Нахождение в природе щелочноземельных металлов – Нахождение в природе щелочноземельных металлов, магния, берилия напишите правильно плиз срочно!!!!!!!!!

Реферат Щёлочно-земельные металлы

скачать

Реферат на тему:

План:

Введение

• 1 Физические свойства
• 2 Химические свойства
• 3 Нахождение в природе
Литература

Введение

Группа →	2
↓ Период
2
3	12 Магний Mg 24,305 3s2
4	20 Кальций Ca 40,078 4s2
5	38 Стронций Sr 87,62 5s2
6	56 Барий Ba 137,327 6s2
7	88 Радий Ra (226) 7s2

Щёлочноземельные металлы — химические элементы: кальций, стронций, барий и радий. Относятся ко 2-й группе элементов по новой классификации ИЮПАК. Названы так потому, что их оксиды — «земли» (по терминологии алхимиков) — сообщают воде щелочную реакцию. Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов.

1. Физические свойства

Все щёлочноземельные металлы — серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Плотность щелочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который самый лёгкий из них (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый — радий, плотность которого примерно равна плотности железа.

2. Химические свойства

Щелочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щелочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щелочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, так же и как щелочные металлы (и кальций) хранят под слоем керосина.

Оксиды и гидроксиды щелочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH)₂ — амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH)₂ — слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH)₂ — сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH)₂ — лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH)

2 — сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, и Ra(OH)₂ — одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество.

3. Нахождение в природе

Все щелочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щелочноземельным металлом является кальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры). Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6×10⁻⁴% от массы земной коры. Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щелочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1×10

−10% (от массы земной коры). ^[1]

wreferat.baza-referat.ru

Щелочноземельные металлы свойства щелочноземельных металлов

МЕТАЛЛЫ

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Свойства щелочноземельных металлов

Атомный номер	Название	Атомная масса	Электронная конфигурация	 г/см3	tпл. C	tкип. C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
4	Бериллий Be	9,01	[He] 2s2	1,86	1283	2970	1,5	0,113	+2
11	Магний Mg	24,3	[Ne]3s2	1,74	649,5	1120	1,2	0,16	+2
19	Кальций Ca	40,08	[Ar] 4s2	1,54	850	1487	1,0	0,2	+2
27	Стронций Sr	87,62	[Kr] 5s2	2,67	770	1367	1,0	0,213	+2
55	Барий Ba	137,34	[Xe] 6s2	3,61	710	1637	0,9	0,25	+2
87	Радий Ra	226	[Rn] 7s2	6	700	1140	0,9	–	+2

Физические свойства

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими tпл. и tкип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства

1. 
   Очень реакционноспособны.
   
2. 
   Обладают положительной валентностью +2.
   
3. 
   Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.
   
4. 
   Обладают большим сродством к кислороду (восстановители).
   
5. 
   С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH₂.
   
6. 
   Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.
   

^

Be

3BeO • Al₂O₃ • 6SiO₂ – берилл

Mg

MgCO₃ – магнезит

CaCO₃ • MgCO₃ – доломит

KCl • MgSO₄ • 3H₂O – каинит

KCl • MgCl₂ • 6H₂O – карналлит

Ca

CaCO₃ – кальцит (известняк, мрамор и др.)

Ca₃(PO₄)₂ – апатит, фосфорит

CaSO₄ • 2H₂O – гипс

CaSO₄ – ангидрит

CaF₂ – плавиковый шпат (флюорит)

^

SrSO₄ – целестин

SrCO₃ – стронцианит

Ba

BaSO₄ – барит

BaCO₃ – витерит

Получение

Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF₂ + Mg –^t°® Be + MgF₂

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al –^t°® 3Ba + Al₂O₃

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

CaCl₂  Ca + Cl₂

катод: Ca²⁺ + 2ē  Ca⁰

анод: 2Cl^— – 2ē  Cl⁰₂

Металлы главной подгруппы II группы — сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba

1. 
   Реакция с водой.
   

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:

Mg + 2H₂O –^t°® Mg(OH)₂ + H₂

Ca + 2H₂O  Ca(OH)₂ + H₂

2. 
   Реакция с кислородом.
   

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO₂:

2Mg + O₂  2MgO

Ba + O₂  BaO₂

3. 
   С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
   

Be + Cl₂  BeCl₂(галогениды)

Ba + S  BaS(сульфиды)

3Mg + N₂  Mg₃N₂(нитриды)

Ca + H₂  CaH₂(гидриды)

Ca + 2C  CaC₂(карбиды)

3Ba + 2P  Ba₃P₂(фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. 
   Все металлы растворяются в кислотах:
   

Ca + 2HCl  CaCl₂ + H₂

Mg + H₂SO₄(разб.)  MgSO₄ + H₂

Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H₂O  Na₂[Be(OH)₄] + H₂

5. 
   Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
   

Ca²⁺ — темно-оранжевый

Sr²⁺— темно-красный

Ba²⁺ — светло-зеленый

Катион Ba²⁺ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

Оксиды щелочноземельных металлов

Получение

1. 
   Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
   
2. 
   Термическое разложение нитратов или карбонатов
   

CaCO₃ –^t°® CaO + CO₂

2Mg(NO₃)₂ –^t°® 2MgO + 4NO₂ + O₂

Химические свойства

Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами

MgO + H₂O  Mg(OH)₂

3CaO + P₂O₅  Ca₃(PO₄)₂

BeO + 2HNO₃  Be(NO₃)₂ + H₂O

BeO — амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

BeO + 2NaOH + H₂O  Na₂[Be(OH)₄]

Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)₂

Получение

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2H₂O  Ba(OH)₂ + H₂

CaO(негашеная известь) + H₂O  Ca(OH)₂(гашеная известь)

Химические свойства

Гидроксиды R(OH)₂ — белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)₂ – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)₂ увеличивается с увеличением атомного номера:

Be(OH)₂ – амфотерный гидроксид

Mg(OH)₂ – слабое основание

остальные гидроксиды — сильные основания (щелочи).

1. 
   Реакции с кислотными оксидами:
   

Ca(OH)₂ + SO₂  CaSO₃ + H₂O

Ba(OH)₂ + CO₂  BaCO₃ + H₂O

2. 
   Реакции с кислотами:
   

Mg(OH)₂ + 2CH₃COOH  (CH₃COO)₂Mg + 2H₂O

Ba(OH)₂ + 2HNO₃  Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

3. 
   Реакции обмена с солями:
   

Ba(OH)₂ + K₂SO₄  BaSO₄+ 2KOH

4. 
   Реакция гидроксида бериллия со щелочами:
   

Be(OH)₂ + 2NaOH  Na₂[Be(OH)₄]

Жесткость воды

Природная вода, содержащая ионы Ca²⁺ и Mg²⁺, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.

Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.

Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca²⁺ и Mg²⁺:

1. 
   кипячением:
   

Сa(HCO₃)₂ –^t°® CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Mg(HCO₃)₂ –^t°® MgCO₃ + CO₂ + H₂O

2. 
   добавлением известкового молока:
   

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂  2CaCO₃ + 2H₂O

3. 
   добавлением соды:
   

Ca(HCO₃)₂ + Na₂CO₃  CaCO₃+ 2NaHCO₃

CaSO₄ + Na₂CO₃  CaCO₃ + Na₂SO₄

MgCl₂ + Na₂CO₃  MgCO₃ + 2NaCl

4. 
   пропусканием через ионнообменную смолу
   

а) катионный обмен:

2RH + Ca²⁺  R₂Ca + 2H⁺

б) анионный обмен:

2ROH + SO₄^2-  R₂SO₄ + 2OH^—

(где R — сложный органический радикал)

Для удаления временной жесткости используют все четыре способа, а для

постоянной — только два последних.

lib2.podelise.ru

Щёлочноземельные металлы — Википедия

Группа →	2
↓ Период
2
3
4
5
6
7

Щёлочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы^[1]периодической таблицы элементов: бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra)^[2][3], унбинилий (Ubn).

Бериллий и магний

Раньше Be и Mg не относили к щёлочноземельным металлам, потому что их гидроксиды не являются щелочами. Be(OH)

2 — амфотерный гидроксид. Mg(OH)₂ — малорастворимое основание, которое дает слабощелочную реакцию и окрашивает индикатор.

Be не реагирует с водой, Mg — очень медленно (при обычных условиях) в отличие от всех остальных щёлочноземельных металлов.

Однако сегодня, согласно определению ИЮПАК, бериллий и магний относят к щёлочноземельным.

Видео по теме

Физические свойства

К щёлочноземельным металлам чаще относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний и бериллий. Однако согласно номенклатуре ИЮПАК щёлочноземельными металлами следует считать все элементы 2-й группы^[2]. Первый элемент этой группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогами группы, в которую он входит (диагональное сходство). Второй элемент этой группы, магний, уже обладает некоторыми химическими свойствами, общими для щелочноземельных металлов, но в остальном заметно отличается от них, в частности, значительно меньшей активностью, и рядом свойств напоминает всё тот же алюминий.

Все щёлочноземельные металлы серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Рост плотности щёлочноземельных металлов наблюдается только начиная с кальция. Самый тяжёлый — радий, по плотности сравнимый с германием (ρ= 5,5 г/см³).

Некоторые атомные и физические свойства щелочноземельных металлов

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж·моль−1	Сродство к электрону, кДж·моль−1	ЭО	Металл. радиус, нм (По Полингу)	Ионный радиус, нм (По Полингу)	tпл, °C	tкип, °C	ρ, г/см³	ΔH пл, кДж·моль−1	ΔHкип, кДж·моль−1
4	Бериллий Be	1+11а	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,031	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Магний Mg	3+19а	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,065	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Кальций Ca	5+19а	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Стронций Sr	4+35а	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,113	769	1384	2,54	9,2	144
56	Барий Ba	7+43а	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,135	729	1637	3,5	7,66	142
88	Радий Ra	46а	226,0254	509,3	—	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113
120	Унбинилий Ubn

^а Радиоактивные изотопы

Химические свойства

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами, водородом и гелием. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и в большинстве соединений имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, подобно щелочным металлам и кальцию, хранят под слоем керосина.

Также, в отличие от щелочных металлов, щелочноземельные металлы не образуют надпероксиды и озониды.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера.

Простые вещества

Бериллий реагирует со слабыми и сильными растворами кислот с образованием солей:

Be+2H+⟶Be2++h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2H^{+}\longrightarrow Be^{2+}+H_{2}\uparrow }}}

однако пассивируется холодной концентрированной азотной кислотой.

Реакция бериллия с водными растворами щелочей сопровождается выделением водорода и образованием гидроксобериллатов:

Be+2OH−+2h3O→[Be(OH)4]2−+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2OH^{-}+2H_{2}O\rightarrow [Be(OH)_{4}]^{2-}+H_{2}\uparrow }}}

При проведении реакции с расплавом щелочи при 400—500 °C образуются диоксобериллаты:

Be+2OH−→BeO22−+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2OH^{-}\rightarrow BeO_{2}^{2-}+H_{2}\uparrow }}}

Магний, кальций, стронций, барий и радий реагируют с водой с образованием щелочей (магний с холодной водой реагирует очень медленно, но при внесении раскалённого порошка магния в воду, а также в горячей воде — бурно):

Sr+2h3O⟶Sr(OH)2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Sr+2H_{2}O\longrightarrow Sr(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}}

Также кальций, стронций, барий и радий реагируют с водородом, азотом, бором, углеродом и другими неметаллами с образованием соответствующих бинарных соединений:

Ca+h3⟶Cah3{\displaystyle {\mathsf {Ca+H_{2}\longrightarrow CaH_{2}}}}

3Sr+N2⟶Sr3N2{\displaystyle {\mathsf {3Sr+N_{2}\longrightarrow Sr_{3}N_{2}}}}

Оксиды

Оксид бериллия — амфотерный оксид, растворяется в концентрированных минеральных кислотах и щелочах с образованием солей:

BeO+2NaOH+h3O⟶Na2[Be(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}}

BeO+2HCl⟶BeCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {BeO+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}}

но с менее сильными кислотами и основаниями реакция уже не идет.

Оксид магния не реагирует с разбавленными и концентрированными основаниями, но легко реагирует с кислотами и водой:

MgO+2HCl⟶MgCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {MgO+2HCl\longrightarrow MgCl_{2}+H_{2}O}}}

MgO+h3O⟶Mg(OH)2{\displaystyle {\mathsf {MgO+H_{2}O\longrightarrow Mg(OH)_{2}}}}

Оксиды кальция, стронция, бария и радия — основные оксиды, реагируют с водой, сильными и слабыми растворами кислот и амфотерными оксидами и гидроксидами:

CaO+h3O⟶Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {CaO+H_{2}O\longrightarrow Ca(OH)_{2}}}}

SrO+2HCl⟶SrCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {SrO+2HCl\longrightarrow SrCl_{2}+H_{2}O}}}

BaO+Al2O3 →to Ba(AlO2)2{\displaystyle {\mathsf {BaO+Al_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {t^{o}}}\ Ba(AlO_{2})_{2}}}}

BaO+2Al(OH)3 →to Ba(AlO2)2+3h3O{\displaystyle {\mathsf {BaO+2Al(OH)_{3}\ {\xrightarrow {t^{o}}}\ Ba(AlO_{2})_{2}+3H_{2}O}}}

Гидроксиды

Гидроксид бериллия амфотерен, при реакциях с сильными основаниями образует бериллаты, с кислотами — бериллиевые соли кислот:

Be(OH)2+2KOH⟶K2BeO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2KOH\longrightarrow K_{2}BeO_{2}+2H_{2}O}}}

Be(OH)2+2HCl⟶BeCl2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+2H_{2}O}}}

Гидроксиды магния, кальция, стронция, бария и радия — основания, сила увеличивается от слабого Mg(OH)₂ до очень сильного Ra(OH)₂, являющегося сильнейшим коррозионным веществом, по активности превышающим гидроксид калия. Хорошо растворяются в воде (кроме гидроксидов магния и кальция). Для них характерны реакции с кислотами и кислотными оксидами и с амфотерными оксидами и гидроксидами:

Ba(OH)2+SO3⟶BaSO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+SO_{3}\longrightarrow BaSO_{4}+H_{2}O}}}

3Sr(OH)2+2h4PO4⟶Sr3(PO4)2+6h3O{\displaystyle {\mathsf {3Sr(OH)_{2}+2H_{3}PO_{4}\longrightarrow Sr_{3}(PO_{4})_{2}+6H_{2}O}}}

Ra(OH)2+Al2O3⟶Ra(AlO2)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ra(OH)_{2}+Al_{2}O_{3}\longrightarrow Ra(AlO_{2})_{2}+H_{2}O}}}

Ba(OH)2+Zn(OH)2⟶Ba[Zn(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+Zn(OH)_{2}\longrightarrow Ba[Zn(OH)_{4}]}}}

Нахождение в природе

Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) на Земле. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций, содержание которого равно относительно массы земной коры оценивается по-разному: от 2 % до 13,3 %^[4]. Немногим ему уступает магний, содержание которого равно 2,35 %. Распространены в природе также барий и стронций, содержание которых соответственно равно 0,039 % и 0,0384 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 2·10⁻⁴% от массы земной коры. Радиоактивный радий — это самый редкий из всех щёлочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1·10⁻¹⁰% (от массы земной коры)^{[5][неавторитетный источник?][6]}.

Биологическая роль

Магний содержится в тканях животных и растений (например, в хлорофилле), является кофактором многих ферментативных реакций, необходим при синтезе АТФ, участвует в передаче нервных импульсов, активно применяется в медицине (бишофитотерапия и др.). Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция состоят минеральные «скелеты» некоторых представителей многих групп беспозвоночных (губки, кишечнополостные, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы: мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Стронций может замещать кальций в природных тканях^{[прояснить]}, так как схож с ним по свойствам. В организме человека масса стронция составляет около 1 % от массы кальция.

На данный момент о биологической роли бериллия, бария и радия ничего не известно. Все соединения бария (кроме сульфата ввиду его чрезвычайно малой растворимости) и бериллия ядовиты. Радий чрезвычайно радиотоксичен. В организме он ведёт себя подобно кальцию — около 80 % поступившего в организм радия накапливается в костной ткани. Большие концентрации радия вызывают остеопороз, самопроизвольные переломы костей и злокачественные опухоли костей и кроветворной ткани. Опасность представляет также радон — газообразный радиоактивный продукт распада радия.

Примечания

wikipedia.green

Реферат Щелочноземельный металл

скачать

Реферат на тему:

План:

Введение

• 1 Физические свойства
• 2 Химические свойства
• 3 Нахождение в природе
Литература

Введение

Группа →	2
↓ Период
2
3	12 Магний Mg 24,305 3s2
4	20 Кальций Ca 40,078 4s2
5	38 Стронций Sr 87,62 5s2
6	56 Барий Ba 137,327 6s2
7	88 Радий Ra (226) 7s2

Щёлочноземельные металлы — химические элементы: кальций, стронций, барий и радий. Относятся ко 2-й группе элементов по новой классификации ИЮПАК. Названы так потому, что их оксиды — «земли» (по терминологии алхимиков) — сообщают воде щелочную реакцию. Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов.

1. Физические свойства

Все щёлочноземельные металлы — серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Плотность щелочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который самый лёгкий из них (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый — радий, плотность которого примерно равна плотности железа.

2. Химические свойства

Щелочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щелочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щелочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, так же и как щелочные металлы (и кальций) хранят под слоем керосина.

Оксиды и гидроксиды щелочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH)₂ — амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH)₂ — слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH)₂ — сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH)₂ — лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH)₂ — сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, и Ra(OH)₂ — одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество.

3. Нахождение в природе

Все щелочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щелочноземельным металлом является кальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры). Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6×10⁻⁴% от массы земной коры. Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щелочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1×10⁻¹⁰% (от массы земной коры). ^[1]

wreferat.baza-referat.ru

Щёлочноземельные металлы — WiKi

Раньше Be и Mg не относили к щёлочноземельным металлам, потому что их гидроксиды не являются щелочами. Be(OH)₂ — амфотерный гидроксид. Mg(OH)₂ — малорастворимое основание, которое дает слабощелочную реакцию и окрашивает индикатор.

Be не реагирует с водой, Mg — очень медленно (при обычных условиях) в отличие от всех остальных щёлочноземельных металлов.

Однако сегодня, согласно определению ИЮПАК, бериллий и магний относят к щёлочноземельным.

К щёлочноземельным металлам чаще относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний и бериллий. Однако согласно номенклатуре ИЮПАК щёлочноземельными металлами следует считать все элементы 2-й группы^[2]. Первый элемент этой группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогами группы, в которую он входит (диагональное сходство). Второй элемент этой группы, магний, уже обладает некоторыми химическими свойствами, общими для щелочноземельных металлов, но в остальном заметно отличается от них, в частности, значительно меньшей активностью, и рядом свойств напоминает всё тот же алюминий.

Все щёлочноземельные металлы серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Рост плотности щёлочноземельных металлов наблюдается только начиная с кальция. Самый тяжёлый — радий, по плотности сравнимый с германием (ρ= 5,5 г/см³).

Некоторые атомные и физические свойства щелочноземельных металлов

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж·моль−1	Сродство к электрону, кДж·моль−1	ЭО	Металл. радиус, нм (По Полингу)	Ионный радиус, нм (По Полингу)	tпл, °C	tкип, °C	ρ, г/см³	ΔHпл, кДж·моль−1	ΔHкип, кДж·моль−1
4	Бериллий Be	1+11а	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,031	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Магний Mg	3+19а	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,065	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Кальций Ca	5+19а	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Стронций Sr	4+35а	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,113	769	1384	2,54	9,2	144
56	Барий Ba	7+43а	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,135	729	1637	3,5	7,66	142
88	Радий Ra	46а	226,0254	509,3	—	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113
120	Унбинилий Ubn

^а Радиоактивные изотопы

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами, водородом и гелием. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и в большинстве соединений имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, подобно щелочным металлам и кальцию, хранят под слоем керосина.

Также, в отличие от щелочных металлов, щелочноземельные металлы не образуют надпероксиды и озониды.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера.

Простые вещества

Бериллий реагирует со слабыми и сильными растворами кислот с образованием солей:

Be+2H+⟶Be2++h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2H^{+}\longrightarrow Be^{2+}+H_{2}\uparrow }}} 

однако пассивируется холодной концентрированной азотной кислотой.

Реакция бериллия с водными растворами щелочей сопровождается выделением водорода и образованием гидроксобериллатов:

Be+2OH−+2h3O→[Be(OH)4]2−+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2OH^{-}+2H_{2}O\rightarrow [Be(OH)_{4}]^{2-}+H_{2}\uparrow }}} 

При проведении реакции с расплавом щелочи при 400—500 °C образуются диоксобериллаты:

Be+2OH−→BeO22−+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2OH^{-}\rightarrow BeO_{2}^{2-}+H_{2}\uparrow }}} 

Магний, кальций, стронций, барий и радий реагируют с водой с образованием щелочей (магний с холодной водой реагирует очень медленно, но при внесении раскалённого порошка магния в воду, а также в горячей воде — бурно):

Sr+2h3O⟶Sr(OH)2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Sr+2H_{2}O\longrightarrow Sr(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}} 

Также кальций, стронций, барий и радий реагируют с водородом, азотом, бором, углеродом и другими неметаллами с образованием соответствующих бинарных соединений:

Ca+h3⟶Cah3{\displaystyle {\mathsf {Ca+H_{2}\longrightarrow CaH_{2}}}} 

3Sr+N2⟶Sr3N2{\displaystyle {\mathsf {3Sr+N_{2}\longrightarrow Sr_{3}N_{2}}}} 

Оксиды

Оксид бериллия — амфотерный оксид, растворяется в концентрированных минеральных кислотах и щелочах с образованием солей:

BeO+2NaOH+h3O⟶Na2[Be(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}} 

BeO+2HCl⟶BeCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {BeO+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}} 

но с менее сильными кислотами и основаниями реакция уже не идет.

Оксид магния не реагирует с разбавленными и концентрированными основаниями, но легко реагирует с кислотами и водой:

MgO+2HCl⟶MgCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {MgO+2HCl\longrightarrow MgCl_{2}+H_{2}O}}} 

MgO+h3O⟶Mg(OH)2{\displaystyle {\mathsf {MgO+H_{2}O\longrightarrow Mg(OH)_{2}}}} 

Оксиды кальция, стронция, бария и радия — основные оксиды, реагируют с водой, сильными и слабыми растворами кислот и амфотерными оксидами и гидроксидами:

CaO+h3O⟶Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {CaO+H_{2}O\longrightarrow Ca(OH)_{2}}}} 

SrO+2HCl⟶SrCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {SrO+2HCl\longrightarrow SrCl_{2}+H_{2}O}}} 

BaO+Al2O3 →to Ba(AlO2)2{\displaystyle {\mathsf {BaO+Al_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {t^{o}}}\ Ba(AlO_{2})_{2}}}} 

BaO+2Al(OH)3 →to Ba(AlO2)2+3h3O{\displaystyle {\mathsf {BaO+2Al(OH)_{3}\ {\xrightarrow {t^{o}}}\ Ba(AlO_{2})_{2}+3H_{2}O}}} 

Гидроксиды

Гидроксид бериллия амфотерен, при реакциях с сильными основаниями образует бериллаты, с кислотами — бериллиевые соли кислот:

Be(OH)2+2KOH⟶K2BeO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2KOH\longrightarrow K_{2}BeO_{2}+2H_{2}O}}} 

Be(OH)2+2HCl⟶BeCl2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+2H_{2}O}}} 

Гидроксиды магния, кальция, стронция, бария и радия — основания, сила увеличивается от слабого Mg(OH)₂ до очень сильного Ra(OH)₂, являющегося сильнейшим коррозионным веществом, по активности превышающим гидроксид калия. Хорошо растворяются в воде (кроме гидроксидов магния и кальция). Для них характерны реакции с кислотами и кислотными оксидами и с амфотерными оксидами и гидроксидами:

Ba(OH)2+SO3⟶BaSO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+SO_{3}\longrightarrow BaSO_{4}+H_{2}O}}} 

3Sr(OH)2+2h4PO4⟶Sr3(PO4)2+6h3O{\displaystyle {\mathsf {3Sr(OH)_{2}+2H_{3}PO_{4}\longrightarrow Sr_{3}(PO_{4})_{2}+6H_{2}O}}} 

Ra(OH)2+Al2O3⟶Ra(AlO2)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ra(OH)_{2}+Al_{2}O_{3}\longrightarrow Ra(AlO_{2})_{2}+H_{2}O}}} 

Ba(OH)2+Zn(OH)2⟶Ba[Zn(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+Zn(OH)_{2}\longrightarrow Ba[Zn(OH)_{4}]}}} 

Магний содержится в тканях животных и растений (например, в хлорофилле), является кофактором многих ферментативных реакций, необходим при синтезе АТФ, участвует в передаче нервных импульсов, активно применяется в медицине (бишофитотерапия и др.). Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция состоят минеральные «скелеты» некоторых представителей многих групп беспозвоночных (губки, кишечнополостные, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы: мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Стронций может замещать кальций в природных тканях^{[прояснить]}, так как схож с ним по свойствам. В организме человека масса стронция составляет около 1 % от массы кальция.

На данный момент о биологической роли бериллия, бария и радия ничего не известно. Все соединения бария (кроме сульфата ввиду его чрезвычайно малой растворимости) и бериллия ядовиты. Радий чрезвычайно радиотоксичен. В организме он ведёт себя подобно кальцию — около 80 % поступившего в организм радия накапливается в костной ткани. Большие концентрации радия вызывают остеопороз, самопроизвольные переломы костей и злокачественные опухоли костей и кроветворной ткани. Опасность представляет также радон — газообразный радиоактивный продукт распада радия.

ru-wiki.org

Щёлочноземельные металлы — википедия фото

Раньше Be и Mg не относили к щёлочноземельным металлам, потому что их гидроксиды не являются щелочами. Be(OH)₂ — амфотерный гидроксид. Mg(OH)₂ — малорастворимое основание, которое дает слабощелочную реакцию и окрашивает индикатор.

Be не реагирует с водой, Mg — очень медленно (при обычных условиях) в отличие от всех остальных щёлочноземельных металлов.

Однако сегодня, согласно определению ИЮПАК, бериллий и магний относят к щёлочноземельным.

К щёлочноземельным металлам чаще относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний и бериллий. Однако согласно номенклатуре ИЮПАК щёлочноземельными металлами следует считать все элементы 2-й группы^[2]. Первый элемент этой группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогами группы, в которую он входит (диагональное сходство). Второй элемент этой группы, магний, уже обладает некоторыми химическими свойствами, общими для щелочноземельных металлов, но в остальном заметно отличается от них, в частности, значительно меньшей активностью, и рядом свойств напоминает всё тот же алюминий.

Все щёлочноземельные металлы серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Рост плотности щёлочноземельных металлов наблюдается только начиная с кальция. Самый тяжёлый — радий, по плотности сравнимый с германием (ρ= 5,5 г/см³).

Некоторые атомные и физические свойства щелочноземельных металлов

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж·моль−1	Сродство к электрону, кДж·моль−1	ЭО	Металл. радиус, нм (По Полингу)	Ионный радиус, нм (По Полингу)	tпл, °C	tкип, °C	ρ, г/см³	ΔHпл, кДж·моль−1	ΔHкип, кДж·моль−1
4	Бериллий Be	1+11а	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,031	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Магний Mg	3+19а	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,065	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Кальций Ca	5+19а	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Стронций Sr	4+35а	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,113	769	1384	2,54	9,2	144
56	Барий Ba	7+43а	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,135	729	1637	3,5	7,66	142
88	Радий Ra	46а	226,0254	509,3	—	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113
120	Унбинилий Ubn

^а Радиоактивные изотопы

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами, водородом и гелием. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и в большинстве соединений имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, подобно щелочным металлам и кальцию, хранят под слоем керосина.

Также, в отличие от щелочных металлов, щелочноземельные металлы не образуют надпероксиды и озониды.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера.

Простые вещества

Бериллий реагирует со слабыми и сильными растворами кислот с образованием солей:

Be+2H+⟶Be2++h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2H^{+}\longrightarrow Be^{2+}+H_{2}\uparrow }}} 

однако пассивируется холодной концентрированной азотной кислотой.

Реакция бериллия с водными растворами щелочей сопровождается выделением водорода и образованием гидроксобериллатов:

Be+2OH−+2h3O→[Be(OH)4]2−+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2OH^{-}+2H_{2}O\rightarrow [Be(OH)_{4}]^{2-}+H_{2}\uparrow }}} 

При проведении реакции с расплавом щелочи при 400—500 °C образуются диоксобериллаты:

Be+2OH−→BeO22−+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Be+2OH^{-}\rightarrow BeO_{2}^{2-}+H_{2}\uparrow }}} 

Магний, кальций, стронций, барий и радий реагируют с водой с образованием щелочей (магний с холодной водой реагирует очень медленно, но при внесении раскалённого порошка магния в воду, а также в горячей воде — бурно):

Sr+2h3O⟶Sr(OH)2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Sr+2H_{2}O\longrightarrow Sr(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}} 

Также кальций, стронций, барий и радий реагируют с водородом, азотом, бором, углеродом и другими неметаллами с образованием соответствующих бинарных соединений:

Ca+h3⟶Cah3{\displaystyle {\mathsf {Ca+H_{2}\longrightarrow CaH_{2}}}} 

3Sr+N2⟶Sr3N2{\displaystyle {\mathsf {3Sr+N_{2}\longrightarrow Sr_{3}N_{2}}}} 

Оксиды

Оксид бериллия — амфотерный оксид, растворяется в концентрированных минеральных кислотах и щелочах с образованием солей:

BeO+2NaOH+h3O⟶Na2[Be(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}} 

BeO+2HCl⟶BeCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {BeO+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}} 

но с менее сильными кислотами и основаниями реакция уже не идет.

Оксид магния не реагирует с разбавленными и концентрированными основаниями, но легко реагирует с кислотами и водой:

MgO+2HCl⟶MgCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {MgO+2HCl\longrightarrow MgCl_{2}+H_{2}O}}} 

MgO+h3O⟶Mg(OH)2{\displaystyle {\mathsf {MgO+H_{2}O\longrightarrow Mg(OH)_{2}}}} 

Оксиды кальция, стронция, бария и радия — основные оксиды, реагируют с водой, сильными и слабыми растворами кислот и амфотерными оксидами и гидроксидами:

CaO+h3O⟶Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {CaO+H_{2}O\longrightarrow Ca(OH)_{2}}}} 

SrO+2HCl⟶SrCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {SrO+2HCl\longrightarrow SrCl_{2}+H_{2}O}}} 

BaO+Al2O3 →to Ba(AlO2)2{\displaystyle {\mathsf {BaO+Al_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {t^{o}}}\ Ba(AlO_{2})_{2}}}} 

BaO+2Al(OH)3 →to Ba(AlO2)2+3h3O{\displaystyle {\mathsf {BaO+2Al(OH)_{3}\ {\xrightarrow {t^{o}}}\ Ba(AlO_{2})_{2}+3H_{2}O}}} 

Гидроксиды

Гидроксид бериллия амфотерен, при реакциях с сильными основаниями образует бериллаты, с кислотами — бериллиевые соли кислот:

Be(OH)2+2KOH⟶K2BeO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2KOH\longrightarrow K_{2}BeO_{2}+2H_{2}O}}} 

Be(OH)2+2HCl⟶BeCl2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+2H_{2}O}}} 

Гидроксиды магния, кальция, стронция, бария и радия — основания, сила увеличивается от слабого Mg(OH)₂ до очень сильного Ra(OH)₂, являющегося сильнейшим коррозионным веществом, по активности превышающим гидроксид калия. Хорошо растворяются в воде (кроме гидроксидов магния и кальция). Для них характерны реакции с кислотами и кислотными оксидами и с амфотерными оксидами и гидроксидами:

Ba(OH)2+SO3⟶BaSO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+SO_{3}\longrightarrow BaSO_{4}+H_{2}O}}} 

3Sr(OH)2+2h4PO4⟶Sr3(PO4)2+6h3O{\displaystyle {\mathsf {3Sr(OH)_{2}+2H_{3}PO_{4}\longrightarrow Sr_{3}(PO_{4})_{2}+6H_{2}O}}} 

Ra(OH)2+Al2O3⟶Ra(AlO2)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Ra(OH)_{2}+Al_{2}O_{3}\longrightarrow Ra(AlO_{2})_{2}+H_{2}O}}} 

Ba(OH)2+Zn(OH)2⟶Ba[Zn(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+Zn(OH)_{2}\longrightarrow Ba[Zn(OH)_{4}]}}} 

Магний содержится в тканях животных и растений (например, в хлорофилле), является кофактором многих ферментативных реакций, необходим при синтезе АТФ, участвует в передаче нервных импульсов, активно применяется в медицине (бишофитотерапия и др.). Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция состоят минеральные «скелеты» некоторых представителей многих групп беспозвоночных (губки, кишечнополостные, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы: мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Стронций может замещать кальций в природных тканях^{[прояснить]}, так как схож с ним по свойствам. В организме человека масса стронция составляет около 1 % от массы кальция.

На данный момент о биологической роли бериллия, бария и радия ничего не известно. Все соединения бария (кроме сульфата ввиду его чрезвычайно малой растворимости) и бериллия ядовиты. Радий чрезвычайно радиотоксичен. В организме он ведёт себя подобно кальцию — около 80 % поступившего в организм радия накапливается в костной ткани. Большие концентрации радия вызывают остеопороз, самопроизвольные переломы костей и злокачественные опухоли костей и кроветворной ткани. Опасность представляет также радон — газообразный радиоактивный продукт распада радия.

org-wikipediya.ru

Щёлочноземельные металлы — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Щёлочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы<ref>По новой классификации ИЮПАК. По устаревшей классификации относятся к главной подгруппе II группы периодической таблицы.</ref> периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий и унбинилий<ref>{{#if:{{#if: | {{{last}}} }} {{#if: | {{{first}}} }}{{#if: | {{{author}}} }}{{#if: | {{{автор}}} }}|{{#ifeq:{{#invoke:String|sub|{{#if: | {{{last}}} }} {{#if: | {{{first}}} }}{{#if: | {{{author}}} }}{{#if: | {{{автор}}} }}|-1}}| |{{#if: | {{{last}}} }} {{#if: | {{{first}}} }}{{#if: | {{{author}}} }}{{#if: | {{{автор}}} }}|{{#ifeq:{{#invoke:String|sub|{{#if: | {{{last}}} }} {{#if: | {{{first}}} }}{{#if: | {{{author}}} }}{{#if: | {{{автор}}} }}|-6|-2}}|&nbsp|{{#if: | {{{last}}} }} {{#if: | {{{first}}} }}{{#if: | {{{author}}} }}{{#if: | {{{автор}}} }}|{{#ifeq:{{#invoke:String|sub|{{#if: | {{{last}}} }} {{#if: | {{{first}}} }}{{#if: | {{{author}}} }}{{#if: | {{{автор}}} }}|-6|-2}}|/span|Шаблон:±.</span>|Шаблон:±.}}}}}} }}{{#if: {{#if: | {{{chapter}}} }}{{#if: | {{{часть}}} }}|{{#if: {{#if: | {{{chapterurl}}} }}{{#if: | {{{ссылка часть}}} }}|[{{#if: | {{{chapterurl}}} }}{{#if: | {{{ссылка часть}}} }} {{#if: | {{{chapter}}} }}{{#if: | {{{часть}}} }}]| {{#if: | {{{chapter}}} }}{{#if: | {{{часть}}} }}}} // }}{{#if:|[[:s:{{{викитека}}}|{{#if: Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 | Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 }}{{#if: | {{{заглавие}}} }}]]|{{#if: |{{#if: Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 | Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 }}{{#if: | {{{заглавие}}} }} |{{#if:{{#if: http://old.iupac.org/publications/books/rbook/Red_Book_2005.pdf | http://old.iupac.org/publications/books/rbook/Red_Book_2005.pdf }}{{#if: | {{{ссылка}}} }}|[{{#if: http://old.iupac.org/publications/books/rbook/Red_Book_2005.pdf | http://old.iupac.org/publications/books/rbook/Red_Book_2005.pdf }}{{#if: | {{{ссылка}}} }} {{#if: Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 | Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 }}{{#if: | {{{заглавие}}} }}]|{{#if: Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 | Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 }}{{#if: | {{{заглавие}}} }}}}}}}}{{#if:{{#if: | {{{оригинал}}} }}| = {{#if: | {{{оригинал}}} }} }}{{#if:{{#if: | {{{editor}}} }}{{#if: | {{{ответственный}}} }}| / {{#if: | {{{editor}}} }}{{#if: | {{{ответственный}}} }}.|{{#if:||.}}}}{{#if:{{#if: Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 | Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 }}{{#if: | {{{заглавие}}} }}|{{#if:| {{#if:| = {{{оригинал2}}} }}{{#if:| / {{{ответственный2}}}.|{{#if:||.}}}}}}}}{{#if:{{#if: | {{{edition}}} }}{{#if: | {{{издание}}} }}| — {{#if: | {{{edition}}} }}{{#if: | {{{издание}}} }}.}}{{#switch:{{#if:{{#if: | {{{location}}} }}{{#if: | {{{место}}} }}|м}}{{#if:{{#if: International Union of Pure and Applied Chemistry | International Union of Pure and Applied Chemistry }}{{#if: | {{{издательство}}} }}|и}}{{#if:{{#if: 2005 | 2005 }}{{#if: | {{{год}}} }}|г}}

 |миг= — Шаблон:Указание места в библиоссылке: {{#if: International Union of Pure and Applied Chemistry | International Union of Pure and Applied Chemistry }}{{#if:  | {{{издательство}}} }}, {{#if: 2005 | 2005 }}{{#if:  | {{{год}}} }}.
 |ми= — Шаблон:Указание места в библиоссылке: {{#if: International Union of Pure and Applied Chemistry | International Union of Pure and Applied Chemistry }}{{#if:  | {{{издательство}}} }}.
 |мг= — Шаблон:Указание места в библиоссылке, {{#if: 2005 | 2005 }}{{#if:  | {{{год}}} }}.
 |иг= — {{#if: International Union of Pure and Applied Chemistry | International Union of Pure and Applied Chemistry }}{{#if:  | {{{издательство}}} }}, {{#if: 2005 | 2005 }}{{#if:  | {{{год}}} }}.
 |м= — Шаблон:Указание места в библиоссылке
 |и= — {{#if: International Union of Pure and Applied Chemistry | International Union of Pure and Applied Chemistry }}{{#if:  | {{{издательство}}} }}.
 |г= — {{#if: 2005 | 2005 }}{{#if:  | {{{год}}} }}.

}}{{#if:| — {{{том как есть}}}.}}{{#if:{{#if: | {{{том}}} }}|{{#if: | [{{{ссылка том}}} — Т. {{#if: | {{{том}}} }}.]| — Т. {{#if: | {{{том}}} }}.}}}}{{#if:{{#if: | {{{volume}}} }}| — Vol. {{#if: | {{{volume}}} }}.}}{{#if:| — Bd. {{{band}}}.}}{{#if:| — {{{страницы как есть}}}.}}{{#if:{{#if: | {{{страницы}}} }}| — С. {{#if:|[{{#if: | {{{страницы}}} }}] (стб. {{{столбцы}}}).|{{#if: | {{{страницы}}} }}.}}}}{{#if:| — {{{страниц как есть}}}.}}{{#if:| — {{{страниц}}} с.}}{{#if:{{#if: | {{{pages}}} }}{{#if: 51 | 51 }}| — P. {{#if:|[{{#if: | {{{pages}}} }}{{#if: 51 | 51 }}] (col. {{{columns}}}).|{{#if: | {{{pages}}} }}{{#if: 51 | 51 }}.}}}}{{#if:| — S. {{#if:|[{{{seite}}}] (Kol. {{{kolonnen}}}).|{{{seite}}}.}}}}{{#if:| —  p.}}{{#if:| —  S.}}{{#if:| — ({{{серия}}}).}}{{#if:| — {{{тираж}}} экз.}}{{#if:{{#if: | {{{id}}} }}{{#if: | {{{isbn}}} }}| — ISBN {{#if: | {{{id}}} }}{{#if: | {{{isbn}}} }}.}}{{#if:| — ISBN {{{isbn2}}}.}}{{#if:| — ISBN {{{isbn3}}}.}}{{#if:| — ISBN {{{isbn4}}}.}}{{#if:| — ISBN {{{isbn5}}}.}}{{#if:| — DOI:{{{doi}}}{{#ifeq:Шаблон:Str left|10.||^{[Ошибка: Неверный DOI!]}{{#if:||}}}}}}</ref><ref>Group 2 — Alkaline Earth Metals, Royal Society of Chemistry.</ref>.

Физические свойства

К щёлочноземельным металлам чаще относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний. Первый элемент этой подгруппы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогами группы, в которую он входит. Второй элемент этой группы, магний, уже проявляет некоторые общие свойства щелочноземельных металлов, но в остальном заметно отличается от них.

Все щёлочноземельные металлы серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Рост плотности щёлочноземельных металлов наблюдается только начиная с кальция. Самый тяжёлый — радий, по плотности сравнимый с германием (ρ= 5,5 г/см³).

Некоторые атомные и физические свойства щелочноземельных металлов

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж·моль−1	Сродство к электрону, кДж·моль−1	ЭО	Металл. радиус, нм	Ионный радиус, нм	tпл, °C	tкип, °C	ρ, г/см³	ΔHпл, кДж·моль−1	ΔHкип, кДж·моль−1
4	Бериллий Be	1+11а	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,034	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Магний Mg	3+19а	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,066	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Кальций Ca	5+19а	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Стронций Sr	4+35а	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,112	769	1384	2,54	9,2	144
56	Барий Ba	7+43а	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,134	729	1637	3,5	7,66	142
88	Радий Ra	46а	226,0254	509,3	—	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113

^а Радиоактивные изотопы

Химические свойства

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, подобно щелочным металлам и кальцию, хранят под слоем керосина.

Также, в отличие от щелочных металлов, щелочноземельные металлы не образуют надпероксиды и озониды.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера.

Простые вещества

Бериллий реагирует со слабыми и сильными растворами кислот с образованием солей:

<math>\mathsf{Be + 2H^+ \longrightarrow Be^{2+} + H_2\uparrow}</math>

однако пассивируется холодной концентрированной азотной кислотой.

Реакция бериллия с водными растворами щелочей сопровождается выделением водорода и образованием гидроксобериллатов:

<math>\mathsf{Be + 2OH^- + 2H_2O\rightarrow [Be(OH)_4]^{2-} + H_2\uparrow}</math>

При проведении реакции с расплавом щелочи при 400—500 °C образуются диоксобериллаты:

<math>\mathsf{Be + 2OH^- \rightarrow BeO_2^{2-} + H_2\uparrow}</math>

Магний, кальций, стронций, барий и радий реагируют с водой с образованием щелочей (магний с холодной водой реагирует очень медленно, но при внесении раскалённого порошка магния в воду, а так же в горячей воде — бурно):

<math>\mathsf{Sr + 2H_2O \longrightarrow Sr(OH)_2 + H_2 \uparrow}</math>

Также, кальций, стронций, барий и радий реагируют с водородом, азотом, бором, углеродом и другими неметаллами с образованием соответствующих бинарных соединений:

<math>\mathsf{Ca + H_2 \longrightarrow CaH_2}</math>

<math>\mathsf{3Sr + N_2 \longrightarrow Sr_3N_2}</math>

Оксиды

Оксид бериллия — амфотерный оксид, растворяется в концентрированных минеральных кислотах и щелочах с образованием солей:

<math>\mathsf{2BeO + 4 NaOH + 2H_2O \longrightarrow 2Na_2[Be(OH)_4]}</math>

<math>\mathsf{BeO + 2 HCl \longrightarrow BeCl_2 + H_2O}</math>

но с менее сильными кислотами и основаниями реакция уже не идет.

Оксид магния не реагирует с разбавленными и концентрированными основаниями, но легко реагирует с кислотами и водой:

<math>\mathsf{MgO + 2HCl \longrightarrow MgCl_2 + H_2O}</math>

<math>\mathsf{MgO + H_2O \longrightarrow Mg(OH)_2}</math>

Оксиды кальция, стронция, бария и радия — основные оксиды, реагируют с водой, сильными и слабыми растворами кислот и амфотерными оксидами и гидроксидами:

<math>\mathsf{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}</math>

<math>\mathsf{SrO + 2HCl \longrightarrow SrCl_2 + H_2O}</math>

<math>\mathsf{BaO + Al_2O_3\ \xrightarrow{t^o}\ Ba(AlO_2)_2}</math>

<math>\mathsf{BaO + 2Al(OH)_3\ \xrightarrow{t^o}\ Ba(AlO_2)_2 + 3H_2O}</math>

Гидроксиды

Гидроксид бериллия амфотерен, при реакциях с сильными основаниями образует бериллаты, с кислотами — бериллиевые соли кислот:

<math>\mathsf{Be(OH)_2 + 2KOH \longrightarrow K_2BeO_2 + 2H_2O}</math>

<math>\mathsf{Be(OH)_2 + 2HCl \longrightarrow BeCl_2 + 2H_2O}</math>

Гидроксиды магния, кальция, стронция, бария и радия — основания, сила увеличивается от слабого <math>Mg(OH)_2</math> до очень сильного <math>Ra(OH)_2</math>, являющегося сильнейшим коррозионным веществом, по активности превышающим гидроксид калия. Хорошо растворяются в воде (кроме гидроксидов магния и кальция). Для них характерны реакции с кислотами и кислотными оксидами и с амфотерными оксидами и гидроксидами:

<math>\mathsf{Ba(OH)_2 + SO_3 \longrightarrow BaSO_4 + H_2O}</math>

<math>\mathsf{3Sr(OH)_2 + 2H_3PO_4\longrightarrow Sr_3(PO_4)_2 + 6H_2O}</math>

<math>\mathsf{Ra(OH)_2 + Al_2O_3 \longrightarrow Ra(AlO_2)_2 + H_2O}</math>

<math>\mathsf{Ba(OH)_2 + Zn(OH)_2 \longrightarrow Ba[Zn(OH)_4]}</math>

Нахождение в природе

Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры). Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6{{ #if:| |·}}10⁻⁴% от массы земной коры. Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щёлочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1{{ #if:| |·}}10⁻¹⁰% (от массы земной коры)<ref>Золотой фонд. Школьная энциклопедия. Химия. М.: Дрофа, 2003.</ref>.

Биологическая роль

Магний содержится в тканях животных и растений (хлорофилл), является кофактором многих ферметативных реакций, необходим при синтезе АТФ, участвует в передаче нервных импульсов, активно применяется в медицине (бишофитотерапия и др.). Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят «скелеты» большинства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы — мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Стронций может замещать кальций в природных тканях, так как схож с ним по свойствам. В организме человека масса стронция составляет около 1 % от массы кальция.

На данный момент о биологической роли бериллия, бария и радия ничего не известно. Все соединения бария и бериллия ядовиты. Радий чрезвычайно радиотоксичен. В организме он ведёт себя подобно кальцию — около 80 % поступившего в организм радия накапливается в костной ткани. Большие концентрации радия вызывают остеопороз, самопроизвольные переломы костей и злокачественные опухоли костей и кроветворной ткани. Опасность представляет также радон — газообразный радиоактивный продукт распада радия.

Примечания

ensiklopedya.ru