Електронна структура на алкалоземни метали. Алкалоземни метали: кратко описание

Свежата повърхност на Е бързо потъмнява поради образуването на оксиден филм. Този филм е относително плътен - с течение на времето целият метал бавно се окислява. Филмът се състои от EO, както и EO 2 и E 3 N 2. Нормалните електродни потенциали на реакциите E-2e = E 2+ са равни на = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). Това са много активни елементи: те се разтварят във вода и киселини, изместват повечето метали от техните оксиди, халогениди и сулфиди. Първичният (200-300 o C) калций взаимодейства с водни пари по следната схема:

2Ca + H 2 O = CaO + CaH 2.

Вторичните реакции имат формата:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2 и CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.

Е е почти неразтворим в силна сярна киселина поради образуването на филм от слабо разтворим ESO 4 . E реагират бурно с разредени минерални киселини, освобождавайки водород. Калцият при нагряване над 800 o C реагира с метан по следната схема:

3Ca + CH 4 = CaH 2 + CaC 2.

При нагряване те реагират с водород, сяра и амоняк. По химични свойства радият е най-близо до Ba, но е по-активен. При стайна температура той забележимо се свързва с кислорода и азота във въздуха. Като цяло химичните му свойства са малко по-изразени от тези на аналозите му. Всички радиеви съединения бавно се разлагат под въздействието на собствената си радиация, придобивайки жълтеникав или кафяв цвят. Радиевите съединения имат свойството автолуминесценция. В резултат на радиоактивно разпадане 1 g Ra отделя 553,7 J топлина всеки час. Следователно температурата на радия и неговите съединения винаги е с 1,5 градуса по-висока от температурата на околната среда. Известно е също, че 1 g радий на ден освобождава 1 mm 3 радон (226 Ra = 222 Rn + 4 He), на което се основава използването му като източник на радон за радонови бани.

Хидриди Е - бели, кристални солеподобни вещества. Те се получават директно от елементите чрез нагряване. Началните температури на реакцията E + H 2 = EN 2 са 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba). Термичната дисоциация на EN 2 започва при 600 o C. Във водородна атмосфера CaH 2 не се разлага при точката на топене (816 o C). При липса на влага хидридите на алкалоземните метали са стабилни на въздух при обикновени температури. Те не реагират с халогени. При нагряване обаче химическата активност на EN 2 се увеличава. Те са способни да редуцират оксидите до метали (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), например

2CaH 2 + TiO 2 = 2CaO + 2H 2 + Ti.

Реакцията на CaH 2 с Al 2 O 3 протича при 750 o C:

3CaH 2 + Al 2 O 3 = 3CaO + 3H 2 + 2Al,

CaH 2 + 2Al = CaAl 2 + H 2.

CaH2 реагира с азот при 600°C по следната схема:

3CaH 2 + N 2 = Ca 3 N 2 + 3H 2.

Когато EN 2 се запали, те горят бавно:

EN 2 + O 2 = H 2 O + CaO.

Експлозивен при смесване с твърди окислители. Когато водата действа върху EN 2, се отделят хидроксид и водород. Тази реакция е силно екзотермична: EN 2, навлажнен с вода във въздуха, се запалва спонтанно. EN 2 реагира с киселини, например, съгласно следната схема:

2HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2H 2.

EN 2 се използва за получаване на чист водород, както и за определяне на следи от вода в органични разтворители. Нитриди Е са безцветни, огнеупорни вещества. Те се получават директно от елементи при повишени температури. Те се разлагат с вода по следната схема:

E3N2 + 6H2O = 3E(OH)2 + 2NH3.

E 3 N 2 реагира при нагряване с CO съгласно следната схема:

E 3 N 2 + 3CO = 3EO + N 2 + 3C.

Процесите, които възникват при нагряване на E 3 N 2 с въглища, изглеждат така:

E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;

Стронциевият нитрид реагира с HCl за получаване на Sr и амониеви хлориди. Фосфиди E 3 R 2 се образуват директно от елементи или чрез калциниране на тризаместени фосфати с въглища:

Ca 3 (PO 4) 2 + 4C = Ca 3 P 2 + 4CO

Те се хидролизират с вода по следната схема:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.

С киселините фосфидите на алкалоземните метали дават съответната сол и фосфин. Това е основата за използването им за получаване на фосфин в лабораторията.

Сложен амоняк състав E(NH 3) 6 - твърди вещества с метален блясък и висока електропроводимост. Получават се при действието на течен амоняк върху Е. Самозапалват се във въздуха. Без достъп до въздух те се разлагат на съответните амиди: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. При нагряване те енергично се разлагат по същия модел.

Карбиди алкалоземните метали, които се получават чрез калциниране на Е с въглища, се разлагат с вода, освобождавайки ацетилен:

ES 2 + 2H 2 O = E(OH) 2 + C 2 H 2.

Реакцията с BaC 2 е толкова бурна, че се запалва при контакт с вода. Топлините на образуване на ES 2 от елементи за Ca и Ba са 14 и 12 kcalmol. При нагряване с азот ES 2 дава CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2. Известен силициди (ESi и ESi 2). Те могат да бъдат получени чрез нагряване директно от елементите. Те се хидролизират от вода и реагират с киселини, давайки H 2 Si 2 O 5, SiH 4, съответното съединение Е и водород. Известен бориди EV 6, получен от елементи при нагряване.

Оксиди калцият и неговите аналози са бели, огнеупорни (T bp CaO = 2850 o C) вещества, които енергично абсорбират вода. Това е основата за използването на BaO за получаване на абсолютен алкохол. Те реагират бурно с водата, отделяйки много топлина (с изключение на SrO, чието разтваряне е ендотермично). ЕО се разтварят в киселини и амониев хлорид:

EO + 2NH 4 Cl = SrCl 2 + 2NH 3 + H 2 O.

ЕО се получава чрез калциниране на карбонати, нитрати, пероксиди или хидроксиди на съответните метали. Ефективните заряди на барий и кислород в BaO са 0,86. SrO при 700 o C реагира с калиев цианид:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

Стронциевият оксид се разтваря в метанол, за да образува Sr(OSH 3) 2. По време на магнезиево-термичната редукция на BaO може да се получи междинният оксид Ba2O, който е нестабилен и непропорционален.

Хидроксиди Алкалоземните метали са бели, водоразтворими вещества. Те са силни основи. В серията Ca-Sr-Ba основната природа и разтворимостта на хидроксидите се увеличават. pPR(Ca(OH)2) = 5,26, pPR(Sr(OH)2) = 3,5, pPR(Ba(OH)2) = 2,3. Ba(OH)2 обикновено се отделя от хидроксидни разтвори. 8H 2 O, Sr(OH) 2. 8H2O, Ca(OH)2. H 2 O. EO добави вода, за да образува хидроксиди. Това е основата за използването на CaO в строителството. Близка смес от Ca(OH) 2 и NaOH в тегловно съотношение 2:1 се нарича натриева вар и се използва широко като абсорбатор на CO 2 . Ca(OH) 2, когато стои във въздуха, абсорбира CO 2 по следната схема:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

При около 400 o C Ca(OH) 2 реагира с въглероден окис:

CO + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2.

Баритната вода реагира с CS 2 при 100 o C:

CS 2 + 2Ba(OH) 2 = BaCO 3 + Ba(HS) 2 + H 2 O.

Алуминият реагира с баритна вода:

2Al + Ba(OH) 2 + 10H 2 O = Ba 2 + 3H 2. E(OH) 2

използвани за откриване на въглероден анхидрид.

E форма кислородна вода бяло. Те са значително по-малко стабилни, за разлика от оксидите, и са силни окислители. От практическо значение е най-стабилният BaO 2, който е бял, парамагнитен прах с плътност 4,96 g1cm 3 и т.н. 450°. BaO 2 е стабилен при обикновени температури (може да се съхранява с години), слабо разтворим във вода, алкохол и етер и се разтваря в разредени киселини с отделяне на сол и водороден пероксид. Термичното разлагане на бариев пероксид се ускорява от оксиди, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 и CuO. Бариевият пероксид реагира при нагряване с водород, сяра, въглерод, амоняк, амониеви соли, калиев ферицианид и др. Бариевият пероксид реагира с концентрирана солна киселина, освобождавайки хлор:

BaO 2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O.

Той окислява водата до водороден пероксид:

H 2 O + BaO 2 = Ba(OH) 2 + H 2 O 2.

Тази реакция е обратима и дори в присъствието на въглена киселина равновесието се измества надясно. BaO 2 се използва като изходен продукт за производството на H 2 O 2, а също и като окислител в пиротехническите състави. Въпреки това, BaO 2 може да действа и като редуциращ агент:

HgCl 2 + BaO 2 = Hg + BaCl 2 + O 2.

BaO 2 се получава чрез нагряване на BaO в поток от въздух до 500 o C по следната схема:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

С повишаване на температурата протича обратният процес. Следователно, когато Ba гори, се отделя само оксид. SrO 2 и CaO 2 са по-малко стабилни. Общ метод за получаване на EO 2 е взаимодействието на E(OH) 2 с H 2 O 2, което освобождава EO 2. 8H 2 O. Термичното разлагане на EO 2 започва при 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba). При нагряване на ЕО 2 с концентриран водороден прекис могат да се получат жълти нестабилни вещества - ЕО 4 супероксиди.

E солите обикновено са безцветни. Хлоридите, бромидите, йодидите и нитратите са силно разтворими във вода. Флуоридите, сулфатите, карбонатите и фосфатите са слабо разтворими. Ba 2+ йонът е токсичен. Халогениди Е се делят на две групи: флуориди и всички останали. Флуоридите са почти неразтворими във вода и киселини и не образуват кристални хидрати. Напротив, хлоридите, бромидите и йодидите са силно разтворими във вода и се отделят от разтворите под формата на кристални хидрати. Някои свойства на EG 2 са представени по-долу:

Когато се получават чрез обменно разлагане в разтвор, флуоридите се освобождават под формата на обемни лигавични отлагания, които лесно образуват колоидни разтвори. EG 2 може да се получи чрез въздействие със съответните халогени върху съответния E. Стопилките на EG 2 са способни да разтварят до 30% E. При изследване на електрическата проводимост на стопилки на хлориди на елементи от втората група на основната подгрупа, беше установено, че техният молекулен йонен състав е много различен. Степените на дисоциация по схемата ESl 2 = E 2+ + 2Cl- са равни на: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. Халогенидите (с изключение на флуоридите) E съдържат вода на кристализация: CaCl2. 6H2O, SrCl2. 6H2O и BaCl2. 2H 2 O. Рентгеноструктурният анализ установява структурата на E[(OH 2) 6 ]G 2 за кристални хидрати на Ca и Sr. Чрез бавно нагряване на кристални хидрати на EG 2 могат да се получат безводни соли. CaCl 2 лесно образува свръхнаситени разтвори. Естественият CaF 2 (флуорит) се използва в керамичната промишленост, използва се и за производството на HF и е флуориден минерал. Безводният CaCl 2 се използва като десикант поради неговата хигроскопичност. Кристалният хидрат на калциев хлорид се използва за приготвяне на хладилни смеси. BaCl 2 - използва се в cx и за отваряне

SO 4 2- (Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4).

Чрез сливане на EG2 и EN2 могат да се получат следните хидрохалогениди:

ПР. 2 + EN 2 = 2 АНГ.

Тези вещества се топят без разлагане, но се хидролизират от вода:

2ENH + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2.

Разтворимост във вода хлорати , бромати И йодати във вода намалява по редовете Ca - Sr - Ba и Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - използва се в пиротехниката. Перхлорати Е са силно разтворими не само във вода, но и в органични разтворители. Най-важният от E(ClO 4) 2 е Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. Безводният бариев перхлорат е добър десикант. Термичното му разлагане започва едва при 400 o C. Хипохлорит калций Ca(ClO) 2. nH 2 O (n=2,3,4) се получава при въздействието на хлора върху варното мляко. Той е окислител и е силно разтворим във вода. Белина може да се получи чрез третиране на твърда гасена вар с хлор. Разлага се с вода и мирише на хлор при наличие на влага. Реагира с CO 2 във въздуха:

CO 2 + 2CaOCl 2 = CaCO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O.

Белината се използва като окислител, избелващ агент и като дезинфектант.

За алкалоземните метали е известно азиди E(N 3) 2 и тиоцианати E(CNS) 2. 3H 2 O. Азидите са много по-малко експлозивни от оловния азид. Роданидите лесно губят вода при нагряване. Те са силно разтворими във вода и органични разтворители. Ba (N 3) 2 и Ba (CNS) 2 могат да се използват за получаване на азиди и тиоцианати на други метали от сулфати чрез обменна реакция.

Нитрати калций и стронций обикновено съществуват под формата на кристални хидрати на Ca(NO 3) 2. 4H 2 O и Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. Бариевият нитрат не се характеризира с образуване на кристален хидрат. При нагряване Ca(NO 3) 2. 4H 2 O и Sr(NO 3) 2. 4H 2 O лесно губи вода. В инертна атмосфера E нитратите са термично стабилни до 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). Стопилката на кристалния хидрат на калциев нитрат има кисела среда при 75 o C. Характеристика на бариевия нитрат е ниската скорост на разтваряне на неговите кристали във вода. Само бариевият нитрат, за който е известен нестабилен K2 комплекс, проявява склонност към образуване на комплекси. Калциевият нитрат е разтворим в алкохоли, метилацетат и ацетон. Там стронциевите и бариевите нитрати са почти неразтворими. Точката на топене на E нитратите се оценява на 600 o C, но при същата температура започва разлагането:

E(NO 3) 2 = E(NO 2) 2 + O 2.

По-нататъшното разлагане се извършва при по-високи температури:

E(NO 2) 2 = EO + NO 2 + NO.

Е нитратите отдавна се използват в пиротехниката. Силно летливите Е соли оцветяват пламъка в съответните цветове: Ca - оранжево-жълт, Sr - червено-кармин, Ba - жълто-зелен. Нека разберем същността на това, използвайки примера на Sr: Sr 2+ има две VAO: 5s и 5p или 5s и 4d. Нека предадем енергия на тази система - загрейте я. Електроните от орбиталите по-близо до ядрото ще се преместят към тези VAO. Но такава система не е стабилна и ще освободи енергия под формата на светлинен квант. Именно Sr 2+ излъчва кванти с честота, съответстваща на червените дължини на вълните. При приготвянето на пиротехнически състави е удобно да се използва селитра, т.к Той не само оцветява пламъка, но е и окислител, освобождавайки кислород при нагряване. Пиротехническите състави се състоят от твърд окислител, твърд редуциращ агент и някои органични вещества, които обезцветяват пламъка на редуциращия агент и действат като свързващ агент. Като тор се използва калциев нитрат.

всичко фосфати И хидрофосфати Е са слабо разтворими във вода. Те могат да бъдат получени чрез разтваряне на подходящо количество CaO или CaCO 3 в ортофосфорна киселина. Те също се утаяват по време на обменни реакции като:

(3-x)Ca 2+ + 2H x PO 4 -(3-x) = Ca (3-x) (H x PO 4) 2.

От практическо значение (като тор) е монозаместеният калциев ортофосфат, който заедно с Ca (SO 4) е включен в суперфосфат. Получава се по схемата:

Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4

Оксалати също слабо разтворим във вода. От практическо значение е калциевият оксалат, който се дехидратира при 200 o C и се разлага при 430 o C по следната схема:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

Ацетати Е се изолират под формата на кристални хидрати и са силно разтворими във вода.

СЪС сулфати Е - бели, слабо разтворими във вода вещества. Разтворимост CaSO 4 . 2H 2 O на 1000 g вода при нормална температура е 8. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, BaSO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10-6 mol. В серията Ca - Ra разтворимостта на сулфатите бързо намалява. Ba 2+ е реагент за сулфатен йон. Калциевият сулфат съдържа вода от кристализация. Над 66 o C от разтвора се отделя безводен калциев сулфат, по-долу - гипс CaSO 4. 2H 2 O. Нагряването на гипса над 170 o C се придружава от отделяне на хидратна вода. Когато гипсът се смеси с вода, тази маса бързо се втвърдява поради образуването на кристален хидрат. Това свойство на гипса се използва в строителството. Египтяните са използвали това знание преди 2000 години. Разтворимостта на ESO 4 в силна сярна киселина е много по-висока, отколкото във вода (BaSO 4 до 10%), което показва комплексообразуване. Съответстващи комплекси ЕСО 4. H 2 SO 4 може да се получи в свободно състояние. Двойни соли с алкални метали и амониеви сулфати са известни само за Ca и Sr. (NH 4) 2 е разтворим във вода и се използва в аналитичната химия за отделяне на Ca от Sr, т.к. (NH 4) 2 е слабо разтворим. Гипсът се използва за комбинирано производство на сярна киселина и цимент, т.к При нагряване с редуциращ агент (въглища) гипсът се разлага:

CaSO 4 + C = CaO + SO 2 + CO.

При по-висока температура (900 o C) сярата се редуцира още повече по следната схема:

CaSO 4 + 3C = CaS + CO 2 + 2CO.

Подобно разлагане на Sr и Ba сулфатите започва при по-високи температури. BaSO 4 е нетоксичен и се използва в медицината и производството на минерални бои.

Сулфиди Е са бели твърди вещества, които кристализират като NaCl. Топлините на тяхното образуване и енергиите на кристалните решетки са равни (kcalmol): 110 и 722 (Ca), 108 и 687 (Sr), 106 и 656 (Ba). Може да се получи чрез синтез от елементи чрез нагряване или калциниране на сулфати с въглища:

ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO.

Най-слабо разтворим е CaS (0,2 hl). ES влиза в следните реакции при нагряване:

ES + H2O = EO + H2S; ES + G 2 = S + EG 2; ES + 2O 2 = ESO 4; ES + xS = ES x+1 (x=2,3).

Сулфидите на алкалоземните метали в неутрален разтвор се хидролизират напълно по следната схема:

2ES + 2H 2 O = E(HS) 2 + E(OH) 2.

Киселинни сулфиди може да се получи и в свободно състояние чрез изпаряване на разтвор на сулфиди. Те реагират със сярата:

E(HS) 2 + xS = ES x+1 + H 2 S (x=2,3,4).

BaS е известен от кристалните хидрати. 6H2O и Ca(HS)2. 6H2O, Ba(HS)2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 се използва за обезкосмяване. ES са обект на явлението фосфоресценция. Известен полисулфиди E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. Получават се чрез варене на суспензия от ES във вода със сяра. Във въздуха ES се окисляват: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. Чрез преминаване на въздух през CaS суспензия може да се получи тиосулфат Ca по схемата:

2CaS + 2O 2 + H 2 O = Ca(OH) 2 + CaS 2 O 3

Той е силно разтворим във вода. В серията Ca - Sr - Ba разтворимостта на тиосулфатите намалява. Телуриди Е са слабо разтворими във вода и също подлежат на хидролиза, но в по-малка степен от сулфидите.

Разтворимост хромати E в серията Ca - Ba пада също толкова рязко, колкото и при сулфатите. Тези жълти вещества се получават чрез взаимодействие на разтворими соли на Е с хромати (или дихромати) на алкални метали:

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

Калциевият хромат се отделя под формата на кристален хидрат - CaCrO 4 . 2H20 (pPR CaCrO4 = 3.15). Дори преди точката на топене, той губи вода. SrCrO 4 и BaCrO 4 не образуват кристални хидрати. pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93.

Карбонати E бели, трудно разтворими вещества във вода. При нагряване ESO 3 се трансформира в EO, отделяйки CO 2. В серията Ca - Ba термичната стабилност на карбонатите се увеличава. Най-практически важен от тях е калциевият карбонат (варовик). Използва се директно в строителството, а също така служи като суровина за производството на вар и цимент. Годишното световно производство на вар от варовик възлиза на десетки милиони тонове. Термичната дисоциация на CaCO 3 е ендотермична:

CaCO 3 = CaO + CO 2

и изисква разход от 43 kcal на мол варовик. Изпичането на CaCO 3 се извършва в шахтови пещи. Страничен продукт от печенето е ценният въглероден диоксид. CaO е важен строителен материал. При смесване с вода се получава кристализация поради образуването на хидроксид и след това карбонат съгласно следните схеми:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 и Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

Изключително важна практическа роля играе циментът - зеленикаво-сив прах, състоящ се от смес от различни силикати и калциеви алуминати. При смесване с вода се втвърдява поради хидратация. По време на производството му се изпича смес от CaCO 3 и глина преди да започне синтероването (1400-1500 o C). След това сместа се смила. Съставът на цимента може да се изрази като процентно съдържание на компонентите CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, като CaO представлява основата, а останалите са киселинни анхидриди. Съставът на силикатния (Portlad) цимент се състои главно от Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 и Ca (FeO 2) 2. Неговата настройка протича по следните схеми:

Ca 3 SiO 5 + 3H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H 2 O + Ca(OH) 2

Ca 2 SiO 4 + 2H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H 2 O

Ca 3 (AlO 3) 2 + 6H 2 O = Ca 3 (AlO 3) 2. 6H 2 O

Ca(FeO 2) 2 + nH 2 O = Ca(FeO 2) 2. nH2O.

Естествената креда се добавя към различни шпакловки. Финокристален CaCO 3, утаен от разтвор, се включва в състава на праховете за зъби. BaO се получава от BaCO 3 чрез калциниране с въглища по следната схема:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

Ако процесът се извършва при по-висока температура в поток от азот, цианид барий:

BaCO 3 + 4C + N 2 = 3CO + Ba(CN) 2.

Ba(CN) 2 е силно разтворим във вода. Ba(CN) 2 може да се използва за получаване на цианиди на други метали чрез обменно разлагане със сулфати. Хидрокарбонати Е са разтворими във вода и могат да бъдат получени само в разтвор, например чрез преминаване на въглероден диоксид в суспензия на CaCO 3 във вода:

CO 2 + CaCO 3 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.

Тази реакция е обратима и се измества наляво при нагряване. Наличието на калциеви и магнезиеви бикарбонати в природните води причинява твърдост на водата.

Част първа. основни характеристикиIIГрупи от периодичната система от елементи.

В тази група се намират следните елементи: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Те имат обща електронна конфигурация: (n-1)p 6 ns 2, с изключение на Be 1s 2 2s 2. Поради последното свойствата на Be са малко по-различни от свойствата на подгрупата като цяло. Свойствата на магнезия също се различават от свойствата на подгрупата, но в по-малка степен. В редицата Ca – Sr – Ba – Ra свойствата се променят последователно. Относителната електроотрицателност в серията Be – Ra намалява, защото С увеличаването на размера на атома валентните електрони се отдават по-лесно. Свойствата на елементите от подгрупа IIA се определят от лекотата на загуба на два ns електрона. В този случай се образуват Е 2+ йони. При изследване на рентгеновата дифракция се оказа, че в някои съединения елементите от подгрупата IIA проявяват моновалентност. Пример за такива съединения са EG, които се получават чрез добавяне на Е към стопилката EG 2. Всички елементи от тази серия не се срещат в природата в свободно състояние поради тяхната висока активност.

Част две. Берилий и магнезий.

История на берилия

Берилиевите съединения под формата на скъпоценни камъни са известни от древността. От дълго време хората търсят и разработват находища на сини аквамарини, зелени изумруди, зеленикаво-жълти берили и златни хризоберили. Но едва в края на 18-ти век химиците заподозряха, че берилът съдържа някакъв нов неизвестен елемент. През 1798 г. френският химик Луис Никола Воклен изолира оксида "La terree du beril" от берил, който е различен от алуминиевия оксид. Този оксид придава на солите сладък вкус, не образува стипца, разтваря се в разтвор на амониев карбонат и не се утаява от калиев оксалат. Металният берилий е получен за първи път през 1829 г. от известния немски учен Weller и в същото време от френския учен Bussy, който получава прах от метален берилий чрез редуциране на берилиев хлорид с метален калий. Началото на индустриалното производство датира от 30-40-те години. последния век.

История на магнезия

Елементът получи името си от района на Магнезия в Древна Гърция.Естествените материали, съдържащи магнезий, магнезит и доломит отдавна се използват в строителството.

Първите опити за изолиране на металната основа на магнезия в чиста форма са направени в началото на 19 век. известният английски физик и химик Хъмфри Дейви (1778–1829), след като подлага на електролиза разтопен калий и сода каустик и получава метални Na ​​и K. Той решава да се опита по подобен начин да извърши разлагането на оксидите на алкалоземните метали и магнезия. В първоначалните си експерименти Дейви пропуска ток през мокри оксиди, предпазвайки ги от контакт с въздуха чрез слой масло; обаче металите бяха слети с катода и не можеха да бъдат разделени.

Дейви опита много различни методи, но всички те бяха неуспешни по различни причини. Най-накрая, през 1808 г., той имал късмет - смесил мокър магнезий с живачен оксид, поставил масата върху платинена плоча и прокарал ток през нея; Амалгамата се прехвърля в стъклена тръба, нагрява се за отстраняване на живака и се получава нов метал. Използвайки същия метод, Дейви успява да получи барий, калций и стронций. Промишленото производство на магнезий по електролитен метод започва в Германия в края на 19 век. Теоретична и експериментална работа по производството на магнезий по електролитен метод в нашата страна е извършена от P.P. Федотиев; процесът на редукция на магнезиев оксид от силиций във вакуум е изследван от P.F. Антипин.

Разпръскване

Берилият е един от по-рядко срещаните елементи: съдържанието му в земната кора е 0,0004 тегл. %. Берилият в природата е в свързано състояние. Най-важните минерали на берилия са берил-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, хризоберил-Be (AlO 2) 2 и фенацит-Be 2 SiO 4. Основната част от берилия се диспергира като примеси в минералите на редица други елементи, особено алуминия. Берилият се намира и в дълбоководните седименти и пепелта от някои въглища. Някои разновидности на берил, оцветени от примеси в различни цветове, се класифицират като скъпоценни камъни. Това са например зелени изумруди и синьо-зелени аквамарини.

Магнезият е един от най-често срещаните елементи в земната кора. Съдържанието на магнезий е 1,4%. Най-важните минерали включват по-специално въглеродните карбонатни скали, които образуват огромни масиви на сушата и дори цели планински вериги - магнезит MgCO 3 и доломит MgCO3-CaCO3. Под слоеве от различни алувиални скали, заедно с находища на каменна сол, са известни колосални находища на друг лесно разтворим магнезий-съдържащ минерал - карналит MgCl 2 -KCl-6H 2 O. В допълнение, в много минерали магнезият е тясно свързан със силициев диоксид, образувайки напр. оливин[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] и по-рядко форстерит(Mg 2 SiO 4). Други минерали, съдържащи магнезий, са брусит Mg(OH)2 , кизерит MgSO4 , епсонит MgSO4-7H20 , Каинит MgSO4-KCl-3H2O . На повърхността на Земята магнезият лесно образува водни силикати (талк, азбест и др.), пример за които е змиевиден 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. От известните минерали около 13% съдържат магнезий. Въпреки това естествените магнезиеви съединения се срещат широко в разтворена форма. В допълнение към различни минерали и скали, 0,13% магнезий под формата на MgCl 2 постоянно се намира в океанските води (запасите му тук са неизчерпаеми - около 6-10 16 тона) и в солени езера и извори. Магнезият също е включен в хлорофила в количество до 2% и тук действа като комплексообразуващ агент. Общото съдържание на този елемент в живата материя на Земята се оценява на около 10 11 тона.

Касова бележка

Основният (около 70%) метод за производство на магнезий е електролиза на разтопен карналит или MgCl 2 под слой от поток за защита срещу окисление. Термичният метод за получаване на магнезий (около 30%) включва редукция на калциниран магнезит или доломит. Берилиевите концентрати се преработват в берилиев оксид или хидроксид, от който се получава флуорид или хлорид. При получаване на метален берилий се извършва електролиза на стопилката на BeCl 2 (50 тегл.%) и NaCl , Тази смес има точка на топене 300 o C срещу 400 o C за чист BeCl 2. Берилият се получава и магнезиево- или алуминотермално при 1000-1200 0 С от Na 2: Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + MgF 2. Особено чист берилий (основно за ядрената индустрия) се получава чрез зоново топене, вакуумна дестилация и електролитно рафиниране.

Особености

Берилият е "чист" елемент. В природата магнезият се среща под формата на три стабилни изотопа: 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) и 26 Mg (11,29%). По изкуствен начин са получени изотопи с маси 23, 27 и 28.

Берилият има атомно число 4 и атомно тегло 9,0122. Той е във втория период на периодичната таблица и оглавява основната подгрупа на група 2. Електронната структура на берилиевия атом е 1s 2 2s 2. По време на химическо взаимодействие берилиевият атом се възбужда (което изисква разход от 63 kcal/g × атом) и един от 2s електроните се премества към 2p орбитала, което определя спецификата на химията на берилия: той може да проявява максимум ковалентност 4, образувайки 2 връзки според обменния механизъм, и 2 за донор-акцептор. На кривата на йонизационния потенциал берилият заема едно от първите места. Последното съответства на малкия му радиус и характеризира берилия като елемент, който не е особено склонен да отдава своите електрони, което определя преди всичко ниската степен на химична активност на елемента. От гледна точка на електроотрицателността, берилият може да се разглежда като типичен преходен елемент между електроположителните метални атоми, които лесно отдават електроните си, и типичните комплексообразователи, които са склонни да образуват ковалентни връзки. Берилият проявява диагонална аналогия с алуминия в по-голяма степен от LicMg и е киносиметричен елемент. Берилият и неговите съединения са силно токсични. ПДК във въздуха е 2 μg/m 3 .

В периодичната таблица на елементите магнезият се намира в главната подгрупа на II група; Серийният номер на магнезия е 12, атомното тегло е 24,312. Електронната конфигурация на невъзбуден атом е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; структурата на външните електронни обвивки на атома Mg (3s 2) съответства на неговото нулево-валентно състояние. Възбуждането до двувалентен 3s 1 3p 1 изисква разход от 62 kcal/g-атом. Йонизационният потенциал на магнезия е по-нисък от този на берилия, следователно магнезиевите съединения се характеризират с по-висок дял на йонност на връзката. По комплексообразуваща способност магнезият също отстъпва на берилия. Взаимодействието с елементи от група IIIB с незавършени d-черупки има някои характеристики. Тази група включва Sc, Y, Ln и Th. Тези елементи образуват редица междинни фази с магнезия и се разтварят добре в него в течно състояние. Диаграмите на състоянието на смеси от тези елементи с магнезий са евтектични по природа. Разтворимостта на тези елементи в магнезия в твърдо състояние не е висока (2 – 5% от теглото). С алкалоземните и особено с алкалните метали магнезият не образува значителна област на разтворимост в твърдо състояние, което се дължи на голямата разлика в атомните радиуси. Изключение прави литий, чийто атомен радиус се различава от атомния радиус на магнезия с 2%. Системите от магнезий с мед, сребро и злато са от евтектичен тип. Разтворимостта на среброто при евтектична температура е –16% от теглото.

Физични свойства

Берилий - сребристо-бял метал. Доста твърд и крехък. Има диамагнитни свойства. Във въздуха той се покрива с тънък оксиден филм, който придава на метала сив, матов цвят и го предпазва от по-нататъшна корозия. Свиваемостта на берилия е много ниска. Най-малкото количество метали (17 пъти по-малко от Al) блокира рентгеновото лъчение. Кристализира в hcp структура с периоди a=0,228 nm и c=0,358 nm, CN=6. При 1254 o C хексагоналната модификация a се трансформира в кубична b. Берилият образува евтектични сплави с Al и Si.

От цялата периодична таблица повечето от елементите представляват групата на металите. амфотерни, преходни, радиоактивни - има много от тях. Всички метали играят огромна роля не само в природата и човешкия биологичен живот, но и в различни индустрии. Ненапразно 20-ти век е наречен "желязо".

Метали: обща характеристика

Всички метали споделят общи химични и физични свойства, по които лесно се различават от неметалните вещества. Например структурата на кристалната решетка им позволява да бъдат:

• проводници на електрически ток;
• добри топлопроводници;
• ковък и пластичен;
• издръжлив и лъскав.

Разбира се, има различия между тях. Някои метали блестят със сребрист цвят, други с по-матово бяло, а трети обикновено с червен и жълт цвят. Има и разлики в топлинната и електрическата проводимост. Тези параметри обаче все още са общи за всички метали, докато неметалите имат повече разлики, отколкото прилики.

По химическа природа всички метали са редуциращи агенти. В зависимост от условията на реакцията и конкретните вещества, те могат да действат и като окислители, но рядко. Способен да образува множество вещества. Химичните съединения на металите се намират в природата в огромни количества в руди или минерали, минерали и други скали. Степента винаги е положителна и може да бъде постоянна (алуминий, натрий, калций) или променлива (хром, желязо, мед, манган).

Много от тях се използват широко като строителни материали и се използват в голямо разнообразие от отрасли на науката и технологиите.

Химични съединения на металите

Сред тях трябва да се споменат няколко основни класа вещества, които са продукти на взаимодействието на метали с други елементи и вещества.

1. Оксиди, хидриди, нитриди, силициди, фосфиди, озониди, карбиди, сулфиди и други - бинарни съединения с неметали, най-често принадлежат към класа на солите (с изключение на оксидите).
2. Хидроксиди - обща формула Me + x (OH) x.
3. Сол. Метални съединения с киселинни остатъци. Може да е различно:

• средно аритметично;
• кисело;
• двойно;
• основен;
• комплекс.

4. Съединения на метали с органични вещества - органометални структури.

5. Съединения на металите помежду си - сплави, които се получават по различни начини.

Опции за свързване на метал

Веществата, които могат да съдържат два или повече различни метала едновременно, се разделят на:

• сплави;
• двойни соли;
• комплексни съединения;
• интерметални съединения.

Методите за свързване на метали също се различават. Например, за производството на сплави се използва методът на топене, смесване и втвърдяване на получения продукт.

Интерметалните съединения се образуват в резултат на директни химични реакции между метали, често експлозивни (например цинк и никел). Такива процеси изискват специални условия: много висока температура, налягане, вакуум, липса на кислород и др.

Сода, сол, сода каустик - всичко това са съединения на алкални метали в природата. Те съществуват в чиста форма, образувайки отлагания, или са част от продуктите на горенето на определени вещества. Понякога те се получават по лабораторен метод. Но тези вещества винаги са важни и ценни, тъй като заобикалят човека и оформят живота му.

Съединенията на алкални метали и техните употреби не се ограничават до натрий. Соли като:

• калиев хлорид;
• (калиев нитрат);
• калиев карбонат;
• сулфат.

Всички те са ценни минерални торове, използвани в селското стопанство.

Алкалоземни метали - съединения и тяхното приложение

Тази категория включва елементи от втората група на основната подгрупа на системата от химични елементи. Постоянната им степен на окисление е +2. Това са активни редуциращи агенти, които лесно влизат в химични реакции с повечето съединения и прости вещества. Проявява всички типични свойства на металите: блясък, ковкост, топло- и електропроводимост.

Най-важните и често срещани от тях са магнезият и калцият. Берилият е амфотерен, барият и радият са редки елементи. Всички те са способни да образуват следните видове връзки:

• интерметални;
• оксиди;
• хидриди;
• бинарни соли (съединения с неметали);
• хидроксиди;
• соли (двойни, комплексни, киселинни, основни, средни).

Нека да разгледаме най-важните съединения от практическа гледна точка и техните области на приложение.

Магнезиеви и калциеви соли

Съединенията на алкалоземните метали като соли са важни за живите организми. В крайна сметка калциевите соли са източникът на този елемент в тялото. И без него е невъзможно нормалното образуване на скелета, зъбите, рогата при животните, копитата, косата и козината и т.н.

По този начин най-често срещаната сол на алкалоземния метал калций е карбонатът. Другите му имена:

• мрамор;
• варовик;
• доломит.

Използва се не само като доставчик на калциеви йони за жив организъм, но и като строителен материал, суровина за химическо производство, в козметичната промишленост, стъкларската промишленост и др.

Съединенията на алкалоземните метали като сулфатите също са важни. Например, бариев сулфат (медицинско наименование "баритна каша") се използва в рентгеновата диагностика. Калциевият сулфат под формата на кристален хидрат е гипс, който се среща в природата. Използва се в медицината, строителството и щамповането на отливки.

Фосфор от алкалоземен метал

Тези вещества са известни още от Средновековието. Преди това те се наричаха фосфори. Това име се среща и днес. По своята същност тези съединения са сулфиди на магнезий, стронций, барий и калций.

При определена обработка те са способни да проявяват фосфоресциращи свойства, а блясъкът е много красив, от червено до ярко лилаво. Това се използва при производството на пътни знаци, работно облекло и други неща.

Сложни връзки

Веществата, които включват два или повече различни елемента от метална природа, са сложни метални съединения. Най-често те са течности с красиви и пъстри цветове. Използва се в аналитичната химия за качествено определяне на йони.

Такива вещества са способни да образуват не само алкални и алкалоземни метали, но и всички останали. Има хидроксо комплекси, аква комплекси и др.

Химическите свойства на алкалните и алкалоземните метали са подобни. Външното енергийно ниво на алкалните метали има един електрон, а това на алкалоземните метали има два. По време на реакциите металите лесно се разделят с валентни електрони, проявявайки свойствата на силен редуциращ агент.

Алкална

Група I на периодичната таблица включва алкални метали:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• Френски

Ориз. 1. Алкални метали.

Отличават се с мекота (може да се реже с нож), ниски точки на топене и кипене. Това са най-активните метали.

Химичните свойства на алкалните метали са представени в таблицата.

Може да реагира с органични киселини и алкохоли.

Алкалноземни

Във II група на периодичната таблица има алкалоземни метали:

• берилий;
• магнезий;
• калций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Ориз. 2. Алкалоземни метали.

За разлика от алкалните метали, те са по-твърди. Само стронций може да се реже с нож. Най-плътният метал е радият (5,5 g/cm3).

Берилият реагира с кислорода само при нагряване до 900°C. Не реагира с водород и вода при никакви условия. Магнезият се окислява при температура от 650°C и реагира с водород под високо налягане.

Таблицата показва основните химични свойства на алкалоземните метали.

Йоните на алкални и алкалоземни метали в солите се откриват лесно чрез промени в цвета на пламъка. Натриевите соли горят с жълт пламък, калиевите - виолетов, рубидиевите - червени, калциевите - керемиденочервени, бариевите - жълто-зелени. Солите на тези метали се използват за създаване на фойерверки.

Ориз. 3. Качествена реакция.

Какво научихме?

Алкалните и алкалоземните метали са активни елементи от периодичната таблица, които реагират с прости и сложни вещества. Алкалните метали са по-меки, реагират бурно с вода и халогени, лесно се окисляват във въздуха, образувайки оксиди, пероксиди, супероксиди и взаимодействат с киселини и амоняк. При нагряване те реагират с неметали. Алкалоземните метали реагират с неметали, киселини и вода. Берилият не реагира с водород и вода, но реагира с алкали и кислород при високи температури.

Тест по темата

Оценка на доклада

Среден рейтинг: 4.3. Общо получени оценки: 113.

Към s-елементите принадлежат всички елементи от основните подгрупи на I и II група на периодичната таблица, както и водородът и хелият. Освен водорода и хелия, всички тези елементи са метали.Металите от I група на периодичната система се наричат алкален,тъй като те реагират с вода, за да образуват основи. Наричат ​​се метали от група II на периодичната таблица, с изключение на берилий и магнезий алкалоземни.Франций, завършващ група I, и радий, завършващ група II, - радиоактивни елементи.

Някои свойства на s-метали 3

Таблица 15.1

и PI е йонизационният потенциал (енергия); EO - електроотрицателност.

Всички s-метали имат един или два електрона във външната си обвивка и могат лесно да ги откажат, образувайки йони със стабилна електронна конфигурация на благородни газове. Високата редуцираща активност на тези метали се проявява в много ниски йонизационни потенциали (IP) и ниска електроотрицателност (EO) (Таблица 15.1). Сравнете йонизационния потенциал на алкалните метали и благородните газове (от всички елементи благородните газове имат най-нисък EO и най-висок PI; вижте таблица 18.1).

Физични свойства. При нормални условия s-металите са в твърдо състояние, образувайки кристали с метална връзка. Всички метали от I група имат тялоцентрирана кубична решетка(BCC, вижте § 4.4). Берилият и магнезият се характеризират с шестоъгълна плътна опаковка(hcp), калций и стронций гранецентрирана кубична решетка(fcc), в барий тялоцентричен куб(ОТСК).

Металите от група I са меки и имат ниска плътност в сравнение с други. Литий, натрий и калий по-лек от водаи плуват по повърхността му, реагирайки с него. Металите от група II са по-твърди и по-плътни от алкалните метали. Ниските точки на топене и кипене на s-метали (виж таблица 15.1) се обясняват с относително слабата метална връзка в кристалните решетки; енергия на свързване (в eV): литий 1,65, натрий 1,11, калий 0,92, рубидий 0,84, цезий 0,79, берилий 3,36, магнезий 1,53, калций 1,85, стронций 1, 70, барий 1,87.

За сравнение на енергиите на свързване (в eV): алуминий 3,38, цинк 1,35, желязо 4,31, мед 3,51, сребро 2,94, титан 4,87, молибден 6,82, волфрам 8,80.

Метална връзка се образува от делокализирани валентни електрони, които държат заедно положителните йони на металните атоми (виж §3.6). Колкото по-голям е радиусът на метала, толкова повече делокализирани електрони се разпределят в „тънък слой“ между положителните йони и толкова по-ниска е здравината на кристалната решетка. Това обяснява ниските точки на топене и кипене на металите от група I и II. Точките на топене и кипене на елементите от група II, за разлика от алкалните метали, се променят несистематично, което се обяснява с разликите в кристалните структури (виж по-горе).

Разпространение в природата. Всички s-метали се срещат в природата само под формата на съединения: изкопаеми минерални соли и техните отлагания (KS1, NaCl, CaCO 3 и други) и йони в морската вода. Калцият, натрият, калият и магнезият са съответно на пето, шесто, седмо и осмо място по разпространение на Земята. Стронцийът е често срещан в умерени количества. Съдържанието на други s-метали в земната кора и океанските води е незначително. Например съдържанието на натрий в земната кора е 2,3%, а в морската вода 1,1%, цезий в земната кора е 3 10 ~ 4%, а в морската вода 3 10 -8%.

Натрият, цезият и берилият имат само един стабилен изотоп, литият, калият и рубидият имат по два: |Li 7,5% и |Li 92,5%; 93,26% и Централен комитет 6,74%; f^Rb 72,17% и fpRb 27,83%. Магнезият има три стабилни изотопа (|2 Mg 79,0%, j|Mg 10,0% и j|Mg 11,0%). Други алкалоземни метали имат по-голям брой стабилни изотопи; основните: 4 °С 96,94% и TsSA 2,09%; ||Sr 82,58%, 8 |Sr 9,86% и ||Sr 7,0%; 1 ||Ba 71,7%, 18 |Ba 11,23%, 18 ®Ba 7,85% и 18 |Ba 6,59%.