 The stability of carbonate towards heat depends upon the stability of the resulting metal oxide. 6 Which of the following compound decomposes at highest temperature - (A) SrCO3 (B) BaCO3 (C) CaCO3 (D) MgCO3 Ans.A. BaCO3 decomposes at highest temp. clay and gypsum Ans..3H2O Ans. But.2H2O Q. Cl + Cl Cl3 Cathode : Mg+2 + 2e¯ Mg BANSAL CLASSES Private Ltd. This is due to the largest value of hydration energy of Li+ ions.7 Gypsum CaSO4.H2O (C) CaSO4. its tendency to ionise to give Li+ ions should be the minimum i.2H2O)     2CaSO .e. clay and sand (B) Lime stone.8 Portland cement is manufactured by using - (A) Lime stone. Kota-05 .10 Metallic magnesium is prepared by (A) Reduction of MgO by coke (B) Electrolysis of aqueous solution of Mg(NO3) (C) Displacement of Mg by iron from MgSO4 solution (D) Electrolysis of molten MgCl2 Ans.2H2O on heating to about 120ºC forms a compound which has the chemical composition represented by (A) CaSO4 (B) 2CaSO4. Lime stone - CaCO3 Clay - silica and alumina Gypsum - CaSO4. Q. (B) 120 º Sol. Li should be the poorest reducing agent. A-10. H O + 3H O Dehydration 4 2 2 Gypsum Plaster of pairs Q. (D) +2 Sol.I. gypsum and alumina (D) Lime stone.9 The first ionization potential of Mg is (A) Less than Al (B) More than Al (C) Equal to Al (D) Zero Ans. Q..CH-s-BLOCK 35 Sol. The first ionization potential of Mg is more than Al since the electron has to be removed from completely filled svalence shell of Mg. Road No.P.ACC. lithium is the strongest reducing agent. I.e. Q.H2O (D) 2CaSO4. 2(CaSO4. MgCl2  Electrolys   is  Mg + 2Cl (Molten)          Cation Anion Anode : 2Cl¯ 2Cl + 2e¯. All the carbonates decompose on heating to give CO2 and metal oxide. (B) Sol. 14 Which of the following is used as barium meal for getting the X-ray spectrum of the human digestive system ? (A) BaSO4 (B) BaCl2 (C) BaF2 (D) BaCO3 Ans. (A) Sol. A-10. Q. They react with Alcohol – 2C2H5OH + 2K 2C2H5OK + H2 Water – 2K + 2H2O 2KOH + H2 Ammonia – K + (x + y)NH3 [K(NH3)x]+ + [e(NH3)y]¯ Ammoniated cation Ammoniated electron But they do not react with Kerosene. CaNCN + 3H2O CaCO3 + NH3 Q.12 The cation which gives a yellow precipitate with potassium chromate is (A) SrCO3 (B) BaCO3 (C) CaCO3 (D) MgCO3 Ans. Alkali metals are highly reactive metal.A.11 Which liberates ammonia when treated with (A) Li3N (B) Mg3N2 (C) CaCN2 (D) All Ans. K2CrO4 + Ba2+ BaCrO4 + 2K+ Q.I. I.P. (C) Sol. All nitrides react with H2O to yield NH3. Road No. Kota-05 . (D) Sol. Barium gives a yellow ppt. the lattice energy of MgS (Bi-bivalent ionic solid) is higher than those of Na2S. BANSAL CLASSES Private Ltd.-1. which of the following will be least soluble in water ? (A) Sodium chloride (B) Sodium sulphide (C) Magnesium chloride (D) Magnesium sulphide Ans.13 If Na+ ion is larger than Mg2+ ion and S2– ion is larger than Cl¯ ion.CH-s-BLOCK Q. chromate. Magnesium sulphide. Calcium cyanamide (CaCN2) on hydrolysis also given NH3. (D) Sol.15 Potassium is kept in (A) Alcohol (B) Water (C) Kerosene (D) Liquid ammonia Ans. Out of the four combinations possible. ‘Gaurav Tower’.. Higher the lattice energy lower the solubility.36 ACC. of barium chromate with pot. (B) Sol. BaSO4 is both insoluble in water and opaque to X-rays and hence is used to get the X-ray spectrum of the digestive system ? Q. MgCl2 (uni-bivalent or biunivalent ionic solids) and NaCl (uniunivalent ionic solids) and hence MgS is the least soluble. 7 The salt which finds uses in qualitative inorganic analysis is (A) CuSO4·5H2O or ZnSO4·5H2O (B) K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O (C) Na(NH4)HPO4·4H2O (D) FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O [2010410294] Q. (A) CaC2 (B) Be2C (C) Al4C3 (D) Mg2C3 [2010410025] K CrO / H  Q. ‘Gaurav Tower’. A-10. Be and Mg do not dissolve in liquid NH3. [2010410020] Q. X is (A) MgSO4 (B) BaS2O3 (C) CuSO4 (D) PbS2O3 [2010410076] Q.E.CH-s-BLOCK 37 EXERCISE-1 (Exercise for JEE Mains) [SINGLE CORRECT CHOICE TYPE] Q. (D) Solution remains paramagnetic at all concentration. Kota-05 . Road No. (B) Deep blue colour is due to absorption spectrum of solvated electron..A. and I.P. NH3 is (A) Due to high L. HCl   Y(Yellow ppt)  Z  (pungent smelling gas) If X gives green flame test.9 CsBr3 contains (A) Cs–Br covalent bonds (B) Cs3+ and Br– ions (C) Cs+ and Br3– ions (D) Cs3+ and Br33– ions [2010410192] BANSAL CLASSES Private Ltd. (C) Solution conducts electricity at all concentration.8 (i) A + Na2CO3  B + C (ii) A  CO 2  (Milky) C The chemical formula of A and B are respectively (A) NaOH & Ca(OH)2 (B) Ca(OH)2 and NaOH (C) NaOH and CaO (D) CaO & Ca(OH)2 [2010410345] Q.2 (Yellow ppt) T 2   4  X dil .5 The golden yellow colour associated with NaCl to Bunsen flame can be explained on the basis of (A) low ionisation potential of sodium (B) emission spectrum (C) photosensitivity of sodium (D) sublimation of metallic sodium of yellow vapours [2010410331] Q.ACC.-1. I.6 Incorrect statement regarding the dissolution of alkali & alkaline earth metals in liq. (A) SiC (B) Be2C (C) CaC2 (D) Mg2C3  [2010410280] Q.E.4 Which of the following carbide does not release any hydrocarbon on reaction with water.1 Which of the following carbide produces propyne on reaction with water.I. Then.  III (C) I. Mg3N2 (B) N2.17 Calcium imide on hydrolysis will give gas (B) which on oxidation by bleaching powder gives gas (C) gas (C) on reaction with magnesium give compound (D). H 2SO 4  C( White ppt) If A is the metallic salt. [2010410071] High temperature CO in Q.. of D must be of (A) stronsium carbonate (B) red lead (C) barium carbonate (D) calcium carbonate [2010410224] Q. (B). A-10. ‘Gaurav Tower’. compound Y is water (A) NaAlO2 (B) NaHCO3 (C) Na2CO3 (D) Na2O2 [2010410122] Q. then the white ppt. N2O5 .  C34  has (A) Two sigma and two pi bonds (B) Three sigma and one pi bond (C) Two sigma and one pi bond (D) Two sigma and three pi bonds [2010410173] Na CO K CrO Q.-1.P. Mg(NO2)2 [2010410338] BANSAL CLASSES Private Ltd.13 ( White ppt) D 23 A 2  4  B(Yellow ppt) (in acetic acid) dil.16 Crown ethers and cryptands form (A) complexes with alkali metals (B) salts of alkali metals (C) hydroxides of alkali metals used for inorganic quantitative analysis (D) organic salts of alkali metals [2010410134] Q. Road No. (D) Anhydrous MgCl2 cannot be prepared by direct heating of MgCl2. II. IV (D) only IV [2010410326] Q.6H2O. III (B) II. (C) Hydration energy of AgF is higher than its lattice energy. (D) on hydrolysis gives again gas (B).38 ACC. NH3. NO2 .15 The pair of compounds which cannot exist together in aqueous solution is: (I) NaH2PO4 and NaHCO3 (II) Na2CO3 and NaHCO3 (III) NaOH and NaH2PO2 (IV) NaHCO3 and NaOH (A) I.10 Which of the following statement is false (A) The milk of magnesia used as antacid is chemically MgO + MgCl2 (B) Stability of alkali metal peroxides increases with increase in atomic number.11 Na + Al2O3      X  2 Y.A.I. I. (C) and (D) are (A) NH3. Kota-05 .12 Mg2C3 reacts with water forming propyne. Mg(NO3)2 (D) NH3.CH-s-BLOCK Q. N2.14 Li does not resemble other alkali metals in following properties : (A) Li2CO3 decomposes into oxides while other alkali metal carbonates are thermally stable (B) LiCl is predominantly covalent (C) Li3N is stable (D) all are  correct [2010410275] Q. MgNH (C) N2 . ‘Gaurav Tower’. CO gas was evolved. then the gas evolved was (A) CO (B) HCN (C) N2 (D) CO2 [2010410558] Q. Kota-05 .20 Nitrogen dioxide can not be obtained from (A) Cu(NO3)2 (B) Hg(NO3)2 (C) NaNO3 (D) AgNO3 [2010410456] Q.-1. By mistake. III (B)  II & III (C)  I. H2SO4. somebody used dilute H2SO4 instead of conc. III & IV (D)  I.22 A solution of metal hydroxide (MOH) with copper sulphate and mixed tartarate of metal M with another metal M1 of the same group is used in the detection of –CHO group.24 Which of the following is not a water softener? (A) Na2CO3 (B) Na2SO4 (C) Calgon (D) Permutit [2010410359] Q.P. (D) Anhydrous MgCl2 cannot be prepared by direct heating of MgCl2. A-10. Road No.. I. Li (D) Rb. Rb (C) Na. Metal M and M1 are respectively (A) K. (A)  I. (I) BeCO3 is kept in the atmosphere of CO2 since it is least thermally stable. Na (B) K.A. [2010410609] Q. H2SO4 was treated with K4[Fe(CN)6].I.6H2O. II.25 Which of the following gases are evolved by the electrolysis of aqueous solution of NaCl ? (A) H2 (B) Cl2 (C)  O2 (D) Both A and B [2010410410] Q. (IV) BeF2 forms complex ion with NaF in which Be goes with anion. II.23 Which of the following statement is false (A) The milk of magnesia used as antacid is chemically MgO + MgCl2 (B) Stability of alkali metal peroxides increases with increase in atomic number.ACC.18 The commercial method of preparation of potassium by reduction of molten KCl with metallic sodium at 850°C is based on the fact that (A) potassium is solid and sodium distils off at 850 °C (B) potassium being more volatile and distils off thus shifting the reaction forward (C) sodium is more reactive than potassium at 850 °C (D) sodium has less affinity to chloride ions in the presence of potassium ion [2010410052] Q.19 Choose  the correct alternate (s). II & IV [2010410354] Q. (II) Be dissolves in an alkali forming [Be(OH)4]2– (III) BeF2 forms complex ion with NaF in which Be goes with cation.26 Which of the following option is incorrect regarding the property of ‘hypo’ (A) The heating effect of hypo is a type of disproportionation reaction (B) Na2S5 is a heating product of hypo (C) Na2S5 and hypo both have S-S linkage (D) SO2 reacts with NaOH and produced hypo [2010410461] BANSAL CLASSES Private Ltd.21 When conc. Na [2010410660] Q. (C) Hydration energy of AgF is higher than its lattice energy.CH-s-BLOCK 39 Q.  III & IV (D) I.2 Ammoniated solutions of alkali metals are reducing agents due to the presence of free ammoniated or solvated electrons that can reduce: [I] O2  to  O 22 [II] K2[Ni(CN)4] to K4[Ni(CN)4] [III] aromatic ring [IV] non-terminal alkyne Choose the correct code (A) III & IV (B) II & III (C) I. [2010410622] Q.40 ACC. (A) If both Statement-I & Statement-II are True & the Statement-II  is a correct explanation of the Statement- I. [e(NH3)y]–. [2010410673] Q.CH-s-BLOCK EXERCISE-2 (Exercise for JEE Advanced) [PARAGRAPH TYPE] Paragraph for question nos. I. (D) If Statement-I is False but the Statement-II is True. Q. [2010410376] BANSAL CLASSES Private Ltd. (B) Solvated electrons associate to form electron-pairs and paramagnetic character decreases.I :Li2SO4 do not form double salt like alum.5 Statement-I : BeCl2 can not be easily hydrolysed. A-10. Statement . Statement .P.I. Dilute solutions are paramagnetic due to free electrons. values of x and y depend on the extent of solvation (by NH3). II.4 Statement .A. It is the ammoniated electron which is responsible for the blue colour of the solution. Q. [2010410691] Q. (B) If both Statement-I & Statement-II are True but Statement-II  is not a correct explanation of the Statement-I.II : Li reacts with NH3 gas to form LiNH2.3 Statement . (D) Reducing character is not affected. (C) If Statement-I  is True but the Statement-II is False. 1 to 2 Dilute solutions of alkali metals in liquid NH3 are blue. [M(NH3)x]+ as well as the ammoniated electron. Kota-05 . Statement-II :  BeCl2 is electron deficient compound.1 What happens if alkali metals is allowed to react with concentrated liquid ammonia? (A) Paramagnetic character of solvated electrons is retained.. and the electrical conductivity is due to the ammoniated cation. Road No. printed as Statement-I and Statement-II.II : Usually ionic compounds are fairly soluble in water. ‘Gaurav Tower’. III & IV [REASONING TYPE] These questions consists of two statements each.-1. (C) Reducing character is increased. While answering these Questions you are required to choose any one of the following four responses.I :Alkali metal carbonates (M2CO3) are soluble in water. (B) Water solubility of metal carbonate increases on moving down the group. [2010410682] [MULTIPLE CORRECT CHOICE TYPE] Q.6 Statement-I : K+ and NH4+ ions have lot of similarities in their test Statement-II : Radius of K+ is almost equal to radius of NH4+ [2010410427] Q.ACC.14 Which of the following properties show a similar trend on moving from Li to Cs within the group (A) Ionic mobility in aqueous solution (B) Reactivity towards water (C) Solubility of Bromide salt (D) Thermal stability of Carbonate salt [2010410405] BANSAL CLASSES Private Ltd. Kota-05 . (C) All metal bicarbonate salts exist in solution form except NaHCO3. [2010410243] Q.13 Which of the following metals on treatment with alkali will liberate H2 gas? (A) Be (B) Sn (C) Ga (D) In [2010410287] Q. [2010410580] Q. (D) B.P.7 Statement-I : Mg gets oxidised. decreases down the group. and M. Statement-II : Superoxides contain the ion  O 2 which has one unpaired electron in its anti-bonding molecular orbital. I.P.CH-s-BLOCK 41 Q. (A) Li (B) Sr (C) Cs (D) Ba [2010410229] Q.8 Statement-I : Mg2+ + ZnSO4  MgSO4 + Zn2+ Statement-II :  More active metal can displace less active metal from its salt solution.9 Statement-I : Aqueous solution of Na2SO4 on electrolysis gives H2 and O2 gases in cathode and anode respectively.-1.A.10 Statement-I : Superoxides of alkalimetals are paramagnetic. when heated in CO2 atmosphere Statement-II : Mg has a strong affinity for oxygen [2010410478] Q.. [2010410529] Q. ‘Gaurav Tower’. A-10.P.I. Statement-II : Discharge potential on H is less than Na+ but discharge potential of OH¯ is more than SO42–  .11 The addition of which metal into liquid NH3 leads to the formation of blue solution.12 Which statement(s) is / are correct regarding alkali metals (A) Thermal stability of metal nitrate increases on moving upward the group. Road No. -1..II (A) NaOH + SO2   (p) NaNO3 (B) NaOH + CO2   (q) Na2SO3 (C) NaOH + NO2   (r) Na2CO3 (D) NaOH + HNO3   (s) NaNO2 [2010410418] Q.17 Match the column- Column . A-10. Road No.16 Match the column- Column – I Column .II (A) Ba (p) Golden yellow (B) Ca (q) Apple green (C) Na (r) Brick Red (D) Rb (s) Violet [2010410469] Q.15 Match the column- Column I Column II Reactions Moles of reactant of NaOH reacted per mole (A) ZnCl2 + NaOH (p) 8 (B) PCl3 + NaOH (q) 6 (C) PCl5 + NaOH (r) 4 CCl3 (D) + NaOH (s) 5 [2010410665] Q.A.I.I Column .P.CH-s-BLOCK [MATCH THE COLUMN] Q.42 ACC. I.18 Match the column- Column I Column II For the production of H2O2 (A) Down process (p) K 2 CO 3 (B) Solvay process (q) Manufacture of Na (C) Leblance process (r) Manufacture of NaOH (D) Castner- Kellner cell (s) Na 2CO 3 [2010410520] BANSAL CLASSES Private Ltd. ‘Gaurav Tower’. Kota-05 . 19 Match List–I with List–II and select the correct answer using the codes given below the lists: List–I (Compounds) List–II (used in) (a) BaSO4 + ZnS (1) Explosive (b) NI3 (2) Oxidiser in rocket propellants (c) N2O 4 (3) Space capsule (d) KO 2 (4) Pigment [2010410512] Q.20 Match List-I with List-II and select the correct answer using the codes given below the lists.P. List-I (Compound) List-II (a) B4C (1) Propyne preparation (b) Al4C3 (2) Abrasive (c) Mg2C3 (3) Methane preparation (d) WC (4) Interstitial carbides [2010410614] BANSAL CLASSES Private Ltd.-1.A. ‘Gaurav Tower’.I.. Kota-05 . I. A-10.ACC. Road No.CH-s-BLOCK 43 Q. P.1 Identify the following: 2 SO 2 2 Na CO 2 elements S I Na2CO3    A     C    B   D Also mention the oxidation state of S in all the compounds [2010410007] Q. [2010410058] Q.-1.5 A white solid is either Na2O or Na2O2.2 The solubility of calcium acetate decreases while that of lead nitrate increases which increase in temperature.44 ACC. which is a stronger Lewis acid and why? [2010410312] Q. I. [2010410159] Q. B. ‘Gaurav Tower’. A-10.6 Between Na+ and Ag+.4 The solvay process can be represented by the following scheme: CaCO3 H2 O CaO + CO2 NH3.3 Beryllium chloride shows acidic nature in water or why BeCl2 is easily hydrolysed? [2010410108] Q.I. (i) Identify the substance and explain with balanced equation. why? [2010410014] BANSAL CLASSES Private Ltd. (ii) Explain what would happen to the red litmus if the white solid were the other compound.. A piece of red litmus paper turns white when it is dipped into a freshly made aqueous solution of the white solid. Road No. H2O A B NaHCO3 + D NaCl C + H2O NH3 + H2O + E Identity A. C D and E. Kota-05 .CH-s-BLOCK EXERCISE-3 (Miscellaneous Exercise) Q. [2010410261] Q.A.7 The crystalline salts of alkaline earth metals contain more water of crystallisation then the corresponding alkali metal salts. 11 When gas (A) is passed through dry KOH at low temperature. a white precipitate is first formed which dissolves on adding excess of (A) forming a compound (E). This colour disappears quickly.13 Arrange MgO. RbI.8 Arrange the following sulphates of alkaline earth metals in order of their decreasing thermal stability.9 Element (A) burns in nitrogen to give an ionic compound B. BeSO4.ACC.743 g of white crystalline solid (B) that formed a hydrated double salt (C) with Al2(SO4)3. [2010410213] Q. NiO. a white precipitate is obtained first which dissolves in excess of solution of (X). CaSO4.I. Identify (A) to (E) and give chemical equations for the reactions at step (i) to (iv). K2O. (iii) On adding two or three drops of ferric chloride into the excess of solution of (A). (B) and (C). [2010410321] Q. NaI. Identify (A).16 How many X–O–X linkages  are present in the structure of calgon (NaPO3)6 [201041869] BANSAL CLASSES Private Ltd. Identify (A).A. [2010410116] Q.422 g of (A) reacts completely with 0. (ii) On adding (A) into a dilute solution of silver nitrate. a violet coloured compound (D) is formed.12 (A) is binary compound of a univalent metal.10 (i) An inorganic compound (A) is formed on passing a gas (B) through a concentrated liquor containing sodium sulphide and sodium sulphite.P. Compound B reacts with water to give (C) and (D). a white precipitate appears which quickly changes into a black coloured compound (D).321 g of sulphur in an evacuated and sealed tube to give 1.  [2010410090] Q.14 A compound [X] imparts a golden yellow flame and shows the following reactions: (i) Zinc powder when boiled with a concentrated aqueous solution of [X] dissolved and hydrogen is evolved (ii) when an aqueous solution of (X) is added to an aqueous solution of stannous chloride. ‘Gaurav Tower’. SrSO4. A solution of (C) becomes milky on bubbling CO2. I. (B) and (C). Road No.CH-s-BLOCK 45 Q. MgSO4.15 Arrange the following increasing order of solubility LiI. CsI. 1. Identify  (A) to (D). Identify (X) and write equations at step (i) and (ii). A-10. a deep red coloured compound (B) and a gas (C) are obtained. SrO. [2010410269] Q. The gas (A) on reaction with but-2-ene followed by treatment with Zn/ H2O yields acetaldehyde. Cs2O in their increasing order of basic nature.. Kota-05 . [2010410065] Q.-1. (iv)  On adding a solution of (A) into the solution of cupric chloride. [2010410141] Q. KI [2010410039] Q. 4 Statement-I : Alkali metals dissolve in liquid ammonia to give blue solutions. Kota-05 .I. The colourless salts(s) H is (are) [JEE-2008] (A) NH4NO3 (B) NH4NO2 (C) NH4Cl (D) (NH4)2SO4 [2010410307] Q.2 Halides of alkaline earth metals form hydrates such as MgCl2. MgSO4 (B) MgSO4 (C) Mg(NH4)PO4 (D) Mg(PO4)2 [2010410205] Q. This is a [JEE-2008] (A) dimerization reaction (B) disproportionation reaction (C)  condensation reaction (D) precipitation reaction [2010410198] Q. Statement-II : Alkali metals in liquid ammonia give solvated species of the type [M(NH3)n] (M = alkali metals) [JEE-2007] (A) If both Statement-I & Statement-II are True & the Statement-II  is a correct explanation of the Statement-I. [JEE-2000] (A) are hygroscopic in nature (B) act as dehydrating agents (C) can absorbs moisture from air (D) all of the above [2010410154] Q.CH-s-BLOCK EXERCISE-4 SECTION-A (IIT JEE Previous Year's Questions) Q.2H2O and SrCl2. (D) If Statement-I is False but the Statement-II is True. CaCl2. BaCl2.A.5 A solution of colourless salt H on boiling with excess NaOH produces a non-flammable gas.1 A metal X on heating in nitrogen gas gives Y.6 White phosphorus on reaction with NaOH gives PH3 as one of the products. I.6H2O. (B) If both Statement-I & Statement-II are True but Statement-II  is not a correct explanation of the Statement-I.-1. The gas evolution ceases after sometime.2H2O. (C) If Statement-I  is True but the Statement-II is False. Upon addition of Zn dust to the same solution. [JEE-2006] (A) MgCl2.P. Y is [JEE-2000] (A) Mg(NO3)2 (B) Mg3N2 (C) NaN3 (D) MgO [2010410103] Q.46 ACC. [2010410256] Q.3 MgSO4 + NH4Cl + Na2HPO4  white crystalline precipitate. the gas evolu- tion restarts.6H2O. A-10.7 Aqueous solution of Na2S2O3 on reaction with Cl2 gives [JEE-2008] (A) Na2S4O6 (B) NaHSO4 (C) NaCl (D) NaOH [2010410096] BANSAL CLASSES Private Ltd.  This shows that halides of group 2 elements. ‘Gaurav Tower’. Y on treating with H2O gives a colourless gas which when passed through CuSO4 solution gives a blue colour. Road No.. I.-1..A. ‘Gaurav Tower’. the total number of compounds whose aqueous solution turns red litmus paper blue is [JEE-2010] KCN K2SO 4 (NH4)2C2O4 NaCl Zn(NO3)2 FeCl3 K2CO 3 NH4NO3 LiCN [2010410031] SECTION-B (JEE Main Previous Year's Questions) Q. Kota-05 .I.8 The compound(s) formed upon combustion of sodium metal in excess air is (are) [JEE-2009] (A) Na2O2 (B) Na2O (C) NaO2 (D) NaOH [2010410249] Q.1 The set representing the correct order of ionic radius is : [AIEEE -09] (A) Li+ > Be2+ > Na+ > Mg2+ (B) Na+ > Li+ > Mg2+ > Be2+ (C) Li+2 > Na+ > Mg2+ > Be2+ (D) Mg2+ > Be2+ > Li+ > Na+ [2010413971] Q. Road No.CH-s-BLOCK 47 Q.9 Amongst the following.2 Which of the following on thermal decomposition yields a basic as well as an acidic oxide ? (A) CaCO3 (B) NH4NO3 (C) NaNO3 (D) KClO3 [AIEEE-12] [2010413976] BANSAL CLASSES Private Ltd. A-10.ACC.P. I. B-r.9 C Q.3 C Q.2 C Q.9 3 SECTION-B Q. D-p Q.22 A Q.8 B Q. B.-1.8 A. B Q. I.7 A Q.24 B Q.14 A.10 A Q. Q. B-s.11 A. C. D-s Q.12 A Q.1 B Q.11 C Q.10 C Q.17 A Q. B-r.2 B Q.12 B. B.16 A-q.5 A. D Q. D-p Q.7 B Q.20 C Q.6 D Q.19 D Q. B Q.20 (a) 2 (b) 3 (c) 1 (d) 4 EXERCISE-3 Q.19 (a) 4 (b) 1 (c) 2 (d) 3 Q.17 A-q.7 C Q. d-r Q.18 A-q. C-p. Kota-05 .2 A BANSAL CLASSES Private Ltd.4 A Q. C-p.23 A Q. ‘Gaurav Tower’.1 B Q.s. D Q.6 B Q.15 A-R.14 D Q.1 D Q.25 D Q. C. Road No.P.6 A Q.9 C Q. C-r.8 D Q.18 B Q.15 D Q.5 A Q. C.26 D EXERCISE-2 Q.1 B Q.4 C Q.5 D Q.CH-s-BLOCK EXERCISE-1 Q.13 A.48 ACC.16 A Q.21 B Q.2 D Q. B-s. D Q. B.13 C Q.. A-10.16 6 EXERCISE-4 SECTION-A Q.A. C-p.3 D Q.4 B Q. ACC.. (A) SiC  Covalent carbide.A. 7. The solution becomes diamagnetic when concentration of metal increases and electrons are going to become paired up within the solvent cage. I. BANSAL CLASSES Private Ltd. Ba+2 gives green colour in flame test BaCrO4  yellow ppt BaS2O3 reacts with dil HCl & produce S (Yellow ppt) & SO2 pungent smelling gas 4. A-10. (A) CaC2 + H2O  Ca(OH)2 + HC  CH  (B) Be2C + 2H2O  2 BeO + CH4 (C) Al4C3 + 12H2O  4Al(OH)3 + 3CH4 (D) Mg2C3 + 4H2O  2Mg(OH)2 + H3C–C  CH  2. 6.CH-s-BLOCK 49 EXERCISE-1 1. ‘Gaurav Tower’. (B) Be2C + 4H2O  2Be(OH)2 + CH4  (C) CaC2 + 2H2O  HC  CH  + Ca(OH)2 (D) Mg2C3 + 2H2O  2Mg(OH)2 + H3C – C  CH  5. Acidic salt NaHCO3 and NaOH (base) react with each other  so they cannot exist together in aqueous solution.  C  C  C   has two sigma and two pi bonds   15. Ca(OH)2 + Na2CO3    2NaOH + CaCO3    (A)          (B)   (C) Ca(OH)2  CO 2   CaCO3      (A) (C) 10.-1.  8.P. Milk of magnesia is a suspension of MgO + H2O  2 2  12. Na(NH4)HPO4·4H2O (Microcosmic salt) uses in qualitative inorganic analysis for the dry test of basic radicals. Kota-05 . The golden yellow colour associated with NaCl to Bunsen flame can be explained on the basis of low ionisation potential of sodium. Road No.I. -1. statement - II is true 4. then association of solvated electrons get started hence. Statement - I is false. ( NH 3 ) x  +  e. I.I. as Li+ has very small size.( NH3 ) y excess           Ammoniated  e  responsible for           blue color & reducing character. K4[Fe(CN)6] + 6H2SO4 + 6H2O — 2K2SO4 + FeSO4 + 3(NH4)2SO4 + 6CO     conc.. Ca(NH) + 2H2O  Ca(OH)2 + NH3 (g)        (B) 2NH3 + 3CaOCl2  N2(g) + 3CaCl2 + 3H2O   (B)   (C) N2 (g) + 3Mg  Mg3N2   (C)         (D) Mg3N2 + 6H2O  3Mg(OH)2 + 2NH3  (D)           (B) 19. paramagnetism decreases. Li2SO4 Li forms Li2NH with NH3 gas.   K4[Fe(CN)6] + 3H2SO4 — 2K2SO4 + FeSO4 + 6HCN       (dil.P.50 ACC. BANSAL CLASSES Private Ltd. NaNO3    NaNO2 +  O 500C 2 2  1 Cu(NO3)2    CuO + 2NO2 +  O 2 2 21. Road No.)  M+.A. Milk of magnesia is a suspension of MgO + H2O 24. of solution is increased. EXERCISE-2 Paragraph for question nos. (NaPO3)6  . exchanges Ca++ and Mg++ from hard water  Permutit : common type of zeolite. M(s) + NH3(liq. 3. Kota-05 . If conc. 1 to 2 Sol. A-10.  Na2CO3 precipitates out Ca++ and Mg++ from hard water as insoluble carbonates  Calgon. ‘Gaurav Tower’. Among sulphate salt of alkali metals only Li2SO4 does not forms alum.) 22.CH-s-BLOCK 17. NaOH + CuSO4 + sodium (M) Potassium(M1) tartarate solution is known as Fehling solution and is used in the detection of –CHO group 23. BeF2 + 2NaF  Na2[BeF4] below 1 20. it exchanges Ca++ and Mg++ from hard water with its Na+ and also does not allow to pass large sized molecules from it. .CH-s-BLOCK 51 5.-1. (A) Ionic radius of NH4+ is almost equal to ionic radius of K+  7. BeCl2 can be easily hydrolysed due to its e– deficient nature BeCl2 + 2H2O — Be(OH)2 + 2HCl  6. Thermal stability of Nitrates of alkali metals LiNO3 < NaNO3 < KNO3 < RbNO3 < CsNO3 Metal carbonate solubility Li2CO3 < Na2CO34 < K2CO34 < Rb2CO3 < Cs2CO3 Only NaHCO3 is insoluble in water due to association of HCO3¯ by intermolecular H-bonding O O HO O¯ C HO O¯ C   C HO O¯ C HO O¯ O O 13. A = NaHSO3.I. I.ACC. 2Mg + CO2   2MgO + C Mg is a strong reducing agent & have great affinity for O2 at high temperature. Mg2+ + ZnSO4  MgSO4 + Zn++. A-10. (CH3COO)2 Ca shows exothermic dissolution whereas Pb(NO3)2 shows endothermic dissolution. It is not metal displacement reaction in which more active metal displaces less active metal from its salt solution 11. 3. BeCl2 is salt of weak base Be(OH)2 and strong acid HCl and thus undergoes hydrolysis to result in an acidic solution in water hydration   [Be(H2O)2]2+ + 2Cl– BeCl2 + H2O   BANSAL CLASSES Private Ltd. Kota-05 . (A) (B) (C) (D) Li    Na K Pb Cs Increases      Increases         Decreases      Increases EXERCISE-3 1. B=Na2SO3.P. 8. M + x · NH3  M+ +  e ·xNH3 Ammoniated electron responsible for blue colour 12. According to Le-chatellier principle the solubility of (CH3COO)2 Ca decreases and solubility of Pb(NO3)2 increases with temperature. Road No.A. Sn and Ga are amphoteric metals 14. C = Na2S2O3. ‘Gaurav Tower’. Be.   D =Na2S4O6 2. (A) = O3. (A) = KO2. A = Na2S2O3. E = Na4[Cu6(S2O3)5] 11. Road No.  (B) = KO3.Al2(SO4)3. It is a cyclic structure having six P–O–P linkages. Kota-05 .CH-s-BLOCK Beryllium chloride is acidic when dissolved in pure water because the hydrated ions hydrolyses. CsI < RbI < KI < NaI < LiI 16. I. A = Mg. D = [Fe(S2O3)2]–. 8. because Ag+ has pseudo noble gas configuration which makes it more polarising and therefore stronger acid. [X] = NaOH 15.P. A-10.24H2O 13. E = CaCl2 5. C = Ag2S. SrSO4 > CaSO4 > MgSO4 > BeSO4 9. B = Mg3N2.A. The red litmus will turn to blue. C = Mg(OH)2. (i) Na2O2 is powerful oxidant and bleacing agent and bleaches red litmus paper to white in aqueous solution state. D = NH4Cl. 7..52 ACC. The hydrolysis happens because the Be–O bond is very strong and so in the hydrated ion this weakens the O–H bonds hence there is a tendency to lose protons. Alkaline earth metals have smaller size and more nuclear charge. (C) = O2 12. B = I2 .I. So higher degree of hydration. D = NH3   (A) may be Ca or Ba 10. C = Na2CO3. Na2O2 + 2HO  2NaOH + H2O + [O] (ii) The other compound Na2O will give NaOH on dissolution in water. The Be2+ ions are easily hydrated first because of high charge-size ratio. producing H3O+. hydration [Be(H2O)]2+ + H2O     [Be(H2O)3OH]+ + H3+O 4. 6. A = Ca(OH)2. NiO < MgO < SrO < K2O < Cs2O 14. B = NH4HCO3.-1. ‘Gaurav Tower’. B = K2SO4 (C) = K2SO4. BANSAL CLASSES Private Ltd. Ag+. I. 2Na +  O   Na2O  2 2 Parallel reaction takes place 2Na + O2  Na2O2     SECTION-B 1. White phosphorus (P4) on reaction with NaOH gives PH3 (oxidation state of phosphorus is –3) & NaH2PO2 (oxidation state of phosphorus is +1). NO.-1.CH-s-BLOCK 53 EXERCISE-4 SECTION-A 1. BANSAL CLASSES Private Ltd.  NaNO3 NaNO2 + 1/2 O2  2KClO3 2KCl + 3O2 Metal oxides are bases non metallic oxides are acidic except CO. Kota-05 . N2O are neutral oxide. H2O.  CaCO3 CaO  +  CO2 Basic Acidic  NH4NO3 N2O + H2O Neutral oxide 2. This reaction is type of  disproportionation reaction. I.A.P. Aqueous solution of Na2S2O3 on reaction with Cl2 gives NaHSO4. Mg + N2  Mg3 N2   H 2O   Mg(OH)2 + NH3  CaSO4 + NH3 (aq)     [Cu(NH4)4]SO4           deep blue colour 4. NH4NO3 or NH4NO2  + NaOH  NH3 (non flammable gas) + H2O + NaNO3 Zn react with this solution  & produce nacent hydrogen which can reduce NO3¯/ NO2¯ in ammo- nia.ACC. ‘Gaurav Tower’. 7. Blue solution to the presence of solvated/ammonated e¯ 5. Road No. 1  8. 6. A-10. Na+ >  Li+  > Mg+2 > Be+2 116 pm > 90 pm > 86 > Ionic size increases down the group and decreases in period  from left to right..