Použitie kovov alkalických zemín. Zlúčeniny alkalických kovov a ich použitie. Kvalitatívne reakcie s použitím iónov kovov alkalických zemín

Chemické vlastnosti alkalických kovov a kovov alkalických zemín sú podobné. Na vonkajšej energetickej úrovni alkalických kovov je jeden elektrón, kovy alkalických zemín - dva. Počas reakcií sa kovy ľahko rozchádzajú s valenčnými elektrónmi, čo ukazuje vlastnosti silného redukčného činidla.

Alkalické

Skupina I periodickej tabuľky zahŕňa alkalické kovy:

• lítium;
• sodík;
• draslík;
• rubídium;
• cézium;
• francium.

Obrázok: 1. Alkalické kovy.

Sú mäkké (dajú sa rezať nožom), majú nízku teplotu topenia a teplotu varu. Toto sú najaktívnejšie kovy.

Chemické vlastnosti alkalických kovov sú uvedené v tabuľke.

Reakcia	Vlastnosti:	Rovnica
S kyslíkom	Na vzduchu rýchlo oxiduje. Lítium vytvára oxid pri teplotách nad 200 ° C. Sodík tvorí zmes 80% peroxidu (R202) a 20% oxidu. Zvyšok kovov tvorí superoxidy (RO 2)	4Li + 02 → 2Li20; 2Na + 02 → Na202; Rb + 02 → Rb02
	Reaguje iba na lítium pri izbovej teplote	6Li + N2 → 2Li 3 N
S halogénmi	Reakcia je prudká	2Na + Cl2 → 2NaCl
S nekovmi	Pri zahriatí. Tvorte sulfidy, hydridy, fosfidy, silicídy. Iba lítium a sodík reagujú s uhlíkom a tvoria karbidy	2K + S → K2S; 2Na + H2 → 2NaH; 2Cs + 5P → Cs2P5; Rb + Si → RbSi; 2Li + 2C → Li 2 C 2
	Iba lítium reaguje pokojne. Sodík horí žltým plameňom. Draslík reaguje bleskovo. Cézium a rubídium explodujú	2Na + 2H20 → 2NaOH + H2 -
S kyselinami	S kyselinou chlorovodíkovou, fosforečnou a zriedenými kyselinami sírovými reagujú výbušne. Pri reakcii s koncentrovanou kyselinou sírovou sa uvoľňuje sírovodík, s koncentrovanou kyselinou dusičnou vzniká oxid dusnatý (I), so zriedenou kyselinou dusičnou - dusíkom	2Na + 2HCl → 2NaCl + H2; 8Na + 5H2S04 (konc.) → 4Na2S04 + H2S + 4H20; 8K + 10HNO3 (konc.) → 8KNO3 + N20 + 5H20; 10Na + 12HNO3 (zriedený) → N2 + 10NaNO3 + 6H20
S amoniakom	Vytvorte amíny	2Li + 2NH3 → 2LiNH2 + H2

Môže reagovať s organickými kyselinami a alkoholmi.

Alkalická zem

Kovy alkalických zemín sú v skupine II periodickej tabuľky:

• berýlium;
• horčík;
• vápnik;
• stroncium;
• bárium;
• rádium.

Obrázok: 2. Kovy alkalických zemín.

Na rozdiel od alkalických kovov sú tvrdšie. Nožom sa dá krájať iba stroncium. Najhustším kovom je rádium (5,5 g / cm 3).

Berýlium interaguje s kyslíkom iba pri zahriatí na 900 ° C. Nereaguje s vodíkom a vodou za žiadnych podmienok. Horčík oxiduje pri 650 ° C a pri vysokom tlaku reaguje s vodíkom.

V tabuľke sú uvedené hlavné chemické vlastnosti kovov alkalických zemín.

Reakcia	Vlastnosti:	Rovnica
S kyslíkom	Vytvorte oxidové filmy. Po zahriatí na 500 ° C sa spontánne zapáli	2Mg + 02 → 2MgO
S vodíkom	Pri vysokých teplotách tvoria hydridy	Sr + H2 → SrH2
S halogénmi a nekovmi	Reagujte po zahriatí	Be + Cl2 → BeCl2; Mg + S → MgS; 3Ca + 2P → Ca3P2; 3Ca + N2 → Ca3N2; Ba + 2C → BaC 2
	Pri izbovej teplote	Mg + 2H20 → Mg (OH) 2 + H2
S kyselinami	Všetky kovy reagujú za vzniku solí	4Ca + 10HNO3 (konc.) → 4Ca (NO3) 2 + N20 + 5H20
So zásadami	Reaguje iba berýlium	Be + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2
Striedanie	Nahrádza menej aktívne kovy v oxidoch. Výnimkou je berýlium	2Mg + ZrO2 → Zr + 2MgO

Ióny alkalických kovov a kovov alkalických zemín v soliach sa dajú ľahko zistiť podľa zmeny farby plameňa. Sodné soli horia žltým plameňom, draslík - fialový, rubídium - červený, vápnik - tehlovočervený, bárium - žltozelený. Soli týchto kovov sa používajú na výrobu zábavnej pyrotechniky.

Obrázok: 3. Kvalitatívna odpoveď.

Čo sme sa naučili?

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín sú aktívne prvky periodickej sústavy, ktoré reagujú s jednoduchými a zložitými látkami. Alkalické kovy sú mäkšie, prudko reagujú s vodou a halogénmi, ľahko oxidujú na vzduchu, tvoria oxidy, peroxidy, superoxidy, interagujú s kyselinami a amoniakom. Pri zahriatí reagujú s nekovmi. Kovy alkalických zemín reagujú s nekovmi, kyselinami, vodou. Berýlium nereaguje s vodíkom a vodou, ale reaguje s alkáliami a kyslíkom pri vysokých teplotách.

Test podľa témy

Posúdenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.3. Celkový počet prijatých hodnotení: 113.

kovy alkalických zemín a chémia kovov alkalických zemín
Kovy alkalických zemín - chemické prvky 2. skupiny periodickej sústavy prvkov: vápnik, stroncium, bárium a rádium.

• 1 Fyzikálne vlastnosti
• 2 Chemické vlastnosti
  • 2.1 Jednoduché látky
  • 2.2 Oxidy
  • 2.3 Hydroxidy
• 3 Byť v prírode
• 4 Biologická úloha
• 5 poznámok

Fyzikálne vlastnosti

Medzi kovy alkalických zemín patrí iba vápnik, stroncium, bárium a rádium, menej často horčík. Prvý prvok tejto podskupiny, berýlium, je vo väčšine svojich vlastností oveľa bližšie k hliníku ako k vyšším analógom skupiny, do ktorej patrí. Druhý prvok tejto skupiny, horčík, sa v niektorých ohľadoch významne líši od kovov alkalických zemín v rade chemických vlastností. Všetky kovy alkalických zemín sú šedé a tuhé látky pri izbovej teplote. Na rozdiel od alkalických kovov sú oveľa tvrdšie a väčšinou sa nerežú nožom (výnimkou je stroncium. Zvýšenie hustoty kovov alkalických zemín sa pozoruje až od vápnika. Najťažšie je rádium, ktoré je hustotou porovnateľné s germániom (ρ \u003d 5,5 g / cm3). ...

Niektoré atómové a fyzikálne vlastnosti kovov alkalických zemín

Atómová číslo	Názov, symbol	Počet prírodných izotopov	Atómová hmotnosť	Ionizačná energia, kJ mol - 1	Elektrónová afinita, kJ mol - 1	EO	Kov. polomer, nm	Iónsky polomer, nm	tpl, ° C	variť, ° C	ρ, g / cm3	ΔHpl, kJ mol - 1	ΔH var, kJ mol - 1
4	Berýlium Be	1 + 11a	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,034	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Horčík Mg	3 + 19a	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,066	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Vápnik Ca	5 + 19a	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Strontium Sr	4 + 35a	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,112	769	1384	2,54	9,2	144
56	Bárium Ba	7 + 43a	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,134	729	1637	3,5	7,66	142
88	Rádium Ra	46a	226,0254	509,3	-	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113

a rádioaktívne izotopy

Chemické vlastnosti

Kovy alkalických zemín majú elektronickú konfiguráciu úrovne vonkajšej energie ns² a sú to spolu s alkalickými kovmi aj s-prvky. Kovy kovov alkalických zemín, ktoré majú dva valenčné elektróny, ich ľahko rozdávajú a vo všetkých zlúčeninách majú oxidačný stav +2 (veľmi zriedka +1).

Chemická aktivita kovov alkalických zemín rastie so zvyšujúcim sa sériovým číslom. Berýlium v \u200b\u200bkompaktnej forme nereaguje ani s kyslíkom, ani s halogénmi ani pri červenom ohni (do 600 ° C je na reagovanie s kyslíkom a inými chalkogénmi potrebná ešte vyššia teplota, výnimkou je fluór). Horčík je chránený oxidovým filmom pri izbovej teplote a vyšších (do 650 ° C) teplotách a ďalej neoxiduje. Vápnik sa pomaly oxiduje dovnútra pri izbovej teplote (v prítomnosti vodnej pary) a horí pri miernom zahriatí na kyslík, ale je stabilný na suchom vzduchu pri izbovej teplote. Stroncium, bárium a rádium na vzduchu rýchlo oxidujú za vzniku zmesi oxidov a nitridov, takže sa podobne ako alkalické kovy a vápnik ukladajú pod vrstvou petroleja.

Na rozdiel od alkalických kovov tiež kovy alkalických zemín netvoria superoxidy a ozonidy.

Oxidy a hydroxidy kovov alkalických zemín majú tendenciu zlepšovať svoje základné vlastnosti so zvyšujúcim sa poradovým číslom.

Jednoduché látky

Berýlium reaguje so slabými a silnými kyslými roztokmi za vzniku solí:

avšak pasivuje sa studenou koncentrovanou kyselinou dusičnou.

Reakcia berýlia s vodnými roztokmi zásad je sprevádzaná vývojom vodíka a tvorbou hydroxyberyllátov:

Keď sa reakcia uskutočňuje s roztavenou zásadou pri 400 až 500 ° C, vytvárajú sa dioxoberylláty:

Horčík, vápnik, stroncium, bárium a rádium reagujú s vodou za vzniku zásad (s výnimkou horčíka, ktorý reaguje s vodou, iba ak sa do vody pridá horúci prášok horčíka):

Vápnik, stroncium, bárium a rádium tiež reagujú s vodíkom, dusíkom, bórom, uhlíkom a inými nekovmi za vzniku zodpovedajúcich binárnych zlúčenín:

Oxidy

Oxid berýlium je amfotérny oxid, ktorý sa rozpúšťa v koncentrovaných minerálnych kyselinách a zásadách za vzniku solí:

ale s menej silnými kyselinami a zásadami už reakcia nepokračuje.

Oxid horečnatý nereaguje so zriedenými a koncentrovanými zásadami, ale ľahko reaguje s kyselinami a vodou:

Oxidy vápnika, stroncia, bária a rádia sú zásadité oxidy, ktoré reagujú s vodou, silnými a slabými kyslými roztokmi a amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:

Hydroxidy

Hydroxid berýlium je amfotérny, pri reakcii so silnými zásadami vytvára beryláty, s kyselinami - berýlium soli kyselín:

Hydroxidy horčíka, vápnika, stroncia, bária a rádia sú zásady, pevnosť sa zvyšuje zo slabej na veľmi silnú, čo je najsilnejšia korozívna látka, ktorá prevyšuje aktivitu hydroxidu draselného. Dobre sa rozpúšťajú vo vode (okrem hydroxidov horečnatých a vápenatých). Vyznačujú sa reakciami s kyselinami a kyslými oxidmi a s amfoternými oxidmi a hydroxidmi:

Byť v prírode

Všetky kovy alkalických zemín sa nachádzajú (v rôznom množstve) v prírode. Kvôli vysokej chemickej aktivite sa všetky nevyskytujú v slobodnom stave. Najbežnejším kovom alkalických zemín je vápnik, ktorého množstvo je 3,38% (z hmotnosti zemskej kôry). Horčík je o niečo horší ako on, ktorého množstvo je 2,35% (z hmotnosti zemskej kôry). Baryum a stroncium sú tiež rozšírené v prírode, z toho 0,05% a 0,034% hmotnosti zemskej kôry. Berýlium je vzácny prvok, ktorého množstvo je 6 × 10−4% hmotnosti zemskej kôry. Pokiaľ ide o rádium, ktoré je rádioaktívne, je to najvzácnejšie zo všetkých kovov alkalických zemín, ale v uránových rudách sa vždy nachádza v malom množstve. najmä sa odtiaľ dá izolovať chemickými prostriedkami. Jeho obsah sa rovná 1,10−10% (z hmotnosti zemskej kôry).

Biologická úloha

Horčík sa nachádza v tkanivách zvierat a rastlín (chlorofyl), je kofaktorom mnohých enzymatických reakcií, je nevyhnutný pri syntéze ATP, podieľa sa na prenose nervových impulzov a aktívne sa používa v medicíne (bischofitoterapia atď.). Vápnik je bežná makroživina v rastlinách, zvieratách a ľuďoch. ľudské telo a iné stavovce, väčšina z nich je v kostre a zuboch. kosti obsahujú vápnik vo forme hydroxyapatitu. „Kostry“ väčšiny skupín bezstavovcov (huby, polypy koralov, mäkkýše atď.) Sú zložené z rôznych foriem uhličitanu vápenatého (vápna). Vápnikové ióny sa podieľajú na procesoch zrážania krvi a tiež slúžia ako jeden z univerzálnych sekundárnych poslov v bunkách a regulujú rôzne vnútrobunkové procesy - kontrakciu svalov, exocytózu vrátane vylučovania hormónov a neurotransmiterov. Stroncium môže nahradiť vápnik v prírodných tkanivách, pretože má podobné vlastnosti. v ľudskom tele je hmotnosť stroncia asi 1% hmotnosti vápnika.

V súčasnosti nie je nič známe o biologickej úlohe berýlia, bária a rádia. Všetky zlúčeniny bária a berýlia sú jedovaté. Rádium je extrémne rádiotoxické. správa sa v tele ako vápnik - asi 80% rádia, ktoré vstupuje do tela, sa nahromadí v kostnom tkanive. Vysoké koncentrácie rádia spôsobujú osteoporózu, spontánne zlomeniny kostí a zhubné nádory kostí a krvotvorného tkaniva. Nebezpečný je aj radón, plynný produkt rádioaktívneho rozpadu rádia.

Poznámky

1. Podľa novej klasifikácie IUPAC. Podľa zastaranej klasifikácie patria do hlavnej podskupiny skupiny II periodickej tabuľky.
2. Nomenklatúra anorganickej chémie. Odporúčania IUPAC 2005. - Medzinárodná únia čistej a aplikovanej chémie, 2005. - S. 51.
3. Skupina 2 - Kovy alkalických zemín, Royal Society of Chemistry.
4. Zlatý fond. Školská encyklopédia. Chémia. M.: Drop, 2003.

Periodická tabuľka chemických prvkov D. I. Mendelejeva
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	H																															On
2	Li	Byť																									B	C.	N	O	F	Ne
3	Na	Mg																									Al	Si	P	S	Cl	Ar
4	K	Ca															Sc	Ti	V.	Cr	Mn	Fe	Spol	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	Ako	Se	Br	Kr
5	Rb	Sr															Y	Zr	Pozn	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	V	Sn	Sb	Te	Ja	Xe
6	Čs	Ba	La	Ce	Pr	Nd	Popoludnie	Sm	EÚ	Gd	Tb	D Y	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	Hf	Ta	Ž	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	O	Rn
7	O	Ra	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Porov	Es	Fm	Md	Č.	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt.	Ds	Rg	Cn	Uut	Fl	Uup	Ľv	Uus	Uuo
8	Uue	Ubn	Ubu	Ubb	Ubt	Ubq	Ubp	Ubh

kovy alkalických zemín, kovy alkalických zemín a chémia kovov alkalických zemín, kovy alkalických zemín

Časť prvá. všeobecné charakteristikyIIA skupiny periodickej tabuľky prvkov.

V tejto skupine sú umiestnené tieto prvky: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Majú spoločnú elektronickú konfiguráciu: (n-1) p 6 ns 2, okrem Be 1s 2 2s 2. Vďaka tomu sa vlastnosti Be mierne líšia od vlastností podskupiny ako celku. Vlastnosti horčíka sa tiež líšia od vlastností podskupiny, ale v menšej miere. V sérii Ca - Sr - Ba - Ra sa vlastnosti menia postupne. Relatívna elektronegativita v sérii Be - Ra klesá, pretože so zväčšením atómovej veľkosti sa valenčné elektróny darujú ľahšie. Vlastnosti prvkov podskupiny IIA sú určené ľahkosťou vydávania dvoch ns elektrónov. V tomto prípade vzniknú ióny E 2+. Pri štúdiu röntgenovej difrakcie sa ukázalo, že v niektorých zlúčeninách vykazujú prvky podskupiny IIA univalenciu. Príkladom takýchto zlúčenín je EG, ktorý sa získa pridaním E k tavenine EG2. Všetky prvky tejto série sa v prírode nenachádzajú vo voľnom stave kvôli vysokej aktivite.

Druhá časť. Berýlium a horčík.

História berýlia

Zlúčeniny berýlia vo forme drahých kameňov sú známe už v staroveku. Ľudia dlho hľadali a rozvíjali ložiská modrých akvamarínov, zelených smaragdov, zelenožltého berylu a zlatého chrysoberylu. Ale až na konci 18. storočia chemici tušili, že beryl obsahuje nejaký nový neznámy prvok. V roku 1798 izoloval francúzsky chemik Lewis Nicolas Vauquelin oxid „La terree du beril“ z berylu, ktorý sa odlišoval od oxidu hlinitého. Tento oxid dodával soliam sladkú chuť, netvoril kamenec, rozpustil sa v roztoku uhličitanu amónneho a nevyzrážal sa šťavelanom draselným. Kovové berýlium prvýkrát získal v roku 1829 slávny nemecký vedec Weller a súčasne francúzsky vedec Bussy, ktorý prášok kovového berýlia získal redukciou chloridu berýlia kovovým draslíkom. Začiatok priemyselnej výroby sa datuje do 30. - 40. rokov. posledné storočie.

História horčíka

Názov prvku dostal podľa oblasti Magnesia v starovekom Grécku. Pri stavbe sa už dlho používali prírodné materiály obsahujúce magnézium a dolomit.

Prvé pokusy o izoláciu kovovej základne magnézia v čistej podobe sa uskutočnili na začiatku 19. storočia. slávny anglický fyzik a chemik Humphrey Davy (1778-1829) potom, čo podrobil elektrolýze tavenie hydroxidu draselného a lúhu sodného a získal kovový Na a K. Rozhodol sa pokúsiť podobným spôsobom uskutočniť rozklad oxidov kovov alkalických zemín a horčíka. Vo svojich počiatočných experimentoch prechádzal Davy prúdom cez mokré oxidy, ktoré im bránili v kontakte so vzduchom pomocou vrstvy oleja; v tomto prípade však boli kovy legované katódou a nedali sa oddeliť.

Davy vyskúšal mnoho rôznych metód, ale všetky boli z rôznych dôvodov neúspešné. Nakoniec mal v roku 1808 šťastie - zmiešal mokrú magnéziu s oxidom ortuťovým, hmotu položil na platinovú platňu a prešiel ňou prúdom; Amalgám sa preniesol do sklenenej skúmavky, zahrial sa na odstránenie ortuti a získal sa nový kov. Rovnakým spôsobom sa Davymu podarilo získať bárium, vápnik a stroncium. Priemyselná výroba horčíka elektrolytickou metódou sa začala v Nemecku na konci 19. storočia. Teoretické a experimentálne práce na výrobu horčíka elektrolytickou metódou u nás realizoval P.P. Fedotev; proces redukcie oxidu horečnatého kremíkom vo vákuu študoval P.F. Antipín.

Šírenie

Berýlium je jedným z nie veľmi bežných prvkov: jeho obsah v zemskej kôre je 0,0004% hmotn. %. Berýlium v \u200b\u200bprírode je v viazanom stave. Najdôležitejšie minerály berýlia: berýl - Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, chrysoberyl - Be (AlO 2) 2 a fenakit - Be 2 SiO 4. Väčšina berýlia je nastriekaná ako nečistoty na minerály mnohých ďalších prvkov, najmä hliníka. Berýlium sa nachádza aj v hlbokých morských usadeninách a v popole niektorých druhov uhlia. Niektoré odrody berylu, zafarbené nečistotami v rôznych farbách, sú klasifikované ako drahé kamene. Sú to napríklad zelené smaragdy, modrozelené akvamaríny.

Horčík je jedným z najpočetnejších prvkov v zemskej kôre. Obsah horčíka je 1,4%. Medzi najdôležitejšie minerály patria predovšetkým uhličité uhličitany, ktoré tvoria obrovské masívy na pevnine a dokonca v celých pohoriach - magnezitMgC03 a dolomitMgCO3-CaCO3. Kolosálne ložiská iného ľahko rozpustného minerálu obsahujúceho horčík sú známe pod vrstvami rôznych naplavených hornín spolu s ložiskami kamennej soli - karnallitMgCl2-KCl-6H20. Okrem toho je horčík v mnohých mineráloch úzko spojený s oxidom kremičitým, ktorý vytvára napríklad olivín [(Mg, Fe) 2SiO4] a menej časté forsterit (Mg2Si04). Medzi ďalšie minerály obsahujúce horčík patria brucitMg (OH) 2 , kieseritMgS04 , epsoniteMgS04 -7H20 , kainitMgS04-KCl-3H20 . Na povrchu Zeme horčík ľahko vytvára vodnaté kremičitany (mastenec, azbest atď.), Príkladom ktorých je hadovitý 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. Zo známych minerálov asi 13% obsahuje horčík. Prírodné zlúčeniny horčíka sa však bežne vyskytujú v rozpustenej forme. Okrem rôznych minerálov a hornín je 0,13% horčíka vo forme MgCl 2 neustále obsiahnuté vo vodách oceánu (jeho zásoby sú tu nevyčerpateľné - asi 6 - 10 16 ton) a v slaných jazerách a prameňoch. Horčík je tiež súčasťou chlorofylu v množstve až 2% a pôsobí tu ako komplexotvorné činidlo. Celkový obsah tohto prvku v živej hmote Zeme sa odhaduje na asi 10 11 ton.

Príjem

Hlavnou (asi 70%) metódou výroby horčíka je elektrolýza roztaveného karnalitu alebo MgCl2 pod vrstvou tavidla, aby bol chránený pred oxidáciou. Tepelnou metódou na získanie horčíka (asi 30%) je redukcia vypáleného magnezitu alebo dolomitu. Berýliové koncentráty sa spracúvajú na oxid alebo hydroxid berýlinatý, z ktorého sa získava fluorid alebo chlorid. Pri získavaní kovového berýlia sa uskutočňuje elektrolýza taveniny BeCl2 (50% hmotn.) A NaCl. Táto zmes má teplotu topenia 300 ° C oproti 400 ° C pre čistý BeCl2. Berýlium sa tiež získava horčíkom alebo alumotermicky pri teplote 1 000 - 1 200 ° C z Na2: Na2 + 2Mg \u003d Be + 2Na + MgF2. Vysoko čisté berýlium (hlavne pre jadrový priemysel) sa získava zónovým tavením, vákuovou destiláciou a elektrolytickou rafináciou.

Vlastnosti:

Berýlium je „čistý“ prvok. Horčík sa prirodzene vyskytuje vo forme troch stabilných izotopov: 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) a 26 Mg (11,29%). Izotopy s hmotnosťou 23, 27 a 28 boli získané umelo.

Berýlium má atómové číslo 4 a atómovú hmotnosť 9,0122. Je v druhej perióde periodického systému a vedie hlavnú podskupinu skupiny 2. Elektronická štruktúra atómu berýlia je 1s 2 2s 2. Počas chemickej interakcie sa excituje atóm berýlia (vyžaduje si cenu 63 kcal / g × atóm) a jeden z elektrónov 2s sa prenesie na 2p-orbitál, čo určuje špecifickosť chémie berýlia: môže vykazovať maximálnu kovalenciu 4 a tvoriť 2 väzby mechanizmom výmeny, a 2 pre darcu-príjemcu. Berýlium zaujíma jednu z horných pozícií na krivke ionizačného potenciálu. Ten zodpovedá jeho malému polomeru a charakterizuje berýlium ako prvok, ktorý nie je zvlášť ochotný darovať svoje elektróny, čo určuje predovšetkým nízky stupeň chemickej aktivity prvku. Z hľadiska elektronegativity možno berýlium považovať za typický prechodný prvok medzi elektropozitívnymi atómami kovov, ktoré ľahko darujú svoje elektróny, a typickými komplexotvornými látkami, ktoré majú tendenciu vytvárať kovalentnú väzbu. Berýlium vykazuje diagonálnu analógiu s hliníkom vo väčšej miere ako LicMg a je kainosymetrickým prvkom. Berýlium a jeho zlúčeniny sú vysoko toxické. MPC vo vzduchu - 2 μg / m 3.

V periodickej tabuľke prvkov sa horčík nachádza v hlavnej podskupine skupiny II; poradové číslo horčíka je 12, atómová hmotnosť 24,312. Elektronická konfigurácia excitovaného atómu je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; štruktúra vonkajších elektrónových škrupín atómu Mg (3s 2) zodpovedá jeho nulovému valenčnému stavu. Budenie na bivalentné 3s 1 3p 1 vyžaduje náklady 62 kcal / g-atóm. Ionizačné potenciály horčíka sú nižšie ako potenciály berýlia, preto sa zlúčeniny horčíka vyznačujú vyšším podielom väzbovej ionicity. Z hľadiska komplexotvornej schopnosti je horčík tiež horší ako berýlium. Interakcia s prvkami skupiny IIIB s nedokončenými d-mušľami má niektoré zvláštnosti. Táto skupina zahŕňa Sc, Y, Ln a Th. Tieto prvky tvoria s horčíkom množstvo prechodných fáz a dobre sa v nich rozpúšťajú v tekutom stave. Stavové diagramy zmesí týchto prvkov s horčíkom majú eutektický charakter. Rozpustnosť týchto prvkov v horčíku v tuhom stave nie je veľká (2 - 5% hmotnostných). Pokiaľ ide o alkalické zeminy a najmä alkalické kovy, horčík netvorí významnú oblasť rozpustnosti v tuhom stave, čo je spojené s veľkým rozdielom v atómových polomeroch. Výnimkou je lítium, ktorého atómový polomer sa líši od atómového polomeru horčíka o 2%. Systémy horčíka s meďou, striebrom a zlatom sú eutektického typu. Rozpustnosť striebra pri eutektickej teplote –16% hmotnostných.

Fyzikálne vlastnosti

Berýlium - strieborno-biely kov. Dosť tvrdé a krehké. Má diamagnetické vlastnosti. Na vzduchu je pokrytý tenkým oxidovým filmom, ktorý dodáva kovu šedú, matnú farbu a chráni ho pred ďalšou koróziou. Stlačiteľnosť berýlia je veľmi nízka. Najmenej zo všetkých kovov (17-krát menej ako Al) inhibuje röntgenové lúče. Kryštalizuje v štruktúre hcp s periódami a \u003d 0,228 nm a c \u003d 0,358 nm, CN \u003d 6. Pri 1254 ° C sa hexagonálna a-modifikácia transformuje na kubický b. Berýlium vytvára eutektické zliatiny s Al a Si.

UMIESTNENIE V PRÍRODE

Zemská kôra obsahuje berýlium - 0,00053%, horčík - 1,95%, vápnik - 3,38%, stroncium - 0,014%, bárium - 0,026%, rádium - umelý prvok.

Nachádza sa v prírode iba vo forme zlúčenín - kremičitany, hlinitokremičitany, uhličitany, fosfáty, sírany atď.

ZÍSKAVANIE

1. Berýlium sa získava redukciou fluoridu:

BeF 2 + Mg t ˚ C → Be + MgF 2

2. Bárium sa získava redukciou oxidu:

3BaO + 2Al t ˚ C → 3Ba + Al203

3. Zvyšok kovov sa získava elektrolýzou chloridových tavenín:

Pretože Pretože kovy tejto podskupiny sú silnými redukčnými činidlami, je možné ich získať iba elektrolýzou roztavených solí. V prípade Ca sa zvyčajne používa CaCl2 (s prídavkom CaF 2 na zníženie teploty topenia)

CaCl2 \u003d Ca + Cl2

FYZIKÁLNE VLASTNOSTI

Kovy alkalických zemín (v porovnaní s alkalickými kovmi) majú vyššiu t ° pl. a t ° balíky, hustota a tvrdosť.

APLIKÁCIA

Berýlium (amfoterín)	Horčík	Ca, Sr, Ba, Ra
1. Výroba tepelne tieniacich konštrukcií pre vesmír. lode (tepelná odolnosť, tepelná kapacita berýlia) 2. Bronzové berýlium (ľahkosť, tvrdosť, tepelná odolnosť, antikorózna ochrana zliatin, pevnosť v ťahu vyššia ako oceľ, možno stočiť do pásov s hrúbkou 0,1 mm) 3. V jadrových reaktoroch, v röntgenovom žiarení, v rádiovej elektronike 4. Byť zliatinou „Ni, W - Švajčiarsko vyrába pružiny hodiniek. Ale Be je krehký, jedovatý a veľmi drahý	1. Získavanie kovov - horčík - termálne (titán, urán, zirkónium atď.) 2. Získanie ultraľahkých zliatin (výroba lietadiel, automobilov) 3. V organickej syntéze 4. Na výrobu svetelných a zápalných rakiet.	1. Výroba zliatin olova a kadmia potrebných na výrobu ložísk. 2. Stroncium je redukčné činidlo pri výrobe uránu. Fosfory sú soli stroncia. 3. Používa sa ako getre, látky na vytváranie vákua v elektrických prístrojoch. Vápnik získavajúci vzácne kovy je súčasťou zliatin. Getar bárnatý v katódových trubiciach. Rádiová röntgenová diagnostika, výskumné práce.

CHEMICKÉ VLASTNOSTI

1. Veľmi reaktívne, silné redukčné činidlá. Aktivita kovov a ich redukčná schopnosť sa zvyšujú v tomto poradí: Be - Mg - Ca - Sr - Ba

2. Majú oxidačný stav +2.

3. Reagujte s vodou pri teplote miestnosti (okrem Be), aby sa uvoľnil vodík.

4. S vodíkom tvoria hydridy podobné soli EH2.

5. Oxidy majú všeobecný vzorec EO. Tendencia k tvorbe peroxidov je menej výrazná ako u alkalických kovov.

Reakcia s vodou.

Za normálnych podmienok je povrch Be a Mg pokrytý inertným oxidovým filmom, takže sú odolné voči vode, ale pomocou horúcej vody tvorí horčík bázu Mg (OH) 2.

Na rozdiel od toho sa Ca, Sr a Ba rozpúšťajú vo vode za vzniku hydroxidov, ktoré sú silnými zásadami:

Be + H20 → BeO + H2

Ca + 2H20 → Ca (OH) 2 + H2

Reakcia s kyslíkom.

Všetky kovy tvoria oxidy RO, bárium peroxid - BaO 2:

2Mg + 02 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. Binárne zlúčeniny sa tvoria s inými nekovmi:

Be + Cl2 → BeCl2 (halogenidy)

Ba + S → BaS (sulfidy)

3Mg + N2 → Mg3N2 (nitridy)

Ca + H 2 → CaH 2 (hydridy)

Ca + 2C → CaC 2 (karbidy)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (fosfidy)

Berýlium a horčík reagujú s nekovmi pomerne pomaly.

4. Všetky kovy sa rozpúšťajú v kyselinách:

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2

Mg + H2S04 (zried.) → MgS04 + H2

Berýlium sa tiež rozpúšťa vo vodných roztokoch zásad:

Be + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2

5. Kvalitatívna reakcia na katióny kovov alkalických zemín - sfarbenie plameňa v nasledujúcich farbách:

Ca 2+ - tmavo oranžová

Sr 2+ - tmavočervená

Ba 2+ - svetlozelená

Katión Ba 2+ sa zvyčajne otvára výmennou reakciou s kyselinou sírovou alebo jej soľami:

BaCl2 + H2S04 → BaSO4 ↓ + 2HCl

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓

Síran bárnatý je biela zrazenina, nerozpustná v minerálnych kyselinách.

Oxidy kovov alkalických zemín

Príjem

1) Oxidácia kovov (okrem Ba, ktorá vytvára peroxid)

2) Tepelný rozklad dusičnanov alebo uhličitanov

CaCO 3 t ˚ C → CaO + CO2

2Mg (NO3) 2 t˚C → 2MgO + 4NO2 + O2

Chemické vlastnosti

Typické zásadité oxidy. Reagujte s vodou (okrem BeO a MgO), oxidmi kyselín a kyselinami

CaO + H20 → Ca (OH) 2

3CaO + P205 → Ca3 (PO4) 2

BeO + 2HNO3 → Be (NO3) 2 + H20

BeO - amfoterný oxid, rozpustný v zásadách:

BeO + 2NaOH + H20 → Na2

Hydroxidy kovov alkalických zemín R (OH) 2

Príjem

Reakcie kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:

Ba + 2H20 → Ba (OH) 2 + H2

CaO (nehasené vápno) + H20 → Ca (OH) 2 (hasené vápno)

Chemické vlastnosti

Hydroxidy R (OH) 2 sú biele kryštalické látky, menej rozpustné vo vode ako hydroxidy alkalických kovov ( rozpustnosť hydroxidov klesá so znižujúcim sa sériovým číslom; Be (OH) 2 - nerozpustný vo vode, rozpustný v zásadách). Zásaditosť R (OH) 2 rastie so zvyšujúcim sa atómovým číslom:

Be (OH) 2 - amfoterný hydroxid

Mg (OH) 2 - slabá báza

Ca (OH) 2 - zásada

ďalšie hydroxidy sú silné zásady (zásady).

1) Reakcie s kyslými oxidmi:

Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O! Kvalitatívna odpoveď na oxid uhličitý

Ba (OH) 2 + S02 → BaSO3 ↓ + H20

2) Reakcie s kyselinami:

Ba (OH) 2 + 2HNO3 → Ba (NO3) 2 + 2H20

3) Reakcie výmeny so soľami:

Ba (OH) 2 + K2S04 → BaSO4 ↓ + 2KOH

4) Reakcia hydroxidu berýlia s alkáliami:

Buďte (OH) 2 + 2NaOH → Na2

Tvrdosť vody

Prírodná voda obsahujúca ióny Ca 2+ a Mg 2+ sa nazýva tvrdá. Keď sa z varenej tvrdej vody vytvorí vodný kameň, potravinárske výrobky sa v nej nerozvaria; čistiace prostriedky nepenia.

Uhličitanová (dočasná) tvrdosť v dôsledku prítomnosti hydrogenuhličitanov vápenatých a horečnatých vo vode, nekarbonátová (stála) tvrdosť - chloridy a sírany.

Celková tvrdosť vody sa považuje za sumu uhličitanu a ne-uhličitanu.

Odstránenie tuhosti voda sa uskutočňuje vyzrážaním iónov Ca 2+ a Mg 2+ z roztoku

Medzi kovy alkalických zemín patria kovy skupiny IIa: berýlium, horčík, vápnik, stroncium, bárium a rádium. Vyznačujú sa ľahkosťou, mäkkosťou a silnou reaktivitou.

všeobecné charakteristiky

Od Be po Ra (v periodickej tabuľke zhora nadol) sa zvyšuje: atómový polomer, kovový, zásaditý, redukčné vlastnosti, reaktivita. Znižuje elektronegativitu, ionizačnú energiu, elektrónovú afinitu.

Elektronické konfigurácie týchto prvkov sú podobné, pretože sú v rovnakej skupine (hlavná podskupina!). Všeobecný vzorec je ns 2:

• Buďte - 2 s 2
• Mg - 3 s 2
• Ca - 4 s 2
• Sr - 5s 2
• Ba - 6s 2
• Ra - 7 s 2

Prírodné zlúčeniny

V prírode sa kovy alkalických zemín nachádzajú v nasledujúcich zlúčeninách:

• Be - BeO * Al 2 O 3 * 6SiO 2 - beryl
• Mg - MgCO 3 - magnezit, MgO * Al 2 O 3 - spinel, 2MgO * SiO 2 - olivín
• Ca - CaCO 3 - krieda, mramor, vápenec, kalcit, CaSO 4 * 2H 2 O - sadra, CaF 2 - fluorit

Príjem

Ide o aktívne kovy, ktoré nie je možné získať elektrolýzou roztoku. Na ich získanie sa používa elektrolýza tavenín, aluminotermia a ich vytesňovanie zo solí inými aktívnejšími kovmi.

MgCl2 → (t) Mg + Cl2 (elektrolýza v tavenine)

CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (aluminotermia je metóda výroby kovov redukciou ich oxidov s hliníkom)

MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg

Chemické vlastnosti

Oxidy kovov alkalických zemín

Majú všeobecný vzorec RO, napríklad: MgO, CaO, BaO.

Príjem

Oxidy kovov alkalických zemín možno získať rozkladom uhličitanov a dusičnanov:

MgC03 → (t) MgO + C02

Ca (N03) 2 → (t) CaO + 02 + N02

Chemické vlastnosti

Vykazujú hlavne základné vlastnosti, všetky okrem BeO - amfoterného oxidu.

Hydroxidy kovov alkalických zemín

Vykazujú základné vlastnosti, s výnimkou hydroxidu berýlia, amfoterného hydroxidu.

Príjem

Hydroxidy sa získavajú reakciou zodpovedajúceho oxidu kovu a vody (všetky okrem Be (OH) 2)

CaO + H20 → Ca (OH) 2

Chemické vlastnosti

Základné vlastnosti väčšiny hydroxidov sú priaznivé pre reakcie s kyselinami a kyslými oxidmi.

Ba (OH) 2 + H2S04 → BaSO4 ↓ + H20

Ca (OH) 2 + H20 + C02 → Ca (HCO3) 2 + H20

Ca (HCO3) 2 + Ca (OH) 2 → CaCO3 + H20 + CO2

Ca (OH) 2 + C02 → CaCO3 ↓ + H20

K reakcii so soľami (a nielen) dochádza, ak je soľ rozpustná a v dôsledku uvoľňovania reakčného plynu sa tvorí zrazenina alebo slabý elektrolyt (voda).

Ba (OH) 2 + Na2S04 → BaSO4 ↓ + NaOH

Hydroxid berylnatý je amfotérny: vykazuje dvojité vlastnosti a reaguje s kyselinami aj zásadami.

Be (OH) 2 + HCl → BeCl2 + H20

Buďte (OH) 2 + NaOH → Na2

Tvrdosť vody je kombináciou vlastností vody, v závislosti od jej prítomnosti predovšetkým vápenatých a horečnatých solí: hydrouhličitany, sírany a chloridy.

Rozlišujte medzi dočasnou (uhličitanovou) a trvalou (ne-uhličitanovou) tvrdosťou.

Pravdepodobne doma tvrdo bojujete s vodou, dovolím si tvrdiť - každý deň. Dočasná tvrdosť vody sa eliminuje obyčajným varením vody v kanvici a vápno na jej stenách - CaCO 3 - je nespochybniteľným dôkazom odstránenia tvrdosti:

Ca (HCO3) 2 → CaCO3 ↓ + C02 + H20

Dočasnú tvrdosť je tiež možné vylúčiť pridaním Na2C03 do vody:

Ca (HCO3) 2 + Na2C03 → CaCO3 ↓ + NaHCO3

Je zbytočné bojovať s konštantnou tvrdosťou varom: síry a chloridy sa počas varu nezrážajú. Konštantná tvrdosť vody sa eliminuje pridaním Na2C03 do vody:

CaCl2 + Na2C03 → CaCO3 ↓ + NaCl

MgSO 4 + Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 ↓ + CO 2 + Na 2 SO 4

Tvrdosť vody sa dá určiť pomocou rôznych testov. Príliš vysoká tvrdosť vody vedie k rýchlemu tvorbe vodného kameňa na stenách kotlov, potrubí, rýchlovarnej kanvice.

© Bellevich Jurij Sergejevič

Tento článok napísal Jurij Sergejevič Bellevič a je jeho duševným vlastníctvom. Kopírovanie, distribúcia (vrátane kopírovania na iné stránky a zdroje na internete) alebo akékoľvek iné použitie informácií a objektov bez predchádzajúceho súhlasu držiteľa autorských práv je trestné podľa zákona. Materiály k článku a povolenie na ich použitie nájdete v časti