Ко 2 сессии / Малашонок Неорганическая химия

щелочных металлов. С ростом атомного номера элемента наблюдается последовательное возрастание радиусов атомов и уменьшение энергий ионизации Следовательно, в ряду Be – Ba металлические свойства элементов усиливаются. Металлический характер элементов подтверждается и низкими значениями относительной электроотрицательности атомов.

Для металлов s-элементов II группы температуры плавления и кипения изменяются немонотонно. Это объясняется неодинаковым типом кристаллической решетки металлов.

Распространение в природе: Ca – 2,96 масс. %, Mg – 2,4 масс. %.

В свободном состоянии Be, Mg и щелочноземельные металлы не существуют. Важнейшие минералы, содержащие s-элементам II группы:

Получение. Бериллий получают восстановлением фторида: BeF2 + Mg ¾t ® Be + MgF2

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al ¾t ® 3Ba + Al2O3

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов. В электролизере происходят следующие электродные реакции:

на катоде: Ca2+ + 2e– → Ca

на аноде: 2Cl– – 2e – → Cl2

CaCl2 Ca + Cl2

Физические свойства. Металлы IIА группы – это серебристобелые металлы, быстро тускнеющие на воздухе. Металлы IIА группы тверже и тяжелее, чем щелочные металлы. Однако их плотность меньше 5 г/см3, поэтому они относятся к легким металлам.

201

Химические свойства. Металлы главной подгруппы II группы – сильные восстановители. С увеличением радиусов и уменьшением энергии ионизации элементов их восстановительная способность увеличивается по ряду:

Be – Mg – Ca – Sr – Ba .

Металлы IIА группы довольно реакционноспособны, хотя в меньшей степени, чем щелочные металлы. Химическая активность наиболее высока у бария (примерно такая же, как у лития). Химические свойства бериллия во многом похожи на свойства алюминия (диагональное сходство в периодической системе). Например, подобно алюминию, бериллий растворяется в щелочах и пассивируется в

HNO3(конц.).

С кислородом щелочноземельные металлы соединяются при

С водородом щелочноземельные металлы и магний соединяются при нагревании, образуя гидриды:

Ca + H2 ¾t ® CaH2-1

Бериллий с водородом не взаимодействует.

Гидриды – сильные восстановители. Они разлагаются водой и кислотами с выделением водорода:

При нагревании металлы IIА группы реагируют с серой, азотом,

фосфором, углеродом, кремнием:

2Ca + Si ¾t ® Ca2Si

Нитриды, фосфиды, карбиды и силициды разлагаются водой и кислотами, например:

Ca2Si–4 + 4HCl → 2CaCl2 + Si+4H4–1 ↑

202

С водой щелочноземельные металлы реагируют при комнатной температуре с образованием щелочей:

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑

Магний реагирует с водой при нагревании:

Mg + 2H2O ¾t ® Mg(OH)2 + H2↑

Бериллий в водой не реагирует: Be + H2O ≠

С кислотами-неокислителями:

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2 Mg + H2SO4разб → MgSO4 + H2

С концентрированной серной кислотой:

4Са + 5H2SO4конц → 4СаSO4 + H2S↑ + 4H2O

С азотной кислотой взаимодействие металлов протекает поразному, в зависимости от концентрации кислоты:

Са + 4HNO3(60%) → Са(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O.

3Са + 8HNO3(30%) → 3Са(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

4Са + 10HNO3(20%) → 4Са(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

5Са + 12HNO3(10%) → 5Са(NO3)2 + N2↑ + 6H2O

4Са + 10HNO3(2–3%) → 4Са(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Бериллий растворяется в водных растворах щелочей: Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2

Кальций используют для получения некоторых неметаллов и металлов из оксидов (кальцийтермия):

При нагревании в парах аммиака образуют нитриды:

3Са + 2NH3(газ) ¾t ® Са3N2 + 3H2↑

Качественная реакция на катионы металлов IIА группы – окрашивание пламени: кальций – в оранжевый цвет; барий – в зеленый.

Катион Ba2+ можно обнаружить обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl

203

Ba2+ + SO42– → BaSO4↓

Сульфат бария BaSO4 – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

Физические свойства оксидов и гидроксидов металлов II

группы главной подгруппы. Все соединения щелочноземельных металлов имеют ионный характер. Оксиды – белые тугоплавкие вещества. ВеО в воде не растворим, MgO растворяется только при нагревании. Остальные оксиды достаточно хорошо растворимы в воде с образованием соответствующих щелочей.

Гидроксиды – белые порошкообразные вещества, гигроскопичны, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов. Растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера элемента.

Химические свойства оксидов и гидроксидов металлов II группы главной подгруппы. С увеличением металлических свойств элементов усиливается основный характер их оксидов и гидроксидов:

Химические свойства оксидов

BeO – амфотерный оксид, проявляет как кислотные, так и основные свойства. В воде нерастворим:

Oстальные оксиды – основные. С увеличением основности возрастает растворимость в воде:

Все оксиды легко растворимы в кислотах, взаимодействуют с кислотными оксидами:

Химические свойства гидроксидов Be(OН)2 – амфотерный гидроксид:

Be(OН)2 + SiO2 → BeSiO3 + H2O

Be(OН)2 + Na2O → Na2BeO2 + H2O

204

Be(OН)2 + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

Be(OН)2 + 2NaOH ¾t ® Na2BeO2 + 2H2O

Be(OН)2 + 2NaOH → Na2[Be(OH)4]

Остальные гидроксиды – типичные основания. Mg(OH)2 – слабое основание. Ca(OН)2, Sr(OН)2, Ba(OН)2, Ra(OН)2 – сильные основания (щелочи). Щелочи взаимодействуют:

С амфотерными элементами:

Zn + 2H2O + Ca(OН)2 → Сa[Zn(OH)4] + H2 Zn+ Ca(OН)2 ¾t ® СаZnO2 + H2

С некоторыми неметаллами:

2 Ca(OН)2 + 2Cl2 → СaCl2 + Сa(ClO)2 + 2H2O

белильная известь

6Ca(OН)2 + 6Cl2 ¾t ® 5СaCl2+ Сa(ClO3)2 + 6H2O

С кислотами (реакция нейтрализации):

Ca(OН)2 + 2HCl → СaCl2 + 2H2O

С кислотными и амфотерными оксидами:

Ca(OН)2 + SiO2 → СaSiO3 + H2O

Ca(OН)2 + ZnO → СaZnO2 + H2O

С амфотерными гидроксидами:

Ca(OН)2 + Zn(OH)2 → СaZnO2 + 2H2O

С кислыми, основными солями:

Ca(OН)2 + Ca(НCO3)2 → 2СaCO3 + 2H2O

2CuOНCl + Ca(OН)2 → 2Cu(OН)2 + CaCl2

Со средними солями, если в результате образуется осадок: Ca(OН)2 + Na2SO4 → СaSO4↓ + 2NaOH

Гидроксиды термически неустойчивы, при нагревании разлагаются: Ca(OН)2 ¾t ® СaO + H2О

Способы получения оксидов металлов II группы главной подгруппы. Промышленный способ – прокаливание известняка:

CaCO3 ¾t ® CaO + CO2

205

Лабораторные способы. Окисление металлов кислородом воздуха: 2Ca + O2 → 2CaO

Термическое разложение солей – нитратов и карбонатов: 2Mg(NO3)2 ¾t ® 2MgO + 4NO2 + O2

CaCO3 ¾t ® CaO + CO2

Способы получения гидроксидов металлов II группы главной подгруппы. Ве(ОН)2 и Mg(OH)2 получают по обменной реакции:

MgCl2 + 2NaOH → Mg(OH)2↓ + 2NaCl

BeCl2 + 2NaOH(недостаток) → Be(OH)2↓ + 2NaCl

Гидроксиды остальных металлов получают взаимодействием оксидов с водой:

СаО + Н2О → Са(ОН)2

В промышленности щелочи получают электролизом растворов хлоридов данных металлов:

CaCl2 + 2H2O Са(ОН)2 + H2 + Cl2

Жесткость воды

Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь на котлах, которая приводит к коррозии стенок котлов и выходу из строя оборудования, существенно повышает расход топлива. Жесткая вода не пригодна для стирки, моющие средства в ней не дают пены. В ней не развариваются пищевые продукты, а очень жесткая вода непригодна для питья.

Единицы измерения жесткости воды в системе СИ – число молей эквивалентов ионов Са2+ и Mg2+, содержащихся в 1 м3 воды (или число миллимолей эквивалентов ионов Са2+ и Mg2+, содержащихся в 1 дм3 Н2О). Жесткость выражается в градусах жесткости (° Ж). 1 ° Ж соответствует концентрации щелочноземельного элемента, численно равной 1/2 его моля на 1 м3 воды (или 1/2 его миллимоля на 1 дм3 воды).

Принято классифицировать жесткость воды следующим образом:

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.

206

Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной. Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+.

Виды жесткости воды и способы ее устранения приведены в таблице 6.2.

Таблица 6.2.

Задача. Сколько граммов гидроксида кальция необходимо добавить к 1000 л воды, чтобы удалить временную жесткость, равную 2,86 ммоль-экв/л?

207

Решение. Жесткость воды = 2,86 моль-экв/м3. Из закона эквивалентов следует, что число молей гидроксида кальция равно числу молей ионов щелочноземельного металла (их факторы эквивалентности одинаковы). Молярная масса эквивалента гидроксида кальция:

Мэкв(Ca(OH)2) = 0,5М(Ca(OH)2) = 0,5 · 74 = 37г/моль.

Следовательно, небходимая масса гидроксида кальция равна произведению числа молей эквивалентов на молярную массу эквивалента гидроксида кальция:

2,86 · 37 = 105,82 г.

Биогенная роль элементов II А группы

Кальций – микроэлемент. Кальцию принадлежит исключительно важная биогенная роль. Он необходим организмам для скелетообразования, костной ткани, зубов, сердечной и нервной деятельности.

Кальций играет большую роль в процессах фотосинтеза, образования белков различных органических кислот. В животных организмах его присутствие необходимо для свертывания крови, осаждения казеина (сложного белка) при действии сычужного фермента. Избыток ионов кальция подавляет возбудимость мышечной ткани и нервных волокон, повышает тонус сердечной мышцы, действие нервной системы.

Радиоактивный изотоп кальция (45Са) широко используется в биологии и медицине при изучении процессов минерального обмена в живых организмах, процессов усвоения кальция растениями. Многие растения являются кальцефильными, например европейская лиственница, европейская пихта, пушистый дуб. Для своего развития они требуют повышенные концентрации кальция в почвах с нейтральной или слабощелочной средой. Ион Са2+ – антагонист иона Mg2+, Ca2+ в отличие от Mg2+ является внеклеточным катионом. При поступлении избытка солей Mg наблюдается усиленное выделение кальция из костной ткани.

Основная масса Са находится в костной и зубной тканях. Са, вводимый с пищей, только на 50%, всасывается в кишечнике. Плохое всасывание является следствием образования труднорастворимого Са3(РО4)2. Кальций не используется внутри клетки, он выступает в качестве строительного материала в организме, в костях, зубах. Скелет – основное хранилище кальция в организме.

208

Нарушение нормального обмена веществ приводит к отложениям кальциевых солей в различных органах (образование «камней», глаукомы, артериосклеротические изменения сосудов и др.). Ионы кальция участвуют в обмене веществ, они поддерживают в норме свертываемость крови.

Ежедневная нормальная доза кальция для здорового человека составляет 1 г. Кальций содержат шпинат, молочные продукты, сыр, абрикосы.

Са – почвообразующий элемент. Почвы с высоким содержанием Са отличаются хорошей структурой и высоким плодородием. Почвы, бедные Са, наоборот, имеют высокую кислотность.

Магний – необходимая часть молекулы хлорофилла растений, без которого не могут происходить процессы фотосинтеза и развитие растительного мира.

Магниевое микроудобрение – доломит MgCO3 CaCO3.

В растениях магний участвует также в превращениях фосфорных соединений, в образовании жиров, в синтезе и распаде углеводов. При недостатке магния в почвах у растений возникает заболевание – хлороз (разрушение хлорофилла, обесцвечивание хлоропласта), у животных – мышечные судороги, наблюдается остановка роста конечностей. Белое вещество мозга содержит Mg больше, чем серое, спинной мозг больше, чем головной. Богаты Mg абрикосы, персики, цветная капуста, картофель, помидоры. Магний содержат орехи, мед, морские продукты, хлеб из обойной муки, фасоль, горох, овсяная и гречневая крупа.

Стронций концентрируется в костях, частично заменяя кальций. Радиоактивный изотоп 9038Sr вызывает лучевую болезнь. Он поражает костную ткань и, в особенности, костный мозг. Накопление 9038Sr в атмосфере и в организме способствует развитию лейкемии и рака костей. Применение ЭДТА для удаления 9038Sr приводит к дополнительному вымыванию Са из костей. Поэтому используют не кислоту, а Na2CaЭДТА – комплекс.

Избыток стронция вызывает ломкость костей, стронциевый рахит и др. Причина – замена кальция костного вещества стронцием: ион стронция легко вымывается из костей, и наступает их разрушение.

Применение соединений элементов II А группы

BeO, MgO используются для производства огнеупорных материалов, МgO – жженая магнезия, применяется для нейтрализации при отравлении кислотами, входит в состав зубных порошков.

209

СаО – негашеная известь.

BaO2 – для производства Н2О2 и как отбеливающее средство. Са(ОН)2 – гашеная известь (известковое молоко), дешевое рас-

творимое основание. СаСО3 – карбонат кальция, главная составная часть известняка, мела, мрамора. Служит для производства негашеной, гашеной и хлорной извести.

2CaSO4 H2O – алебастр, применяется в строительстве, используют для штукатурных работ, в медицине для изготовления отливочных форм и слепков, наложения повязок при переломах.

CaCl2 – широко применяется в медицине для внутренних инъекций.

MgSO4 7H2O применяются в медицине (слабительное). MgCl2 6H2O

Раствор Ва(ОН)2 – баритовая вода, лабораторный реактив для открытия СО2.

Ba(NO3)2 – используется в пиротехнике.

210