Щелочноземельные металлы с чем реагируют: Щелочноземельные металлы, подготовка к ЕГЭ по химии

Щёлочноземельные металлы получили свое название за счет своих оксидов, которые сообщают воде щелочные реакции. Изучая химию, очень часто приходится взаимодействовать со сложными и непонятными названиями. Но если разобраться и понять что к чему, то изучать предмет легко и интересно.

Однако при написании формул стоит быть внимательным, не забывая про коэффициенты и признаки реакций.

Положение в периодической системе Менделеева

Щелочноземельные металлы – это химические элементы второй группы периодической системы химических элементов таблицы Менделеева:

• бериллий Be;

• магний Mg;

• кальций Ca;

• стронций Sr;

• барий Ba;

• радий Ra.

Электронное строение и закономерности изменения свойств

Атомы данных металлов на внешнем энергетическом уровне имеют 2 s-электрона. Отсюда следует, что максимальная степень окисления +2.

Также могут иметь нулевую степень окисления, но не отрицательную, так как металлы не могут иметь данную степень.

Общая конфигурация внешнего энергетического уровня nS²:

В периоде от Be до Ra металлические свойства, восстановительные, электроотрицательные увеличиваются, а неметаллические, окислительные свойства и радиус атома уменьшается.

Физические свойства щелочноземельных металлов

Физические свойства данной группы имеют следующие характеристики: светло-серый — темно-серый цвет, твердые вещества, не растворимые и нелетучие, без запаха, тепло-электропроводимые, имеют характерный металлический блеск.

Показатели плотности и температуры плавления представлены в таблице:

Химические свойства

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов усиливают основные свойства при движении вниз по второй группе. Следовательно, бериллий имеет меньшие основные свойства, чем радий.

Эти вещества взаимодействуют с любыми растворами кислот от сильной до слабой, а также с образованием солей, образуя белый осадок.

4Ca + 5H₂SO₄ (конц) = 4CaSO₄ + H₂S + 4H₂O.

С кислородом образуют реакцию горения и оксид:

2Mg + O₂ = 2MgO.

Металлы, стоящие в главной подгруппе второй группы (кроме бериллия) реагируют с водой. При проведении данных реакций выделяется водород (H₂):

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂,

Вa + 2H₂O = Вa(OH)₂ + H₂.

Также реагируют с неметаллами:

Bа + Cl₂ = BаCl₂ — хлорид бериллия;

Ca + Br₂ = CaBr₂ — бромид кальция;

Sr + H₂ = SrH₂ — гидрид стронция.

Химические свойства щелочноземельных металлов показаны на картинке:

Нахождение в природе

Все металлы данного типа встречаются на земле, но не в чистом виде. Часто они представлены в виде минеральных солей. Самый распространённый считается кальций, магний немного уступает, затем идет барий и стронций. 

Бериллий и радий являются самыми редкими, однако последний металл в больших количествах находится в урановых рудах.

Способ получения

Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей.

Барий получают с помощью восстановления оксида.

При нагревании фторида бария получают сам металл.

Качественные реакции

Одна из качественных реакций-окрашивание пламени.

Список возможных цветов пламени при нагревании данных элементов:

Ca — темно-оранжевый;

Sr — насыщенный красный;

Ba — светло-зеленый или классический зеленый.

Металлы данного типа при взаимодействии с щелочами, оксидами или растворами солей выпадают в белый осадок.

Применение щелочноземельных металлов

Бериллий из-за своей прочности добавляют в различные сплавы металлов, также препятствует коррозии. Используется в изготовлении рентгеновских аппаратов.

Магний и кальций активно использует для лекарственных средств, поскольку данные металлы играют большую роль в жизнедеятельности организма. Также в медицине используют радий, но для облучения кожи и злокачественных образований.

Стронций и барий добавляют в различный сплавы, которые работают в агрессивной среде и имеют сверхсильную проводимость.

Данные металлы играют огромную роль в жизни человека, выполняют различные функции и имеют ряд определенных свойств. Они содержатся в земной коре, поэтому довольно широко используются. Однако это не говорит о том, что их нужно расходовать безгранично.

Щёлочноземельные металлы — Википедия

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.

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).

^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:

B e + 2 H + ⟶ B e 2 + + H 2 ↑ {\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:

B e + 2 O H − + 2 H 2 O → [ B e ( O H ) 4 ] 2 − + H 2 ↑ {\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:

B e + 2 O H − → B e O 2 2 − + H 2 ↑ {\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):

S r + 2 H 2 O ⟶ S r ( O H ) 2 + H 2 ↑ {\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:

C a + H 2 ⟶ C a H 2 {\displaystyle {\mathsf {Ca+H_{2}\longrightarrow CaH_{2}}}}

3 S r + N 2 ⟶ S r 3 N 2 {\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:

B e O + 2 N a O H + H 2 O ⟶ N a 2 [ B e ( O H ) 4 ] {\displaystyle {\mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}}

B e O + 2 H C l ⟶ B e C l 2 + H 2 O {\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:

M g O + 2 H C l ⟶ M g C l 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MgO+2HCl\longrightarrow MgCl_{2}+H_{2}O}}}

M g O + H 2 O ⟶ M g ( O H ) 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:

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

S r O + 2 H C l ⟶ S r C l 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {SrO+2HCl\longrightarrow SrCl_{2}+H_{2}O}}}

B a O + A l 2 O 3   → t o   B a ( A l O 2 ) 2 {\displaystyle {\mathsf {BaO+Al_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {t^{o}}}\ Ba(AlO_{2})_{2}}}}

B a O + 2 A l ( O H ) 3   → t o   B a ( A l O 2 ) 2 + 3 H 2 O {\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:

B e ( O H ) 2 + 2 K O H ⟶ K 2 B e O 2 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2KOH\longrightarrow K_{2}BeO_{2}+2H_{2}O}}}

B e ( O H ) 2 + 2 H C l ⟶ B e C l 2 + 2 H 2 O {\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:

B a ( O H ) 2 + S O 3 ⟶ B a S O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Ba(OH)_{2}+SO_{3}\longrightarrow BaSO_{4}+H_{2}O}}}

3 S r ( O H ) 2 + 2 H 3 P O 4 ⟶ S r 3 ( P O 4 ) 2 + 6 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {3Sr(OH)_{2}+2H_{3}PO_{4}\longrightarrow Sr_{3}(PO_{4})_{2}+6H_{2}O}}}

R a ( O H ) 2 + A l 2 O 3 ⟶ R a ( A l O 2 ) 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Ra(OH)_{2}+Al_{2}O_{3}\longrightarrow Ra(AlO_{2})_{2}+H_{2}O}}}

B a ( O H ) 2 + Z n ( O H ) 2 ⟶ B a [ Z n ( O H ) 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

22,4: щелочноземельные металлы (группа 2)

навыков для развития

• Описать, как изолировать щелочноземельные металлы.
• Быть знакомым с реакциями, соединениями и комплексами щелочноземельных металлов.

Как щелочные металлы, щелочноземельные металлы настолько реактивны, что никогда не встречаются в элементарной форме в природе. Поскольку они образуют +2 иона, которые имеют очень отрицательные восстановительные потенциалы, требуется большое количество энергии, чтобы изолировать их от их руд.Четыре из шести элементов группы 2 — магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr) и барий (Ba) — были впервые выделены в начале 19-го века сэром Хамфри Дэви, используя технику, аналогичную той, которую он используется для получения первых щелочных металлов. В отличие от щелочных металлов, соединения щелочноземельных металлов были признаны уникальными на протяжении многих веков. На самом деле, название «щелочь» происходит от арабского al-qili, что означает «пепел», который, как известно, нейтрализует кислоты. Средневековые алхимики обнаружили, что часть пепла плавится при нагревании, и эти вещества позже были идентифицированы как карбонаты натрия и калия (\ (M_2CO_3 \)).Пепел, который не плавился (но растворялся в кислоте), первоначально назывался щелочноземельными, впоследствии был идентифицирован как щелочноземельные оксиды (МО). В 1808 году Дэви смог получить чистые образцы Mg, Ca, Sr и Ba электролизом их хлоридов или оксидов.

Бериллий (Be), самый легкий щелочноземельный металл, был впервые получен в 1828 году Фридрихом Велером в Германии и одновременно Антуаном Бюсси во Франции. Метод, используемый обоими мужчинами, заключался в восстановлении хлорида с помощью мощного «нового» восстановителя, калия:

\ [\ mathrm {BeCl_2 (s)} + \ mathrm {2K (s)} \ xrightarrow \ Delta \ mathrm {Be (s)} + \ mathrm {2KCl (s)} \ label {Eq1} \]

Радий был обнаружен в 1898 году Пьером и Мари Кюри, которые переработали тонны остатков урановых рудников, чтобы получить около 120 мг почти чистого \ (RaCl_2 \).Мари Кюри была удостоена Нобелевской премии по химии в 1911 году за ее открытие. Однако из-за его низкой численности и высокой радиоактивности у радия мало применений.

Подготовка щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы производятся для промышленного использования путем электролитического восстановления их расплавленных хлоридов, как указано в этом уравнении для кальция:

\ [CaCl_ {2 \; (l)} \ rightarrow Ca _ {(l)} + Cl_ {2 \; (g)} \ label {Eq2} \]

Хлориды металлов группы 2 получены из различных источников.Например, \ (BeCl_2 \) получается путем реакции \ (HCl \) с бериллией (\ (BeO \)), которая получается из берилла из полудрагоценного камня \ ([Be_3Al_2 (SiO_3) _6] \).

Химические восстановители также могут быть использованы для получения элементов группы 2. Например, магний получают в больших масштабах путем нагревания формы известняка под названием доломит (CaCO ₃ · MgCO ₃ ) с недорогим сплавом железа / кремния при 1150 ° C.Первоначально \ (CO_2 \) высвобождается, оставляя после себя смесь \ (CaO \) и MgO; Mg ^{2 +} затем уменьшается:

\ [2CaO · MgO _ {(s)} + Fe / Si _ {(s)} \ rightarrow 2Mg (l) + Ca_2SiO_ {4 \; (s)} + Fe (s) \ label {Eq3} \]

Ранним источником магния была руда под названием магнезит (\ (MgCO_3 \)) из северной Греции, называемой Магнезия. Стронций был получен из стронцианита (\ (SrCO_3 \)), найденного в свинцовой шахте в городе Стронтиан в Шотландии. Щелочноземельные металлы несколько легче выделить из руд по сравнению со щелочными металлами, потому что их карбонатные и некоторые сульфатные и гидроксидные соли нерастворимы.

Общие свойства щелочноземельных металлов

Некоторые важные свойства щелочноземельных металлов приведены в таблице \ (\ PageIndex {1} \). Хотя многие из этих свойств аналогичны свойствам щелочных металлов (таблица \ (\ PageIndex {1} \)), некоторые ключевые различия связаны с различиями в конфигурациях валентных электронов двух групп (ns ² для щелочноземельные металлы по сравнению с ¹ для щелочных металлов).

Как и в случае щелочных металлов, атомные и ионные радиусы щелочноземельных металлов плавно увеличиваются от Be до Ba, а энергии ионизации уменьшаются.Как и следовало ожидать, первая энергия ионизации щелочноземельного металла с конфигурацией валентных электронов ns ² всегда значительно больше, чем у щелочного металла, непосредственно предшествующего ему. Однако элементы группы 2 демонстрируют некоторые аномалии. Например, плотность Ca меньше, чем у Be и Mg, двух самых легких членов группы, а Mg имеет самые низкие температуры плавления и кипения. В отличие от щелочных металлов, самый тяжелый щелочноземельный металл (Ba) является самым сильным восстановителем, а самый легкий (Be) — самым слабым.Стандартные электродные потенциалы Са и Sr не очень отличаются от потенциалов Ва, что указывает на то, что противоположные тренды в энергиях ионизации и энергии гидратации имеют примерно равную важность.

Одним из основных различий между элементами группы 1 и группы 2 является их сродство к электрону. С их наполовину заполненными ns-орбиталями щелочные металлы имеют значительное сродство к дополнительному электрону. Напротив, щелочноземельные металлы обычно имеют небольшую или нулевую тенденцию принимать дополнительный электрон, потому что их валентные орбитали уже заполнены; добавленный электрон должен был бы занять одну из вакантных np-орбиталей, энергия которых намного выше.

Реакции и соединения щелочноземельных металлов

С их низкими первой и второй энергиями ионизации элементы группы 2 почти исключительно образуют ионные соединения, которые содержат ионы M ^{2 +} . Как и ожидалось, однако, самый легкий элемент (Be), с его более высокой энергией ионизации и небольшим размером, образует соединения, которые в значительной степени ковалентны. Некоторые соединения Mg ^{, 2} , ⁺ также имеют значительный ковалентный характер. Следовательно, металлоорганические соединения, подобные тем, которые обсуждались для Li в группе 1, также важны для Be и Mg в группе 2.

Элементы группы 2 почти исключительно образуют ионные соединения, содержащие M ^{2 +} ионов.

Все щелочноземельные металлы энергично реагируют с галогенами (группа 17) с образованием соответствующих галогенидов (MX ₂ ). За исключением галогенидов бериллия, все эти соединения в основном имеют ионную природу, они содержат катион М ^{, 2} , ⁺ и два аниона Х ^— . Галогениды бериллия, обладающие свойствами, более типичными для ковалентных соединений, имеют полимерную галогенидную структуру в твердом состоянии, как показано для BeCl ₂ .Эти соединения являются летучими, образуя пары, которые содержат линейные молекулы X – Be – X, предсказываемые моделью отталкивания электронных пар в валентной оболочке (VSEPR). Как и ожидалось для соединений с только четырьмя валентными электронами вокруг центрального атома, галогениды бериллия являются мощными кислотами Льюиса. Они легко реагируют с основаниями Льюиса, такими как эфиры, с образованием тетраэдрических аддуктов, в которых центральный бериллий окружен октетом электронов:

\ [BeCl_ {2 (s)} + 2 (CH_3CH_2) _2O _ {(l)} \ rightarrow BeCl_2 [O (CH_2CH_3) _2] _ {2 (soln)} \ label {Eq4} \]

Из-за более высокой энергии ионизации и небольшого размера Be и Mg образуют металлоорганические соединения.

Реакции щелочноземельных металлов с кислородом менее сложны, чем у щелочных металлов. Все элементы группы 2, кроме бария, вступают в реакцию непосредственно с кислородом с образованием простого оксида МО. Барий образует пероксид бария (BaO ₂ ), поскольку более крупный ион O ₂ ² способен лучше разделять большие ионы Ba ^{2 +} в кристаллической решетке.На практике только BeO получают путем прямой реакции с кислородом, и эта реакция требует тонко разделенного Be и высоких температур, потому что Be относительно инертен. Другие щелочноземельные оксиды обычно получают термическим разложением карбонатных солей:

\ [\ mathrm {MCO_3 (s)} \ xrightarrow \ Delta \ mathrm {MO (s)} + \ mathrm {CO_2 (g)} \ label {Eq5} \]

Реакции щелочноземельных металлов с более тяжелыми халькогенами (Y) аналогичны реакциям щелочных металлов. Когда реагенты присутствуют в соотношении 1: 1, образуются бинарные халькогениды (MY); при более низких соотношениях M: Y образуются соли, содержащие полихалькогенидные ионы (Y _n ^2-93232).

В обратном уравнению \ (\ ref {Eq5} \) оксиды Ca, Sr и Ba реагируют с CO ₂ для регенерации карбоната. За исключением BeO, который имеет значительный ковалентный характер и является

соединений щелочноземельных металлов — учебный материал для ИИТ JEE

Общая характеристика соединений щелочноземельных металлов

• Оксиды щелочноземельных металлов

Оксиды щелочноземельных металлов (МО) получают либо нагреванием металлов в кислороде, либо термическим разложением их карбонатов.

2M + O ₂ 2MO (M = Be, Mg, Ca)

MCO ₃ MO + CO2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

Ожидайте BeO, все другие оксиды являются чрезвычайно стабильными ионными твердыми веществами из-за их высоких энергий решетки.

Они имеют высокую температуру плавления, имеют очень низкое давление пара, являются очень хорошими проводниками тепла, химически инертны и действуют как электрические изоляторы. Поэтому эти оксиды используются для футеровки печей и, следовательно, используются в качестве огнеупорных материалов.

Из-за небольшого размера иона бериллия BeO является ковалентным, но все еще имеет высокую температуру плавления из-за своей полимерной природы.

• Гидроксиды щелочноземельных металлов

Гидроксиды Ca, Sr и Ba получают либо обработкой металла холодной водой, либо взаимодействием соответствующих оксидов с водой. Реакция этих оксидов с H ₂ O также иногда называется гашением.

M + 2H ₂ O → M (OH) ₂ + H ₂ (M = Ca, Sr, Ba)

МО + Н ₂ О → М (ОН) ₂ (М = Ca, Sr, Ba)

Be (OH) ₂ и Mg (OH) ₂ , будучи нерастворимыми, получают из подходящих растворов ионов металлов путем осаждения ионами OH ^— .

BeCI ₂ + 2NaOH → Be (OH) ₂ ↓ + 2NaCI

MgSO ₄ + 2NaOH → Mg (OH) ₂ ↓ + Na ₂ SO ₄

Свойства гидроксидов щелочноземельных металлов

(i) Базовый персонаж

Все гидроксиды щелочноземельных металлов являются основаниями, кроме Be (OH) ₂ , который является амфотерным.Эта основная сила увеличивается, когда мы движемся вниз по группе. Это происходит из-за увеличения размера, что приводит к уменьшению энергии ионизации, что ослабляет прочность связей М — О в МЗ и, таким образом, увеличивает базовую прочность. Однако эти гидроксиды являются менее основными, чем соответствующие гидроксиды щелочных металлов, из-за более высоких энергий ионизации, меньших размеров ионов и больших энергий решетки.

(ii) Растворимость в воде

Гидроксиды щелочноземельных металлов менее растворимы в воде по сравнению со щелочными металлами.

Растворимость гидроксидов щелочноземельных металлов в воде увеличивается с увеличением атомного номера в группе. Это связано с тем, что энергия решетки уменьшается вниз по группе из-за увеличения размера катиона щелочноземельных металлов, тогда как энергия гидратации катиона остается практически неизменной. Результатом двух эффектов, то есть

ΔHsolution = ΔH _{решетка} — ΔH _{Гидратация}

становится более негативным, когда мы переходим от Be (OH) ₂ к Ba (OH) ₂ , что объясняет увеличение растворимости.

• Галогениды щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы соединяются непосредственно с галогеном при соответствующей температуре, образуя галогениды MX ₂ .

Эти галогениды могут также быть получены действием галогеновых кислот (HX) на металлы, оксиды металлов, гидроксиды и карбонаты.

M + 2HX → MX ₂ + h3

MO + 2HX → MX ₂ + H ₂ O

M (OH) ₂ + 2HX → MX ₂ + 2H ₂ O

MCO ₃ + 2HX → MX ₂ + H ₂ O + CO ₂

Свойства галогенидов щелочноземельных металлов

• Все галогениды бериллия являются практически ковалентными и растворимыми в органических растворителях.Они гигроскопичны и испаряются в воздухе из-за гидролиза. При гидролизе они образуют кислый раствор.
  BeCI ₂ + 2H ₂ O → Be (OH) ₂ + 2HCI

• Галогениды всех других щелочноземельных металлов являются ионными. Однако их ионный характер увеличивается с увеличением размера иона металла.

• За исключением BeCl ₂ все другие хлориды группы 2 образуют гидраты, но их склонность к образованию гидратов уменьшается, например, —
  MgCl ₂ .6H ₂ O, CaCl ₂ . 6H ₂ O.

• Гидратированный хлорид, бромиды и йодиды Ca, Sr и Ba могут быть обезвожены при нагревании, но те из Be и Mg подвергаются гидролизу.

• BeF ₂ очень хорошо растворяется в воде благодаря высокой энергии гидратации небольшого Be + 2ion. Другие фториды (MgF ₂ , CaF ₂ , SrF ₂ и BaF ₂ ) практически не растворяются в воде.Поскольку при спуске группы энергия решетки уменьшается быстрее, чем энергия гидратации. Следовательно, независимо от того, что эти фториды имеют небольшую растворимость, они увеличивают группу.

• Хлориды, бромиды и йодиды всех других элементов, то есть Mg, Ca, Sr, Ba, являются ионными, имеют гораздо более низкие температуры плавления, чем фториды, и легко растворимы в воде. Растворимость несколько уменьшается с увеличением атомного номера.

• За исключением BeCl ₂ и MgCl ₂ , другие хлориды щелочноземельных металлов придают цвет пламени.
  CaCl ₂ = Кирпич красного цвета
  SrCl ₂ = малиновый цвет
  BaCl ₂ = травянисто-зеленый цвет

Использует

• Фторид кальция или фтороспар (CaF ₂ ) является безусловно самым важным из всех фторидов щелочноземельных металлов, поскольку он является единственным крупномасштабным источником фтора.

• CaCl ₂ широко используется для таяния льда на дорогах, особенно в очень холодных странах, поскольку 30% эвтектическая смесь CaCl2 / лед замерзает при 218 K по сравнению с NaCl / лед при 255K.

• CaCl ₂ также используется в лаборатории как осушитель (осушитель).

• Безводный MgCl ₂ используется в электролитической экстракции магния.

Растворимость и термическая стабильность оксосолей

Соли, содержащие один или несколько атомов кислорода, такие как оксиды, гидроксиды, карбонаты, бикарбонаты, нитриты, нитраты, сульфаты, оксалаты и фосфаты, называются оксолами.

• Сульфаты щелочноземельных металлов

Сульфаты щелочноземельных металлов (MSO ₄ ) получают действием серной кислоты на металлы, оксиды, гидроксиды и карбонаты металлов.

M + H ₂ SO ₄ → MSO ₄ + H ₂

MO + H ₂ SO ₄ → MSO ₄ + H ₂ O

M (OH) ₂ + H ₂ SO ₄ → MSO ₄ + 2H ₂ O

MCO ₃ + H ₂ SO ₄ → MSO ₄ + CO ₂ + H ₂ O

Свойства сульфатов щелочноземельных металлов

Сульфаты щелочноземельных металлов — это белые твердые вещества.

• Растворимость: Растворимость сульфатов в воде уменьшается по группам, т. Е. Be> Mg> Ca> Sr> Ba.
  Таким образом, BeSO ₄ и MgSO ₄ хорошо растворимы, CaSO ₄ плохо растворимы, но сульфаты Sr, Ba и Ra практически нерастворимы.
  Причина
  Величина энергии решетки остается почти постоянной, так как сульфат настолько велик, что небольшое увеличение размера катиона от Be до Ba не имеет никакого значения.Однако энергия гидратации заметно уменьшается от Be ⁺² до Ba ⁺² , так как размер катиона увеличивается по группе. Следовательно, растворимость сульфатов щелочноземельных металлов уменьшается в группе в основном из-за уменьшения энергии гидратации от Be ⁺² до Ba ⁺² . Высокая растворимость BeSo ₄ и MgSO ₄ обусловлена ​​высокой энергией гидратации благодаря меньшим ионам Be ⁺² и Mg ⁺² .

• Стабильность: Сульфаты щелочноземельных металлов разлагаются при нагревании с образованием оксидов и SO ₃ .
  МСО ₄ МО + СО ₃
  Температура разложения этих сульфатов увеличивается по мере увеличения основности гидроксида соответствующего металла в группе

  .

Сульфат магния, английская соль MgSO ₄ .7H ₂ O

Сульфат магния встречается в виде кизерита MgSO ₄ .H ₂ O на месторождении Stassfurt (Германия) или в виде соли Эпсома в минеральной воде источников Эпсом в Англии.

Приготовление сульфата магния

(i) Из доломита

Доломитовая руда варится с дил. H ₂ SO ₄ :

CaCO ₃ .MgCO ₃ + 2H ₂ SO ₄ → CaSO ₄ ↓ + MgSO ₄ + 2H ₂ O + 2CO ₂

ppt сульфата кальция отфильтровывают и раствор при концентрировании и охлаждении дает кристаллы MgSO ₄ .7H ₂ O.

(ii) из магнезита

Магнезитовая руда измельчается в порошок и растворяется в разбавленном H ₂ SO ₄ . Полученный раствор концентрируют и охлаждают, когда кристаллы MgSO ₄ . 7H ₂ O выделяют.

MgCO ₃ + H ₂ SO ₄ → MgSO ₄ + H ₂ O + CO ₂

(iii) Из Кизерита

Минерал Кизерит (MgSO ₄ .Н ₍₂ О) измельчается в порошок и растворяется в воде. Полученный раствор при концентрировании и охлаждении дает кристаллы MgSO ₄ .7H ₂ O.

(iv) Лабораторный препарат

В лаборатории MgSO ₄ готовят растворением металлического Mg или MgO или MgCO ₃ с разбавленной H ₂ SO4.

Mg + H ₂ SO ₄ → MgSO ₄ + H ₂

MgO + H ₂ SO ₄ → MgSO ₄ + h3O

MgCO ₃ + H ₂ SO ₄ → MgSO ₄ + CO ₂ + H ₂ O

Полученный раствор при концентрировании и охлаждении дает кристаллы MgSO ₄ .7H ₂ O.

Свойства Сульфат магния

Он распущен и легко растворяется в воде. Гидраты с 12, 6 и 1 молекулой кристаллизационной воды также известны. Все эти гидраты превращаются в безводную соль, при нагревании до 200 ° С и при дальнейшем нагревании они разлагаются с образованием оксида. Сульфат магния дает двойную соль с сульфатом щелочного металла.

• Сульфат магния — бесцветное кристаллическое твердое вещество, хорошо растворимое в воде.

• Изоморфизм: MgSO ₄ .7H ₂ O изоморфен ZnSO ₄ .7H ₂ O & FeSO ₄ .7H ₂ O соединения, имеющие одинаковую кристаллическую структуру, называются изоморфными, а явление называется Изоморфизм.

• Действие тепла: при нагревании он теряет 6 молекул воды, давая моногидрат сульфата магния, который становится безводным при нагревании до 503 К и, наконец, разлагается до газа MgO и SO3 при сильном нагревании.
  MgSO 4. 7h3O MgSO4 h3O MgSO4 MgO + SO3

Использование сульфата магния

• MgSO ₄ используется как слабительное лекарственное средство.

• Используется в качестве протравы для хлопка в красильной промышленности.

• Используется для приготовления огнеупорных тканей и дерева.

• Безводный MgSO ₄ используется в качестве сушильного агента в органической химии.

• Используется при приготовлении платинированных асбесторов, которые используются в качестве катализатора в процессе контакта для изготовления H ₂ SO ₄ .

Иллюстрации.

Вопрос: Что такое изоморфные соли? Решение: Соли, имеющие сходную кристаллическую структуру, называются изоморфными солями. Примеры: MgSO 4 .7H 2 O, ZnSO 4 .7H 2 O, FeSO 4 .7H 2 O

Оксиды магния и кальция

Это сделано путем нагрева магнезита (MgCO ₃ ).

MgCO ₃ → MgO + CO ₂

Очень слабо растворяется в воде, вызывая щелочную реакцию раствора.

MgO + H ₂ O → Mg (OH) ₂

• Оксид кальция, быстрая известь CaO

(i) Подготовка

Это сделано путем разложения известняка при высокой температуре около 1000 ^o C

CaCO ₃ CaO + CO ₂ ; ΔH = + 179,9 кДж

Температуру не следует поднимать выше 1270 К. В противном случае кремнезем, присутствующий в виде примеси в извести, будет соединяться с оксидом кальция с образованием инфузионного силиката кальция.

CaO + SiO ₂ CaSiO ₃

(ii) Свойства

• Это белый аморфный порошок, который излучает интенсивный белый свет (известковый свет) при нагревании в кислородно-водородном пламени.

• Реагирует с сильно нагретым кремнеземом, образуя легкоплавкий силикат кальция.
  CaO + SiO ₂ → CaSiO ₃

• CaO реагирует с водой с выделением огромного количества тепла и производит гашеную известь.
  CaO + H ₂ O → Ca (OH) ₂

• Действие кислот и кислых оксидов: Это основной оксид, поэтому он соединяется с кислотами и кислыми оксидами, образуя соли.
  CaO + 2HCl → CaCl ₂ + H ₂ O
  CaO + SO ₂ → CaSO ₃

• Реакция с коксом: При нагревании с коксом в электрической печи при 2273 — 3273 К он образует карбид кальция.
  CaO + 3C CaC ₂ + Co

• Реакция с солью аммония
  При нагревании с солями аммиака он выделяет газообразный аммиак.

  ? CaO + 2NH ₄ Cl → CaCl ₂ + 2NH ₃ + H ₂ O

(iii) Промышленное использование извести и известняка

Оксид кальция называется известь или быстрая известь.Это основные промышленные применения

• Используется в сталелитейной промышленности для удаления фосфатов и силикатов в виде шлака.

• Он используется для производства цемента путем смешивания его с кремнеземом, глиноземом или глиной.

• Используется при изготовлении стекла.

• Используется в процессе производства известковой соды для превращения Na ₂ CO ₃ в NaOH и наоборот.

• Используется для умягчения воды, для приготовления гашеной извести Ca (OH) ₂ путем обработки водой и карбидом кальция CaC ₂ .

Иллюстрация

Вопрос: Почему кусок горящего магния продолжает гореть в SO 2 ? Решение: Это потому, что реакция Mg с SO 2 является экзотермической. 2Mg + SO 2 → 2MgO + 1 / 8S 8 + тепло

Гидроксиды Mg & Ca

• Гидроксид магния [Mg (OH) ₂ ]

Получается путем добавления раствора едкого натра к раствору сульфата или хлорида магния.

MgSO ₄ + 2NaOH → Na ₂ SO ₄ + Mg (OH) ₂

Свойства гидроксида магния

1. При нагревании превращается в оксид.
   Mg (OH) ₂ → MgO + H ₂ O

2. Легко растворяется в растворе Nh5Cl.
   Mg (OH) ₂ + 2NH ₄ Cl → MgCl ₂ + 2NH ₄ OH
   

• Гидроксид кальция, гашеная известь [Ca (OH) ₂ ]

(i) Получение гидроксида кальция

• Из Quick lime: Гидроксид кальция готовят в промышленном масштабе путем добавления воды к быстрой извести (гашение извести)
  CaO + H ₂ O → Ca (OH) ₂
  В процессе гашения комки быстрого извести рассыпаются до мелкой мощности.

• Из хлорида кальция: Получается путем обработки хлорида кальция едким натром.
  CaCl ₂ + 2NaOH → Ca (OH) ₂ + 2NaCl

(ii) Физические свойства Гидроксид кальция

Это белый аморфный порошок, плохо растворимый в воде, растворимость которого уменьшается с ростом температуры. Водный раствор известен как известковая вода, а суспензия гашеной извести в воде называется известковым молоком.

(iii) Химические свойства Гидроксид кальция

• Реакция с хлором: Образует гипохлорит кальция, составляющий отбеливающую способность.
  2Ca (OH) ₂ + 2Cl ₂ → CaCl ₂ + Ca (OCl) ₂ + 2H ₂ O

• Реакция с диоксидом углерода: Когда CO ₂ проходит через известковую воду, он становится молочным из-за образования нерастворимого карбоната кальция
  Ca (OH) ₂ + CO ₂ → CaCO ₃ ↓ + 2H ₂ O
  Если избыток CO ₂ пропущен, CaCO ₃ (ppt) растворяется с образованием растворимого бикарбоната кальция, вследствие чего молочность исчезает.
  CaCO ₃ + CO ₂ + H ₂ O → Ca (HCO ₃ ) ₂
  Если этот прозрачный раствор бикарбоната кальция нагревают, раствор снова становится молочным из-за разложения Са (HCO ₃ ) ₂ до CaCO ₃ .
  Ca (HCO ₃ ) ₂ (водн.) → CaCO ₃ (s) + CO ₂ (г) + H ₂ O (л)

• Реакция с кислотами: Гашеная известь, являющаяся сильным основанием, реагирует с кислотами и кислыми газами, образуя соли.
  Ca (OH) ₂ + 2HCl → CaCl ₂ + H ₂ O
  Ca (OH) ₂ + SO ₃ → CaSO ₄ + H ₂ O
  Однако Ca (OH) ₂ не растворяется в разбавленном растворе. H ₂ SO ₄ , поскольку образовавшийся CaSO ₄ плохо растворим в воде.

(iv) Использование гашеной извести [Ca (OH) ₂ ]

• (гашеная известь используется в качестве строительного материала в виде раствора.Его готовят, смешивая в 3 — 4 раза больше веса песка и постепенно добавляя воду. Он превращается в твердую массу при потере H ₂ O и постепенном поглощении CO ₂ из воздуха.

• При производстве отбеливающего порошка путем пропускания Cl ₂ газ.

• При производстве стекла и при очистке от сахара и угольного газа.

• Используется для умягчения жесткой воды.

Иллюстрация.

Вопрос: Что является самым слабым основанием среди NaOH, Ca (OH) 2 , KOH и Be (OH) 2 Решение: Be (OH) 2 является наиболее слабым основанием, поскольку гидроксиды щелочных металлов являются более прочным основанием, чем гидроксиды щелочноземельных металлов.Также основной характер гидроксидов щелочноземельных металлов возрастает по группе. Так что Be (OH) 2 — самый слабый.

• Карбонат кальция (CaCO ₃ )

Он встречается в природе как мрамор, известняк, мел, коралл, кальцит и т. Д. Он готовится в виде белого порошка, известного как осажденный мел, путем растворения мрамора или известняка в соляной кислоте и удаления железа и алюминия путем осаждения с помощью Nh4, и затем добавление карбоната аммония к раствору; осадок отфильтровывают, промывают и сушат.

CaCl ₂ + (NH ₄ ) ₂ CO ₃ → CaCO ₃ + 2NH ₄ Cl

(i) Свойства карбоната кальция

Растворяется в воде, содержащей CO ₂ , образуя Ca (HCO ₃ ) ₂ , но осаждается из раствора при кипячении.

CaCO ₃ + H ₂ O + CO ₂ → Ca (HCO ₃ ) ₂

Иллюстрации.

Вопрос: Термическое разложение соединения ‘X’ дает основной оксид (Y) и кислый оксид (Z) одновременно. Кислый оксид (Z) может поглощаться щелочным KOH. Что такое X, Y, Z .. Решение: CaCO 3 (X) → CaO (Y) + CO 2 (Z) CO 2 + 2KOH → K 2 CO 3 + H 2 O

(ii) Использование известняка (CaCO ₃ )

• В производстве быстрой извести.

• Используется в качестве строительного материала в виде мрамора.

• Используется в качестве сырья для производства Na ₂ Co ₃ в процессе сольвэй — аммиак.

• Коммерческий известняк содержит оксид железа, глинозем, магнезию, кремнезем и серу с содержанием CaO от 22 до 56% и содержанием MgO до 21%. Используется как удобрение
  ,

Карбонат магния (MgCO ₃ )

Получается как магнезит в природе. Его можно приготовить в виде белого осадка путем добавления бикарбоната натрия к раствору соли магния.

MgCl ₂ + NaHCO ₃ → MgCO ₃ + NaCl + HCl

Свойства карбоната магния

• Он намного лучше растворим в воде.

• Растворяется в воде, содержащей CO ₂ , благодаря образованию растворимого бикарбоната.

  MgCO ₃ + H ₂ O + CO ₂ → Mg (HCO ₃ ) ₂

Бикарбонаты Mg & Ca

Получается, когда CaCO ₃ растворяется в воде, содержащей CO ₂ , но остается в форме раствора CaCO ₃ + H ₂ O + CO ₂ → Ca (HCO ₃ ) ₂ .

Получается, когда MgCO ₃ растворяется в воде, содержащей CO ₂ , но остается в форме раствора MgCO ₃ + H ₂ O + CO ₂ → Mg (HCO ₃ ) ₂

Иллюстрации.

Вопрос: NaHCO 3 и NaOH не могут существовать вместе в растворе. Почему? Решение: NaHCO 3 — это соль кислоты, которая должна реагировать с NaOH, который является сильным основанием.Реакция следующая: NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O

Галогениды Mg & Ca

Он выделяется в виде распадающихся кристаллов при испарении раствора извести или карбоната кальция в HCl.

CaCO ₃ + 2HCl → CaCl ₂ + H ₂ CO ₃

Но он отделяется от реакционной смеси в виде CaCl ₂ × 6Н ₂ О.Безводную соль получают при нагревании выше 200 ° С.

Свойства хлорида кальция

Это бесцветная, распущенная соль, хорошо растворимая в воде. Безводная соль является отличным сушильным агентом.

Его готовят в лаборатории путем кристаллизации раствора оксида, гидроксида или карбоната в разбавленной соляной кислоте.

MgO + 2HCl → MgCl ₂ + H ₂ O

Недвижимость

Это бесцветная кристаллическая соль, распущенная по природе и чрезвычайно хорошо растворимая в воде.

Иллюстрации.

Вопрос: Выполните следующие реакции: (i) MgCl2. 6H 2 O (ii) MgCl 2 . 6H 2 O Решение: (i) MgCl 2 .6H 2 O MgO + 2HCl + 5H 2 O (ii) MgCl 2 . 6H 2 O MgCI 2 + 6H 2 O

Парижский гипс, CaSO ₄ . 1/2 H ₂ O или (CaSO ₄ ) ₂ . H ₂ O

В природе встречается в виде гипса, а безводная соль — в виде ангидрида.Его готовят путем осаждения раствора хлорида или нитрата кальция разбавленной серной кислотой.

Влияние тепла на гипс или дигидрат представляет собой обзор интересных изменений. При нагревании моноклинный гипс сначала преобразуется в ромбическую форму без потери воды. Когда температура достигает 120 ° C, полугидрат или пластырь Парижа является продуктом. Последний теряет воду, становится безводным при температуре выше 200 ° C и, наконец, выше 400 ° C, он разлагается на оксид кальция.

2CaSO ₄ → 2CaO + 2SO ₂ ↑ + O ₂ ↑

Необходимы следующие условия

• Температура не должна подниматься выше 393 K, потому что выше этой температуры вся кристаллизационная вода теряется. Полученный безводный CaSO ₄ называется мертвой обожженной штукатуркой, поскольку он не обладает свойствами схватывания с водой.

• Гипс не должен вступать в контакт с углеродсодержащим топливом, в противном случае часть его будет превращена в сульфит кальция.

(i) Свойства штукатурки Парижа

Это белый порошок. При смешивании с 1/3 ^и его весом воды он образует пластическую массу, которая превращается в твердую массу переплетающихся кристаллов гипса в течение 5-15 минут. Именно по этой причине его называют гипсом. Добавление поваренной соли ускоряет процесс схватывания, а небольшое количество буры или квасцов уменьшает его. Считается, что схватывание штукатурки в Париже связано с регидратацией и ее превращением в гипс.

2CaSO ₄ . 1/2 H ₂ O + 3H ₂ O → 2CaSO ₄ . 2H ₂ O

Гипсовый гипс

(ii) Использование штукатурки Парижа:

• Штукатурка пар используется для изготовления форм для керамики и керамики, а также отливок статуй и бюстов.

• Используется в хирургических повязках, используемых для пластырирования сломанных или сломанных костей.

• Он также используется в стоматологии.

Вопрос 1: Формула гипса

а. CaSO ₄ . 2H ₂ O

б. CaSO ₄ . 1/2 H ₂ O

c. CaSO ₄ . H ₂ O

д. CaSO ₄ . 3/2 H ₂ O

Вопрос 2: Какое из следующих утверждений неверно?

а.Ожидайте BeO, все другие оксиды щелочноземельных металлов являются чрезвычайно стабильными ионными твердыми веществами из-за их высоких энергий решетки

б. Штукатурка пар используется для изготовления форм для керамики и керамики, а также отливок статуй и бюстов.

c. Гашеная известь, являясь сильным основанием, реагирует с кислотами и кислыми газами, образуя соли.

д. Be (OH) ₂ и Mg (OH) ₂ хорошо растворимы в воде.

Вопрос 3: CaCO ₃ + 2HCl →

а.CaCl ₂ + H ₂ CO ₃

б. CaCl ₂ + CO ₂

c. Ca (OH) ₂ + Cl ₂

д. CaH ₂ + H ₂ CO ₃

Вопрос 4: Какие из следующих галогенидов не придают цвет пламени?

а. CaCl ₂

б. SrCl ₂

c. BaCl ₂

д. BeCl ₂

Связанные ресурсы

.Также просмотрите другие учебные материалы по химии здесь.

Особенности курса

• 731 Видео Лекции
• Редакция Примечания
• Документы предыдущего года
• Карта разума
• Планировщик обучения
• NCERT Solutions
• Дискуссионный форум
Тестовая бумага
• с Video Solution

,