Лужноземельні метали (порівняно зі лужними металами) мають більш високі t╟пл. і t∟кип., потенціалами іонізації, щільністю та твердістю.
1. Дуже реакційноздатні.
2. Мають позитивну валентність +2.
3. Реагують з водою за кімнатної температури (крім Be) з виділенням водню.
4. Мають велику спорідненість до кисню (відновники).
5. З воднем утворюють солеподібні гідриди ЕH2.
6. Оксиди мають загальну формулу ЕО. Тенденція до утворення пероксидів виражена слабкіше, ніж лужних металів.
3BeO ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2 берил
MgCO 3 магнезит
CaCO 3 ∙ MgCO 3 доломіт
KCl ∙ MgSO 4 ∙ 3H 2 O каїніт
KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O карналіт
CaCO 3 кальцит (вапняк, мармур та ін.)
Ca 3 (PO 4) 2 апатит, фосфорит
CaSO 4 ∙ 2H 2 O гіпс
CaSO 4 ангідрит
CaF 2 плавиковий шпат (флюорит)
SrSO 4 целестин
SrCO 3 стронціаніт
BaSO 4 барит
BaCO 3 вітрить
Берилій отримують відновленням фториду:
BeF 2 + Mg═ t ═ Be + MgF 2
Барій одержують відновленням оксиду:
3BaO + 2Al═ t═ 3Ba + Al 2 O 3
Інші метали отримують електролізом розплавів хлоридів:
CaCl 2 = Ca + Cl 2 ╜
катод: Ca 2+ + 2ē = Ca 0
анод: 2Cl - - 2ē = Cl 0 2
MgO + C = Mg + CO
Метали головної підгрупи ІІ групи – сильні відновники; у сполуках виявляють лише ступінь окиснення +2. Активність металів та їх відновна здатність збільшується в ряду: Be Mg Ca Sr Ba╝
1. Реакція із водою.
У звичайних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі до води. На відміну від них Ca, Sr та Ba розчиняються у воді з утворенням гідроксидів, які є сильними основами:
Mg + 2H 2 O═ t ═ Mg(OH) 2 + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ╜
2. Реакція із киснем.
Усі метали утворюють оксиди RO, барій-пероксид BaO 2:
2Mg + O 2 = 2MgO
Ba + O 2 = BaO 2
3. З іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:
Be + Cl 2 = BeCl 2 (галогеніди)
Ba + S = BaS (сульфіди)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нітриди)
Ca + H 2 = CaH 2 (гідриди)
Ca + 2C = CaC 2 (карбіди)
3Ba + 2P = Ba 3 P 2 (фосфіди)
Берилій та магній порівняно повільно реагують з неметалами.
4. Усі метали розчиняються в кислотах:
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ╜
Mg + H 2 SO 4 (розб.) = MgSO 4 + H 2 ╜
Берилій також розчиняється у водних розчинах лугів:
Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ╜
5. Якісна реакція на катіони лужноземельних металів - фарбування полум'я у наступні кольори:
Ca 2+ - темно-жовтогарячий
Sr 2+ - темно-червоний
Ba 2+ - світло-зелений
Катіон Ba 2+ зазвичай відкривають обмінною реакцією із сірчаною кислотою або її солями:
Сульфат барію – білий осад, нерозчинний у мінеральних кислотах.
1) Окислення металів (крім Ba, що утворює пероксид)
2) Термічне розкладання нітратів чи карбонатів
CaCO 3 ═ t ═ CaO + CO 2 ╜
2Mg(NO 3) 2 ═ t ═ 2MgO + 4NO 2 ╜ + O 2 ╜
Типові основні оксиди. Реагують з водою (крім BeO), кислотними оксидами та кислотами
MgO + H 2 O = Mg(OH) 2
3 CaO + P 2 O 5 = Ca 3 (PO 4) 2
BeO + 2HNO 3 = Be(NO 3) 2 + H 2 O
BeO - амфотерний оксид, розчиняється в лугах:
BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2
Реакції лужноземельних металів або їх оксидів з водою: Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
CaO(негашене вапно) + H 2 O = Ca(OH) 2 (гашене вапно)
Гідроксиди R(OH) 2 - білі кристалічні речовини, у воді розчинні гірше, ніж гідроксиди лужних металів (розчинність гідроксидів зменшується із зменшенням порядкового номера; Be(OH) 2 - нерозчинний у воді, розчиняється у лугах). Основність R(OH) 2 збільшується із збільшенням атомного номера:
Be(OH) 2 - амфотерний гідроксид
Mg(OH) 2 - слабка основа
Інші гідроксиди - сильні основи (луги).
1) Реакції з кислотними оксидами:
Ca(OH) 2 + SO 2 = CaSO 3 + H 2 O
Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
2) Реакції з кислотами:
Mg(OH) 2 + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O
Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
3) Реакції обміну із солями:
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 + 2KOH
4) Реакція гідроксиду берилію з лугами:
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Природна вода, що містить іони Ca 2+ і Mg 2+ називається жорсткою. Жорстка вода при кип'ятінні утворює накип, у ній не розварюються харчові продукти; миючі засоби не дають піни.
Карбонатна (тимчасова) жорсткість обумовлена присутністю у воді гідрокарбонатів кальцію та магнію, некарбонатна (постійна) жорсткість – хлоридів та сульфатів.
Загальна жорсткість води розглядається як сума карбонатної та некарбонатної.
Видалення жорсткості води здійснюється шляхом осадження з розчину іонів Ca 2+ та Mg 2+ :
1) кип'ятінням:
Сa(HCO 3) 2 ═ t ═ CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Mg(HCO 3) 2 ═ t═ MgCO 3 + CO 2 + H 2 O
2) додаванням вапняного молока:
Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ¯ + 2H 2 O
3) додаванням соди:
Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaHCO 3
CaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + Na 2 SO 4
MgCl 2 + Na 2 CO 3 = MgCO 3 + 2NaCl
Для видалення тимчасової жорсткості використовують усі чотири способи, а для постійної – лише два останні.
Термічне розкладання нітратів.
Е(NO3)2 =t= ЕO + 2NO2 + 1/2O2
Особливості хімії берилію.
Be(OH)2 + 2NaOH (ізб) = Na2
Al(OH)3 + 3NaOH (б) = Na3
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
Al + 3NaOH + 3H2O = Na3 + 3/2H2
Be, Al + HNO3 (Кінець) = пасивація
Частина перша. Загальна характеристикаIIА групи Періодичної системи елементів.
У цій групі розміщуються такі елементи: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Вони мають загальну електронну конфігурацію: (n-1)p 6 ns 2 крім Ве 1s 2 2s 2 . З огляду на останнього, властивості Ве трохи відрізняються від властивостей підгрупи загалом. Властивості магнію теж відрізняються від властивостей підгрупи, але меншою мірою. Серед Са – Sr – Ba – Ra властивості змінюються послідовно. Відносна електронегативність у ряді Ве – Ra падає т.к. із збільшенням розміру атома валентні електрони віддаються охочіше. Властивості елементів підгрупи IIА визначаються легкістю віддачі двох ns-електронів. При цьому утворюються іони Е2+. Під час вивчення дифракції рентгенівських променів з'ясувалося, що у деяких сполуках елементи IIА підгрупи виявляють одновалентність. Прикладом таких сполук є ЕГ, які виходять при додаванні Е до розплаву ЕГ 2 . Всі елементи цього ряду не зустрічаються в природі у вільному стані через високу активність.
Частина друга. Берилій та магній.
Історія берилію
З'єднання берилію у вигляді дорогоцінного каміння були відомі ще в давнину. З давніх-давен люди шукали і розробляли родовища блакитних аквамаринів, зелених смарагдів, зеленувато-жовтих берилів і золотистих хризоберилів. Але лише наприкінці 18 століття хіміки запідозрили, що у берилах є якийсь новий невідомий елемент. У 1798 році французький хімік Льюїс Ніколас Воклен виділив з берила окис "La terree du beril", що відрізнявся від окису алюмінію. Цей окис надавав солям солодкий смак, не утворював галунів, розчинявся в розчині карбонату амонію і не осаджувався оксалатом калію. Металевий берилій був уперше отриманий у 1829 році відомим німецьким ученим Веллером і одночасно французьким ученим Бюссі, який отримав порошок металевого берилію відновленням хлористого берилію металевим калієм. Початок промислового виробництва належить до 30-40 років. минулого сторіччя.
Історія магнію
Свою назву елемент отримав по місцевості Магнезія в Стародавній Греції.
Перші спроби виділити металеву основу магнезії в чистому виглядібули здійснені на початку XIX ст. знаменитим англійським фізиком та хіміком Гемфрі Деві (1778–1829) після того, як він піддав електролізу розплави їдкого калі та їдкого натру і отримав металевий Na і K. Він вирішив спробувати аналогічним чином здійснити розкладання оксидів лужноземельних металів та магнезії. У своїх початкових дослідах Деві пропускав струм через вологі оксиди, оберігаючи їх від зіткнення з повітрям шаром нафти; проте при цьому метали сплавлялися з катодом та їх не вдавалося відокремити.
Деві пробував застосовувати безліч різних методів, але вони з різних причин виявлялися малоуспішними. Нарешті, в 1808 р. його спіткала успіх - він змішав вологу магнезію з оксидом ртуті, помістив масу на платівку з платини і пропустив через неї струм; амальгаму переніс у скляну трубку, нагрів, щоб видалити ртуть, і одержав новий метал. Тим самим способом Деві вдалося отримати барій, кальцій та стронцій. Промислове виробництво магнію електролітичним способом було розпочато Німеччині наприкінці 19 століття. Теоретичні та експериментальні роботи з отримання магнію електролітичним способом нашій країні було виконано П.П. Федотьева; процес відновлення оксиду магнію кремнієм у вакуумі досліджував П.Ф. Антипін.
Розповсюдження
Берилій належить до не дуже поширених елементів: його вміст у земній корі становить 0,0004 вага. %. Берилій у природі перебуває у пов'язаному стані. Найважливіші мінерали берилію: берил-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6 , хризоберил- Be(AlO 2) 2 і фенакит- Be 2 SiO 4 . Основна частина берилію розпорошена як домішки до мінералів ряду інших елементів, особливо алюмінію. Берилій міститься також у глибинних опадах морів та золі деяких кам'яних вугілля. Деякі різновиди берилу, пофарбовані домішками в різні кольори, відносяться до дорогоцінного каміння. Такі, наприклад, зелені смарагди, блакитно-зелені аквамарини.
Магній – один із найпоширеніших у земній корі елементів. Вміст магнію становить 1,4%. До найважливіших мінералів відносяться, зокрема, вуглекислі карбонатні породи, що утворюють величезні масиви на суші і навіть цілі гірські хребти – магнезит MgCO 3 та доломіт MgCO 3 -CaCO 3 . Під шарами різних наносних порід разом із покладами кам'яної солі відомі колосальні поклади та іншого легкорозчинного магнійсодержащего мінералу - карналіту MgCl 2 -KCl-6H 2 O. Крім того, у багатьох мінералах магній тісно пов'язаний з кремнеземом, утворюючи, наприклад, олівін[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] і рідше зустрічається форстерит(Mg 2 SiO 4). Інші магній містять мінерали - це бруцит Mg(OH) 2 , кізерит MgSO 4 , епсоніт MgSO 4 -7H 2 O , каїніт MgSO 4 -KCl-3H 2 O . На поверхні Землі магній легко утворює водні силікати (тальк, азбест та ін.), прикладом яких може бути серпентин 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. З відомих мінералів близько 13% містять магній. Однак природні сполуки магнію широко трапляються і в розчиненому вигляді. Крім різних мінералів і гірських порід, 0,13 % магнію як MgCl 2 постійно містяться у водах океану (його запаси тут невичерпні – близько 6-10 16 т) й у солоних озерах і джерелах. Магній також входить до складу хлорофілу в кількості до 2% і виступає як комплексоутворювач. Загальний вміст цього елемента живої речовини Землі оцінюється величиною близько 10 11 тонн.
Отримання
Основний (близько 70%) спосіб одержання магнію - електроліз розплавленого карналіту або MgCl 2 під шаром флюсу для захисту від окиснення. Термічний спосіб отримання магнію (близько 30%) полягає у відновленні обпаленого магнезиту або доломіту. Берилієві концентрати переробляють в оксид або гідроксид берилію, з яких одержують фторид або хлорид. При отриманні металевого берилію здійснюють електроліз розплаву BeCl 2 (50 вага.%) і NaCl. Така суміш має температуру плавлення 300 про проти 400 про для чистого ВеCl 2 . Також берилій отримують магній або алюмотермічно при 1000-1200 0 C з Na 2 : Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + МgF 2 . Особливо чистий берилій (в основному для атомної промисловості) одержують зонною плавкою, дистиляцією у вакуумі та електролітичним рафінуванням.
Особливості
Берилій є “чистим” елементом. У природі магній зустрічається у вигляді трьох стабільних ізотопів: 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) та 26 Mg (11,29%). Штучно були отримані ізотопи з масами 23, 27 та 28.
Берилій має атомний номер 4 та атомну вагу 9,0122. Він знаходиться у другому періоді періодичної системи та очолює головну підгрупу 2 групи. Електронна структура атома берилію - 1s 2 2s 2 . При хімічній взаємодії атом берилію збуджується (що вимагає витрати 63 ккал/г×атом) і один з 2s-електронів переходить на 2р-орбіталь що визначає специфіку хімії берилію: він може проявляти максимальну ковалентність, рівну 4, утворюючи зв'язку 2 по обмінному механізму, та 2 за донорно-акцепторним. На кривій потенціалів іонізації берилій займає одне із верхніх місць. Останнє відповідає його малому радіусу і характеризує берилій як елемент, що не дуже охоче віддає свої електрони, що в першу чергу визначає малий ступінь хімічної активності елемента. З точки зору електронегативності берилій може розглядатися як типовий перехідний елемент між електропозитивними атомами металів, що легко віддають свої електрони, і типовими комплексоутворювачами, що мають тенденцію до утворення. ковалентного зв'язку. Берилій виявляє діагональну аналогію з алюмінієм більшою мірою, ніж LicMg і є кайносиметричним елементом. Берилій та його сполуки дуже токсичні. ГДК у повітрі - 2 мкг/м 3 .
У періодичній системі елементів магній розташовується у головній підгрупі II групи; порядковий номер магнію – 12, атомна вага 24,312. Електронна конфігурація незбудженого атома - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; будова зовнішніх електронних оболонок атома Mg (3s2) відповідає його нульвалентному стану. Порушення до двовалентного 3s 1 3p 1 вимагає витрати 62 ккал/г-атом. Іонізаційні потенціали магнію менші, ніж берилію, тому сполуки магнію характеризуються більшою часткою іонності зв'язку. За комплексоутворювальною здатністю магній теж поступається берилію. Взаємодія з елементами III групи з недобудованими d-оболонками має деякі особливості. У цю групу входять Sc, Y, Ln та Th. Ці елементи утворюють з магнієм ряд проміжних фаз і добре розчиняються в ньому рідкому стані. Діаграми стану сумішей цих елементів із магнієм – евтектичного характеру. Розчинність цих елементів у магнії у твердому стані не велика (2 – 5 % за масою). З лужноземельними і особливо з лужними металами магній не утворює значної області розчинності у твердому стані, що пов'язано з великою відмінністю атомних радіусів. Винятком є літій, атомний радіус якого відрізняється від атомного радіусу магнію на 2%. Системи магнію з міддю, сріблом та золотом – евтектичного типу. Розчинність срібла за нормальної температури евтектики –16 % по масі.
Берилій – метал сріблясто-білого кольору. Досить твердий і тендітний. Має діамагнітні властивості. На повітрі він покривається тонкою окисною плівкою, що здає металу сірий, матовий колір і захищає від подальшої корозії. Стисливість берилію дуже мала. Найменше металів (у 17 разів менше Аl) затримує рентгенівське випромінювання. Він кристалізується в ГПУ-структурі з періодами а=0,228 нм, і з=0,358 нм, КЧ=6. При 1254 про З гексагональна a-модифікація перетворюється на кубічну b. Берилій утворює евтектичні метали з Al і Si.
До лужноземельних металів відносяться метали IIa групи: берилій, магній, кальцій, стронцій, барій та радій. Відрізняються легкістю, м'якістю та сильною реакційною здатністю.
Від Be до Ra (згори донизу в періодичній таблиці) відбувається збільшення: атомного радіусу, металевих, основних, відновлювальних властивостей, реакційна здатність. Зменшується електронегативність, енергія іонізація, спорідненість до електрона.
Електронні конфігурації у цих елементів схожі, тому що вони знаходяться в одній групі (головній підгрупі!), Загальна формула ns 2:
В природі лужноземельні метализустрічаються у вигляді наступних сполук:
Це активні метали, які не можна одержати електролізом розчину. З метою їх отримання застосовують електроліз розплавів, алюмінотермію та витісненням їх із солей іншими більш активними металами.
MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (електроліз розплаву)
CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (алюмінотермія - спосіб отримання металів шляхом відновлення їх оксидів алюмінієм)
MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg
Мають загальну формулу RO, наприклад: MgO, CaO, BaO.
Оксиди лужноземельних металів можна отримати шляхом розкладання карбонатів та нітратів:
MgCO 3 → (t) MgO + CO 2
Ca(NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2
Виявляють переважно основні властивості, окрім BeO - амфотерного оксиду.
Виявляють основні властивості, за винятком берилію гідроксиду - амфотерного гідроксиду.
Отримують гідроксиди реакції відповідного оксиду металу і води (усі крім Be(OH) 2)
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2
Основні властивості більшості гідроксидів схильні до реакцій з кислотами та кислотними оксидами.
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + H 2 O
Ca(OH) 2 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2 + H 2 O
Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + H 2 O + CO 2
Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O
Реакція з солями (і не тільки) йдуть у тому випадку, якщо сіль розчинна і за підсумками реакції виділяється газ, випадає осад або утворюється слабкий електроліт (вода).
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + NaOH
Гідроксид берилію відноситься до амфотерних: виявляє подвійні властивості, реагуючи і з кислотами, і з основами.
Be(OH) 2 + HCl → BeCl 2 + H 2 O
Be(OH) 2 + NaOH → Na 2
Жорсткістю води називають сукупність властивостей води, яка залежить від присутності в ній переважно солей кальцію та магнію: гідрокарбонатів, сульфатів та хлоридів.
Розрізняють тимчасову (карбонатну) та постійну (некарбонатну) жорсткість.
Ймовірно, ви часто усуваєте жорсткість води у себе вдома, наважусь припустити – щодня. Тимчасова жорсткість води усувається звичайним кип'ятінням води в чайнику, і вапно на його стінках - CaCO 3 - безперечний доказ усунення жорсткості:
Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O
Також тимчасову жорсткість можна усунути, додавши Na 2 CO 3 у воду:
Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaHCO 3
З постійною жорсткістю боротися кип'ятінням марно: сульфати та хлориди не випадуть в осад при кип'ятінні. Постійну жорсткість води усувають додаванням у воду Na 2 CO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaCl
MgSO 4 + Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 ↓ + CO 2 + Na 2 SO 4
Жорсткість води можна визначити за допомогою різноманітних тестів. Надмірно висока жорсткість води призводить до швидкого утворення накипу на стінках котлів, труб, чайника.
©Беллевич Юрій Сергійович
Ця стаття написана Беллевичем Юрієм Сергійовичем і є його інтелектуальною власністю. Копіювання, розповсюдження (у тому числі шляхом копіювання на інші сайти та ресурси в Інтернеті) або інше використання інформації та об'єктів без попередньої згоди правовласника переслідується за законом. Для отримання матеріалів статті та дозволу їх використання, зверніться, будь ласка, до
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 елементівданої 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. обільша 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.
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.
