Физические свойства

Щелочноземельные металлы – серебристо-белые вещества,

за исключением бериллия, цвет которого – светло-серый. Общая

закономерность изменения физических свойств аналогична таковой

для щелочных металлов (табл. 9.9).

Таблица 9.9

Некоторые физические свойства s-металлов второй группы

Эле-

мент

Тпл,

°С

Ткип,

°С

d,

г/см3

Твер-

дость

по

Моосу

106,

омсм

при

0° С

Магнитная

восприимчи

-вость,

10-6 эл.

431

магн. ед

Ве

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

1284

651

851

770

704

700

1327

1107

1440

1380

1540

1140

1,86

1,74

1,55

2,63

3,74

5,0

4

2,5

1,5

1,8

3

–

6,6

4,60

4,30

30,7

60

–

-1,0

0,55

1,10

-0,2

0,9

–

Температуры плавления и кипения уменьшаются по группе,

но монотонность уменьшения нарушается у Mg. Дело в том, что Be

и Mg кристаллизуются в гексагональной кристаллической решетке

с КЧ = 12, а у подгруппы Са – кубические гранецентрированные

ячейки с КЧ = 12. От Be к Mg при одном и том же типе решетки Тпл

уменьшается. Затем изменяется тип решетки, и Тпл снова

уменьшается.

Кроме радия, щелочноземельные металлы легкие. Ход

изменения плотности должен быть монотонным, но из этого ряда

выпадают Mg и Са. Дело в том, что по группе увеличиваются

объемы и массы атомов, и, следовательно, плотность должна

увеличиваться. При переходе от Be к Mg и от Mg к Са радиус

изменяется очень резко, а масса – мало, поэтому и получается

скачок плотности.

Металлы хорошо проводят тепло и электрический ток.

Слабее всех теплопроводен и электропроводен бериллий.

Химические свойства

Щелочноземельные металлы – это активные металлы. Сверху

вниз по группе их активность увеличивается, так как уменьшаются

первый и второй потенциалы ионизации. На воздухе Be и Mg

устойчивы, потому что покрываются оксидной пленкой. Металлы

подгруппы Са на воздухе окисляются. На их поверхности

образуются пленки различного состава: ЭО, ЭO2, Э3N2. По

отношению к галогенам наименее активен Be, который реагирует

без нагревания только со фтором. Все остальные металлы

реагируют с галогенами при обычных условиях. Взаимодействуют

щелочноземельные металлы с серой и кислородом, но Be и Mg при

нагревании. С азотом и углеродом все металлы взаимодействуют

при нагревании:

432

2Э + O2 →2ЭО;

6Э + 2N2 →2Э3N2;

Э + X2 →3X2, (Х – F, Сl, Вг, I);

Э + S →ЭS;

2Э + H2 →2ЭН.

С водой Be и Мg реагируют при нагревании, а элементы

подгруппы Са реагируют с водой уже при обычной температуре с

образованием гидроксида и выделением водорода:

Mg + 2H2О →Mg(OH)2 + H2, реагирует слабо;

Са + 2H2О →Ca(OH)2 + H2, реагирует умеренно;

Sr + 2H2О →Sr(OH)2 + H2, реагирует энергично;

Ва + 2Н2О →Ва(ОН)2 + H2, реагируеточень энергично

Взаимодействуют с кислотами. Это энергичные

восстановители, и при взаимодействии с H2SO4 и НNO3 получаются

самые низкие степени окисления серы и азота:

4Mg + 10НNО3 (оч. разб.) →4Mg(NО3)2 + NH4NО3 + 3H2О;

4Са + 5H2SO4 (конц.) →4CaSO4 + H2S + 4H2O.

Растворяются в жидком аммиаке с образованием амидов, но,

в отличие от щелочных металлов, при удалении из амидов

растворителя (кипячением) выделяются довольно устойчивые

аммиакаты состава Э(NН3)6.

Для магния и особенно для бериллия известно много

комплексных соединений различного состава. Элементы

подгруппы кальция значительно уступают по

комплексообразовательной способности. Но по сравнению со

щелочными металлами элементы подгруппы кальция образуют

больше комплексных соединений. Это связано с тем, что с

увеличением заряда увеличивается поляризующая способность

ионов Э2+, что и увеличивает склонность к образованию

комплексных соединений. Примером может служить образование

аммиакатов, которые неизвестны для щелочных металлов.

Соединения

Оксиды

433

Оксиды щелочноземельных металлов – очень устойчивые

вещества, обладают большим сродством к кислороду, плавятся при

высоких температурах:

Оксид Тпл,,° С

MgО 2800

СаО 2585

SrO 2430

BaO 1923

Чаще всего оксиды получают из карбонатов, но разложение

ВаСО3 идет при 1625° С, поэтому BaO получают из нитрата:

MgСО3 →MgО + CO2;

СаСО3 →СаО + СО2;

2Ва(NО3)2 →2ВаО + 4NO2 + O2.

Оксиды щелочноземельных металлов растворимы в воде, но

растворимость MgО очень мала – 10-4 г/л при 25° С. Растворение

сопровождается взаимодействием и выделением большого

количества тепла. При взаимодействии с водой образуются

гидроксиды Э(OH)2:

Растворимость

растет

СаО + Н2О →Ca(OH)2 + 76.6 кДж/моль;

SrO + H2O →Sr(OH)2 + 80,8 кДж/моль;

BaO + H2O →Ba(OH)2 + 93,3 кДж/моль

Магний и элементы подгруппы кальция образуют пероксиды

ЭО2 и надпероксиды ЭО4 (элементы подгруппы кальция).

Пероксиды представляют собой вещества белого цвета, их можно

считать солями пероксида водорода.

O

Ca ; CaO2 + 2H2O →Ca(OH)2 + H2O2.

O

Надпероксиды – вещества желтого цвета, менее устойчивы,

чем пероксиды. Они образуются как побочный продукт при

получении пероксидов. Устойчивость пероксидов растет по

подгруппе. Для магния пероксид устойчив в виде гидрата. Для

элементов подгруппы Са пероксиды более устойчивы.

434

500°C >600°C

2ВаО + O2 ↔2BaO2 →2BaO+O2

Из пероксида бария получают H2O2:

BaO2 + H2O →Ba(OH)2 + H2O2;

BaO2 + H2SO4 →BaSО4 + H2O2 ;

Ca(OH)2 + H2O2 →CaO2 + 2H2O.