Химические связи щелочноземельных металлов с неметаллами носят преимущественно ионный характер. Бериллий и магний по химическим свойствам отличаются от щелочных металлов. Бериллий по своим свойствам больше напоминает алюминий. Ион Ве2+ очень мал, поэтому для него характерно образование ковалентных связей. Гидроксид бериллия амфотерен.

Магний

Магний среди металлов занимает особое место. Его плотность (1.729 г/см3) на ? меньше плотности алюминия, а прочность почти в 2 раза выше. Эти качества обеспечивают сплавам на основе магния ведущее место в авиастроении.

В природе магний широко распространен в виде соединений (восьмое место по содержанию в земной коре, 1.87% по массе). Основные минералы - магнезит MgCO3, доломит MgCO3•CaCO3.

В химическом отношении магний очень активен, поэтому в свободном состоянии не встречается. На воздухе покрывается оксидной пленкой, дальнейшее окисление возможно лишь при 300-400 С. Тонкую стружку магния легко поджечь. Реакция образования оксида магния сильно экзотермична (при сгорании 20 г Mg 1 л ледяной воды можно нагреть до кипения).

2Mg + O2 = 2MgO + Q

Магний сильный восстановитель. Он восстанавливает при нагревании даже оксид углерода (IV):

2Mg + CO2 = 2MgO + C

Поэтому тушить горящий магний углекислотным огнетушителем нельзя - магний продолжает гореть в атмосфере углекислого газа.

Магний реагирует со всеми неметаллами. Реакции протекают примерно также как с кальцием. Металлический магний медленно реагирует с холодной водой:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2^

Из кипящей воды и разбавленных кислот магний также вытесняет водород:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2^

Гидроксид магния (как и Са(OH)2) плохо растворим в холодной воде, гораздо лучше в горячей и полностью в разбавленных кислотах. Это типичное основание:

Mg(ОН)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2О

Все растворимые соли магния бесцветны, горьки на вкус, но не ядовиты.

Магний используется в основном для получения легких сплавов. Прокаленный оксид магния прекрасный огнеупорный материал (до 2800 С). Перхлорат магния (ангидрон) Mg(ClO4) используют как осушитель газов (Mg(ClO4)•6Н2О). Асбест (природный силикат магния) - прекрасный теплоизолятор.

Кальций

Типичный щелочноземельный металл - кальций. В земной коре содержится 2.96% кальция (по массе), он занимает пятое место. В горных породах кальций встречается преимущественно в виде нерастворимых соединений: алюмосиликата кальция - анортита CaO.Al2O3.2SiO2, карбоната кальция CaСO3 (входящего в состав известняков, мела, мрамора), доломита CaCl2.MgСO3, фторида кальция CaF2 (плавиковый шпат), фосфата кальция Ca3(РO4)2 в виде фосфорита и апатита, содержащего в своем составе также CaF2 и CaCl2. Только сульфат кальция, встречающийся в виде минералов гипса CaSO4.2Н2О и ангидрита CaSO4. Кальций в виде различных соединений входит в состав многих горных пород осадочного или метаморфического происхождения; доломитизированных известняков, песчаников, сланцев. Кальций содержится в воде океанов, морей, озер и рек, а также в грунтовых водах.

Кальций в нормальных условиях проявляет степень окисления +2. Соединения одновалентного кальция существуют лишь при высоких температурах. Свободный кальций химически активен.

Кальций получают электролизом расплавленного хлористого кальция или восстановлением из из CaO методами металлотермии в вакууме.

СaCl2 Сa2+ + 2Cl-

1 Ca2+ + 2е- Caо

12Cl- - 2е- Cl2о

Ca2+ + 2Сl- электролиз Caо + Сlо2

CaСl2 электролиз Ca + Сl2

Металлический кальций применяется в качестве восстановителя при получении таких металлов, как торий цирконий, ванадий из их соединений. В небольшом количестве он используется в составе сплавов.

На воздухе кальций при обычной температуре окисляется, покрываясь оксидной пленкой.

Кальций реагирует с водородом, образуя гидрид CaH2 - стойкое соединение, вступающее во взаимодействие с водой с выделением водорода:

CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2^

Окись кальция получают из карбоната кальция CaCO3 при его термической диссоциации

CaCO3 CaO +СО2 - Q

Эта реакция сопровождается поглощением теплоты, поэтому с повышением температуры равновесие смещается вправо, т.е. диссоциация возрастает.

Химически чистая окись кальция представляет собой бесцветные кристаллы с tпл.=2600С и плотностью 3,4 г/см3. Она бурно реагирует с водой с выделением тепла:

CaO + H2O Ca(OH)2 + 15,6 ккал/моль

Образуется гидроокись кальция которая имеет кристаллическую структуру. Растворимость в воде её невелика и уменьшается с повышением температуры.

Технический продукт, получаемый обжигом известняков, получаемый обжигом известняков, состоит в основном из окиси кальция и называется негашеной известью. В результате взаимодействия её с водой (гашения) образуется гашеная известь, основную массу которой составляет Ca(OH)2.

При нагревании Ca(OH)2 диссоциирует на CaO и водяные пары.

Соли кальция. Фторид кальция CaF2 в природе встречается в виде плавикового шпата. Используется для получения HF и различных фторидов. Хлорид кальция CaCl2 - белая, чрезвычайно гигроскопичная масса, расплывающаяся на воздухе. Растворение безводного CaCl2 в воде сопровождается разогреванием. Хлорид кальция применяют в качестве добавки, регулирующей процесс твердения цемента. Нитрат кальция Ca(NO3)2 - кальциевая селитра используется как азотное удобрение. Хлорная известь CaOCl2.nH2O применяется как дезинфицирующее средство.

Сульфат кальция при обычных температурах выпадает из водных растворов в форме дигидрата CaSO4.2H2O. Это прозрачные кристаллы способные при нагревании терять частично или полностью воду, переходя в соединения состава CaSO4.0,5H2O и CaSO4. Дегидратация происходит ступенчато. При умеренном нагревании двухводная соль переходит в полуводный гипс.

Полуводный гипс и растворимая форма безводного сульфата кальция способны присоединять воду, образуя CaSO4.2H2O в виде твердого камневидного тела. На этом основано применение полуводного гипса и ангидрита в качестве вяжущих строительных материалов.

При высокой температуре (t С) наблюдается разложение сульфата кальция:

2CaSO4 = 2CaО + 2SO2 + О2

Этим процессом пользуются для получения серной кислоты. Обычно такое производство комбинируют с производством цемента. Обжигу подвергают смесь глины с гипсом.

В присутствии солей NH4Cl, KNO3, Mg(NO3)2 или кислот HCl, H3PO4 растворимость сульфата кальция возрастает.

Известны две соли угольной кислоты: карбонат CaCO3 и гидрокарбонат Ca(HCO3)2. первая нерастворимая в воде и обладает сравнительно высокой термической устойчивостью, а гидрокарбонат в обычных условиях существует только в водных растворах и обладает малой термической устойчивостью.

Образование гидрокарбоната кальция в природных условиях имеет место, когда породы, содержащие СаСО3, подвергаются воздействию воды и растворенной в ней СО2:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Ca(HCO3)2

В этой реакции в присутствии твердой фазы СаСО3 при практически постоянной концентрации воды константа равновесия равна:

Поэтому при постоянной температуре с повышением концентрации СО2 в газовой фазе и в растворе должна возрастать и концентрация Ca(HCO3)2 отвечающая равновесию раствора с твердым СаСО3. Это увеличение количества Ca(HCO3)2 происходит за счет уменьшения количества СаСО3. таким образом, повышение концентрации СО2 в растворе вызывает переход соответствующего количества карбоната кальция в гидрокарбонат, что сопровождается понижением концентрации СО2 до равновесной. Поэтому СО2, избыточная по отношению к равновесной, носит название агрессивной двуокиси углерода. Если такая повышенная концентрация СО2 в воде поддерживается за счет поступления из вне, то вода становится агрессивной по отношению к карбонату кальция.

В противоположном случае при понижении давления СО2 над раствором, гидрокарбонат кальция разлагается с выделением в осадок СаСО3. В природных условиях процесс происходит когда глубинные воды, насыщенные двуокисью углерода под давлением, выходят на поверхность.

При повышении температуры равновесие реакции смещается влево. При кипячении водного раствора, содержащего гидрокарбонат, разлагается с образованием осадка СаСО3.

Важным техническим продуктом является карбид кальция СаС2. Карбид получают из извести и угля в мощных электрических печах при 1900-1980С на основе реакции

СаО + 3С = СаС2 + СО - 111ккал

Процесс сопровождается поглощением значительного количества теплоты. Химически чистый карбид представляет собой бесцветные кристаллы; технический продукт в зависимости от количества и характера примесей имеет окраску от светло-серого до черной. В числе примесей часто содержатся вредные и опасные сульфиды, фосфиды кальция и других металлов. Карбид кальция служит исходным веществом для получения ацетилена по реакции

СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + С2Н2

Примеси сульфидов арсенидов и фосфидов кальция при взаимодействии с водой образуют H2S, AsH3, PH3, присутствие которых в ацетилене нежелательно из-за их ядовитости резкого запаха и склонности к самовоспламенению (PH3). Чистый ацетилен запаха не имеет. Карбид кальция в больших количествах расходуется на получение ацетилена, который применяется для резки и сварки металлов и в качестве исходного материала для промышленного синтеза.

Контрольные вопросы

1. Почему щелочные металлы неустойчивы на воздухе и в водных растворах?

2. Напишите электронные формулы Na, Ba2+.

3. Изобразите схематически структуру пероксида натрия.

4. Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов щелочных металлов с ростом порядкового номера элементов? Дать объяснение наблюдающимся закономерностям на основе электронного строения атомов.

5. Чем объяснить различную последовательность расположения щелочных металлов в ряду напряжений и периодической системе?

6. Можно ли получить щелочные металлы электролизом? Ответ поясните. Приведите примеры уравнений электродных реакций получения щелочного металла.

7. Почему щелочноземельные металлы неустойчивы на воздухе, а бериллий и магний достаточно устойчивы?

8. В чем отличие оксидов бериллия и оксидов других элементов II группы главной подгруппы? Как изменяются восстановительные свойства элементов II группы главной подгруппы по мере возрастания порядкового номера элемента и почему?

9. Как и почему изменяются основные свойства в ряду LiOH-CsOH?

10. Написать уравнения реакций получения карбоната натрия: а) силиката натрия; б) ацетата натрия; в) нитрата натрия; г) гидросульфата натрия; д) сульфита натрия.

11. Закончить уравнения реакций:

12. а) Na2O2 + KI + H2SO4 б) Li3N + H2O в) К + O2(избыток) г) KNO3 нагревание

1.3 р-элементы - металлы

Алюминий

Алюминий - основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Атомный номер 13, относительная атомная масса 26,98154. У алюминия единственный устойчивый изотоп 27А1. Свойства аналогов алюминия-галлия, индия и таллия во многом напоминают свойства алюминия. Этому причина - одинаковое строение внешнего электронного слоя элементов s2p1, вследствие которого все они проявляют степень окисления +3. Другие степени окисления нехарактерны, за исключением соединений одновалентного таллия, по свойствам близким к соединениям элементов I группы. В связи с этим будут рассмотрены свойства только одного элемента-алюминия и его соединений.

Страницы: 1, 2, 3