61) Бериллий. Магний. Щелочно-земельные металлы. Общая характеристика оксидов, гидроксидов, солей элементов группы iiа. Их роль в живой природе.

Способы получения. Ве, Мg, Са — электролиз рас­плавов их хлоридов в смеси с NаС1(Ве), КСl (Мg, Са) и СаF2(Са) (основной способ). Применяется также вос­становление оксидов и фторидов металлов алюминием, магнием, углеродом, кремнием:

4ЭО + 2Аl→Э0∙А12О3-|-ЗЭ(Э = Са, Sr, Ва),

1000 °С

ВеF2 + Мg-------- ►МgF2+Ве,

3000 °С 1200 *С

МgО + C→СО+Мg, 2МgО + 2СаО + Si → 2СаO∙SiO2+ Mg2O

Химические свойства. Металлы группы ПА — силь­ные восстановители. Они довольно легко реагируют с большинством неметаллов; уже при обычных условиях интенсивно разлагают воду (кроме Ве и Мg); легко рас­творяются в кислотах; Ве реагирует и с кислотами, и со щелочами, образуя аква- и гидроксокомплексы. Хи­мическая активность повышается от Ве к Rа. По хими­ческим свойствам Ве существенно отличается от остальных элементом группы. Mg так же во многих отношениях отличается от щелочноземельных металлов (Са-Ra).

Реакции с важнейшими реагентами

Соединения с водородом. Гидриды щелочноземельных металлов ЭН2 — белые кристаллические вещества с ион­ной решеткой, анион Н-. Гидриды Ве и — твердые полимерные соединения. Термическая устойчивость гид­ридов понижается от Ва к Ве.

Как технические, так и лабораторные способы получе­ния гидридов Мg, Са, Sr, Ва сводятся к нагреванию соответствующего металла в атмосфере Н2. ВеН2 получа­ют в эфирном растворе по реакции ВеCl2+2LiH→ ВеН2 + 2LiС1.

Гидриды ЭН2— сильные восстановители, разлагают­ся водой; гидриды элементов Са — Ва легко окисляются кислородом:

ЭН2+2Н20→Э (ОН)2+2Н2,

ЭН2+О2→Э(0Н)2.

Галогениды. Все галогениды ЭГ2— бесцветные кри­сталлические вещества с ионной решеткой. ВеF2 суще­ствует также в виде стекловидной массы. ЭГ2 термически устойчивы, теплоты образования (абсолютные значения) у них высоки, закономерно повышаются в ряду Ве — Ва (исключение — ВаF2) и уменьшаются при переходе от фторидов к иодидам . Температуры плав­ления изменяются, как правило, аналогично. В воде ЭГ2 хорошо растворяются (кроме фторидов ряда Mg— Ва), из водных растворов выделяются (кроме фторидов) в виде кристаллогидратов, большей частью с 6 или 2 молекула­ми воды.

Способы получения. СаГ2—ВаГ2 — действие НГ на металл, гидроксид или карбонат соответствующего ме­талла:

Э + 2НГ→ЭГ2+Н2,

Э(ОН) 2+2НГ→ЭГ2+2Н20 (так же получают ВеF2 и МnF2),

ЭС03+2НГ→ЭГ2+Н20+С02 (так же получают и МgF2).

ВеГ2, кроме ВеF2,— нагревание Ве с галогенами.

МgГ2, кроме МgF2,— выделение из его природных соединений.

Химические свойства. Бромиды и иодиды проявляют восстановительные свойства: ЭI2+СL2→ЭСl2+I2

Галогениды Ве и Мg сильно гидролизуются. При на­гревании образуются оксосоли:

ЭГ2(р)+Н20⇌ЭОНГ + НГ,

2ЭГ2(р) + Н20 →Э2ОГ2+2НГ (кроме МgF2),

I2ВеС12∙4Н20→Ве2OС12 + 2НС1 + 7Н20.

Соединения с кислородом. Оксиды ЭО и пероксиды ЭО2 (ВеО2 не получен) — порошкообразные вещества бе­лого цвета. Температуры плавления ЭО очень высоки и понижаются от Mg к Ва. Термическая диссоциация ЭО протекает очень трудно, теплоты образования (абсолют­ные значения) высокие. Термическая устойчивость ЭО2 повышается от МgО2 к ВаО2. В воде ЭО2

Способы получения. ЭО, кроме ВаО,— термическое разложение карбонатов или гидроксидов элементов груп­пы IIА: Э(OH)2 =ЭО + Н2О ( Э = Be, Mg),

ЭСО3= ЭО+СО2 (Э = Be, Mg, Sr, Ca).

ВаО — по реакции: 2Ba(N03)2 = 2Ba(N02)2 + О2. Э02, кроме Ва02,— нейтрализация гидроксидов Н2О2: Э (ОН)2 + Н2О2= Э02 + 2Н2О

ВаО2 — по реакции : 2ВаО + О2 = 2ВаО2.

Химические свойства. Оксиды Mg, Са, Sr, Ва — ос­новного характера, ВеО проявляет амфотерные свойства. Химическая активность ЭО увеличивается в ряду ВеО— ВаО. Оксиды, кроме ВеО, реагируют с водой; MgO реаги­рует частично с горячей водой: ЭО + Н2О =Э (ОН)2 Оксиды легко реагируют с кислотами (ВеО при на­гревании); ВеО реагирует также со щелочами: ЭО+2НС1= ЭС12+Н20,

ВеО + 2НС1 + 3H20 = [Be (ОН2)]4 С12,

ВеО + 2КОН + Н20= К2 [Be (OН)4],

BeO + 2KOH=К2 ВеО2+ Н20. при темпер., щелочь тв. ВаО при нагревании в присутствии образует ВаO2: 2ВаO+O2=2ВаO2. ЭO2 при растворении в воде подвергаются сильному гидролизу:

ЭO2+2 H2O= Э (ОН)2 +Н2О2 . Они разлагаются кислотами, даже очень слабыми, на­пример угольной:

эо2+со2+н2о =эсо3 + н2о2.

Пероксиды благодаря наличию иона [O2]2- проявляют окислительные свойства; при действии сильных окисли­телей окисляются: BaО2 + 2KI + 2Н20 = I2 + Ba(OH)2 + 2KOH. Пероксиды склонны к реакциям диспропорционирования: 2ВаO2 = 2ВаО +O2. Соединения с другими элементами. Сульфиды ЭS — кристаллические бесцветные вещества с ионной решет­кой типа NaCl; термически устойчивы; малорастворимы в воде. Получают 3S взаимодействием простых веществ или прокаливанием сульфатов с углем:

BaSО4+4C = BaS+4CO.

В водном растворе сульфиды сильно гидролизованы: 2ЭS+2Н20 =Э(OH)2 +Э(HS)2. В ряду BaS—BeS гидролиз усиливается, BeS и MgS гидролизуются полностью.

ЭS являются восстановителями: BaS+I2=S +BaI2 .

Нитриды N2 — термически устойчивые кристалли­ческие вещества. Получают их, как правило, нагреванием металлов в атмосфере N2: ЗЭ + N2 =Э3N2

В воде нитриды необратимо гидролизуются: Э3N2+ 6H2O =3Э(ОН)2+2NН3

Начало формы

ГИДРОКСИДЫ И ИХ ПРОИЗВОДНЫЕ

Конец формы

Гидроксиды Э(ОН)2 — белые порошкообразные ве­щества (кристаллическая решетка ионная). Они могут быть получены в безводном состоянии и в виде кристал­логидратов с 1, 2, 3, 8 молекулами воды. Растворимость в воде относительно невелика и увеличивается при пере­ходе от Ве(ОН)2 к Ва(ОН )2.

Способы получения. Be(ОН)2, Mg(ОН)2

— обменные реакции между растворимой солью металла и щелочью:

ЭСl2+2КОН= Э(ОН)2 + 2КСl.

В случае Be(ОН)2 следует избегать избытка щелочи.

Са (ОН)2, Sr(ОН)2, Ba(ОН)2— взаимодействие окси­дов с водой:

ЭО + Н20 = Э(ОН)2.

Химические свойства. Характер диссоциации Э(ОН)2 закономерно изменяется от Be(ОН)2 (амфотер) до Ba(ОН)2 (сильное основание). Be(ОН)2 , растворяясь в кислотах и щелочах, образует аква- и гидроксокомплексы:

Be(ОН)2 +2HCI + 2 Н2O =[ Be(ОН2)] 4Сl2,

Be(ОН)2 +2NaOH =Na2[ Be(ОН)4];

Mg(ОН)2 проявляет только основные свойства, слабый электролит.

Многие соли оксокислот и элементов группы IIA ма­лорастворимы в воде. Это — сульфаты (кроме Ве и Mg), фосфаты, арсенаты, карбонаты, хроматы, оксалаты. С увеличением атомного номера металла растворимость солей и способность к образованию кристаллогидратов, как правило, уменьшаются.

При нагревании сульфаты, нитраты, карбонаты раз­лагаются по схемам 2ЭSО4 =2ЭO+2SО2+О2, 2Э(NО3)2 =2ЭO+ 4NO2+O2

ЭСО3 =ЭО+СО2. Термическая устойчивость нитратов и карбонатов за­кономерно возрастает от соединений Ве к соединениям Ва. При действии С на осадки карбонатов Са, Sr, Ва образуются растворимые гидрокарбонаты, которые при нагревании опять переходят в карбонаты: ЭСО3+ СО2+ Н2O =Э((НСОз)2

Mg и Са широко используются для металлотермиче­ского получения ряда металлов (Ti, U, редкоземельные элементы и др.). Бериллиевые сплавы благодаря высо­кой химической и механической стойкости применяются в машиностроении, электронной и электротехнической промышленности; магниевые сплавы, как самые лег­кие,— в авиационной промышленности. Ва используется в высоковакуумной технике для поглощения остатков газов.

Соединения элементов группы IIА находят примене­ние в радиоэлектронике (ВаТiOз — сегнетоэлектрик), строительстве (разнообразные соединения Mg и Са), для изготовления огнеупорных изделий (BeO, MgO), для осушки и очистки ряда веществ (СаС, SrO, SrСОз) и в других областях.

В настоящее время получены сверхпроводящие кера­мические материалы, содержащие оксиды Ва и Са.

Биологическая роль бериллия отсутствует. Бериллий и его соединения очень токсичны, Ве замещает Mg в фер­ментах. Пары и пыль, содержащие соединения Ве, вы­зывают тяжелое заболевание легких — бериллоз.

Магний важен для всех живых существ. Глав­ная его природная функция связана с процессом фото­синтеза в растениях и микроорганизмах. Ионы Mg при­нимают также участие в регулировании действия некото­рых ферментов и клеточных систем. Соединения Mg нетоксичны.

Кальций важен для всех форм жизни. Его биологи­ческие функции разнообразны. Кальций входит в состав опорных и защитных частей организмов, его соединения образуют основу твердой части зубной ткани, скорлупы яйца. Ионы кальция содержатся в ряде белков, оказы­вают существенное влияние на работу ферментных систем, на процессы свертывания крови, осмотическое равновесие в клетках. Соединения Са нетоксичны.