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

Содержание

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
12Магний

Mg

24,305

3s2
4
20Кальций

Ca

40,078

4s2
5
38Стронций

Sr

87,62

5s2
6
56Барий

Ba

137,327

6s2
7
88Радий

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
НазваниеАтомная
масса
Электронная
конфигурация

г/см3
tпл.
C
tкип.
C
ЭОАтомный
радиус,
нм
Степень
окисления
4Бериллий Be9,01[He] 2s21,86128329701,50,113+2
11Магний Mg24,3[Ne]3s21,74649,511201,20,16+2
19Кальций Ca40,08[Ar] 4s21,5485014871,00,2+2
27Стронций Sr87,62[Kr] 5s22,6777013671,00,213+2
55Барий Ba137,34[Xe] 6s23,6171016370,90,25+2
87Радий Ra226[Rn] 7s2670011400,9+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

  1. Реакция с кислородом.

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

2Mg + O2  2MgO

Ba + O2  BaO2

  1. 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.

  1. 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

  1. 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

CaCO3t°® CaO + CO2

2Mg(NO3)2t°® 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

  1. Реакции с кислотами:

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

Ba(OH)2 + 2HNO3  Ba(NO3)2 + 2H2O

  1. Реакции обмена с солями:

Ba(OH)2 + K2SO4  BaSO4+ 2KOH

  1. 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)2t°® CaCO3 + CO2 + H2O

Mg(HCO3)2t°® MgCO3 + CO2 + H2O

  1. добавлением известкового молока:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  2CaCO3 + 2H2O

  1. добавлением соды:

Ca(HCO3)2 + Na2CO3  CaCO3+ 2NaHCO3

CaSO4 + Na2CO3  CaCO3 + Na2SO4

MgCl2 + Na2CO3  MgCO3 + 2NaCl

  1. пропусканием через ионнообменную смолу

а) катионный обмен:

2RH + Ca2+  R2Ca + 2H+

б) анионный обмен:

2ROH + SO42-  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 изотоповАтомная массаЭнергия ионизации, кДж·моль−1Сродство к электрону, кДж·моль−1ЭОМеталл. радиус, нм (По Полингу)Ионный радиус, нм

(По Полингу)

tпл,
°C
tкип,
°C
ρ,
г/см³
ΔHпл, кДж·моль−1ΔHкип, кДж·моль−1
4Бериллий Be1+11а9,012182898,80,191,570,1690,031127829701,84812,21309
12Магний Mg3+19а24,305737,30,321,310,245130,06565011051,7379,2131,8
20Кальций Ca5+19а40,078589,40,401,000,2790,09983914841,559,20153,6
38Стронций Sr4+35а87,62549,01,510,950,3040,11376913842,549,2144
56Барий Ba7+43а137,327502,513,950,890,2510,13572916373,57,66142
88Радий Ra46а226,0254509,30,90,25740,14370017375,58,5113
120Унбинилий 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
12Магний

Mg

24,305

3s2
4
20Кальций

Ca

40,078

4s2
5
38Стронций

Sr

87,62

5s2
6
56Барий

Ba

137,327

6s2
7
88Радий

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 изотоповАтомная массаЭнергия ионизации, кДж·моль−1Сродство к электрону, кДж·моль−1ЭОМеталл. радиус, нм (По Полингу)Ионный радиус, нм

(По Полингу)

tпл,
°C
tкип,
°C
ρ,
г/см³
ΔHпл, кДж·моль−1ΔHкип, кДж·моль−1
4Бериллий Be1+11а9,012182898,80,191,570,1690,031127829701,84812,21309
12Магний Mg3+19а24,305737,30,321,310,245130,06565011051,7379,2131,8
20Кальций Ca5+19а40,078589,40,401,000,2790,09983914841,559,20153,6
38Стронций Sr4+35а87,62549,01,510,950,3040,11376913842,549,2144
56Барий Ba7+43а137,327502,513,950,890,2510,13572916373,57,66142
88Радий Ra46а226,0254509,30,90,25740,14370017375,58,5113
120Унбинилий 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 изотоповАтомная массаЭнергия ионизации, кДж·моль−1Сродство к электрону, кДж·моль−1ЭОМеталл. радиус, нм (По Полингу)Ионный радиус, нм

(По Полингу)

tпл,
°C
tкип,
°C
ρ,
г/см³
ΔHпл, кДж·моль−1ΔHкип, кДж·моль−1
4Бериллий Be1+11а9,012182898,80,191,570,1690,031127829701,84812,21309
12Магний Mg3+19а24,305737,30,321,310,245130,06565011051,7379,2131,8
20Кальций Ca5+19а40,078589,40,401,000,2790,09983914841,559,20153,6
38Стронций Sr4+35а87,62549,01,510,950,3040,11376913842,549,2144
56Барий Ba7+43а137,327502,513,950,890,2510,13572916373,57,66142
88Радий Ra46а226,0254509,30,90,25740,14370017375,58,5113
120Унбинилий 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 изотоповАтомная массаЭнергия ионизации, кДж·моль−1Сродство к электрону, кДж·моль−1ЭОМеталл. радиус, нмИонный радиус, нмtпл,
°C
tкип,
°C
ρ,
г/см³
ΔHпл, кДж·моль−1ΔHкип, кДж·моль−1
4Бериллий Be1+11а9,012182898,80,191,570,1690,034127829701,84812,21309
12Магний Mg3+19а24,305737,30,321,310,245130,06665011051,7379,2131,8
20Кальций Ca5+19а40,078589,40,401,000,2790,09983914841,559,20153,6
38Стронций Sr4+35а87,62549,01,510,950,3040,11276913842,549,2144
56Барий Ba7+43а137,327502,513,950,890,2510,13472916373,57,66142
88Радий Ra46а226,0254509,30,90,25740,14370017375,58,5113

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

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о