Свіжа поверхня Е швидко темніє внаслідок утворення оксидної плівки. Ця плівка відносно щільна - з часом весь метал повільно окислюється. Плівка складається з ЕО, а також ЕО 2 та Е 3 N 2 . Нормальні електродні потенціали реакцій Е-2е = Е2 + дорівнюють =-2,84В(Са), =-2,89(Sr). Е дуже активні елементи: розчиняються у воді та кислотах, витісняють більшість металів з їх оксидів, галогенідів, сульфідів. Первинно (200-300 про З) кальцій взаємодіє з водяною парою за схемою:
2Са + Н2О = СаО + СаН2.
Вторинні реакції мають вигляд:
CаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2 і СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 .
У міцній сірчаній кислоті Е майже не розчиняються через утворення плівки з малорозчинних ЕSO 4 . З розведеними мінеральними кислотами Е бурхливо реагують з виділенням водню. Кальцій при нагріванні вище 800 про З метаном реагує за схемою:
3Cа + СН4 = СаН2 + СаС2.
Е при нагріванні реагують з воднем, з сіркою та з газоподібним аміаком. За хімічними властивостями радій найближче до Ва, але активніший. При кімнатній температурі він помітно поєднується з киснем та азотом повітря. Загалом, його хімічні властивості трохи більш виражені, ніж у його аналогів. Всі сполуки радію повільно розкладаються під дією власного випромінювання, набуваючи при цьому жовтувату або коричневу забарвлення. З'єднання радію мають властивість автолюмінесценції. В результаті радіоактивного розпаду 1 г Ra щогодини виділяє 553,7 Дж тепла. Тому температура радію та його сполук завжди вища за температуру. довкілляна 1,5 град. Також відомо, що 1 г радію на добу виділяє 1 мм 3 радону (226 Ra = 222 Rn + 4 He), на чому ґрунтується його застосування як джерела радону для радонових ванн.
Гідриди Е – білі, кристалічні солеподібні речовини. Їх одержують безпосередньо з елементів при нагріванні. Температури початку реакції Е + Н 2 = ЕН 2 рівні 250 про З (Са), 200 про З (Sr), 150 про З (В). Термічна дисоціація ЕН 2 починається при 600 про З. У атмосфері водню СаН 2 не розкладається за нормальної температури плавлення (816 про З). За відсутності вологи гідриди лужноземельних металів стійкі на повітрі за нормальної температури. Вони не реагують із галогенами. Однак при нагріванні хімічна активність ЕН 2 зростає. Вони здатні відновлювати оксиди до металів (W, Nb, Ti, Се, Zr, Ta), наприклад
2СаН 2 + ТiO 2 = 2CaO + 2H 2 + Ti.
Реакція СаН 2 з Al 2 O 3 йде при 750 про:
3СаН 2 + Al 2 O 3 = 3СаО + 3Н 2 + 2Аl,
СаН 2 + 2Al = CaAl 2 + H2.
З азотом СаН2 при 600оС реагує за схемою:
3СаН 2 + N 2 = Ca 3 N 2 +3H2.
При підпалюванні ЕН 2 вони повільно згоряють:
ЕН 2 + О 2 = Н 2 О + СаО.
У суміші з твердими окислювачами вибухонебезпечні. При дії води на ЕН 2 виділяється гідроксид та водень. Ця реакція дуже екзотермічна: змочений водою на повітрі ЕН 2 самозаймається. З кислотами ЕН 2 реагує, наприклад, за схемою:
2HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2H 2 .
ЕН 2 застосовують для отримання чистого водню, а також визначення слідів води в органічних розчинниках. Нітріди Е є безбарвними тугоплавкими речовинами. Вони виходять безпосередньо з елементів за підвищеної температури. Водою вони розкладаються за схемою:
Е 3 N 2 + 6H 2 O = 3Е(ОН) 2 + 2NH 3 .
Е 3 N 2 реагують при нагріванні з СО за схемою:
Е 3 N 2 + 3СО = 3ЕО + N 2 + 3C.
Процеси які відбуваються при нагріванні Е3N2 з вугіллям виглядають так:
Е3N2 + 5С = ЕCN2 + 2ЕС2; (Е = Са, Sr); 3N2 + 6С = (СN)2 + 2C2;
Нітрид стронцію реагує з HCl, даючи хлориди Sr та амонію. Фосфіди Е 3 Р 2 утворюються безпосередньо з елементів або прожарюванням тризаміщених фосфатів з вугіллям:
Cа 3 (РО 4) 2 + 4С = Са 3 Р 2 + 4СО
Вони гідролізуються водою за схемою:
Е 3 Р 2 + 6Н 2 О = 2РН 3 + 3Е(ОН) 2 .
З кислотами фосфіди лужноземельних металів дають відповідну сіль та фосфін. На цьому ґрунтується їх застосування для отримання фосфіну в лабораторії.
Комплексні аміакати складу Е(NН 3) 6 - тверді речовини з металевим блиском та високою електропровідністю. Їх одержують дією рідкого аміаку на Еге. На повітрі вони самозаймаються. Без доступу повітря вони розкладаються на відповідні аміди: Е(NH3)6 = Е(NH2)2+4NH3+Н2. При нагріванні вони активно розкладаються за цією ж схемою.
Карбіди лужноземельних металів які виходять прожарюванням Е з вугіллям розкладаються водою з виділенням ацетилену:
ЕС 2 + 2Н 2 О = Е(ОН) 2 + 2 Н 2 .
Реакція з ВаС 2 йде настільки бурхливо, що він спалахує в контакті з водою. Теплоти освіти ЕС 2 з елементів Са і Ва рівні 14 і 12 ккалмоль. При нагріванні з азотом ЕС 2 дають СаСN 2 Ba (CN) 2 SrCN 2 . Відомі силіциди (ЕSi та ЕSi 2). Їх можна отримати при нагріванні безпосередньо з елементів. Вони гідролізуються водою і реагують з кислотами, даючи H 2 Si 2 O 5 SiH 4 відповідне з'єднання Е і водень. Відомі бориди ЕВ 6 одержувані з елементів при нагріванні.
Окису кальцію та його аналогів - білі тугоплавкі (T кип СаО = 2850 про С) речовини, що енергійно поглинають воду. На цьому засноване застосування для отримання абсолютного спирту. Вони бурхливо реагують із водою, виділяючи багато тепла (крім SrO розчинення якої ендотермічно). ЕО розчиняються в кислотах та хлориді амонію:
ЕО + 2NH 4 Cl = SrCl 2 + 2NH 3 + H 2 O.
Одержують ЕО прожарюванням карбонатів, нітратів, перекисів або гідроксидів відповідних металів. Ефективні заряди барію і кисню у ВаО рівні 0,86. SrO при 700 про С реагує з ціаністим калієм:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Окис стронцію розчиняється в метанолі з утворенням Sr(ОСН 3) 2 . При магнійтермічному відновленні може бути отриманий проміжний оксид Ва 2 Про, який нестійкий і диспропорціонує.
Гідроокису лужноземельних металів – білі розчинні у воді речовини. Вони є сильними підставами. У ряду Са-Sr-Ba основний характер і розчинність гідроксидів збільшуються. рПР(Са(ОН) 2) = 5,26, рПР(Sr(ОН) 2) = 3,5, рПР(Bа(ОН) 2) = 2,3. З розчинів гідроксидів зазвичай виділяються (ОН) 2 . 8Н 2 Про, Sr(ОН) 2 . 8Н 2 Про, Са(ОН) 2 . Н 2 О. ЕО приєднують воду з утворенням гідроксиду. На цьому ґрунтується використання СаО в будівництві. Тісна суміш Са(ОН) 2 і NaOH у ваговому співвідношенні 2:1 носить назву натронне вапно, і широко використовується як поглинач 2 . Са(ОН) 2 при стоянні на повітрі поглинає СО 2 за схемою:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + Н2О.
Близько 400 про Са(ОН) 2 реагує з чадним газом:
СО + Ca(OH) 2 = СаСО 3 + Н2.
Баритова вода реагує з СS 2 при 100 про:
СS 2 + 2(ОН) 2 = СО 3 + (НS) 2 + Н 2 О.
Алюміній реагує з баритової води:
2Al + Ba(OH) 2 + 10H 2 O = Ba 2 + 3H 2 . Е(ОН) 2
використовуються для відкриття вугільного ангідриду.
Е утворюють перекису білого кольору. Вони значно менш стабільні на відміну оксидів і є сильними окислювачами. Практичне значення має найбільш стійка 2 , яка являє собою білий, парамагнітний порошок з щільністю 4,96 г1см 3 та т. пл. 450 °. BaО 2 стійка при звичайній температурі (може зберігатися роками), погано розчиняється у воді, спирті та ефірі, розчиняється в розведених кислотах з виділенням солі та перекису водню. Термічне розкладання перекису барію прискорюють оксиди, Cr 2 O 3 Fe 2 O 3 і CuО. Перекис барію реагує при нагріванні з воднем, сіркою, вуглецем, аміаком, солями амонію, ферицианидом калію і т. д. З концентрованою соляною кислотою перекис барію реагує, виділяючи хлор:
O 2 + 4НСl = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.
Вона окислює воду до перекису водню:
Н 2 О + О 2 = В(ОН) 2 + Н 2 О 2 .
Ця реакція оборотна і в присутності навіть вугільної кислоти рівновагу зміщено праворуч. 2 використовується як вихідний продукт для отримання Н 2 Про 2 , а також як окислювач в піротехнічних складах. Однак, ВаО 2 може виступати і як відновник:
HgCl 2 + О 2 = Hg + BaCl 2 + O 2 .
Отримують ВаО 2 нагріванням ВаО в струмі повітря до 500 про З за схемою:
2ВаО + О 2 = 2ВаО 2 .
При підвищенні температури має місце зворотний процес. Тому при горінні виділяється тільки окис. SrO 2 та СаО 2 менш стійкі. Загальним методом отримання ЕО 2 є взаємодія Е(ОН) 2 з Н 2 Про 2 при цьому виділяються ЕО 2 . 8Н 2 О. Термічний розпад ЕО 2 починається при 380 про З (Са), 480 про З (Sr), 790 про З (В). При нагріванні ЕО 2 з концентрованим перекисом водню можуть бути отримані жовті нестійкі речовини надпероксиди ЕО 4 .
Солі Е зазвичай безбарвні. Хлориди, броміди, йодиди та нітрати добре розчиняються у воді. Фториди, сульфати, карбонати та фосфати погано розчинні. Іон Ва 2+ - токсичний. Галіди Е діляться на дві групи: фториди та інші. Фториди майже не розчиняються у воді та кислотах, і не утворюють кристалогідратів. Навпроти хлориди, броміди, та йодиди добре розчиняються у воді і виділяються з розчинів у вигляді кристалогідратів. Деякі властивості ЕГ 2 представлені нижче:
При отриманні шляхом обмінного розкладання в розчині фториди виділяються у вигляді об'ємних слизових опадів, що досить легко утворюють колоїдні розчини. ЕГ 2 можна отримати, діючи відповідними галогенами на відповідні Е. Розплави ЕГ 2 здатні розчиняти до 30% Е. При вивченні електропровідності розплавів хлоридів елементів другої групи головної підгрупи було встановлено, що їх молекулярно-іонний склад дуже різний. Ступені дисоціації за схемою ЕСl 2 = Е 2+ + 2Cl- рівні: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. Галогеніди (крім фторидів) Е містять кристалізаційну воду: CaCl 2 . 6Н 2 Про, SrCl 2 . 6Н 2 Про ВаCl 2 . 2Н 2 О. Рентгеноструктурним аналізом встановлено будову Е [(ОН 2) 6] Г 2 для кристалогідратів Са і Sr. При повільному нагріванні кристалогідратів ЕГ 2 можна отримати безводні солі. CaCl 2 легко утворює пересичені розчини. Природний СаF 2 (флюорит) застосовують у керамічній промисловості, а також він використовується для виробництва HF та є мінералом фтору. Безводний CaCl 2 використовують як осушувач зважаючи на його гідроскопічність. Кристаллогідрат хлористого кальцію використовують для приготування холодильних сумішей. ВаСl 2 - використовують у сх і для відкриття
SO 4 2 - (2 + + SO 4 2 - = SO 4).
Сплавленням ЕГ2 та ЕН2 можуть бути отримані гідрогаліди:
ЕГ 2 + ЕН 2 = 2ЕНГ.
Ці речовини плавляться без розкладання, але гідролізуються водою:
2ЕНГ + 2H 2 O = ЕГ 2 + 2Н 2 + Е(ОН) 2 .
Розчинність у воді хлоратів , броматів і іодатів у воді зменшується по рядах Са - Sr - Ba і Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - використовується в піротехніці. Перхлорати Е добре розчинні у воді а й у органічних розчинниках. Найбільш важливим з Е(ClO 4) 2 є (ClO 4) 2 . 3Н 2 О. Безводний перхлорат барію є хорошим осушувачем. Його термічний розпад починається лише за 400 про З. Гіпохлорит кальцію Са(СlO) 2 . nH 2 O (n=2,3,4) одержують дією хлору на вапняне молоко. Він є окислювачем і добре розчинний у воді. Хлорне вапно можна отримати діючи хлором на тверде гашене вапно. Вона розкладається водою і пахне хлором у присутності вологи. Реагує з СО 2 повітря:
СО 2 + 2CaOCl 2 = CаСO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O.
Хлорне вапно застосовується як окислювач, відбілювач та як дезінфікуючий засіб.
Для лужноземельних металів відомі азиди Е(N 3) 2 та роданіди Е(CNS) 2 . 3Н 2 О. Азіди в порівнянні з азидом свинцю набагато менш вибухонебезпечні. Роданіди при нагріванні легко втрачають воду. Вони добре розчиняються у воді та органічних розчинниках. (N 3) 2 і Ba(CNS) 2 можуть бути використані для отримання азидів і роданідів інших металів з сульфатів обмінною реакцією.
Нітрати кальцію і стронцію існують зазвичай у вигляді кристалогідратів Са(NO 3) 2 . 4H 2 O та Sr(NO 3) 2 . 4H 2 O. Для нітрату барію не властиве утворення кристалогідрату. При нагріванні Са(NO 3) 2 . 4H 2 O та Sr(NO 3) 2 . 4H 2 O легко втрачаю воду. В інертній атмосфері нітрати Е термічно стійкі до 455 o C (Са), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). Розплав кристалогідрату нітрату кальцію має кисле середовище при 75 про С. Особливістю нітрату барію є мала швидкість розчинення його кристалів у воді. Схильність до комплексоутворення виявляє лише нітрат барію, котрим відомий нестійкий комплекс K 2 . Нітрат кальцію розчинний у спиртах, метилацетаті, ацетоні. Нітрати стронцію та барію там же майже не розчиняються. Температури плавлення нітратів Е оцінюються в 600 про З, проте за цієї температури починається розпад:
Е(NO 3) 2 = Е(NO 2) 2 + O 2 .
Подальший розпад йде за вищої температури:
Е(NO 2) 2 = ЕО + NO 2 + NO.
Нітрати Е вже давно використовувалися в піротехніці. Легколеткі солі Е забарвлюють полум'я у відповідні кольори: Са – у помаранчево-жовтий, Sr – у червоно-карміновий, Ba – у жовто-зелений. Розберемося по суті цього на прикладі Sr: Sr 2+ має дві ВАО: 5s і 5p або 5s і 4d. Повідомимо енергію цій системі – нагріємо. Електрони з ближчих до ядра орбіталей перейдуть ці ВАО. Але така система не стійка і виділить енергію як кванта світла. Саме Sr 2+ і випромінює кванти з частотою, що відповідає довжинам червоних хвиль. З отримання піротехнічних складів зручно використовувати селітру, т.к. вона не тільки забарвлює полум'я, але і є окислювачем, виділяючи кисень при нагріванні. Піротехнічні складискладаються з твердого окислювача, твердого відновника та деяких органічних речовин, що знебарвлюють полум'я відновника, і є зв'язуючим агентом. Нітрат кальцію використовується як добрива.
Усе фосфати і гідрофосфати Е погано розчиняються у воді. Їх можна отримати розчиненням відповідної кількості СаО або СаСО 3 в ортофосфорній кілоті. Також вони осідають при обмінних реакціях типу:
(3-х)Са 2+ + 2H x PO 4 -(3-х) = Са (3-х) (H x PO 4) 2 .
Практичне значення (як добриво) має однозаміщений ортофосфат кальцію, який поряд із Са(SO 4 ) входить до складу суперфосфат. Його одержують за схемою:
Cа 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(H 2 PO 4) 2 + 2CаSO 4
Оксалати теж мало розчиняються у воді. Практичне значення має оксалат кальцію, який при 200 про Зневоднюється, а при 430 про С розкладається за схемою:
СаС 2 Про 4 = СаСО 3 + СО.
Ацетати Е виділяються у вигляді кристалогідратів, і добре розчиняються у воді.
З ульфати Е – білі, погано розчинні у воді речовини. Розчинність СaSO 4 . 2Н 2 Про 1000 р. води за нормальної температури становить 8 . 10 -3 моль, SrSO 4 - 5 . 10 -4 моль, SO 4 - 1 . 10 -5 моль, RaSO 4 - 6 . 10 -6 моль. Серед Са - Ra розчинність сульфатів швидко зменшується. 2+ є реактивом на сульфат-іон. Сульфат кальцію містить кристалізаційну воду. Вище 66 про З розчину виділяється безводний сульфат кальцію, нижче - гіпс СаSO 4 . 2Н 2 О. Нагрівання гіпсу вище 170 про З супроводжується виділенням гідратної води. При замішуванні гіпсу з водою ця маса швидко твердне внаслідок утворення кристал-логідрату. Ця властивість гіпсу використовується у будівництві. Єгиптяни використали це знання ще 2000 років тому. Розчинність ЕSO 4 у міцній сірчаній кислоті набагато вища, ніж у воді (SO 4 до 10%), що свідчить про комплексоутворення. Відповідні комплекси ЕSO 4 . Н 2 SO 4 можуть бути отримані у вільному стані. Подвійні солі з сульфатами лужних металів та амонію відомі тільки для Са та Sr. (NH 4) 2 розчинний у воді та використовується в аналітичній хімії для відділення Са від Sr, т.к. (NH 4) 2 мало розчинний. Гіпс застосовують для комбінованого одержання сірчаної кислоти та цементу, т.к. при нагріванні з відновником (вугіллям) гіпс розкладається:
СаSO 4 + С = СаО + SO 2 + СО.
За більш високої температури (900 o C) сірка ще більше відновлюється за схемою:
СаSO 4 + 3С = СаS + CO 2 + 2СО.
Подібний розпад сульфатів Sr та Ва починається при більш високих температурах. SO 4 нетоксичний і використовується в медицині та виробництві мінеральних фарб.
Сульфіди Е є білі тверді речовини, що кристалізуються за типом NaCl. Теплоти їх утворення та енергії кристалічних решіток рівні (ккалмоль): 110 та 722 (Са), 108 та 687 (Sr), 106 та 656 (Ва). Можуть бути отримані синтезом з елементів при нагріванні або прожарювання сульфатів з вугіллям:
ЕSO4 + 3С = ЕS + CO2 + 2СО.
Найменше розчинний СаS (0,2 гл). ЕS вступає в наступні реакції при нагріванні:
ЕS + H 2 O = ЕO + H 2 S; ЕS + Г 2 = S + ЕГ 2; ЕS + 2O 2 = ЕSO 4; ЕS + xS = ЕS x +1 (x = 2,3).
Сульфіди лужноземельних металів у нейтральному розчині повністю гідролізовані за схемою:
2ЕS + 2Н 2 О = Е(НS) 2 + Е(ОН) 2 .
Кислі сульфіди можуть бути отримані і у вільному стані упарюванням розчину сульфідів. Вони вступають у реакції із сіркою:
Е(НS) 2 + хS = ЕS x + 1 + H 2 S (x = 2,3,4).
З кристалогідратів відомі S . 6H 2 O та Са(HS) 2 . 6Н 2 Про, HS 2 . 4Н 2 О. Са(HS) 2 застосовують для видалення волосся. ЕS схильні до явища фосфоресценції. Відомі полісульфіди Е: ЕS 2, ЕS 3, ЕS 4, ЕS 5. Вони виходять при кип'ятінні суспензії ЕS у воді із сіркою. На повітрі ЕS окислюються: 2ЕС + 3О2 = 2ЕС3. Пропусканням повітря через суспензію СаS можна отримати тіосульфат Са за схемою:
2СаS + 2О 2 + Н 2 О = Са(ОН) 2 + СаS 2 О 3
Він добре розчинний у воді. У ряду Са - Sr - розчинність тіосульфатів падає. Телуриди Е мало розчинні у воді і теж схильні до гідролізу, але в меншій мірі ніж сульфіди.
Розчинність хроматів Е в ряду Са - Ва падає так само різко, як і у випадку з сульфатами. Ці речовини жовтого кольору виходять при взаємодії розчинних солей Е з хроматами (або дихроматами) лужних металів:
Е 2+ + СrO 4 2- = ЕCrO4.
Хромат кальцію виділяється у вигляді кристалогідрату - СаCrO 4 . 2H 2 O (рПР СаCrO 4 = 3,15). Ще до температури плавлення він втрачає воду. SrCrO 4 і CrO 4 кристалогідратів не утворюють. pПР SrCrO 4 = 4,44, рПР CrO 4 = 9,93.
Карбонати Е білі, погано розчинні у воді речовини. При нагріванні ЕСО 3 переходять в ЕО, відщеплюючи 2 . У ряду Са - термічна стійкість карбонатів зростає. Найбільш практично важливий із них карбонат кальцію (вапняк). Він безпосередньо використовується в будівництві, а також служить сировиною для отримання вапна та цементу. Щорічний світовий видобуток вапна з вапняку обчислюється десятками мільйонів тонн. Термічна дисоціація СаСО 3 ендотермічна:
СаСО 3 = СаО + СО 2
і потребує витрати 43 ккал на моль вапняку. Випал СаСО 3 проводять у шахтних печах. Побічним продуктом випалу є цінний вуглекислий газ. СаО важливий будівельний матеріал. При замішуванні з водою відбувається кристалізація за рахунок утворення гідроксиду, а потім карбонату за схемами:
СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 і Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О.
Колосально важливу практичну роль грає цемент - зеленувато-сірий порошок, що складається із суміші різних силікатів та алюмінатів кальцію. Будучи замішаний з водою, він твердіє за рахунок гідратації. При його виробництві суміш СаСО 3 з глиною обпікають до початку спікання (1400-1500 С). Потім суміш перемелюють. Склад цементу можна виразити відсотковим співвідношенням компонентів СаО, SiO 2 Al 2 O 3 Fe 2 O 3 причому СаО представляє основу, а все інше - ангідриди кислот. Склад силікатного (портладського) цементу складається в основному з Са 3 SiO 5 Ca 2 SiO 4 Ca 3 (AlO 3) 2 і Ca(FeO 2) 2 . Його схоплювання проходить за схемами:
Са 3 SiO 5 + 3Н 2 О = Ca 2 SiO 4 . 2Н 2 Про + Са(ОН) 2
Ca 2 SiO 4 + 2Н 2 О = Ca 2 SiO 4 . 2Н 2
Ca 3 (AlO 3) 2 + 6Н 2 О = Ca 3 (AlO 3) 2 . 6Н 2 Про
Ca(FeO 2) 2 + nH 2 O = Ca(FeO 2) 2 . nH 2 O.
Природну крейду вводять до складу різних замазок. Дрібнокристалічний, обложений розчину СаСО 3 входить до складу зубних порошків. З ВаСО 3 прожарюванням з вугіллям отримують ВаО за схемою:
СО 3 + С = ВА + 2СО.
Якщо процес вести при вищій температурі в струмі азоту утворюється ціанід барію:
СО 3 + 4С +N 2 = 3CO + Ba(CN) 2 .
(СN) 2 добре розчинний у воді. (N) 2 може використаний для виробництва ціанідів інших металів шляхом обмінного розкладання з сульфатами. Гідрокарбонати Е розчинні у воді і можуть бути отримані лише в розчині, наприклад, пропусканням вуглекислого газу в завись СаСО 3 у воді:
2 + СаСО 3 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .
Ця реакція оборотна і при нагріванні зміщується вліво. Наявність гідрокарбонатів кальцію та магнію у природних водах обумовлює жорсткість води.
Найбільш активними серед металевої групи є лужні та лужноземельні метали. Це м'які легкі метали, які у реакції з простими і складними речовинами.
Активні метали займають першу та другу групи періодичної таблиці Менделєєва. Повний списоклужних та лужноземельних металів:
Мал. 1. Лужні та лужноземельні метали в таблиці Менделєєва.
Електронна конфігурація лужних металів - ns 1 , лужноземельних металів - ns 2 .
Відповідно, постійна валентність лужних металів – I, лужноземельних – II. За рахунок невеликої кількості валентних електронів на зовнішньому енергетичному рівні активні метали виявляють потужні властивості відновлювача, віддаючи зовнішні електрони у реакціях. Чим більше енергетичних рівнів, тим менший зв'язок із зовнішніми електронами з ядром атома. Тому металеві властивості зростають у групах зверху донизу.
Через активність метали І і ІІ груп перебувають у природі лише у складі гірських порід. Чисті метали виділяють за допомогою електролізу, прожарювання, реакції заміщення.
Лужні метали мають сріблясто-білий колір із металевим блиском. Цезій – сріблясто-жовтий метал. Це найбільш активні та м'які метали. Натрій, калій, рубідій, цезій ріжуться ножем. М'якістю нагадують віск.
Мал. 2. Розрізання натрію ножем.
Лужноземельні метали мають сірий колір. Порівняно із лужними металами є більш твердими, щільними речовинами. Ножем можна розрізати лише стронцій. Найбільш щільний метал – радій (5,5 г/см 3 ).
Найбільш легкими металами є літій, натрій та калій. Вони плавають лежить на поверхні води.
Лужні та лужноземельні метали реагують із простими речовинами та складними сполуками, утворюючи солі, оксиди, луги. Основні властивості активних металів описані у таблиці.
|
Взаємодія |
Лужні метали |
Лужноземельні метали |
|
З киснем |
Самозаймаються на повітрі. Утворюють надпероксиди (RO 2), крім літію та натрію. Літій утворює оксид при нагріванні вище 200°C. Натрій утворює суміш пероксиду та оксиду. 4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + Про 2 → Na 2 O 2; Rb + O 2 → RbO 2 |
На повітрі швидко утворюються захисні оксидні плівки. При нагріванні до 500 С самозаймисті. 2Mg + O 2 → 2MgO; 2Ca + O 2 → 2CaO |
|
З неметалами |
Реагують при нагріванні із сіркою, воднем, фосфором: 2K+S → K2S; 2Na + H 2 → 2NaH; 2Cs + 5P → Cs 2 P 5 . З азотом реагує тільки літій, з вуглецем - літій та натрій: 6Li + N 2 → 2Li 3 N; 2Na + 2C → Li 2 C 2 |
Реагують при нагріванні: Ca + Br 2 → CaBr 2; Be + Cl 2 → BeCl 2; Mg + S → MgS; 3 Ca + 2P → Ca 3 P 2; Sr + H 2 → SrH 2 |
|
З галогенами |
Бурхливо реагують з утворенням галогенідів: 2Na + Cl 2 → 2NaCl |
|
|
Утворюються луги. Чим нижче метал розташований у групі, тим активніше протікає реакція. Літій взаємодіє спокійно, натрій горить жовтим полум'ям, калій – зі спалахом, цезій та рубідій вибухають. 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 -; 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 |
Менш активно, ніж лужні метали, реагують за кімнатної температури: Mg + 2H 2 O → Mg(OH) 2 + H 2; Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 |
|
|
З кислотами |
Зі слабкими та розведеними кислотами реагують із вибухом. З органічними кислотами утворюють солі. 8K + 10HNO 3 (конц) → 8KNO 3 + N 2 O + 5H 2 O; 8Na + 5H 2 SO 4 (конц) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O; 10Na + 12HNO 3 (розб) → N 2 + 10NaNO 3 + 6H 2 O; 2Na + 2CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + H 2 |
Утворюють солі: 4Sr + 5HNO 3 (кінець) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O; 4Ca + 10H 2 SO 4 (конц) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O |
|
З лугами |
З усіх металів реагує лише берилій: Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 |
|
|
З оксидами |
Входять у реакцію всі метали, крім берилію. Заміщають менш активні метали: 2Mg + ZrO 2 → Zr + 2MgO |
Мал. 3. Реакція калію із водою.
Лужні та лужноземельні метали можна виявити за допомогою якісної реакції. При горінні метали забарвлюються у певний колір. Наприклад, натрій горить жовтим полум'ям, калій – фіолетовим, барій – світло-зеленим, кальцій – темно-оранжевим.
Лужні та лужноземельні – найбільш активні метали. Це м'які прості речовини сірого чи сріблястого кольору з невеликою щільністю. Літій, натрій та калій плавають на поверхні води. Лужноземельні метали твердіші і щільніші, ніж лужні. На повітрі швидко окислюються. Лужні метали утворюють надпероксиди та пероксиди, оксид утворює лише літій. Бурхливо реагують з водою за кімнатної температури. З неметалами реагують при нагріванні. Лужноземельні метали вступають у реакцію з оксидами, витісняючи менш активні метали. З лугами реагує лише берилій.
Середня оцінка: 4.6. Усього отримано оцінок: 294.
На уроці буде розкрито тему «Метали та їх властивості. Лужні метали. Лужноземельні метали. Алюміній». Ви дізнаєтесь загальні властивості та закономірності лужних і лужноземельних елементів, вивчіть окремо хімічні властивості лужних та лужноземельних металів та їх сполуки. За допомогою хімічних рівнянь буде розглянуто таке поняття як жорсткість води. Познайомтеся з алюмінієм, його властивостями та сплавами. Ви дізнаєтеся, що таке суміші, що регенерують кисень, озоніди, пероксид барію та отримання кисню.
Тема: Основні метали та неметали
Урок: Метали та їх властивості. Лужні метали. Лужноземельні метали. Алюміній
Головну підгрупу І групи Періодичної системи Д.І. Менделєєва складають літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs та францій Fr. Елементи цієї підгрупи відносять до . Їхня загальна назва - лужні метали.
Лужноземельні метали перебувають у головній підгрупі II групи Періодичної системи Д.І. Менделєєва. Це магній Mg, кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba та радій Ra.
Лужні та лужноземельні метали як типові метали виявляють яскраво виражені відновлювальні властивості. У елементів основних підгруп металеві властивості зі збільшенням радіусу зростають. Особливо сильно відновлювальні властивості виявляються у лужних металів. Настільки сильно, що практично неможливо проводити їх реакції з розбавленими водними розчинами, оскільки в першу чергу йтиме реакція їх взаємодії з водою. У лужноземельних металів ситуація аналогічна. Вони також взаємодіють із водою, але набагато менш інтенсивно, ніж лужні метали.
Електронні конфігураціївалентного шару лужних металів - ns 1 , де n – номер електронного шару. Їх відносять до s-елементів. У лужноземельних металів - ns 2 (S-елементи). У алюмінію валентні електрони …3 s 2 3р 1(p-елемент). Ці елементи утворюють сполуки з іонним типом зв'язку. При утворенні сполук їм ступінь окислення відповідає номеру групи.
Виявлення іонів металу у солях
Іони металів легко визначити щодо зміни забарвлення полум'я. Мал. 1.
Солі літію - карміново-червоне забарвлення полум'я. Солі натрію – жовтий. Солі калію - фіолетовий через кобальтове скло. Рубідія – червоний, цезія – фіолетово-синій.
Мал. 1
Солі лужноземельних металів: кальцію – цегляно-червоний, стронцію – карміново-червоний та барію – жовтувато-зелений. Солі алюмінію забарвлення полум'я не змінюють. Солі лужних та лужноземельних металів використовуються для створення феєрверків. І можна легко визначити за фарбуванням, солі якого металу застосовувалися.
Властивості металів
Лужні метали- це сріблясто-білі речовини з характерним металевим блиском. Вони швидко тьмяніють на повітрі через окиснення. Це м'які метали, за м'якістю Na, K, Rb, Cs подібні до воску. Вони легко ріжуться ножем. Вони легені. Літій - найлегший метал із щільністю 0,5 г/см 3 .
Хімічні властивостілужних металів
1. Взаємодія з неметалами
Через високі відновлювальні властивості лужні метали бурхливо реагують з галогенами з утворенням відповідного галогеніду. При нагріванні реагують із сіркою, фосфором та воднем з утворенням сульфідів, гідридів, фосфідів.
2Na + Cl 2 → 2NaCl
Літій – це єдиний метал, який реагує з азотом вже за кімнатної температури.
6Li + N 2 = 2Li 3 N, нітрид літію, що утворюється, піддається незворотному гідролізу.
Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3
2. Взаємодія з киснем
Тільки з літієм відразу утворюється оксид літію.
4Li + Про 2 = 2Li 2 Про, а при взаємодії кисню з натрієм утворюється пероксид натрію.
2Na + Про 2 = Na 2 Про 2 . При горінні решти металів утворюються надпероксиди.
К + Про 2 = КО 2
3. Взаємодія з водою
По реакції з водою можна наочно побачити, як змінюється активність цих металів групи зверху вниз. Літій та натрій спокійно взаємодіють з водою, калій – зі спалахом, а цезій – вже з вибухом.
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
4.
8K + 10HNO 3 (конц) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O
8Na + 5H 2 SO 4 (конц) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Одержання лужних металів
Через високу активність металів, отримувати їх можна за допомогою електролізу солей, найчастіше хлоридів.
З'єднання лужних металів знаходять велике застосування у різних галузях промисловості. Див Табл. 1.
|
ПОШИРЕНІ СПОЛУКИ лужних металів |
|
|
Їдкий натр (каустична сода) |
|
|
Кухонна сіль |
|
|
Чилійська селітра |
|
|
Na 2 SO 4 ∙10H 2 O |
Глауберова сіль |
|
Na 2 CO 3 ∙10H 2 O |
Сода кристалічна |
|
Їдке калі |
|
|
Хлорид калію (сільвін) |
|
|
Індійська селітра |
|
Їхня назва пов'язана з тим, що гідроксиди цих металів є лугами, а оксиди раніше називали «землі». Наприклад, оксид барію BaO – барієва земля. Берилій та магній найчастіше до лужноземельних металів не відносять. Ми не розглядатимемо і радій, оскільки він радіоактивний.
Хімічні властивості лужноземельних металів.
1. Взаємодія знеметалами
Сa + Cl 2 → 2СaCl 2
Сa + H 2 СaH 2
3Сa + 2P Сa 3P 2-
2. Взаємодія з киснем
2Сa + O 2 → 2CaO
3. Взаємодія з водою
Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2 але взаємодія більш спокійна, ніж з лужними металами.
4. Взаємодія з кислотами – сильними окислювачами
4Sr + 5HNO 3 (кінець) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O
4Ca + 10H 2 SO 4 (конц) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O
Отримання лужноземельних металів
Металевий кальцій та стронцій отримують електролізом розплаву солей, найчастіше хлоридів.
CaCl 2 Сa + Cl 2
Барій високої чистоти можна отримати алюмотермічним способом із оксиду барію.
3BaO +2Al 3Ba + Al 2 O 3
ПОШИРЕНІ СПОЛУКИ лужноземельних металів
Найвідомішими сполуками лужноземельних металів є: CaО - негашене вапно. Ca(OH) 2 - гашене вапно,або вапняна вода. При пропущенні вуглекислого газу через вапняну воду відбувається помутніння, тому що утворюється нерозчинний карбонат кальцію СаСО 3. Але треба пам'ятати, що при подальшому пропусканні вуглекислого газу утворюється розчинний гідрокарбонат і осад зникає.
Мал. 2
СaO + H 2 O → Ca(OH) 2
Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O
CaCO 3 ↓+ H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2
Гіпс -це CaSO 4 ∙2H 2 O, алебастр - CaSO 4 ∙0,5H 2 O. Гіпс та алебастр використовуються в будівництві, в медицині та для виготовлення декоративних виробів. Мал. 2.
Карбонат кальцію CaCO 3 утворює безліч різних мінералів. Мал. 3.
Мал. 3
Фосфат кальцію Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, фосфорне борошно використовується як мінеральне добриво.
Чистий безводний хлорид кальцію CaCl 2 - це гігроскопічна речовина, тому широко застосовується в лабораторіях як осушувач.
Карбід кальцію- CaC 2 . Його можна отримати так:
СaO + 2C →CaC 2 +CO. Одне з його застосувань – це одержання ацетилену.
CaC 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2
Сульфат барію BaSO 4 - барит. Мал. 4. Використовується як стандарт білого в деяких дослідженнях.
Мал. 4
Жорсткість води
У природній воді містяться солі кальцію та магнію. Якщо вони містяться в помітних концентраціях, то у такій воді не милується мило через утворення нерозчинних стеаратів. При її кип'ятінні утворюється накип.
Тимчасова жорсткістьобумовлена присутністю гідрокарбонатів кальцію та магнію Ca(HCO 3) 2 та Mg(HCO 3) 2 . Таку жорсткість води можна усунути кип'ятінням.
Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + СО 2 + Н 2 О
Постійна жорсткість водиобумовлена наявністю катіонів Ca 2+ ., Mg 2+ та аніонів H 2 PO 4 - ,Cl - , NO 3 - та ін Постійна жорсткість води усувається тільки завдяки реакціям іонного обміну, в результаті яких іони магнію і кальцію будуть переведені в осад.
Домашнє завдання
1. №№3, 4, 5-а (с. 173) Габрієлян О.С. Хімія. 11 клас. Базовий рівень. 2-ге вид., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
2. Яку реакцію середовища має водний розчин сульфіду калію? Відповідь підтвердіть рівнянням реакції гідролізу.
3. Визначте масову частку натрію у морській воді, що містить 1,5% хлориду натрію.
З усієї періодичної системи більшість елементів представляє групу металів. амфотерні, перехідні, радіоактивні – їх дуже багато. Усі метали грають величезну роль у природі і біологічному житті, а й у різних галузях промисловості. Адже не дарма XX століття було названо "залізним".
Усі метали поєднуються загальними хімічними та фізичними властивостями, за якими їх легко відрізнити від неметалевих речовин. Так, наприклад, будова кристалічних ґрат дозволяє їм бути:
Звісно, серед них є й відмінності. Одні метали блищать сріблястим кольором, інші більш матовим білим, треті взагалі червоним і жовтим. Також відмінності є й у показниках тепло- та електропровідності. Проте ці параметри - загальні всім металів, тоді як в неметалів більше відмінностей, ніж схожості.
За хімічною природою усі метали – відновники. Залежно від умов реакції та конкретних речовин можуть виступати й у ролі окислювачів, проте рідко. Чи здатні утворювати численні речовини. Хімічні сполуки металів зустрічаються в природі величезній кількостіу складі руди або корисних копалин, мінералів та інших порід. Ступінь завжди позитивний, може бути постійним (алюміній, натрій, кальцій) або змінним (хром, залізо, мідь, марганець).
Багато хто з них набув широкого поширення як будівельні матеріали, що використовуються в різних галузях науки і техніки.
Серед таких слід назвати кілька основних класів речовин, які є продуктами взаємодії металів з іншими елементами та речовинами.
4. З'єднання металів з органічними речовинами- Металоорганічні структури.
5. З'єднання металів один з одним - сплави, що виходять різними способами.
Речовини, в яких одночасно можуть бути два різні метали і більше, поділяються на:
Способи з'єднання металів між собою також змінюються. Наприклад, для отримання сплавів використовують метод розплавлення, змішування та затвердіння отриманого продукту.
Інтерметаліди утворюються внаслідок прямих хімічних реакцій між металами, які нерідко відбуваються з вибухом (наприклад, цинк та нікель). Для таких процесів потрібні особливі умови: дуже висока температура, тиск, вакуумність, відсутність кисню та інші.
Сода, сіль, каустик – все це з'єднання лужних металів у природі. Вони існують у чистому виглядіформуючи поклади, або входять до складу продуктів згоряння тих чи інших речовин. Іноді їх одержують лабораторним способом. Але ці речовини важливі і цінні, оскільки оточують людини і формують її побут.
З'єднання лужних металів та їх застосування не обмежуються лише натрієм. Також поширені та популярні у галузях господарства такі солі, як:
Усі вони є цінними мінеральними добривами, які у сільське господарство.
До цієї категорії належать елементи другої групи головної підгрупи системи хімічних елементів. Їх постійний ступінь окиснення +2. Це активні відновники, які легко вступають у хімічні реакції з більшістю сполук і простих речовин. Виявляють усі типові властивості металів: блиск, ковкість, тепло та електропровідність.
Найважливішими та найпоширенішими з них є магній і кальцій. Берилій виявляє амфотерність, барій та радій відносяться до рідкісних елементів. Усі вони здатні формувати наступні типиз'єднань:
Розглянемо найважливіші сполуки з практичної точки зору та їх сфери застосування.
Такі сполуки лужноземельних металів, як солі, мають важливе значеннядля живих організмів Адже саме солі кальцію є джерелом цього елемента в організмі. А без нього неможливе нормальне формування скелета, зубів, рогів у тварин, копит, волосся та шерстного покриву тощо.
Так, найпоширенішою сіллю лужноземельного металу кальцію є карбонат. Його інші назви:
Використовується не тільки як постачальник іонів кальцію в живий організм, а й як будматеріал, сировина для хімічних виробництв, у косметичній промисловості, скляній тощо.
Такі сполуки лужноземельних металів, як сульфати, також мають важливе значення. Наприклад, сульфат барію (медична назва "баритова каша") використовується в рентгенодіагностиці. Сульфат кальцію у вигляді кристалогідрату - це гіпс, який міститься в природі. Він використовується в медицині, будівництві, штампуванні зліпків.
Ці речовини відомі ще з Середніх віків. Раніше їх називали люмінофори. Ця назва зустрічається і зараз. За своєю природою дані сполуки - це сульфіди магнію, стронцію, барію, кальцію.
При певній обробці вони здатні виявляти фосфоресційні властивості, причому свічення дуже гарне, від червоного до яскраво-фіолетового. Це застосовується при виготовленні дорожніх знаків, спецодягу та інших речей.
Речовини, які включають два і більше різних елементів металевої природи, - комплексні з'єднання металів. Найчастіше вони є рідини, що володіють красивими і різнобарвними забарвленнями. Використовуються в аналітичній хімії для якісного визначення іонів.
Такі речовини здатні утворювати як лужні і лужноземельні метали, а й інші. Бувають гідроксокомплекси, аквакомплекси та інші.
IIA група містить лише метали – Be (берилій), Mg (магній), Ca (кальцій), Sr (стронцій), Ba (барій) та Ra (радій). Хімічні властивості першого представника цієї групи - берилію - найбільш сильно відрізняються від хімічних властивостей інших елементів цієї групи. Його хімічні властивості багато в чому навіть більше схожі на алюміній, ніж на інші метали IIA групи (так звану «діагональну подібність»). Магній же за хімічними властивостями теж помітно відрізняється від Ca, Sr, Ba і Ra, але має з ними набагато більше подібних хімічних властивостей, ніж з бериллієм. У зв'язку зі значною подібністю хімічних властивостей кальцію, стронцію, барію та радію їх об'єднують в одну родину, звану лужноземельними металами.
Всі елементи групи IIA відносяться до s-Елементів, тобто. містять усі свої валентні електрони на s-підрівні. Таким чином, електронна конфігурація зовнішнього електронного шару всіх хімічних елементів цієї групи має вигляд ns 2 , де n- Номер періоду, в якому знаходиться елемент.
Внаслідок особливостей електронної будови металів IIA групи, дані елементи, крім нуля, здатні мати лише один єдиний ступінь окислення, що дорівнює +2. Прості речовини, утворені елементами IIA групи, за участю будь-яких хімічних реакціяхздатні лише окислюватися, тобто. віддавати електрони:
Ме 0 – 2e — → Ме +2
Кальцій, стронцій, барій і радій мають дуже високу хімічну активність. Прості речовини, утворені ними є дуже сильними відновниками. Також сильним відновником є магній. Відновлювальна активність металів підпорядковується загальним закономірностям періодичного закону Д.І. Менделєєва і збільшується вниз підгрупою.
Без нагрівання берилій і магній не реагують ні з киснем повітря, ні з чистим киснем через те, що покриті тонкими захисними плівками, що складаються відповідно з оксидів BeO і MgO. Їх зберігання не вимагає будь-яких особливих способів захисту від повітря та вологи, на відміну від лужноземельних металів, які зберігають під шаром інертної по відношенню до них рідини, найчастіше гасу.
Be, Mg, Ca, Sr при горінні в кисні утворюють оксиди складу MeO, а Ba – суміш оксиду барію (BaO) та пероксиду барію (BaO 2):
2Mg + O 2 = 2MgO
2 Ca + O 2 = 2 CaO
2Ba + O 2 = 2BaO
Ba + O 2 = BaO 2
Слід зазначити, що при горінні лужноземельних металів і магнію на повітрі побічно протікає також реакція цих металів з азотом повітря, в результаті якої, крім сполук металів з киснем, утворюються нітриди з загальною формулою Me 3 N 2 .
Берилій реагує з галогенами тільки при високих температурах, а решта металів IIA групи вже при кімнатній температурі:
Мg + I 2 = MgI 2 - іодид магнію
Са + Br 2 = СаBr 2 - бромід кальцію
+ Cl 2 = Cl 2 - хлорид барію
Всі метали IIA групи реагують при нагріванні з усіма неметалами IV-VI груп, але в залежності від положення металу в групі, а також активності неметалів потрібний різний ступінь нагрівання. Оскільки берилій є серед усіх металів IIA групи найбільш хімічно інертним, при проведенні його реакцій з неметалами потрібно суттєво б. пробільша температура.
Слід зазначити, що з реакції металів з вуглецем можуть утворюватися карбіди різної природи. Розрізняють карбіди, що відносяться до метанідів і умовно похідними метану, в якому всі атоми водню заміщені на метал. Вони так само, як і метан, містять вуглець у ступені окислення -4, і при їх гідроліз або взаємодії з кислотами-неокислювачами одним з продуктів є метан. Також існує інший тип карбідів - ацетиленіди, які містять іон C 2 2 - фактично є фрагментом молекули ацетилену. Карбіди типу ацетиленідів при гідролізі або взаємодії з кислотами-неокислювачами утворюють ацетилен як один із продуктів реакції. Те, який тип карбіду - метанід або ацетиленід - вийде при взаємодії того чи іншого металу з вуглецем, залежить від розміру катіону металу. З іонами металів, що мають малим значенням радіуса, утворюються, як правило, метаніди, з іонами більшого розміру – ацетиленіди. У разі металів другої групи метанід виходить при взаємодії берилію з вуглецем:
Інші метали II А групи утворюють з вуглецем ацетиленіди:
З кремнієм метали IIA групи утворюють силіциди – сполуки виду Me 2 Si, з азотом – нітриди (Me 3 N 2), фосфором – фосфіди (Me 3 P 2):
Усі лужноземельні метали реагують під час нагрівання з воднем. Для того щоб магній прореагував з воднем, одного нагріву, як у випадку з лужноземельними металами, недостатньо, потрібно, крім високої температури, також підвищений тиск водню. Берилій не реагує з воднем за жодних умов.
Усі лужноземельні метали активно реагують з водою з утворенням лугів (розчинних гідроксидів металів) та водню. Магній реагує з водою лише при кип'ятінні внаслідок того, що при нагріванні у воді розчиняється оксидна захисна плівка MgO. У разі берилію захисна оксидна плівка дуже стійка: з ним вода не реагує ні при кип'ятінні, ні навіть за температури червоного гартування:
Усі метали головної підгрупи II групи реагують з кислотами-неокислювачами, оскільки перебувають у низці активності лівіше водню. При цьому утворюються сіль відповідної кислоти та водень. Приклади реакцій:
Ве + Н 2 SO 4(розб.) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
З розведеною азотною кислотоюреагують усі метали IIA групи. При цьому продуктами відновлення замість водню (як у разі кислот-неокислювачів) є оксиди азоту, переважно оксид азоту (I) (N 2 O), а у разі сильно розведеної азотної кислоти – нітрат амонію (NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO 3 ( розб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO 3 (сильно розб.)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Концентрована азотна кислота за нормальної (чи низької) температурі пасивує берилій, тобто. у реакцію з не вступає. При кип'ятінні реакція можлива і протікає переважно відповідно до рівняння:
Магній та лужноземельні метали реагують із концентрованою азотною кислотою з утворенням великого спектру різних продуктів відновлення азоту.
Берилій пасивується концентрованою сірчаною кислотою, тобто. не реагує з нею у звичайних умовах, проте реакція протікає при кип'ятінні і призводить до утворення сульфату берилію, діоксиду сірки та води:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Барій також пасивується концентрованою сірчаною кислотою внаслідок утворення нерозчинного сульфату барію, але реагує з нею при нагріванні, сульфат барію розчиняється при нагріванні в концентрованій сірчаній кислоті завдяки його перетворенню на гідросульфат барію.
Інші метали головної IIA групи реагують із концентрованою сірчаною кислотою за будь-яких умов, у тому числі на холоді. Відновлення сірки може відбуватися до SO 2 , H 2 S і S залежно від активності металу, температури проведення реакції та концентрації кислоти:
Mg + H 2 SO 4 ( кінець .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H 2 SO 4 ( кінець .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H 2 SO 4 ( кінець .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O
Магній та лужноземельні метали з лугами не взаємодіють, а берилій легко реагує як розчинами лугів, так і безводними лугами при сплавленні. При цьому при здійсненні реакції у водному розчині реакції бере участь також і вода, а продуктами є тетрагидроксобериллаты лужних або лужноземельних металів і газоподібний водень:
Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - тетрагідроксоберилату калію
При здійсненні реакції з твердою лугом при сплавленні утворюються берилати лужних або лужноземельних металів та водень
Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 берилат калію
Лужноземельні метали, а також магній можуть відновлювати менш активні метали та деякі неметали з їх оксидів при нагріванні, наприклад:
Метод відновлення металів із їх оксидів магнієм називають магнієтермією.
