- •Змістовий модуль 6. Хімія р-та s-елементів
- •Тема 1. S-біометали і та іі груп (Na, k, Mg, Ca)
- •Загальна характеристика елементів головної підгрупи і та іі груп
- •Лужні метали: поширення в природі, добування
- •Хімічні властивості лужних металів
- •Застосування лужних металів та їх сполук
- •Берилій та лужноземельні метали: поширення у природі, добування. Фізичні властивості
- •Хімічні властивості металів головної підгрупи іі групи
- •Застосування металів головної підгрупи іі групи та їх сполук
- •Твердість води та способи її усунення
- •Тема 2. Розповсюдження біоелементів в природі. Сполуки Гідрогену та Оксисену, властивості, їх біологічна роль. Хімія води. Природні води та способи очистки води.
- •Тема 3. Сполуки Карбону та Сульфуру. Положення в періодичній системі, властивості, добування, фізіологічна дія на організм.
- •Поширеність у природі, способи одержання сірки
- •Властивості Сульфуру
- •Тема 4. Сполуки Нітрогену та Фосфору. Положення в періодичній системі, властивості, поняття про мінеральні добрива. Біологічна роль сполук Нітрогену та Фосфору.
- •Поширеність у природі, способи одержання азоту
- •Фізичні та хімічні властивості азоту. Нітриди
- •Гідрогеновмісні сполуки Нітрогену
- •Оксигеновмісні сполуки Нітрогену
- •Кругообіг Нітрогену в природі
- •Тема 5. Сполуки Хлору та Йоду. Положення в періодичній системі, поширення в природі, властивості, біологічна роль сполук Хлору та Йоду.
- •Особливості електронної будови та загальний огляд властивостей галогенів
- •Поширеність галогенів у природі, способи отримання у чистому вигляді.
- •Загальний огляд хімічних властивостей галогенів
- •Особливості хімії фтору
- •Галогеноводні, особливості зміни властивостей та сили кислот
- •Оксигенвмісні сполуки хлору
- •Основні галузі застосування галогенів та їх сполук
Хімічні властивості металів головної підгрупи іі групи
Згідно з електронною будовою, метали головної підгрупи ІІ групи у сполуках виявляють ступінь окиснення +2. Активність металів зростає зі збільшенням протонного числа елементів, тобто від Берилію до Радію.
Найважче іонізується і збуджується атом Берилію. Енергія переведення його атома із s2-стану у збуджений s1p1-стан досить велика (260 кДж/моль).
Кальцій, стронцій, барій та радій окиснюються киснем повітря, перетворюючись на білі землисті порошки оксидів, які під час розчинення у воді утворюють луги (звідси назва – лужноземельні). Тому лужноземельні метали доцільно зберігати під шаром органічних інертних рідин.
Всі метали головної підгрупи ІІ групи, як дуже активні, безпосередньо сполучаються з різними неметалами (киснем, сіркою, галогенами, вуглецем, силіцієм, а деякі і з воднем):
2Mg + O2 = 2MgO;
Mg + Cl2 = MgCl2;
Ca + Br2 = CaBr2;
3Mg + N2 = Mg3N2;
Ca + S = CaS;
3Ba + 2P = Ba3P2;
Ca + 2C = CaC2;
2Mg + Si = Mg2Si.
Кальцій, стронцій і барій при нагріванні реагують з воднем, утворюючи гідриди МеН2:
Ва + Н2 = ВаН2.
Гідриди лужноземельних металів взаємодіють з водою з утворенням лугів і виділенням вільного водню:
СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2,
а також окиснюються киснем:
СаН2 + О2 = Са(ОН)2.
Магній утворює гідрид MgH2 при дії водню на метал за високого тиску та наявності каталізатора. Берилій безпосередньо з воднем не реагує.
Взаємодія з водою термодинамічно можлива для усіх металів підгрупи Берилію:
Me + 2H2O = Me(OH)2 + H2.
Проте поверхня берилію вкрита дуже стійкою оксидною плівкою, тому він не реагує з водою навіть за температури червоного жару. Магній стійкий до дії холодної води, але енергійно взаємодіє з киплячою водою. Кальцій, стронцій і барій реагують з водою майже з такою ж швидкістю, як і літій.
Спорідненість до Оксигену у Берилію та його аналогів дуже велика. Магній у вигляді порошку або стрічки горить на повітрі сліпучим полум’ям. Магній може горіти навіть в атмосфері вуглекислого газу:
Mg + CO2 = MgO + CO,
або 2Mg + CO2 = 2MgO + C.
Кальцій і магній можуть відбирати Оксиген і галогени у багатьох металів, що використовують на практиці для отримання рідкісних металів з їх сполук:
3Mg + MoO3 = 3MgO + Mo;
2Mg + ZrCl4 = 2MgCl2 + Zr;
5Ca + Nb2O5 = 5CaO + Nb;
5Ca + 2NbCl5 = 5CaCl2 + 2Nb.
Всі метали головної підгрупи ІІ групи легко розчиняються у розведених розчинах кислот-неокисників з виділенням водню, а нітратну кислоту відновлюють до оксиду нітрогену (І) або до солей амонію:
Be + 2HCl = BeCl2 + H2;
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2;
4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O;
4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Берилій здатний взаємодіяти також з лугами, чим відрізняється від своїх аналогів:
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2.
Нітриди і карбіди елементів підгрупи Берилію розкладаються водою з утворенням гідроксидів та аміаку або вуглеводнів (метану, ацетилену) відповідно:
Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3;
Be2C + 4H2O = 2Be(OH)2 + CH4;
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2.
Карбіди Берилію та його аналогів добувають шляхом взаємодії оксидів MeO з вуглецем за високої температури (2000 oC):
CaO + 3C = CaC2 + CO.
Метали головної підгрупи ІІ групи здатні утворювати карбіди різних складу і будови: Be2C, BeC2, Mg2C3, MgC2, CaC2, SrC2, BaC2. Серед них найширше практичне застосування має карбід кальцію.
Оксиди металів головної підгрупи ІІ групи у промисловості і лабораторії найчастіше добувають не з самих металів, а термічним розкладанням відповідних карбонатів або гідроксидів:
Mg(OH)2 = MgO + H2O;
MgCO3 = MgO +CO2;
CaCO3 = CaO +CO2;
оксид барію зручно добувати термічним розкладанням нітрату барію:
2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2.
Оксид магнію має іншу назву – палена магнезія, а оксид кальцію – палене або негашене вапно (тому що його отримують випалюванням вапняку).
Всі оксиди металів головної підгрупи ІІ групи, за винятком ВеО, мають яскраво виражені основні властивості. Їхня хімічна активність зростає від ВеO до BaO. За кімнатної температури ВеО не взаємодіє з водою, кислотами, лугами. MgO легко реагує з кислотами (з водою повільно) та кислотними оксидами:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O;
MgO + SiO2 = MgSiO3.
CаО і ВаО легко взаємодіють не тільки з кислотами і кислотними оксидами, але й з водою, утворюючи розчинні гідроксиди:
СaO + H2O = Ca(OH)2;
CaO + 2HCl = CaCl2;
CaO + CO2 = CaCO3;
На відміну від інших оксидів металів головної підгрупи ІІ групи, ВеО – амфотерний оксид. При сплавлянні він взаємодіє як з основними, так і з кислотними оксидами:
2BeO + SiO2 = Be2SiO4;
Na2O + BeO = Na2BeO2.
При нагріванні ВеО взаємодіє з кислотами і лугами:
BeO + H2SO4 + 3H2O = [Be(H2O)4]SO4 (cульфат тетраакваберилію);
BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4] (тетрагідроксоберилат натрію).
Амфотерний гідроксид берилію Be(OH)2 добувають непрямим методом, тоді як гідроксиди решти металів головної підгрупи ІІ групи утворюються при взаємодії їх оксидів з водою. Процес взаємодії оксиду кальцію з водою називається гасінням, а утворений гідроксид кальцію – гашеним вапном. При обробці оксиду кальцію гарячою водою утворюється дрібний порошок Ca(OH)2 – пушонка.
Гідроксиди магнію, кальцію, стронцію і барію є основами, з них Mg(OH)2 і Са(ОН)2 малорозчинні у воді, але добре розчинні у кислотах:
Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + H2O.
При пропусканні вуглекислого газу через суспензію гідроксиду магнію останній розчиняється з утворенням гідрокарбонату магнію:
Mg(OH)2 + СО2 = MgCO3 + H2O;
MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2.
Гідроксид магнію також розчиняється у розчині хлориду амонію:
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH.
Реакція відбувається завдяки тому, що іони амонію зв’язують гідроксид-іони з утворенням малодисоційованого NH4OH, який є ще слабшою основою, ніж Mg(OH)2. Такий розчин називають магнезіальною сумішшю.
Гідроксиди Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 є сильними основами, що за силою поступаються лише гідроксидам s-елементів І групи. У ряду Ca(OH)2 – Sr(OH)2 – Ba(OH)2 зростає основний характер гідроксидів. У цьому ж напрямку посилюються їх розчинність і термічна стійкість. Ці гідроксиди легко взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами і солями:
Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + H2O;
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O;
3Ca(OH)2 + 2FeCl3 = 3CaCl2 + 2Fe(OH)3.
Крім оксидів метали головної підгрупи ІІ групи можуть утворювати пероксиди. Найлегше утворюють пероксиди найактивніші метали. Так, при нагріванні ВаО до 600 оС за наявності кисню утворюється пероксид барію:
2ВаО + О2 = 2ВаО2.
Стійкість пероксидів МеО2 зменшується від ВаО2 до MgO2 (ВеО2 не добуто).
Малорозчинні карбонати металів головної підгрупи ІІ групи утворюються в результаті взаємодії відповідних гідроксидів (чи оксидів) з вуглекислим газом або за реакцією обміну між розчинними солями і карбонатами лужних металів:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O;
BaCl2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaCl.
При дії на осад карбонату кальцію надлишку оксиду карбону (IV) можна отримати розчинний гідрогенкарбонат:
CaCO3 + СO2 + Н2О = Ca(HCO3)2.
При нагріванні карбонати металів головної підгрупи ІІ групи розкладаються на відповідний оксид та оксид карбону (IV):
CaCO3 = CaO + CO2.
Варто зазначити, що при термічна стійкість карбонатів елементів підгрупи Берилію зростає при переході від BeCO3 до BaCO3. Так, температура розкладання карбонатів магнію, кальцію, стронцію і барію відповідно дорівнює 350, 825, 1350 і 1450 оС.