Допомога по Теле2, тарифи, питання

До сімейства лужноземельних елементіввідносять кальцій, стронцій, барій та радій. Д. І. Менделєєв включав у це сімейство та магній. Лужноземельні елементи називаються тому, що їх гідроксиди, подібно до гідроксидів лужних металів, розчиняються у воді, тобто є лугами. «...Земельними ж вони названі тому, що в природі вони зустрічаються у стані сполук, що утворюють нерозчинну масу землі, і самі у вигляді оксидів RO мають землистий вигляд», - пояснював Менделєєв в Основах хімії.

Загальна характеристика елементів II а групи

Метали головної підгрупи II групи мають електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня ns² і є s-елементами.

Легко віддають два валентні електрони, і у всіх сполуках мають ступінь окислення +2

Сильні відновники

Активність металів та їх відновна здатність збільшується в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

До лужноземельних металів відносять лише кальцій, стронцій, барій та радій, рідше магній.

Берилій за більшістю властивостей ближче до алюмінію.

Фізичні властивості простих речовин

Лужноземельні метали (порівняно з лужними металами) мають більш високі t°пл. і t°кип., потенціалами іонізації, щільністю та твердістю.

Хімічні властивості лужноземельних металів

1. Реакція із водою.

У звичайних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі до води. На відміну від них Ca, Sr та Ba розчиняються у воді з утворенням лугів:

Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2. Реакція із киснем.

Усі метали утворюють оксиди RO, барій-пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. З іншими неметалами утворюють бінарні сполуки:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогеніди)

Ba + S → BaS (сульфіди)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нітриди)

Ca + H 2 → CaH 2 (гідриди)

Ca + 2C → CaC 2 (карбіди)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (фосфіди)

Берилій та магній порівняно повільно реагують з неметалами.

4. Всі лужноземельні метали розчиняються в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 (розб.) → MgSO 4 + H 2

5. Берилій розчиняється у водних розчинах лугів:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

6. Летючі сполуки лужноземельних металів надають полум'ю характерного кольору:

з'єднання кальцію - цегляно-червоний, стронцію - карміново-червоний, а барію - жовтувато-зелений.

Берилій, також як і літій, належить до s-елементів. Четвертий електрон, що у атомі Be, міститься на 2s-орбитали. Енергія іонізації берилію вища, ніж у літію, через більший заряд ядра. У сильних підставах він утворює іон-беріллат ВеО 2-2. Отже, берилій - метал, але його сполуки мають амфотерність. Берилій, хоч і метал, але значно менш електропозитивний, порівняно з літієм.

Високою енергією іонізації атома берилій помітно відрізняється від інших елементів ПА-підгрупи (магнію та лужноземельних металів). Його хімія багато в чому подібна до хімії алюмінію (діагональна подібність). Таким чином, це елемент з наявністю у його сполук амфотерних якостей, серед яких переважають все ж таки основні.

Електронна конфігурація Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 в порівнянні з натрієм має одну істотну особливість: дванадцятий електрон міститься на 2s-орбіталі, де вже є 1е - .

Іони магнію та кальцію – незамінні елементи життєдіяльності будь-якої клітини. Їхнє співвідношення в організмі має бути строго визначеним. Іони магнію беруть участь у діяльності ферментів (наприклад, карбоксилази), кальцію – у побудові скелета та обміну речовин. Підвищення вмісту кальцію покращує засвоєння їжі. Кальцій збуджує та регулює роботу серця. Його надлишок різко посилює діяльність серця. Магній частково відіграє роль антагоніста кальцію. Введення іонів Mg 2+ під шкіру викликає наркоз без періоду збудження, параліч м'язів, нервів та серця. Потрапляючи в рану у формі металу, він викликає гнійні процеси, що довго не гояться. Оксид магнію у легенях викликає так звану ливарну лихоманку. Частий контакт поверхні шкіри з його сполуками призводить до дерматиту. Найширше використовуються в медицині солі кальцію: сульфат СаSO 4 і хлорид CaCL 2 . Перший використовується для гіпсових пов'язок, а другий застосовується для внутрішньовенних вливань як внутрішній засіб. Він допомагає боротися з набряками, запаленнями, алергією, знімає спазми серцево-судинної системи, покращує згортання крові.

Всі сполуки барію, крім BaSO 4 , є отруйними. Викликають менегоенцефаліт із ураженням мозочка, ураження гладких серцевих м'язів, параліч, а у великих дозах – дегенеративні зміни печінки. У малих дозах з'єднання барію стимулюють діяльність кісткового мозку.

При введенні в шлунок з'єднань стронцію настає його розлад, параліч, блювання; ураження за ознаками подібні до уражень від солей барію, але солі стронцію менш токсичні. Особливу тривогу викликає поява в організмі радіоактивного ізотопу стронцію 90 Sr. Він винятково повільно виводиться з організму, яке великий період напіврозпаду і, отже, тривалість дії можуть бути причиною променевої хвороби.

Радій небезпечний для організму своїм випромінюванням та величезним періодом напіврозпаду (Т 1/2 = 1617 років). Спочатку після відкриття та отримання солей радію у більш менш чистому вигляді його стали використовувати досить широко для рентгеноскопії, лікування пухлин і деяких важких захворювань. Тепер з появою інших доступніших і дешевших матеріалів застосування радію в медицині практично припинилося. У деяких випадках його використовують для отримання радону і як добавку до мінеральних добрив.

В атомі кальцію завершується наповнення 4s-орбіталі. Разом із калієм він утворює пару s-елементів четвертого періоду. Гідроксид кальцію - досить сильна основа. У кальцію – найменш активного з усіх лужноземельних металів – характер зв'язку у з'єднаннях іонний.

За своїми характеристиками стронцій займає проміжне положення між кальцієм та барієм.

Властивості барію найбільш близькі до властивостей лужних металів.

Берилій та магній широко використовують у сплавах. Берилієві бронзи – пружні метали міді з 0,5-3% берилію; в авіаційних металах (щільність 1,8) міститься 85-90% магнію («електрон»). Берилій відрізняється від інших металів IIА групи – не реагує з воднем та водою, зате розчиняється у лугах, оскільки утворює амфотерний гідроксид:

Be+H 2 O+2NaOH=Na 2 +H 2 .

Магній активно реагує з азотом:

3 Mg + N2 = Mg3N2.

У таблиці наведено розчинність гідроксидів елементів ІІ групи.

Традиційна технічна проблема жорсткість води, пов'язана з наявністю в ній іонів Mg 2+ та Ca 2+. З гідрокарбонатів та сульфатів на стінках нагрівальних котлів та труб з гарячою водою осідають карбонати магнію та кальцію та сульфат кальцію. Особливо заважають вони роботі лабораторних дистиляторів.

S-елементи в живому організмі виконують важливу біологічну функцію. У таблиці наведено їх зміст.

У позаклітинній рідині міститься вп'ятеро більше іонів натрію, ніж усередині клітин. Ізотонічний розчин («фізіологічна рідина») містить 0,9% хлориду натрію, його застосовують для ін'єкцій, промивання ран та очей тощо. Гіпертонічні розчини (3-10% хлориду натрію) використовують як примочки при лікуванні гнійних ран («витягування » гною). 98% іонів калію в організмі знаходиться всередині клітин і лише 2% у позаклітинній рідині. На день людині потрібно 2,5-5 г калію. У 100 г кураги міститься до 2 г калію. У 100 г смаженої картоплі – до 0,5 г калію. У внутрішньоклітинних ферментативних реакціях АТФ та АДФ беруть участь у вигляді магнієвих комплексів.

Щодня людині потрібно 300-400 мг магнію. Він потрапляє в організм із хлібом (90 мг магнію на 100 г хліба), крупою (100 г вівсяної крупи до 115 мг магнію), горіхами (до 230 мг магнію на 100 г горіхів). Крім побудови кісток і зубів на основі гідроксилапатиту Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 , катіони кальцію беруть активну участь у згортанні крові, передачі нервових імпульсів, скороченні м'язів. На добу дорослій людині потрібно споживати близько 1 г кальцію. 100 г твердих сирів міститься 750 мг кальцію; у 100 г молока – 120 мг кальцію; у 100 г капусти – до 50 мг.

Головна підгрупа другої групи періодичної системи охоплює елементи: берилій, магній, кальцій, стронцій, барій та радій. За головними представниками цієї підгрупи - кальцію, стронцію ж барію, - відомих під загальною назвою лужноземельних металів, вся головна підгрупа другої групи називається також підгрупою лужноземельних металів.

Назву «лужноземельні» ці метали (іноді до них приєднують і магній) отримали тому, що їх оксиди за своїми хімічними властивостями є проміжними, з одного боку, між лугами, тобто оксидами або гідроксидами лужних металів і, з іншого боку, « землями», тобто оксидами таких елементів, типовим представником яких є алюміній – головна складова частина глин. Внаслідок такого проміжного положення оксидам кальцію, стронцію та барію і дали назву «лужні землі».

Перший елемент цієї підгрупи, берилій (якщо не брати до уваги його валентність), за своїми властивостями набагато ближче до алюмінію, ніж до вищих аналогів топ-групи, в яку він входить. Другий елемент цієї групи, магній, також у деяких відношеннях значно відрізняється від лужноземельних металів у вузькому значенні цього терміна. Деякі реакції зближують його з елементами побічної підгрупи другої групи, особливо з цинком; так, сульфати магнію та цинку на противагу сульфатам лужноземельних металів легко розчиняються, ізоморфні один одному і утворюють аналогічні за складом подвійні солі. Раніше було зазначено правило, згідно з яким перший елемент виявляє властивості, перехідні до наступної головної підгрупи, другий - до побічної підгрупи тієї ж групи; і зазвичай характерними для групи властивостями має лише третій елемент; це правило особливо наочно проявляється у групі лужноземельних металів.

Найважчий з елементів другої групи - радій - за своїми хімічними властивостями, безумовно, відповідає типовим представникам лужноземельних металів, Тим не менш, зазвичай його не прийнято включати до групи лужноземельних металів у вужчому сенсі. У зв'язку з особливостями його поширення в природі, а також внаслідок найбільш характерної його властивості – радіоактивності доцільніше відвести йому особливе місце. В обговоренні загальних властивостей елементів цієї підгрупи радій не буде розглянуто, оскільки відповідні фізико- Хімічні властивостідосі досліджували замало.

За винятком радію, всі елементи лужноземельної підгрупи відносяться до легких металів. Легкими називають метали, питома вага яких не перевищує 5. За своєю твердістю метали головної підгрупи ІІ групи значно перевершують лужні. Найм'якший з них, барій (властивості якого найбільш близькі до лужних металів) має приблизно твердість свинцю. Точки плавлення металів цієї групи лежать значно вищі, ніж у лужних металів.

Спільним для всіх елементів головної підгрупи II групи є їх властивість виявляти у своїх з'єднаннях позитивну валентність 2 і тільки у виняткових випадках вони бувають позитивно одновалентні. Типова їм валентність 2+, і навіть порядкові номери елементів змушують, безперечно, віднести ці метали до головної підгрупи другої групи. Крім того, всі вони виявляють сильно електропозитивний характер, який визначається їх становищем у лівій частині електрохімічного ряду напруг, а також сильним спорідненістю до електронегативних елементів.

Відповідно до величини нормальних потенціалів елементів головної підгрупи другої групи всі перераховані метали розкладають воду; проте дія берилію та магнію на воду Протікає дуже повільно внаслідок малої розчинності гідроксидів, що виходять в результаті цієї реакції, наприклад для магнію:

Мg + 2НОН = Mg(ON) 2 + Н 2

Утворившись на поверхні металу, гідроксиду Ве і Мg ускладнюють подальший перебіг реакції. Тому навіть дрібні помилки магнію доводиться витримувати при звичайній температурі в дотику до води протягом кількох діб, перш ніж вони повністю перетворяться на гідроокис магнію. Інші лужноземельні метали реагують з водою значно енергійніше, що пояснюється кращою розчинністю їх гідроксидів. Гідроокис барію розчиняється найлегше; нормальний потенціал має найнижче значення в порівнянні з іншими елементами групи, тому він реагує з водою, а також зі спиртом дуже енергійно. Стійкість лужноземельних металів до дії повітря зменшується у напрямку від магнію до барію. Відповідно до положення у ряді напруг названі метали витісняють усі важкі метали з розчинів їх солей.

Як продукти горіння лужноземельних металів завжди виходять нормальні оксиди М ІІ О. Перекиси лужноземельних металів набагато менш стійкі, ніж у ряді лужних металів.

З водою оксиду лужноземельних металів з'єднуються, утворюючи гідроокиси, причому енергія цієї реакції дуже помітно зростає у напрямку від ВеО до ВаО. Розчинність гідроокису також сильно збільшується від гідроокису берилію п гідроокису барію; навіть розчинність останньої при нормальній температурі дуже невелика. У тому порядку зростає і основний характер цих сполук - від амфоторного гідроксиду берилію до сильно основного їдкого барію.

Цікаво відзначити сильне спорідненість елементів головної підгрупи другої групи азоту. Склопність до утворення сполук з азотом зростає у цих елементів зі збільшенням атомної ваги (попри те, що теплоти утворення нітридів у цьому напрямі зменшуються); у власне лужноземельних металів тепденція до утворення нітридів настільки велика, що останні повільно з'єднуються з азотом вже за звичайної тедгасратури.

Лужноземельні металиподібно до лужних металів з'єднуються з воднем, утворюючи гідриди, наприклад:

Са+Н2 = СаН2.

Етн гідриди також мають солеподібний характер, і тому слід вважати, що в них, як і в гідридах лужних металів, водень є складовою електронегативною частиною.

Важче отримати безпосередньо з елементів МgН 2 , а ВеН 2 синтезувати таким шляхом взагалі вдалося. МgН 2 і ВеН 2 тверді і нелеткі сполуки, як і гідриди лужноземельних металів, але на відміну від останніх вони не мають яскраво вираженого солеподібного характеру.

Всі елементи головної підгрупи другої групи утворюють безбарвні іони, що мають позитивний заряд 2: Bе 2+ , Мg 2+ , Са 2+ , Sr 2+ , 2+ , Rа 2+ . Берилій утворює, крім того, безбарвні аніони [ВеО 2 ] 2+ та [Ве(ОН) 4 ] 2+ . Безбарвні і всі солі М II Х 2 зазначених елементів, якщо вони не є похідними забарвлених аніонів.

Солі радію самі по собі теж безбарвні. Однак деякі з них, наприклад, хлорид і бромід радію, поступово забарвлюються під дією випромінювання радію, що міститься в них, і, нарешті, набувають забарвлення від коричневої до чорної. При перекристалізації вони знову стають білими.

Багато солі лужноземельних металів важко розчиняються у воді. У зміні розчинності цих солей часто виявляється певна закономірність: так, у сульфатів розчинність швидко зменшується зі зростанням атомної ваги лужноземельного металу. Приблизно так само змінюється розчинність хромітів. Більшість солей, утворених лужноземельними металами зі слабкими кислотами та з кислотами середньої сили, розчиняються насилу, наприклад фосфати, оксалати та карбонати; деякі з них, однак, легко розчиняються; до останніх відносяться сульфіди, ціаніди, роданіди та ацетати. Внаслідок ослаблення основного характеру гідроксидів при переході від Ва до Ве, у цій же послідовності зростає ступінь гідролізу їх карбонатів. У тому ж напрямі змінюється і їх термічна стійкість: у той час як карбонат барію навіть при температурі білого розжарювання розкладається далеко не повністю, карбонат кальцію можна повністю розкласти на СаО і СО 2 вже за порівняно слабкого прожарювання, а карбонат магнію розкладається ще легше.

З точки зору теорії Косселя причиною двовалентності елементів лужноземельної групи є та обставина, що в періодичній системі всі вони віддалені від відповідних інертних газів з: 2 елемента, тому кожен з них має на 2 електрони більше, ніж попередній інертний газ. Внаслідок прагнення атомів прийняти конфігурацію інертних газів у елементів лужноземельної групи і відбувається легке відщеплення двох електронів, але не більше, тому що подальше відщеплення викликало б вже руйнування конфігурації інертних газів.

Частина перша. Загальна характеристика II А групи Періодичної системи елементів.

У цій групі розміщуються такі елементи: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Вони мають загальну електронну конфігурацію: (n-1)p 6 ns 2 крім Ве 1s 2 2s 2 . З огляду на останнього, властивості Ве трохи відрізняються від властивостей підгрупи загалом. Властивості магнію теж відрізняються від властивостей підгрупи, але меншою мірою. Серед Са – Sr – Ba – Ra властивості змінюються послідовно. Відносна електронегативність серед Ве – Ra падає т.к. із збільшенням розміру атома валентні електрони віддаються охочіше. Властивості елементів підгрупи IIА визначаються легкістю віддачі двох ns-електронів. При цьому утворюються іони Е2+. Під час вивчення дифракції рентгенівських променів з'ясувалося, що у деяких сполуках елементи IIА підгрупи виявляють одновалентність. Прикладом таких сполук є ЕГ, які виходять при додаванні Е до розплаву ЕГ 2 . Всі елементи цього ряду не зустрічаються в природі у вільному стані через високу активність.

Частина друга. Берилій та магній.

Історія берилію

З'єднання берилію у вигляді дорогоцінного каміння були відомі ще в давнину. З давніх-давен люди шукали і розробляли родовища блакитних аквамаринів, зелених смарагдів, зеленувато-жовтих берилів та золотистих хризоберилів. Але лише наприкінці 18 століття хіміки запідозрили, що у берилах є якийсь новий невідомий елемент. У 1798 році французький хімік Льюїс Ніколас Воклен виділив з берила окис "La terree du beril", що відрізнявся від окису алюмінію. Цей окис надавав солям солодкий смак, не утворював галунів, розчинявся в розчині карбонату амонію і не осаджувався оксалатом калію. Металевий берилій був уперше отриманий в 1829 відомим німецьким ученим Веллером і одночасно французьким ученим Бюссі, який отримав порошок металевого берилію відновленням хлористого берилію металевим калієм. Початок промислового виробництва належить до 30-40 років. минулого сторіччя.

Історія магнію

Свою назву елемент отримав по місцевості Магнезія в Стародавній Греції.

Перші спроби виділити металеву основу магнезії в чистому вигляді було зроблено на початку XIX ст. знаменитим англійським фізиком і хіміком Гемфрі Деві (1778–1829) після того, як він піддав електролізу розплави їдкого калі та їдкого натру і отримав металевий Na та K. Він вирішив спробувати аналогічним чином здійснити розкладання оксидів лужноземельних металів та магнезії. У своїх початкових дослідах Деві пропускав струм через вологі оксиди, оберігаючи їх від зіткнення з повітрям шаром нафти; проте при цьому метали сплавлялися з катодом та їх не вдавалося відокремити.

Деві пробував застосовувати безліч різних методів, але вони з різних причин виявлялися малоуспішними. Нарешті, в 1808 р. його спіткала успіх - він змішав вологу магнезію з оксидом ртуті, помістив масу на платівку з платини і пропустив через неї струм; амальгаму переніс у скляну трубку, нагрів, щоб видалити ртуть, і одержав новий метал. Тим самим способом Деві вдалося отримати барій, кальцій та стронцій. Промислове виробництво магнію електролітичним способом розпочато Німеччині наприкінці 19 століття. Теоретичні та експериментальні роботи з отримання магнію електролітичним способом нашій країні було виконано П.П. Федотьева; процес відновлення оксиду магнію кремнієм у вакуумі досліджував П.Ф. Антипін.

Поширення

Берилій належить до не дуже поширених елементів: його вміст у земній корі становить 0,0004 вага. %. Берилій у природі перебуває у пов'язаному стані. Найважливіші мінерали берилію: берил-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6 , хризоберил- Be(AlO 2) 2 і фенакит- Be 2 SiO 4 . Основна частина берилію розпорошена як домішки до мінералів низки інших елементів, особливо алюмінію. Берилій міститься також у глибинних опадів морів та золі деяких кам'яних вугілля. Деякі різновиди берилу, пофарбовані домішками в різні кольори, відносяться до дорогоцінного каміння. Такі, наприклад, зелені смарагди, блакитно-зелені аквамарини.

Магній – один із найпоширеніших у земній корі елементів. Вміст магнію становить 1,4%. До числа найважливіших мінераліввідносяться, зокрема, вуглекислі карбонатні породи, що утворюють величезні масиви на суші і навіть цілі гірські хребти. магнезит MgCO 3 та доломіт MgCO3-CaCO3. Під шарами різних наносних порід разом із покладами кам'яної солі відомі колосальні поклади та іншого легкорозчинного магнійвмісного мінералу – карналіту MgCl 2 -KCl-6H 2 O. Крім того, у багатьох мінералах магній тісно пов'язаний з кремнеземом, утворюючи, наприклад, олівін[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] і рідше зустрічається форстерит(Mg 2 SiO 4). Інші магніймісні мінерали – це бруцит Mg(OH) 2 , кізерит MgSO 4 , епсоніт MgSO 4 -7H 2 O , каїніт MgSO 4 -KCl-3H 2 O . На поверхні Землі магній легко утворює водні силікати (тальк, азбест та ін.), прикладом яких може бути серпентин 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. З відомих мінералів близько 13% містять магній. Однак природні сполуки магнію широко зустрічаються і розчиненому вигляді. Крім різних мінералів і гірських порід, 0,13% магнію як MgCl 2 постійно містяться у водах океану (його запаси тут невичерпні – близько 6-10 16 т) й у солоних озерах і джерелах. Магній також входить до складу хлорофілу в кількості до 2% і є тут як комплексоутворювач. Загальний вміст цього елемента живої речовини Землі оцінюється величиною близько 10 11 тонн.

Отримання

Основний (близько 70%) спосіб отримання магнію - електроліз розплавленого карналіту або MgCl 2 під шаром флюсу для захисту від окиснення. Термічний спосіб отримання магнію (близько 30%) полягає у відновленні обпаленого магнезиту або доломіту. Берилієві концентрати переробляють в оксид або гідроксид берилію, з яких одержують фторид або хлорид. При отриманні металевого берилію здійснюють електроліз розплаву BeCl 2 (50 вага.%) і NaCl. Така суміш має температуру плавлення 300 про проти 400 про для чистого ВеCl 2 . Також берилій отримують магній або алюмотермічно при 1000-1200 0 C з Na 2 : Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + МgF 2 . Особливо чистий берилій (в основному для атомної промисловості) отримують зонною плавкою, дистиляцією у вакуумі та електролітичним рафінуванням.

Особливості

Берилій є “чистим” елементом. У природі магній зустрічається у вигляді трьох стабільних ізотопів: 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) та 26 Mg (11,29%). Штучно були отримані ізотопи з масами 23, 27 та 28.

Берилій має атомний номер 4 та атомну вагу 9,0122. Він знаходиться у другому періоді періодичної системи та очолює головну підгрупу 2 групи. Електронна структура атома берилію - 1s 2 2s 2 . При хімічній взаємодії атом берилію збуджується (що вимагає витрати 63 ккал/г×атом) і один з 2s-електронів переходить на 2р-орбіталь що визначає специфіку хімії берилію: він може виявляти максимальну ковалентність, рівну 4, утворюючи зв'язку 2 з обмінного механізму, та 2 за донорно-акцепторним. На кривій потенціалів іонізації берилій займає одне з найвищих місць. Останнє відповідає його малому радіусу і характеризує берилій як елемент, що не дуже охоче віддає свої електрони, що в першу чергу визначає малий ступінь хімічної активності елемента. З точки зору електронегативності берилій може розглядатися як типовий перехідний елемент між електропозитивними атомами металів, що легко віддають свої електрони, і типовими комплексоутворювачами, що мають тенденцію до утворення. ковалентного зв'язку. Берилій виявляє діагональну аналогію з алюмінієм більшою мірою, ніж LicMg і є кайносиметричним елементом. Берилій та його сполуки дуже токсичні. ГДК повітря - 2 мкг/м 3 .

У періодичній системі елементів магній розташовується у головній підгрупі II групи; порядковий номер магнію – 12, атомна вага – 24,312. Електронна конфігурація незбудженого атома - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; будова зовнішніх електронних оболонок атома Mg (3s2) відповідає його нульвалентному стану. Збудження до двовалентного 3s 1 3p 1 вимагає витрати 62 ккал/г атом. Іонізаційні потенціали магнію менші, ніж берилію, тому сполуки магнію характеризуються більшою часткою іонності зв'язку. По комплексообразовательной здатності магній теж поступається берилію. Взаємодія з елементами III групи з недобудованими d-оболонками має деякі особливості. У цю групу входять Sc, Y, Ln, Th. Ці елементи утворюють з магнієм ряд проміжних фаз і добре розчиняються в ньому рідкому стані. Діаграми стану сумішей цих елементів із магнієм – евтектичного характеру. Розчинність цих елементів у магнії у твердому стані не велика (2 – 5 % за масою). З лужноземельними і особливо з лужними металами магній не утворює значної області розчинності у твердому стані, що пов'язано з великою відмінністю атомних радіусів. Винятком є ​​літій, атомний радіус якого відрізняється від атомного радіусу магнію на 2%. Системи магнію з міддю, сріблом та золотом – евтектичного типу. Розчинність срібла за нормальної температури евтектики –16 % по масі.

Фізичні властивості

Берилій – метал сріблясто-білого кольору. Досить твердий і тендітний. Має діамагнітні властивості. На повітрі він покривається тонкою окисною плівкою, що здає металу сірий, матовий колір і захищає від подальшої корозії. Стисливість берилію дуже мала. Найменше металів (у 17 разів менше Аl) затримує рентгенівське випромінювання. Він кристалізується в ГПУ-структурі з періодами а = 0,228 нм, і = 0,358 нм, КЧ = 6. При 1254 про З гексагональна a-модифікація перетворюється на кубічну b. Берилій утворює евтектичні метали з Al і Si.

Властивості лужноземельних металів

Фізичні властивості

Лужноземельні метали (порівняно з лужними металами) мають більш високі t∟пл. і t∟кип., потенціалами іонізації, щільністю та твердістю.

Хімічні властивості

1. Дуже реакційні.

2. Мають позитивну валентність +2.

3. Реагують з водою за кімнатної температури (крім Be) з виділенням водню.

4. Мають велику спорідненість до кисню (відновники).

5. З воднем утворюють солеподібні гідриди ЕH2.

6. Оксиди мають загальну формулу ЕО. Тенденція до утворення пероксидів виражена слабкіше, ніж лужних металів.

Знаходження у природі

3BeO ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2 берил

Mg

MgCO 3 магнезит

CaCO 3 ∙ MgCO 3 доломіт

KCl ∙ MgSO 4 ∙ 3H 2 O каїніт

KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O карналіт

CaCO 3 кальцит (вапняк, мармур та ін.)

Ca 3 (PO 4) 2 апатит, фосфорит

CaSO 4 ∙ 2H 2 O гіпс

CaSO 4 ангідрит

CaF 2 плавиковий шпат (флюорит)

SrSO 4 целестин

SrCO 3 стронціаніт

BaSO 4 барит

BaCO 3 вітрить

Отримання

Берилій одержують відновленням фториду:

BeF 2 + Mg═ t ∐ Be + MgF 2

Барій одержують відновленням оксиду:

3BaO + 2Al═ t═ 3Ba + Al 2 O 3

Інші метали отримують електролізом розплавів хлоридів:

CaCl 2 = Ca + Cl 2 ╜

катод: Ca 2+ + 2? = Ca 0

анод: 2Cl - - 2ē = Cl 0 2

MgO + C = Mg + CO

Метали головної підгрупи ІІ групи – сильні відновники; у сполуках виявляють лише ступінь окиснення +2. Активність металів та їх відновна здатність збільшується в ряду: Be Mg Ca Sr Ba╝

1. Реакція із водою.

У звичайних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі до води. На відміну від них Ca, Sr та Ba розчиняються у воді з утворенням гідроксидів, які є сильними основами:

Mg + 2H 2 O═ t ═ Mg(OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ╜

2. Реакція із киснем.

Усі метали утворюють оксиди RO, барій-пероксид BaO 2:

2Mg + O 2 = 2MgO

Ba + O 2 = BaO 2

3. З іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:

Be + Cl 2 = BeCl 2 (галогеніди)

Ba + S = BaS (сульфіди)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нітриди)

Ca + H 2 = CaH 2 (гідриди)

Ca + 2C = CaC 2 (карбіди)

3Ba + 2P = Ba 3 P 2 (фосфіди)

Берилій та магній порівняно повільно реагують з неметалами.

4. Усі метали розчиняються в кислотах:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ╜

Mg + H 2 SO 4 (розб.) = MgSO 4 + H 2 ╜

Берилій також розчиняється у водних розчинах лугів:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ╜

5. Якісна реакція на катіони лужноземельних металів - фарбування полум'я у наступні кольори:

Ca 2+ - темно-жовтогарячий

Sr 2+ - темно-червоний

Ba 2+ - світло-зелений

Катіон Ba 2+ зазвичай відкривають обмінною реакцією із сірчаною кислотою або її солями:

Сульфат барію – білий осад, нерозчинний у мінеральних кислотах.

Оксиди лужноземельних металів

Отримання

1) Окислення металів (крім Ba, що утворює пероксид)

2) Термічне розкладання нітратів чи карбонатів

CaCO 3 ═ t ═ CaO + CO 2 ╜

2Mg(NO 3) 2 ═ t ═ 2MgO + 4NO 2 ╜ + O 2 ╜

Хімічні властивості

Типові основні оксиди. Реагують з водою (крім BeO), кислотними оксидами та кислотами

MgO + H 2 O = Mg(OH) 2

3 CaO + P 2 O 5 = Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 = Be(NO 3) 2 + H 2 O

BeO - амфотерний оксид, розчиняється у лугах:

BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

Гідроксиди лужноземельних металів R(OH) 2

Отримання

Реакції лужноземельних металів або їх оксидів із водою: Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

CaO(негашене вапно) + H 2 O = Ca(OH) 2 (гашене вапно)

Хімічні властивості

Гідроксиди R(OH) 2 - білі кристалічні речовини, у воді розчинні гірше, ніж гідроксиди лужних металів (розчинність гідроксидів зменшується із зменшенням порядкового номера; Be(OH) 2 - нерозчинний у воді, розчиняється у лугах). Основність R(OH) 2 збільшується із збільшенням атомного номера:

Be(OH) 2 - амфотерний гідроксид

Mg(OH) 2 - слабка основа

Інші гідроксиди - сильні основи (луги).

1) Реакції із кислотними оксидами:

Ca(OH) 2 + SO 2 = CaSO 3 + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

2) Реакції із кислотами:

Mg(OH) 2 + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O

Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O

3) Реакції обміну із солями:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 + 2KOH

4) Реакція гідроксиду берилію з лугами:

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

Жорсткість води

Природна вода, що містить іони Ca 2+ і Mg 2+ називається жорсткою. Жорстка вода при кип'ятінні утворює накип, у ній не розварюються харчові продукти; миючі засоби не дають піни.

Карбонатна (тимчасова) жорсткість обумовлена ​​присутністю у воді гідрокарбонатів кальцію та магнію, некарбонатна (постійна) жорсткість – хлоридів та сульфатів.

Загальна жорсткість води розглядається як сума карбонатної та некарбонатної.

Видалення жорсткості води здійснюється шляхом осадження з розчину іонів Ca 2+ та Mg 2+ :

1) кип'ятінням:

Сa(HCO 3) 2 ═ t ═ CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

Mg(HCO 3) 2 ═ t═ MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

2) додаванням вапняного молока:

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 + 2H 2 O

3) додаванням соди:

Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ¯+ 2NaHCO 3

CaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + Na 2 SO 4

MgCl 2 + Na 2 CO 3 = MgCO 3 + 2NaCl

Для видалення тимчасової жорсткості використовують усі чотири способи, а для постійної – лише два останні.

Термічне розкладання нітратів.

Е(NO3)2 =t= ЕO + 2NO2 + 1/2O2

Особливості хімії берилію.

Be(OH)2 + 2NaOH (ізб) = Na2

Al(OH)3 + 3NaOH (ізб) = Na3

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Al + 3NaOH + 3H2O = Na3 + 3/2H2

Be, Al + HNO3 (Кінці) = пасивація

Хімічні властивості лужних та лужноземельних металів схожі. На зовнішньому енергетичному рівні лужних металів знаходиться один електрон, лужноземельних – два. При реакціях метали легко розлучаються із валентними електронами, виявляючи властивості сильного відновника.

Лужні

У I групу періодичної таблиці входять лужні метали:

• літій;
• натрій;
• калій;
• рубідій;
• цезій;
• францій.

Рис. 1. Лужні метали.

Вони відрізняються м'якістю (можна розрізати ножем), низькими температурами плавлення та кипіння. Це найактивніші метали.

Хімічні властивості лужних металів представлені у таблиці.

Можуть реагувати з органічними кислотамита спиртами.

Лужноземельні

У ІІ групі таблиці Менделєєва знаходяться лужноземельні метали:

• берилій;
• магній;
• кальцій;
• стронцій;
• барій;
• радій.

Рис. 2. Лужноземельні метали.

На відміну від лужних металів, вони більш тверді. Ножем можна розрізати лише стронцій. Найбільш щільний метал – радій (5,5 г/см 3).

Берилій взаємодіє з киснем лише при нагріванні до 900°С. З воднем та водою не реагує за будь-яких умов. Магній окислюється при температурі 650°З взаємодіє з воднем під високим тиском.

У таблиці відображено основні хімічні властивості лужноземельних металів.

Іони лужних та лужноземельних металів у солях легко виявити за зміною кольору полум'я. Солі натрію горять жовтим полум'ям, калію - фіолетовим, рубідія - червоним, кальцію - цегляно-червоним, барію - жовто-зеленим. Солі цих металів використовують для створення феєрверків.

Рис. 3. Якісна реакція.

Що ми дізналися?

Лужні та лужноземельні метали - активні елементи періодичної таблиці, що вступають у реакції з простими та складними речовинами. Лужні метали м'якіші, бурхливо реагують з водою та галогенами, легко окислюються на повітрі, утворюючи оксиди, пероксиди, надпероксиди, взаємодіють із кислотами та аміаком. При нагріванні вступають у реакцію з неметалами. Лужноземельні метали реагують із неметалами, кислотами, водою. Берилій не взаємодіє з воднем та водою, але реагує з лугами та з киснем за високої температури.

Тест на тему

Оцінка доповіді

Середня оцінка: 4.3. Усього отримано оцінок: 106.