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

Щелочноземельные металлы, подготовка к ЕГЭ по химии

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Содержание

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Щелочноземельные металлы

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2:

  • Be — 2s2
  • Mg — 3s2
  • Ca — 4s2
  • Sr — 5s2
  • Ba — 6s2
  • Ra — 7s2
Природные соединения

В природе щелочноземельные металлы встречаются в виде следующих соединений:

  • Be — BeO*Al2O3*6SiO2 — берилл
  • Mg — MgCO3 — магнезит, MgO*Al2O3 — шпинель, 2MgO*SiO2 — оливин
  • Ca — CaCO3 — мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO4*2H2O — гипс, CaF2 — флюорит
Кальцит, берилл, магнезит
Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

MgCl2 → (t) Mg + Cl2 (электролиз расплава)

CaO + Al → Al2O3 + Ca (алюминотермия — способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)

MgBr2 + Ca → CaBr2 + Mg

Алюминотермия
Химические свойства
  • Реакции с водой
  • Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании.

    Ca + H2O → Ca(OH)2 + H

    2↑

    Гашение извести
  • Реакции с кислотами
  • Щелочноземельные металлы — активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот:

    Ba + HCl → BaCl2 + H2

  • Реакции с неметаллами
  • Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I), серой. Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

    Mg + O2 → MgO (оксид магния)

    Ca + I2 → CaI2 (йодид кальция)

    Mg + S → MgS (сульфид магния)

    При нагревании реагируют с азотом, водородом и углеродом.

    Ca + N2 → (t) Ca3N2 (нитрид кальция)

    Ca + H2 → (t) CaH2 (гидрид кальция)

    Ba + C → (t) BaC2 (карбид бария)

    Барий
  • С оксидами других металлов
  • Ba + TiO2 → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Получение

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

MgCO3 → (t) MgO + CO

2

Ca(NO3)2 → (t) CaO + O2 + NO2

Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Разложение нитратов
Химические свойства

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO — амфотерного оксида.

  • Реакции с кислотами и кислотными оксидами
  • BaO + HCl → BaCl2 + H2O

    CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

    MgO + SO3 → MgSO4

    CaO + CO2 → CaCO3

    CaO + SiO

    2 → CaSiO3

  • Реакция с водой
  • В нее вступают все, кроме оксида бериллия.

    CaO + H2O → Ca(OH)2

    MgO + H2O → Mg(OH)2

  • Амфотерный оксид бериллия
  • Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

    BeO + HCl → BeCl2 + H2O

    BeO + NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)

    Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:

    BeO + NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)

    BeO + Na2O → Na2BeO2

    Бериллий
Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия — амфотерного гидроксида.

Получение

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)2)

CaO + H2O → Ca(OH)2

Химические свойства

Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.

Ba(OH)2

+ H2SO4 → BaSO4↓ + H2O

Ca(OH)2 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2 + H2O

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O + CO2

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

Известковое молоко

Реакция с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).

Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + NaOH

Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.

Be(OH)2 + HCl → BeCl2 + H2O

Be(OH)2 + NaOH → Na2[Be(OH)4]

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящая от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Жесткость воды

Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить — каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках — CaCO3

— бесспорное доказательство устранения жесткости:

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O

Также временную жесткость можно устранить, добавив Na2CO3 в воду:

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaHCO3

С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na2CO3:

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaCl

MgSO4 + Na2CO3 + H2O → [Mg(OH)]2CO3↓ + CO2↑ + Na2SO

4

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

Карбонат кальция - накипь в чайнике

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

общая характеристика, строение; свойства и получение — урок. Химия, 8–9 класс.

Щелочноземельными металлами называют \(4\) химических элемента \(I\)\(I\)\(A\) группы Периодической системы Д. И. Менделеева, начиная с кальция:

 

кальций \(Ca\), стронций \(Sr\), барий \(Ba\), радий \(Ra\).

Электронное строение атомов

На внешнем энергетическом уровне атомы металлов \(IIA\) группы имеют два электрона.

 

Поэтому для всех щелочноземельных металлов характерна степень окисления \(+2\).

Этим объясняется сходство их свойств.

 

Для металлов \(I\)\(I\)\(A\) группы (сверху вниз) характерно:

  • увеличение радиуса атомов;
  • уменьшение электроотрицательности;
  • усиление восстановительных, металлических свойств.

Нахождение в природе

Из щелочноземельных металлов кальций наиболее широко распространён в природе, а радиоактивный радий — менее всего.

 

Все щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, поэтому встречаются в природе только в виде соединений.

 

Основными источниками кальция являются его карбонаты CaCO3 (мел, мрамор, известняк).


В свободном виде простые вещества представляют собой типичные металлы от серого до серебристого цвета.

Физические свойства простых веществ

В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Это обусловливает общие физические свойства простых веществ металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.

 

Тем не менее, металлы \(I\)\(I\)\(A\) группы имеют разные значения температуры плавления, плотности и других физических свойств.

Химические свойства

Щелочноземельные металлы обладают высокой химической активностью, реагируют с кислородом, водородом, другими неметаллами, оксидами, кислотами, солями.

 

Они являются сильными восстановителями.

 

Щелочноземельные металлы активно реагируют с:

 

водой, образуя соответствующие гидроксиды и выделяя водород:

 

Ba+2h3O=Ba(OH)2+h3↑;

 

кислотами, легко растворяясь в их растворах с образованием соответствующих солей:

 

Ba+2HCl=BaCl2+h3↑;

 

с неметаллами, образуя оксиды или соответствующие соли (гидриды, галогениды, сульфиды и др.):

 

 

Bа+Cl2=BаCl2,

 

Bа+S=BаS.

Щелочноземельные металлы получают в основном электролизом расплавов галогенидов. Чаще используются хлориды металлов.

 

При этом на катоде восстанавливаются катионы, а на аноде окисляются анионы.

Суммарное уравнение реакции электролиза расплава хлорида кальция: 

 

CaCl2=Ca+Cl2↑. 

Характерные химические свойства Be, Mg и щелочноземельных металлов » HimEge.ru К семейству щёлочноземельных эле­ментов относят кальций, стронций, барий и радий. Д. И. Менделеев включал в это семей­ство и магний. Щёлочноземельными элементы именуются по той причине, что их гидроксиды, подобно гидро­ксидам щелочных металлов, раство­римы в воде, т. е. являются щелочами. «…Земельными же они названы пото­му, что в природе они встречаются в состоянии соединений, образующих нерастворимую массу земли, и сами в виде окисей RO имеют землистый вид», — пояснял Менделеев в «Основах химии».

Общая характеристика элементов II а группы

•Металлы главной подгруппы II группы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами.

• Легко отдают два валентных электрона, и во всех соединениях имеют степень окисления +2

• Сильные восстановители

•Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

• К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний

• Бериллий по большинству свойств ближе к алюминию

Физические свойства простых веществ

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

 

 

Химические свойства щелочноземельных металлов + Be

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 щелочей:

Mg + 2H2O  –→   Mg(OH)2 + H2­↑

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑ ­

2.      Реакция с кислородом.

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

2Mg + O2 → 2MgO

Ba + O2 → BaO2

3.      С другими неметаллами образуют бинарные соединения:

Be + Cl2 → BeCl2 (галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N2 → Mg3N2 (нитриды)

Ca + H2 → CaH2 (гидриды)

Ca + 2C → CaC2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2­

Mg + H2SO4(разб.) → MgSO4 + H2­

5. Бериллий  растворяется в водных растворах щелочей:

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

6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:

соединения кальция — кирпично-красный, стронция — карминово-красный, а бария — желтовато-зелёный.

Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО2-2. Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.

Электронная конфигурация Mg: 1s22s22p63s2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е.

Ионы магния и кальция ‑ незаменимые элементы жизнедеятельности любой клетки. Их соотношение в организме должно быть строго определённым. Ионы магния участвуют в деятельности ферментов (например, карбоксилазы), кальция – в построении скелета и обмена веществ. Повышение содержания кальция улучшает усвоение пищи. Кальций возбуждает и регулирует работу сердца. Его избыток резко усиливает деятельность сердца. Магний играет отчасти роль антагониста кальция. Введение ионов Mg2+ под кожу вызывает наркоз без периода возбуждения, паралич мышц, нервов и сердца. Попадая в рану в форме металла, он вызывает долго незаживающие гнойные процессы. Оксид магния в лёгких вызывает так называемую литейную лихорадку. Частый контакт поверхности кожи с его соединениями приводит к дерматитам. Самые широко используемые в медицине соли кальция: сульфат СаSO4 и хлорид CaCL2. Первый используется для гипсовых повязок, а второй применяется для внутривенных вливаний и как внутреннее средство. Он помогает бороться с отёками, воспалениями, аллергией, снимает спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови.

Все соединения бария, кроме BaSO4, ядовиты. Вызывают менегоэнцефалит с поражением мозжечка, поражение гладких сердечных мышц, паралич, а в больших дозах – дегенеративные изменения печени. В малых же дозах соединения бария стимулируют деятельность костного мозга.

При введении в желудок соединений стронция наступает его расстройство, паралич, рвота; поражения по признакам сходны с поражениями от солей бария, но соли стронция менее токсичны. Особую тревогу вызывает появление в организме радиоактивного изотопа стронция 90Sr. Он исключительно медленно выводится из организма, а его большой период полураспада и, следовательно, длительность действия могут служить причиной лучевой болезни.

Радий опасен для организма своим излучением и огромным периодом полураспада (Т1/2 = 1617 лет). Первоначально после открытия и получения солей радия  в более или менее чистом виде его стали использовать довольно широко для рентгеноскопии, лечения опухолей и некоторых тяжёлых заболеваний. Теперь с появлением других более доступных и дешевых материалов применение радия в медицине практически прекратилось. В некоторых случаях его используют для получения радона и как добавку в минеральные удобрения.

В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода.  Гидроксид кальция ‑ довольно сильное основание. У кальция — наименее активного из всех щелочноземельных металлов — характер связи в соединениях ионный.

По своим характеристикам стронций занимает промежуточное положение между кальцием и барием.

Свойства бария наиболее близки к свойствам щелочных металлов.

Бериллий и магний широко используют в сплавах. Бериллиевые бронзы – упругие сплавы меди с 0,5-3% бериллия; в авиационных сплавах (плотность 1,8) содержится 85-90% магния («электрон»). Бериллий отличается от остальных металлов IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

Be+H2O+2NaOH=Na2[Be(OH)4]+H2.

Магний активно реагирует с азотом:

3 Mg + N2 = Mg3N2 .

В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.

 Растворимость, моль/л (200С)Растворимость, г/л
Be(OH)2

Mg(OH)2

Ca(OH)2

Sr(OH)2

Ba(OH)2

8∙10-6

5∙10-4

2∙10-2

7∙10-2

2∙10-1

3,4∙10-4

2,9∙10-2

1,5

8,5

34,2

Традиционная техническая проблема – жесткость воды, связанная с наличием в ней ионов Mg2+ и Ca2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов.

S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице  приведено их содержание.

Содержание S-элементов в организме человека

Элемент Содержание, %
Li

Na

K

Rb

Cs

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

10-4

0,08

0,23

10-5

10-4

10-7

0,027

1,4

10-3

10-5

Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п. Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов  калия  в  организме  находится  внутри клеток  и  только 2%  во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия. В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов.

Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов). Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca10(PO4)6(OH)2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция. В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг.

Химические свойства металлов IIA группы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).

IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами.

Все элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме0 – 2e → Ме+2

Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):

2Mg + O2 = 2MgO

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

Ba + O2 = BaO2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me3N2.

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:

Мg + I2 = MgI2иодид магния

Са + Br2 = СаBr2 бромид кальция

Ва + Cl2 = ВаCl2хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

vzaimodejstvie-berillija-s-uglerodom-2

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

vzaimodejstvie-magnija-kalcija-i-barija-s-uglerodom

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

vzaimodejstvie-metallov-vtoroj-gruppy-s-fosforom-kremniem-seroj-i-azotom

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

vzaimodejstvie-kalcija-i-magnija-s-vodorodom-3

Взаимодействие со сложными веществами

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

magnij-kalcij-i-berilij-s-vodoj

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

Ве + Н2SO4(разб.) = BeSO4 + H2

Mg + 2HBr = MgBr2 + H2

Ca + 2CH3COOH = (CH3COO)2Ca + H2

c кислотами-окислителями
− разбавленной азотной кислотой

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N2O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH4NO3):

4Ca + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

4Mg + 10HNO3(сильно разб.) = 4Mg(NO3)2 + NН4NO3 + 3H2O

− концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:

berillij-s-koncentrirovannoj-azotnoj-kislotoj

Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

− концентрированной серной кислотой

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:

Be + 2H2SO4 → BeSO4 + SO2↑+ 2H2O

Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.

Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы происходит преимущественно до сероводорода:

4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S↑ + 4H2O

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:

Be + 2KOH + 2H2O = H2↑ + K2[Be(OH)4] — тетрагидроксобериллат калия

При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

Be + 2KOH = H2↑+ K2BeO2бериллат калия

с оксидами

Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

vzaimodejstvie-magnija-i-barija-s-oksidami-nemetallov

Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

Щелочноземельные металлы в химии

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). Кроме них в главную подгруппу II группы входят бериллий (Be) и магний (Mg). На внешнем энергетическом уровне щелочноземельных металлов находится два валентных электрона. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов – ns2. В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +2. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.

С увеличением заряда ядра атомов элементов, входящих в группу щелочноземельных металлов, энергия ионизации атомов уменьшается, а радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усиливаются.

Физические свойства щелочноземельных металлов

В свободном состоянии Be – металл серо-стального цвета, обладающий плотной гексагональной кристаллической решеткой, достаточно твердый и хрупкий. На воздухе Be покрывается оксидной пленкой, что придает ему матовый оттенок и снижает его химическую активность.

Магний в виде простого вещества представляет собой белый металл, который, также, как и Be, при нахождении на воздухе приобретает матовый оттенок за счет образующейся оксидной пленки. Mg мягче и пластичнее бериллия. Кристаллическая решетка Mg – гексагональная.

Ca, Ba и Sr в свободном виде – серебристо-белые металлы. При нахождении на воздухе мгновенно покрываются желтоватой пленкой, которая представляет собой продукты их взаимодействия с составными частями воздуха. Кальций – достаточно твердый металл, Ba и Sr – мягче.

Ca и Sr имею кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку, барий – кубическую объемоцентрированную кристаллическую решетку.

Все щелочноземельные металлы характеризуются наличием металлического типа химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность. Температуры кипения и плавления щелочноземельных металлов выше, чем щелочных металлов.

Получение щелочноземельных металлов

Получение Be осуществляют по реакции восстановления его фторида. Реакция протекает при нагревании:

BeF2 + Mg = Be + MgF2

Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:

CaCl2 = Ca + Cl2

Причем, при получении Mg электролизом расплава дихлорида для понижения температуры плавления в реакционную смесь добавляют NaCl.

Для получения Mg в промышленности используют металло- и углетермические методы:

2(CaO×MgO) (доломит) + Si = Ca2SiO4 + Mg

Основной способ получения Ba – восстановление оксида:

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Химические свойства щелочноземельных металлов

Поскольку в н.у. поверхность Be и Mg покрыта оксидной пленкой – эти металлы инертны по отношению к воде. Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, проявляющих сильные основные свойства:

Ba + H2O = Ba(OH)2 + H2

Щелочноземельные металлы способны реагировать с кислородом, причем все они, за исключением бария, в результате этого взаимодействия образуют оксиды, барий – пероксид:

2Ca + O2 = 2CaO

Ba + O2 = BaO2

Оксиды щелочноземельных металлов, за исключением бериллия, проявляют основные свойства, Be – амфотерные свойства.

При нагревании щелочноземельные металлы способны к взаимодействию с неметаллами (галогенами, серой, азотом и др.):

Mg + Br2 =2MgBr

3Sr + N2 = Sr3N2

2Mg + 2C = Mg2C2

Ca +S = CaS

2Ba + 2P = Ba3P2

Ba + H2 = BaH2

Щелочноземельные металлы реагируют с кислотами – растворяются в них:

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

Бериллий реагирует с водными растворами щелочей – растворяется в них:

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

Качественные реакции

Качественной реакцией на щелочноземельные металлы является окрашивание пламени их катионами: Ca2+ окрашивает пламя в темно-оранжевый цвет, Sr 2+ — в темно-красный, Ba2+ — в светло-зеленый.

Качественной реакцией на катион бария Ba2+ являются анионы SO42-, в результате чего образуется белый осадок сульфата бария (BaSO4), нерастворимый в неорганических кислотах.

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Примеры решения задач

Щёлочноземельные металлы ℹ️ строение, формулы, характеристика, химические и физические свойства, основные способы получения и применения, список элементов

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

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.

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:

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] \).

Кристалл берилла. Берилл является драгоценным камнем и важным источником бериллия.

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.

Кристалл стронцианита. И стронцианит, одна из важнейших руд стронция, и стронций названы в честь города Стронтиан, Шотландия, где находится одна из первых шахт для руд стронция.

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).

Плотность
Таблица \ (\ PageIndex {1} \): Избранные свойства элементов группы 2
Бериллий Магний Кальций Стронций Барий радия
* Приведенные значения приведены для шестикоординатных ионов, кроме Be 2 + , для которых дано значение для четырехкоординатного иона.
атомный символ Be Mg Ca Sr Ва Ра
атомный номер 4 12 20 38 56 88
атомная масса 9,01 24,31 40,08 87,62 137.33 226
Конфигурация валентных электронов 2 2 2 2 2 2
точка плавления / точка кипения (° C) 1287/2471 650/1090 842/1484 777/1382 727/1897 700 / —
(г / см 3 ) при 25 ° C 1.85 1,74 1,54 2,64 3,62 ~ 5
атомный радиус (пм) 112 145 194 219 253
первая энергия ионизации (кДж / моль) 900 738 590 549 503
наиболее распространенная степень окисления +2 +2 +2 +2 +2 +2
ионный радиус (пм) * 45 72 100 118 135
сродство к электрону (кДж / моль) ≥ 0 ≥ 0 -2 −5 −14
электроотрицательность 1.6 1,3 1,0 1,0 0,9 0,9
стандартный потенциал электрода (E °, В) -1,85 -2,37 -2,87 -2,90 -2,91 -2,8
продукт реакции с O 2 BeO MgO CaO SrO BaO 2
тип оксида амфотерный слабо базовый базовый базовый базовый
продукт реакции с N 2 нет Mg 3 N 2 Ca 3 N 2 Sr 3 N 2 Ba 3 N 2
продукт реакции с Х 2 BeX 2 MgX 2 CaX 2 SrX 2 BaX 2
продукт реакции с Н 2 нет MgH 2 CaH 2 SrH 2 ВаН 2

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} \]

Твердый хлорид бериллия (BeCl 2 ).Твердое вещество имеет полимерную структуру с галогенидными мостиками.

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 \overset{\Delta }{\rightarrow} 2MO (M = Be, Mg, Ca)

MCO 3 \overset{\Delta }{\rightarrow} 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

Hydroxides of Alkali Earth Metals 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 \overset{\Delta }{\rightarrow} 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 (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 \xrightarrow[-6H_2O]{423K} MgSO4 h3O \xrightarrow[-H_2O]{503K} MgSO4 \xrightarrow[Strong]{Heating} 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 \overset{1070-1270k}{\rightarrow} 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 \overset{above 1270k}{\rightarrow} 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 \overset{ 2273-3273k}{\rightarrow} 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

Industrial uses of lime and Limestone

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 ]

Uses of Slaked lime

  • (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 )

Uses of Slaked lime

  • 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 \overset{\Delta }{\rightarrow}

(ii) MgCl 2 . 6H 2 O \overset{HCl}{\rightarrow}

Решение:

(i) MgCl 2 .6H 2 O \overset{\Delta }{\rightarrow} MgO + 2HCl + 5H 2 O

(ii) MgCl 2 . 6H 2 O \overset{HCl}{\rightarrow} 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:

Uses of Plaster of Paris

  • 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.

Uses of Plaster of Paris

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

Uses of Plaster of Paris


Связанные ресурсы

.Также просмотрите другие учебные материалы по химии здесь.

Uses of Plaster of Paris

Особенности курса

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

,

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.