Получение бериллия магния и щелочноземельных металлов. Бериллий, магний и щелочноземельные металлы
МЕТАЛЛЫ II ГРУППЫ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ, МАГНИЙ И БЕРИЛЛИЙ Щелочноземельными являются не все элементы IIА группы, а только начиная с кальция и вниз по группе. Оксиды этих элементов («земли» - по старинной терминологии) взаимодействуют с
ПОЛОЖЕНИЕ В ПСХЭ И СТРОЕНИЕ АТОМОВ Rатома Металлические Восстановительн ые свойства увеличиваются Щелочноземельные металлы Основный характер (искл. Ве – амфотерный) Формула высшего оксида высшего гидроксида …ns 2 с. о. +2 RO R(OH)
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА Be Mg Ca Sr Ba Ra Радиус атома и Заряд ядра ув-тся Максимальна я степень Металлические и окисления восстановительные +2 Щелочноземельные металлы св-ва ув-ся. Основные св-ва Оксидов и Гидроксидов ув-ся. Металлы химически активные, в природе встречаются только в виде соединений 2 Взаимодействуют с водой образуя щелочи. n S
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МАГНИЯ, БЕРИЛЛИЯ И ЩЕЛОЧНО-ЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛОВ серебристо-белые вещества. ковкие и пластичные, довольно мягкие, хотя тверже щелочных. Бериллий отличается значительной твердостью и ножом преимущественно не режутся (исключение - стронций). и хрупкостью, барий при резком ударе раскалывается. Металлическая кристаллическая решетка обуславливает их высокую тепло- и электропроводность. Металлы имеют температуры плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов. Бериллий и магний покрыты прочной оксидной пленкой и не изменяются на воздухе. Щелочно-земельные металлы очень активны, их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или
Физические свойства металлов II А группы плотность Тплавл 1285 850 651 1. 85 770 710 960 3. 76 2. 63 1. 74 Be 6 1. 54 Mg Ca Sr Ba Ra
й и Мягки ый ичн пласт Mg При комн а темп тной ерату покры ре тонча т йш оксид ей н плён ой кой Те м пл пе ав ра 65 ле тур 0 ни а С я ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Be Чист плас ый тичен, но незна чител ьные прим дела еси ют хрупк его им Т ки уго й п t = м ла 1 ета в 28 л 7 л C тлол све, Метал цвета о серог тый покры ей йш тонча ой н оксид й о плёнк
Лёгкий, беловатосерый, Пластичный металл Ca Температура плавления С Из –за достаточной твёрдости невозможно резать ножом, как щелочные металлы
ПОЛУЧЕНИЕ 1. Барий получают восстановлением оксида: 3 Ba. O + 2 Al = 3 Ba + Al 2 O 3 2. Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов: Ca. Cl 2 = Ca + Cl 2 (эл. ток)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА - ВОССТАНОВИТЕЛИ 1. С неметаллами образуют бинарные соединения Реакция с кислородом. Все металлы образуют оксиды RO, барий может-пероксид – Ba. O 2: Ba + O 2 = Ba. O 2 пероксид Ca + O 2 = Ca. O Ba + S = Ba. S сульфид Ca + H 2 = Ca. H 2 гидрид Ca + 2 C = Ca. C 2 карбид 3 Ba + 2 P = Ba 3 P 2 фосфид Ca + N 2 = Ca 3 N 2 нитрид Ca + Cl 2 = Ca. Cl 2 хлорид
2. Реакция с водой. Образуют щелочи. В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. Ca + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + H 2 (при о. у.) Mg + H 2 O = Mg(OH)2 + H 2 (при t)
3. Все металлы растворяются в кислотах: Ca + 2 HCl = Ca. Cl 2 + H 2 4. С особыми кислотами (Be похож на Al) Сa + HNO 3(к) = N 2 O + Ca(NO 3)2 + H 2 O Ca + HNO 3(р) = NH 4 NO 3 + Ca(NO 3)2 + H 2 O (N 2 O, NH 3) Ca + H 2 SO 4(к) = H 2 S + Ca. SO 4 + H 2 O Be с азотной кислотой пассивирует, реакция на холоду не идет в независимости от концентрации кислоты
5. Сa, Mg с оксидами тяжелых металлов Восстанавливают металлы из их оксидов - пирометаллургия (кальцетермия, магнетермия) Ca + Cu. O = Cu + Ca. O (t) 2 Mg + Ti. O 2 → 2 Mg. O + Ti 5 Ca + V 2 O 5 → 5 Ca. O + 2 V 2 Mg + CO 2 → 2 Mg. O + C горение Mg в углекислом газе
6. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета: Ca 2+ - темно-оранжевый Sr 2+- темно-красный Ba 2+ - светло-зеленый
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ ОБОБЩЕНИЕ М Е + Cl 2 Хлорид фосфид Т + P + H 2 + N 2 нитрид А + S Сульфид Л + O 2 Оксид + C карбид Л Ca, Sr, Ba + Н 2 О Ы + кислоты Гидрид Щелочь + Н 2 соли и водород
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ Закончите уравнения реакций, назовите продукты реакций и составте о-в реакции. Ca + H 2 O Sr + H 2 O Ba + Н 2 О
ОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ II ГРУППЫ общая формула оксидов - Me. O и пероксидов - Me. O 2 Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, Ве. О проявляет амфотерные свойства.
СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ Оксиды щелочноземельных металлов Общая МО формула Тип и класс Основный оксид веществ Физические Твердые кристаллические свойства вещества белого цвета Химические МО + Н 2 О = свойства МО + кислотный оксид = МО + кислота =
ПОЛУЧЕНИЕ Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид) Ca + O 2 = Ca. O Термическое разложение нитрата магния или нерастворимых карбонатов Ca. CO 3 → Ca. O + CO 2 t˚C 2 Mg(NO 3)2 → 2 Mg. O + 4 NO 2 + O 2 t˚C
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 1. С кислотным оксидом 3 Ca. O + P 2 O 5 = Ca 3(PO 4)2 2. С водой Ca. O + H 2 O = Ca(OH)2 (кроме Ве. О) 3. С кислотой Ca. O + HCl = Ca. Cl 2 + H 2 O 4. С амфотерным оксидом Ca. O + Zn. O = Ca. Zn. O 2
ОСОБЫЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ 2 Ba. O + O 2 = 2 Ba. O 2 пероксид, только для бария Ве. О проявляет амфотерные св-ва взаимодействует со щелочами: Be. O + 2 Na. OH = Na 2 Be. O 2 + H 2 O сплав Be. O + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2 раствор Be. O + Na 2 CO 3 = Na 2 Be. O 2 + CO 2 сплав
Соединения щелочноземельных металлов ГИДРОКСИДЫ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ Общая формула М(ОН)2 Тип и класс веществ Щелочи Физические свойства Химические свойства Твердые кристаллические вещества, белого цвета с ионной кристаллической решеткой М(ОН)2 + соль = М(ОН)2 + кислотный оксид =
ГИДРОКСИДЫ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ - ЩЕЛОЧИ . Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера: Be(OH)2 – амфотерный гидроксид Mg(OH)2 – слабое основание Са(OH)2 - щелочь остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДОВ 1. Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой: Ba + 2 H 2 O Ba(OH)2 + H 2 Ca. O + H 2 O Ca(OH)2 2. Электролиз растворов солей Ca. Cl 2 + H 2 O Ca(OH)2 + Cl 2 + H 2 эл. ток 3. Be(OH)2 и Mg(OH)2 получают с помощью обменных реакций Be. Cl 2 + 2 Na. OH = 2 Na. Cl + Be(OH)2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 1. изменяют цвет индикатора Лакмус – синий Метилоранж – желтый Фенолфталеин - малиновый Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде диссоциируют на
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 2. Реакции с кислотными оксидами: Ca(OH)2 + SO 2 Ca. SO 3 + H 2 O Ba(OH)2 + CO 2 Ba. CO 3 + H 2 O Ca(OH)2 +2 CO 2 CA(HCO 3)2 Ca(OH)2 + CO 2 = Ca. CO 3 + H 2 O Качественная реакция на углекислый газ 3. Реакции с кислотами (нейтрализация) Ba(OH)2 + 2 HNO 3 Ba(NO 3)2 + 2 H 2 O 4. Реакции обмена с солями: Ba(OH)2 + K 2 SO 4 Ba. SO 4+ 2 KOH
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 5. C амфотерными металлами, оксидами, гидроксидами Ca(OH)2 + Bе(OH)2 Ca (раствор) Ca(OH)2 + Be(OH)2 Ca. Be. O 2 + H 2 O (сплав) Ca(OH)2 + Be. O + H 2 O Ca (раствор) Ca(OH)2 + Be. O Ca. Be. O 2 + H 2 O (сплав) Ca(OH)2 + Be Ca + H 2 тетрагидроксобериллиат кальция
ТРИВИАЛЬНЫЕ НАЗВАНИЯ ВЕЩЕСТВ Сa. O – негашеная известь Ca(OH)2 –гашенная известь (известковая вода, молоко) Ca. CO 3 – мел, мрамор, известняк Ca. SO 4 * 2 H 2 O -- гипс Ca(Cl. O)Cl – хлорная известь
СОЛИ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ Растворимые соли Be и Ba – токсичны, ядовиты! Катион Ba 2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями: Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотами
КАЛЬЦИЙ В ПРИРОДЕ Кальциевые горные породы – известняк, мрамор, мел. Вспомните формулу этих горных пород. В чем их отличие?
МЕЛ, ИЗВЕСТНЯК, МРАМОР НЕ РАСТВОРЯЮТСЯ В ЧИСТОЙ ВОДЕ, НО РАСТВОРИМЫ В КИСЛЫХ РАСТВОРАХ, ДАЖЕ ТАКИХ СЛАБЫХ, КАК ПРИРОДНАЯ ВОДА. При просачивании воды с поверхности земли через залежи известняка происходят процессы: 1. образуются провалы, если порода залегает под тонким слоем почвы
2. Если породы залегают на большой глубине – возникают подземные карстовые пещеры. Как называются отложения, свисающие в виде гигантских сосулек со свода пещеры? А растущие навстречу им со дна пещеры колонны? Какие химические реакции при этом происходят?
ИЗВЕСТНЯК И МРАМОР ИСПОЛЬЗУЮТ В АРХИТЕКТУРЕ И СКУЛЬПТУРЕ При воздействии кислотных дождей строения разрушаются. Какие реакции при этом происходят?
КАЛЬЦИЙ В ОРГАНИЗМЕ ЧЕЛОВЕКА Минерал, содержащий фосфат кальция, играет важную роль в человеческом организме. Он строительным материалом костей человека, входит в состав эмали. В сочетании с другими минералами поддерживает работу сердечно-сосудистой системы, предотвращает возникновение рака толстой кишки, регулирует функции нервов, способствует снижению холестерина. В организме взрослого человека содержатся более 1 кг кальция в виде соединения Ca 3(PO 4)2.
Ca. SO 4 -сульфат кальция, встречается в природе в виде минерала гипса Ca. SO 4*2 H 2 O, представляющего собой кристаллогидрат. Используется в строительстве, медицине для наложения неподвижных гипсовых повязок, для получения слепков. Для этого применяют полуводный гипс 2 Ca. SO 4 -алебастр.
БЕРИЛЛИЙ Бериллий сходствует с алюминием и магнием…Получил своё название потому, что находится в минерале берилле. Металл называют также глицием от греческого слова «сладкий» , потому что соли его имеют сладковатый вкус. Д. И. Менделеев
СОЕДИНЕНИЯ БЕРИЛЛИЯ В ПРИРОДЕ Хризоберилл Be. Al 2 O 4 Изумруд Аквамарин Александрит
«Изумруд капризный, как женщина встречается совсем не там, где его ищут» Благодаря насыщенному зелёному цвету и твёрдости очень популярен у ювелиров, чудесная окраска вызвана наличием ионов хрома или ванадия. «Кажется, что если вглядеться в аквамарин, то увидишь тихое море с водой цвета звёзд» К. Г. Паустовский Такой цвет ему придаёт небольшая примесь двухвалентного железа
МАГНИЙ В ПРИРОДЕ Магний входит в состав активного центра зелёного пигмента растений -хлорофилла Автомобильная, авиационная и ракетная промышленность Магналий -твёрдый и прочный сплав с алюминием - 30 % Mg с добавками цинка,
МАГНИЙ В МЕДИЦИНЕ В медицине карбонат магния и окись магния применяют в качестве средств нейтрализующих соляную кислоту желудка и как легкие слабительные (Гастал, Ренни, Алмагель). Сульфат магния («английская соль») применяется в качестве слабительного, желчегонного и болеутоляющего средства при спазмах желчного пузыря. Раствор сернокислой магнезии вводят в качестве противосудорожного средства при эпилепсии и в качестве антиспастического лекарства при задержке мочеиспускания, бронхиальной астме, гипертонической болезни. органические соли магния используют при изготовлении БАД и лекарственных препаратов с широким спектром лечебно-профилактического действия, таких как
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ Жёсткость воды - совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния (так называемых «солей жёсткости»). Потребление жёсткой или мягкой воды обычно не является опасным для здоровья, есть данные о том, что высокая жёсткость способствует образованию мочевых камней, а низкая - незначительно увеличивает риск сердечно-сосудистых заболеваний. Вкус природной
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ Жёсткая вода при умывании сушит кожу, в ней плохо образуется пена при использовании мыла. Использование жёсткой воды вызывает появление осадка (накипи) на стенках котлов, в трубах и т. п. В то же время, использование слишком мягкой воды может приводить к коррозии труб. Жёсткость природных вод может варьироваться в довольно широких пределах и в течение года непостоянна. Увеличивается жёсткость из-за испарения воды, уменьшается в сезон дождей, а также в период таяния снега и льда.
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ Виды жесткости воды Присутствующие ионы Способы устранения жесткости воды Временная (карбонатная) Ca(2+), Mg(2+) HCO 3(-) 1. Кипячение 2. Добавление соды или Са(ОН)2 Постоянная Ca(2+), Mg(2+) SO 4(2 -) 1. Добавление соды. 2. Использование катионообменников Общая Ca(2+), Mg(2+), HCO 3(-), Cl(-) SO 4(2 -) Сочетание всех вышеуказанных способов.
СТРОНЦИЙ В ПРИРОДЕ Класс Саркодовые – радиолярии, обладают радикально расположенными псевдоподиями. Минеральный скелет, состоящий из кремнезёма или сульфата стронция, принимает форму правильных геометрических фигур (шаров, многогранников, колец), состоящих из отдельных игл.
ПРИМЕНЕНИЕ СОЛЕЙ СТРОНЦИЯ Как коллекционный минерал целестин ценится высоко, но практически не используется в ювелирном деле из-за своей низкой твердости и высокой хрупкости. Характерны образцы целестина голубого, светло-голубого, серо-голубого и чуть голубоватого цветов; целестин может быть и бесцветным, а также белым, желтоватым, синеватозеленым, красноватым, коричневым, порой еле просвечивающим, иногда – с зональной окраской.
ПРИМЕНЕНИЕ СОЛЕЙ СТРОНЦИЯ Соединения стронция использовались в пиротехнике; стоит бросить щепотку соли стронция в пламя – и оно окрасится в красный цвет. Все красные фейерверки и огни сигнальных ракет – все это благодаря стронцию. Соединения стронция используются в стекольной, керамической промышленности для получения глазированных поверхностей,
ТАЙНЫ ЦЕЛЕСТИНА Герр Хайнеман был доволен своей жизнью. Дела его шли хорошо, даже очень хорошо, если сравнить со многими другими эмигрантами, переехавшими в Соединенные Штаты. Его винный заводик на красивом озерном острове процветал, и вот, понадобилось сделать небольшой колодец для нужд производства. Со вчерашнего дня этим занимались его помощники, долбили породу. А сегодня один из них прибежал, мол, лучше ему взглянуть самому. Эх, все приходится делать самому. Герр Хайнеман спустился в подвал, где шли работы. - Ну, что тут у вас? - Вот, смотрите, мистер, долбили камень да наткнулись на пустоту… - Дайте фонарь. Герр Хайнеман спустился в яму в породе – результат работы целого дня. На дне ее и вправду зияла дыра. Он наклонился и посветил фонарем внутрь. И не поверил своим глазам: свет фонаря выхватил стенки обширной пещеры, покрытые огромными голубовато-белыми кристаллами. Герр Хайнеман уже было решил, что это подземная сокровищница троллей из сказок его родины, но ведь в США нет немецких троллей. Герр Хайнеман захихикал, поражаясь своей логике.
ГЕНЕТИЧЕСКИЙ РЯД КАЛЬЦИЯ Са. О Са(ОН) 2 Са. СО 3 Са(НСО 3)2 Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения веществ.
ЦЕПОЧКА ПРЕВРАЩЕНИЙ Ca → Ca. O→ Ca. Cl 2→ Ca(OH)2 →Ca. CO 3 →Ca. O Для реакций составить ионные уравнения и ок-восстановительные балансы.
К понятию щелочноземельных металлов относится часть элементов II группы системы Менделеева: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий. Четыре последних металла имеют наиболее ярко выраженные признаки щелочноземельной классификации, поэтому в некоторых источниках бериллий и магний не включают в список, ограничиваясь четырьмя элементами.
Свое название металла получили благодаря тому, что при взаимодействии их оксидов с водой образуется щелочная среда. Физические свойства щелочноземельных металлов: все элементы имеют серый металлический цвет, при нормальных условиях имеют твердую структуру, с ростом порядкового номера увеличивается их плотность, имеют очень высокую температуру плавления. В отличие от щелочных металлов, элементы данной группы не режутся ножом (за исключением стронция). Химические свойства щелочноземельных металлов: имеют два валентных электрона, активность растет с повышением порядкового номера, в реакциях выступают в качестве восстановителя.
Характеристика щелочноземельных металлов свидетельствует об их высокой активности. В особенности это относится к элементам с большим порядковым номером. Например, бериллий в нормальных условиях не ступает во взаимодействие с кислородом и галогенами. Для запуска механизма реагирования его необходимо нагреть до температуры свыше 600 градусов по Цельсию. Магний в нормальных условиях имеет на поверхности оксидную пленку и также не реагирует с кислородом. Кальций окисляется, но достаточно медленно. А вот стронций, барий и радий окисляются практически мгновенно, поэтому их хранят в безкислородной среде под керосиновым слоем.
Все оксиды усиливают основные свойства с ростом порядкового номера металла. Гидроксид бериллия представляет собой амфотерное соединение, которое не реагирует с водой, но хорошо растворяется в кислотах. Гидроксид магния является слабой щелочью, нерастворимой в воде, но реагирующей с сильными кислотами. Гидроксид кальция - сильное, малорастворимое в воде основание, реагирующее с кислотами. Гидроксиды бария и стронция относятся к сильным основаниям, хорошо растворимым в воде. А гидроксид радия - это одна из сильнейших щелочей, которая хорошо реагирует с водой и практически всеми видами кислот.
Способы получения
Получают гидроксиды щелочноземельных металлов путем воздействия воды на чистый элемент. Реакция протекает при комнатных условиях (кроме бериллия, для которого требуется повышение температуры) с выделением водорода. При нагревании все щелочноземельные металлы реагируют с галогенами. Полученные соединения используются в производстве большого ассортимента продукции от химических удобрений до сверхточных деталей микропроцессора. Соединения щелочноземельных металлов проявляют такую же высокую активность, как и чистые элементы, поэтому их используют во многих химических реакциях.
Чаще всего это происходит при реакциях обмена, когда необходимо вытеснить из вещества менее активный металл. В окислительно-восстановительных реакциях принимают участие в качестве сильного восстановителя. Двухвалентные катионы кальция и магния придает воде так называемую жесткость. Преодоление этого явления происходит путем осаждения ионов при помощи физического воздействия или добавления в воду специальных смягчающих веществ. Соли щелочноземельных металлов образуются путем растворения элементов в кислоте либо в результате реакций обмена. Полученные соединения имеют прочную ковалентную связь, поэтому обладают невысокой электропроводностью.
В природе щелочноземельные металлы не могут находиться в чистом виде, так как быстро вступают во взаимодействие с окружающей средой, образую химические соединения. Они входят в состав минералов и горных пород, содержащихся в толще земной коры. Наиболее распространен кальций, немного уступает ему магний, довольно часто встречаются барий и стронций. Бериллий относится к редким металлам, а радий - к очень редким. За все время, которое прошло с момента открытия радия, во всем мире было добыто всего полтора килограмма чистого металла. Как и большинство радиоактивных элементов, радий имеет изотопы, коих у него насчитывается четыре штуки.
Получают щелочноземельные металлы путем разложения сложных веществ и выделения из них чистого вещества. Бериллий добывают путем восстановления его из фторида при воздействии высокой температуры. Барий восстанавливает из его оксида. Кальций, магний и стронций получают путем электролиза их хлоридного расплава. Сложнее всего синтезировать чистый радий. Его добывают путем воздействия на урановую руду. По подсчетам ученых в среднем на одну тонну руды приходится 3 грамма чистого радия, хотя встречаются и богатые месторождения, в которых содержится целых 25 грамм на тонну. Для выделения металла используются методы осаждения, дробной кристаллизации и ионного обмена.
Применение щелочноземельных металлов
Спектр применения щелочноземельных металлов очень обширен и охватывает многие отрасли. Бериллий в большинстве случаев используется в качестве легирующей добавки в различные сплавы. Он повышает твердость и прочность материалов, хорошо защищает поверхность от воздействия коррозии. Также благодаря слабому поглощению радиоактивного излучения бериллий используется при изготовлении рентгеновских аппаратов и в ядерной энергетике.
Магний используют как один из восстановителей при получении титана. Его сплавы отличаются высокой прочностью и легкостью, поэтому используются при производстве самолетов, автомобилей, ракет. Оксид магния горит ярким ослепительным пламенем, что нашло отражение в военном деле, где он используется для изготовления зажигательных и трассирующих снарядов, сигнальных ракет и светошумовых гранат. Является одним из важнейших элементов для регуляции нормального процесса жизнедеятельности организма, поэтому входит в состав некоторых лекарств.
Кальций в чистом виде практически не применяют. Он нужен для восстановления других металлов из их соединений, а также в производстве препаратов для укрепления костной ткани. Стронций используют для восстановления других металлов и в качестве основного компонента для производства сверхпроводящих материалов. Барий добавляют во многие сплавы, которые предназначены для работы в агрессивной среде, так как он обладает отличными защитными свойствами. Радий используется в медицине для кратковременного облучения кожи при лечении злокачественных образований.
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 – ns 2 . 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:
BeF 2 + Mg = Be + MgF 2
Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:
CaCl 2 = Ca + Cl 2
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 = Ca 2 SiO 4 + Mg
Основной способ получения Ba – восстановление оксида:
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
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 + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
Щелочноземельные металлы способны реагировать с кислородом, причем все они, за исключением бария, в результате этого взаимодействия образуют оксиды, барий – пероксид:
2Ca + O 2 = 2CaO
Ba + O 2 = BaO 2
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 + Br 2 =2MgBr
3Sr + N 2 = Sr 3 N 2
2Mg + 2C = Mg 2 C 2
2Ba + 2P = Ba 3 P 2
Ba + H 2 = BaH 2
Щелочноземельные металлы реагируют с кислотами – растворяются в них:
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2
Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2
Бериллий реагирует с водными растворами щелочей – растворяется в них:
Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Качественные реакции
Качественной реакцией на щелочноземельные металлы является окрашивание пламени их катионами: Ca 2+ окрашивает пламя в темно-оранжевый цвет, Sr 2+ — в темно-красный, Ba 2+ — в светло-зеленый.
Качественной реакцией на катион бария Ba 2+ являются анионы SO 4 2- , в результате чего образуется белый осадок сульфата бария (BaSO 4), нерастворимый в неорганических кислотах.
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Осуществите ряд превращений: Ca→CaO→Ca(OH) 2 →Ca(NO 3) 2 |
Решение | 2Ca + O 2 →2CaO
CaO + H 2 O→Ca(OH) 2 Ca(OH) 2 + 2HNO 3 →Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O |
Свойства элементов II A группы.
Свойства |
4Be |
12Mg |
20Ca |
38Sr |
56Ba |
88Ra |
Атомная масса |
9,012 |
24,305 |
40,80 |
87,62 |
137,34 |
226,025 |
Электронная конфигурация* |
||||||
0,113 |
0,160 |
0,190 |
0,213 |
0,225 |
0,235 |
|
0,034 |
0,078 |
0,106 |
0,127 |
0,133 |
0,144 |
|
Энергия ионизации |
9,32 |
7,644 |
6,111 |
5,692 |
5,21 |
5,28 |
Относительная электро- |
1,5 |
1,2 |
1,0 |
1,0 |
0,9 |
0,9 |
Возможные степени окисления |
||||||
кларк, ат.% (распро- |
1*10 -3 |
1,4 |
1,5 |
8*10 -3 |
5*10 -3 |
8*10 -12 |
Агрегатное состояние (н. у.). |
Т В Е Р Д Ы Е В Е Щ Е С Т В А |
|||||
Цвет |
Серо- |
Сереб- |
С Е Р Е Б Р И С Т О - Б Е Л Ы Й |
|||
1283 |
649,5 |
850 |
770 |
710 |
700 |
|
2970 |
1120 |
1487 |
1367 |
1637 |
1140 |
|
Плотность |
1,86 |
1,741 |
1,540 |
2,67 |
3,67 |
|
Стандартный электродный потенциал |
1,73 |
2,34 |
2,83 |
2,87 |
2,92 |
*Приведены конфигурации внешних электронных уровней атомов соответствующих элементов. Конфигурации остальных электронных уровней совпадают с таковыми для благородных газов, завершающих предыдущий период и указанных в скобках.
Как следует из данных, приведенных в таблице, элементы IIA группы имеют низкие (но все же не самые низкие: сравни с IA гр.) величины энергии ионизации и относительной электроотрицательности, при чем эти величины уменьшаются от Be к Ba, что позволяет сделать вывод о том, что эти элементы - типичные металлы-восстановители, и Ba - более активен, чем Be.
Ве - проявляет, подобно алюминию, амфотерные свойства. Однако у Ве металлические свойства все же более ярко выражены, чем неметаллические. Бериллий реагирует в отличие от остальных элементов IIA группы со щелочами.
Химические связи в соединениях Ве в основном ковалентные, тогда как связи в соединениях всех остальные элементов (Mg - Ra) носят ионный характер. При этом, как и у элементов IA группы, связи с галогенами и кислородом весьма прочные, а с водородом, углеродом, азотом, фосфором и серой - легко гидролизуются.
Физические свойства. Это металлы серебристо-белого цвета, относительно легкие, мягкие (за исключением бериллия), пластичные, легкоплавкие (все, кроме бериллия), обладают хорошей электро- и теплопроводностью.
Практическое применение. Ве используется в атомной технике как замедлитель и поглотитель нейтронов. Сплавы бериллия с медью - бронзы - очень стойкие, а с никелем - обладают высокой химической устойчивостью, благодаря чему и используются в хирургии.
Mg, Ca - используются как хорошие восстановители в металлотермии.
Ca, Sr, Ba - достаточно легко реагируют с газами и используются как геттеры (поглотители из воздушной среды) в вакуумной технике.
Получение. Будучи высоко химически активными, щелочноземельные металлы не встречаются в природе в свободном состоянии, их получают электролизом расплавов галогенидов или металлотермией. В природе щелочноземельные элементы входят в состав следующих минералов: -берилл; - полевой шпат; - бишофит- используется в медицине и для получения магния путем электролиза. Для получения бериллия в металлургии используются фторбериллаты: .
Химические свойства. Щелочноземельные металлы легко реагируют с кислородом, галогенами, неметаллами, водой и кислотами, особенно при нагревании:
Особенно легко эта реакция протекает для кальция и бария, поэтому их хранят в особых условиях.
Персульфид бария BaS - люминофор.
При гидролизе ацетиленидов образуется ацетилен:
Получить соединения Be и Mg с водородом прямым взаимодействием простых веществ не удалось: реакция не идет,тогда как идет достаточно легко. Образующиеся гидриды - сильные восстановители. пассивация, реакция не идет
Оксиды щелочноземельных металлов. Оксиды щелочноземельных элементов находят широкое применение в строительстве. Их получают разложением солей: - СаО - негашеная известь.
В ряду оксидов от BeO до BaO слева направо растет растворимость оксидов в воде, их основные свойства и химическая активность, так: BeO - нерастворим в воде, амфотерен, MgO - мало растворим в воде, а CaO, SrO, BaO - хорошо растворяются в воде с образованием гидроксидов Me(OH): .
Температуры плавления оксидов понижаются в ряду BeO ® BaO. Температуры плавления оксидов BeO и MgO » 2500 ° C, что позволяет использовать их как огнеупорные материалы.
Гидроксиды щелочноземельных металлов. В ряду Be(OH) 2 ® Ba(OH) 2 растет радиус ионов Ме 2+ , и, как следствие, увеличивается вероятность проявления основных свойств гидроксидов, их растворимость в воде: Ве(ОН) 2 - мало растворим в воде, вследствие своей амфотерности проявляет слабые кислотные и основные свойства, а Ва(ОН) 2 - хорошо растворим в воде и по своей силе может сравнится с таким сильным основанием как NaOH.
Амфотерность гидроксида бериллия можно проиллюстрировать следующими реакциями:
Соли щелочноземельных металлов. Растворимые соли Be и Ba - токсичны, ядовиты! СaF 2 - малорастворимая соль, встречается в природе как флюорит или плавиковый шпат, находит применение в оптике. СaCl 2 , MgCl 2 - хорошо растворимы в воде, находят применение в медицине и химическом синтезе в качестве осушителей. Карбонаты также находят широкое применение в строительстве: СaCО 3Ч MgCО 3 - доломит - используется в строительстве и для получения Vg и Ca. СaCО 3 - кальцит, мел, мрамор, исландский шпат, MgCО 3 - магнезит. Содержание растворимых карбонатов в природной воде определяет ее жесткость: . Сульфаты также являются широко распространенными природными соединениями щелочноземельных металлов: СaSO 4Ч 2H 2 O - гипс - широко используется в строительстве. MgSO 4Ч 7H 2 O - эпсомит, “английская горькая соль”, ВaSO 4 - находит применеие с рентгеноскопии. Фосфаты:Са 3 (РО 4) 2 - фосфорит, Са(Н 2 РО 4) 2 , СаНРО 4 - преципитат - используются для производства удобрений, Са 5 (РО 4) 3Ч (ОН - , F - , Cl -) - аппатит - природный минерал Са, NH 4 Mg(PО 4) - мало растворимое соединение. Известны и другие соли: Са(NО 3) 2Ч 2Н 2 O - норвежская селитра,Mg(ClО 4) 2 - ангидрон - очень хороший осушитель.
15. Бериллий, магний и щёлочноземельные металлы
В главную подгруппу II группы входят бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Са), стронций (Sr), барий (Ва) и радий (Ra). Кальций, стронций, барий и радий относятся к щёлочноземельным металлам. Первый элемент этой подгруппы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогами группы, в которую он входит. Второй элемент этой группы, магний, в некоторых отношениях значительно отличается от щелочноземельных металлов по ряду химических свойствАтомы элементов II группы имеют на внешнем энергетическом уровне два электрона, которые они отдают при химических взаимодействиях, и поэтому являются сильнейшими восстановителями. Во всех соединениях они имеют степень окисления +2.
В окислительно-восстановительных реакциях все металлы подгруппы ведут себя как сильные восстановители, однако несколько более слабые, чем щелочные металлы. Это объясняется тем, что атомы металлов II группы имеют меньшие атомные радиусы. С ростом порядкового номера элемента отдача электронов облегчается, и поэтому металлические свойства возрастают.
Бериллий, магний и щелочноземельные металлы - это простые вещества. Лёгкие серебристо-белые металлы, исключение составляет только стронций, который имеет золотистый оттенок.
Например, кальций – серебристо белый и довольно твердый металл, легкий. Температура плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов. Поскольку у кальция на энергетическом уровне находится 2 электрона, то его степень окисления во всех соединениях всегда равна +2. На воздухе кальций окисляется, поэтому его хранят в закрытых сосудах, обычно в керосине.
Химические свойства данной группы металлов рассмотрим на примере кальция.
С биологической точки зрения, кальций играет немаловажную роль для растений, животных и человека. В нашем организме он входит в состав костей. Кальций придает костям твердость. Например, при обычных условиях кальций реагирует с
галогенами, а с серой, азотом и углеродом – при нагревании. При взаимодействии кальция с хлором образуется хлорид кальция.
Ca + CI 2 = CaCI 2 (кальций плюс хлор два равно кальций хлор два)
При взаимодействии кальция с серой образуется сульфид кальция.
С a + S = CaS
(кальций плюс сера равно кальций эс)
При взаимодействии кальция с азотом образуется нитрид кальция.
(три кальций плюс эн два стрелочка кальций три эн два)
Данные реакции происходят при нагревании.
Кальций ( Ca ) являясь активным металлом вытесняет водород из воды:
С a + 2Н 2 О = Ca (ОН) 2 +Н 2
(кальций плюс два аш два о стрелочка кальций о аш дважды плюс аш два стрелочка вверх)
При этом не все металлы главной подгруппы II группы Периодической системы одинаково реагируют с водой: бериллий практически не взаимодействует с водой, т.к. взаимодействию препятствует защитная пленка на его поверхности, реакция магния с водой протекает довольно медленно, остальные же металлы взаимодействуют с водой аналогично кальцию.
При нагревании на воздухе кальций сгорает, образуя оксид кальция:
2С a + О 2 = 2 Ca О
(два кальций плюс о два равно два кальций о)
При взаимодействии кальций с углеродом образует карбид кальция С aC 2
С a + 2С = Ca С 2
(кальций плюс два це стрелочка кальций це два)
Вследствие своей высокой химической активности в природе щёлочноземельные металлы находятся только в форме соединений.
Оксиды данных металлов твердые белые тугоплавкие вещества, устойчивые к воздействию высоких температур. Проявляют основные свойства. Исключение составляет оксид бериллия, который имеет амфотерный характер.
Рассмотрим оксиды на примере кальция.
Оксид кальция (техническое название: негашеная известь, жженая известь) – это порошок белого цвета.
Оксид кальция энергично взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция:
CaO + H 2 O = Ca ( OH ) 2 + Q
(кальций о плюс аш два о равно кальций о аш дважды плюс ку)
Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением большого количества теплоты и называется гашение извести, а образующийся Ca(OH) 2 - гашёной известью.
Гашеная известь – твердое вещество белого цвета, растворимое в воде. Раствор гашеной извести в воде называется известковой водой. Раствор обладает щелочными свойствами.
Рассмотрим щелочные свойства на примере:
Ca ( OH )2 + CO 2 → CaCO 3↓ + H 2 O
(кальций о аш дважды плюс це о два стрелочка кальций це о три стрелочка вниз плюс аш два о)
При пропускании через известковую воду оксида углерода (IV ) раствор мутнеет
(кальций це о три плюс це о два плюс аш два о две стрелочки направленны противоположно друг другу кальций аш це о три дважды)
При дальнейшем пропускании замечаем, что муть исчезает.
Соли бериллия, магния и щёлочноземельных металлов получают при взаимодействии их с кислотами.
К солям кальция относится карбонат кальция. Карбонат кальция имеет следующую формулу - CaCO 3(кальций це о три)
Он содержится в известняке, меле и мраморе. Мрамор широко применяется в скульптуре и архитектуре, без известняка не обходится ни одно строительство, т.к. он сам является прекрасным строительным камнем и используется для получения таких материалов как стекло, цемент, гашеная и негашеная известь. В природе мел представляет собой остатки раковин древних животных, его можно увидеть в школе (школьные мелки), его используют в зубной пасте, при производстве бумаги, при побелке.
Сульфат кальция встречается в природе в виде минерала гипса - CaSO 4 *2 H 2 О ( кальций эс о четыре умножить два аш два о) .
Обжигом гипса при 150-180С 0 получают белый порошок – жженый гипс или алебастр
CaSO 4*0,5 H 2О( кальций эс о четыре умножить ноль целых пять десятых аш два о).
Если алебастр смешать с водой, то он быстро затвердевает, снова превращается в гипс.
Например,
CaSO 4*0,5 H 2О +1,5 H 2О = CaSO 4* 2 H 2О
(кальций эс о четыре умножить ноль целых пять десятых аш два о плюс одна целая пять десятых аш два о равно кальций эс о четыре умножить два аш два о)
Сульфат кальция широко используют в строительстве для изготовления скульптур и скульптурных элементов, для облицовочных и отделочных работ, в медицине для изготовления гипсовых повязок.