20. Бериллий. Получение и свойства металлического бериллия, применение в технике бериллия и его сплавов. Гидроксид бериллия, его амфотерность. Соли бериллия и бериллаты, их гидролиз.

Бериллий — элемент главной подгруппы второй группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 4. Бериллий — относительно твердый, но хрупкий металл серебристо-белого цвета. Имеет высокий модуль упругости — 300 ГПа (у сталей — 200—210 ГПа). На воздухе активно покрывается стойкой оксидной плёнкой BeO.

В виде простого вещества в XIX веке бериллий получали действием калия на безводный хлорид бериллия:

В настоящее время бериллий получают, восстанавливая его фторид магнием:

Либо электролизом расплава смеси хлоридов бериллия и натрия. Исходные соли бериллия выделяют при переработке бериллиевой руды.

Для бериллия характерна только одна степень окисления +2. Соответствующий гидроксид амфотерен, причем как основные (с образованием Be²⁺), так и кислотные (с образованием [Be(OH)4]^2-] свойства выражены слабо.

По многим химическим свойствам бериллий больше похож на алюминий, чем на находящийся непосредственно под ним магний (проявление "диагонального сходства").

Металлический бериллий относительно мало реакционноспособен при комнатной температуре. В компактном виде он не реагирует с водой и водяным паром даже при температуре красного каления и не окисляется воздухом до 600 °C. Порошок бериллия при поджигании горит ярким пламенем, при этом образуются оксид и нитрид. Галогены реагируют с бериллием при температуре выше 600 °C, а халькогены требуют еще более высокой температуры. Аммиак взаимодействует с бериллием при температуре выше 1200 °C с образованием нитрида Be3N2, а углерод дает карбид Ве2С при 1700 °C. С водородом бериллий непосредственно не реагирует.

Бериллий легко растворяется в разбавленных водных растворах кислот (соляной, серной, азотной), однако холодная концентрированная азотная кислота пассивирует металл. Реакция бериллия с водными растворами щелочей сопровождается выделением водорода и образованием гидроксобериллатов:

Be + 2NaOH(р) + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

При проведении реакции с расплавом щелочи при 400—500 °C образуются диоксобериллаты:

Be + 2NaOH(ж) = Na2BeO2 + H2

Три «но» бериллия.

Это прежде всего хрупкость металла. Она намного ус­ложняет процесс его механической обработки, затрудняет получение больших листов бериллия и сложных профилей, необходимых в тех или иных конструкциях. Пред­принимаются упорные попытки устранить этот недоста­ток. Но, несмотря на некоторые успехи (изготовление металла высокой чистоты, различные технологические усовершенствования), получение пластичного бериллия продолжает оставаться трудной проблемой.

Второе — токсичность бериллия. Тщательный контроль за чистотой воздуха, особые сис­темы вентиляции, возможно большая автоматизация про­изводства — все это позволяет успешно бороться с ток­сичностью элемента № 4 и его соединений.

И наконец, третье и очень важное «но» бериллия — его высокая стоимость. Цена 1 кг бериллия в США сей­час более 300 долларов, т. е. бериллий в несколько раз дороже титана.

Однако рост потребления всегда приводит к технологи­ческим усовершенствованиям, которые в свою очередь спо­собствуют уменьшению издержек производства и цены. В будущем спрос на бериллий возрастет еще больше: ведь этот металл человечество начало применять всего не­сколько десятилетий. И, конечно, достоинства элемента № 4 возьмут верх над его недостатками.

Основной минерал бериллия — бе­рилл относится, как известно, к полудрагоценным камням. Но ког­да говорят о четырех его разновидностях — изумруде, аквамарине, воробьевите и гелиодоре, то приставку «полу» отбрасывают. Изум­руды, особенно весом больше 5 каратов, ценятся не меньше брил­лиантов.

Получить изумруды искусствен­ным путем гораздо труднее, чем большинство других драгоценных камней. Главная причина в том, что берилл — сложное комплекс­ное соединение. Однако ученые смогли имитировать природные ус­ловия, в которых происходило образование минерала: изумруды «рождаются» при очень высоком давлении (150 тыс. атм) и высо­кой температуре (1550° С). Искусственные изумруды могут ис­пользоваться в электронике.

Сферы применения бериллия не ограничи­ваются «высокой» техникой. С изделиями из никель-бериллиевых сплавов (содержание Be не превышает 1,5%) можно встретиться и в повседневной жизни. Из этих сплавов изготавливают хирур­гические инструменты, иглы для подкожных инъекций, литые ме­таллические зубы. Из сплава «элинвар» (никель, бериллий, воль­фрам) в Швейцарии делают пружины для часов. Медно-бериллиевый сплав в США используют для изготовления втулок пишуще­го механизма шариковых ручек.

Сейчас известно более ты­сячи материалов, приобретающих при температуре, близкой к аб­солютному нулю, свойство сверхпроводимости. В их числе — метал­лический бериллий. Будучи сконденсирован в виде тонкой пленки на холодную подложку, бериллий становится сверхпроводником при температуре около 8 К.

Гидроксид бериллия Be(OH)2— полимерное соединение, нерастворимое в воде. Оно проявляет амфотерные свойства:

Be(OH)2 + 2КOH =К2[Be(OH)4],

Be(OH)2 + 2HСl = BeСl2 + 2H2O.

Соединения бериллия.

1. Сульфат бериллия

Формула :BeSO4-4H2O

Получается как промежуточный продукт при обработке рудного концентрата H2SO4; нагреванием. ВеО с конц. H2SO4. Представляет собой бесцветные кристаллы. При 400° обезвоживается, при 550-600 разлагается, не доходя до плавления. Водный раствор имеет кислую реакцию.

2. Фторид бериллия

Формула :BeF2

Применяется для получения металлического Be. Получается термическим разложением (NH4)2BeF4. Представляет собой бесцветные гигроскопические кристаллы. Хорошо растворим в воде. Взаимодействует с фторидами щелочных металлов.

3. Бериллаты.

Бериллаты — химические соединения, представляющие собой соли амфотерного гидроксида бериллия Be(OH)2, который диссоциирует преимущественно с отщеплением протона:

Бериллаты представляет бесцветные или белые кристаллические вещества, устойчивые на воздухе только в отсутствие следов влаги. В присутствие влаги или при растворении воде бериллаты легко гидролизируют, с образованием гидроксида бериллия и соответствующей щелочи:

При растворении бериллатов в разбавленных щелочных растворах образуется более устойчивые комплексные соединения — гидроксобериллаты:

Бериллаты легко реагируют с кислотами различной силы и концентрации, с образованием гидроксида бериллия или соответствующей соли бериллия:

Так же в присутствие влаги бериллаты легко реагируют с диоксидами углерода и серы, различными оксидами азота и т.п.

Бериллаты образуются в различных условиях. Наиболее распространен способ высокотемпературного синтеза при взаимодействии оксида или гидроксида бериллия с оксидами, гидроксидами или карбонатами щелочных металлов:

При растворении бериллия, а также его оксида или гидроксида в концентрированных растворах щелочей образуются гидроксобериллаты:

На использовании бериллатов щелочных металлов основан один из методов разделения бериллия и алюминия.

21. Магний. Получение магния из минерального сырья. Физические и химические свойства металлического магния. Оксид и гидроксид магния. Карбонаты магния. Гидролиз растворимых солей магния. Применение магния в форме металла и в виде сложных соединений.

Магний — элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12.

Магний — серебристо-белый очень легкий металл, почти в 5 раз легче меди, в 4,5 раза легче железа; даже алюми­ний в 1,5 раза тяжелее магния. Плавится магнпй при 651° С, но в обычных условиях расплавить его довольно трудно: нагретый на воздухе до 550° С, он вспыхивает и мгновенно сгорает ослепительно ярким пламенем. Полоску магниевой фольги легко поджечь обыкновенной спичкой, а в атмосфере хлора магний самовозгорается даже при комнатной температуре.

При горении магния (внимание, любители загара!) вы­деляется большое количество ультрафиолетовых лучей и тепла — чтобы нагреть стакан ледяной воды до кипения, нужно сжечь всего 4 г магния.

На воздухе магний быстро тускнеет, так как покрыва­ется окисной пленкой. Эта пленка служит надежным пан­цирем, предохраняющим металл от дальнейшего окисле­ния.

Химические свойства магния довольно своеобразны. Он легко отнимает кислород и хлор у большинства элементов, не боится едких щелочей, соды, керосина, бензина и мине­ральных масел. В то же время он совершенно не выносит действия морской и минеральной воды и довольно быстро растворяется в них. Почти не реагируя с холодной прес­ной водой, он энергично вытесняет водород из воды го­рячей.

Mg (раск.) + Н2О = MgO + H2↑

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

2Mg + О2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Земная кора богата магнием — в ней содержится более 2,1% этого элемента. Лишь шесть элементов периодиче­ской системы встречаются на Земле чаще магния. Он вхо­дит в состав почти двухсот минералов. Но получают его в основном из трех — магнезита, доломита и карналлита.

В нашей стране богатые месторожения магнезита рас­положены на Среднем Урале (Саткинское) и в Оренбург­ской области (Халиловское). А в районе города Соликам­ска разрабатывается крупнейшее в мире месторождение карналлита. Доломит — самый распространенный из маг­нийсодержащих минералов — встречается в Донбассе, Московской и Ленинградской областях и многих других местах.

Получают металлический магний двумя способами — электротермическим (нли металлотермическим) и электро­литическим. Как явствует из названий, в обоих процессах участвует электричество. Но в первом случае его роль сво­дится к обогреву реакционных аппаратов, а восстанавли­вают окись магния, полученную из минералов, каким-либо восстановителем, например углем, кремнием, алюминием. Этот способ довольно перспективен, в последнее время он находит все большее применение. Однако основной про­мышленный способ получения магния — второй, электро­литический.

Электролитом служит расплав безводных хлоридов маг­ния, калия и натрия; металлический магний выделяется на железном катоде, а на графитовом аноде разряжаются ионы хлора. Процесс идет в специальных ваннах электро- лизерах. Расплавленный магний всплывает на поверхность ванны, откуда его время от времени выбирают вакуум-ков­шом и затем разливают по формам.

Но на этом процесс не заканчивается: в таком магнии еще слишком много примесей.

Поэтому неизбежен второй этап — очистка магния. Ра­финировать магний можно двумя путями — переплавкой и флюсами или возгонкой в вакууме. Смысл первого метода общеизвестен: специальные добавки — флюсы — взаимодействуют с примесями и превращают их в соединения, ко­торые легко отделить от металла механическим путем. Второй метод — вакуумная возгонка — требует более слож­ной аппаратуры, но с его помощью получают более чистый магний. Возгонку ведут в специальных вакуум-аппара­тах—стальных цилиндрических ретортах. «Черновой» металл помещают на дно реторты, закрывают ее и выкачи­вают воздух. Затем нижнюю часть реторты нагревают, а верхняя все время охлаждается наружным воздухом. Под действием высокой температуры магний возгоняет­ся — переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. Пары его поднимаются и конденсируются на холодных стенках верхней части реторты.

Таким путем можно получать очень чистый металл, со­держащий свыше 99,99% магния.

Но не только земная кора богата магнием — практиче­ски неисчерпаемые и постоянно пополняющиеся запасы его хранят голубые кладовые океанов и морей. В каждом кубометре морской воды содержится около 4 кг магния. Всего же в водах мирового океана растворено более 6^.10¹⁶ т этого элемента.

Как добывают магний из моря? Морскую воду смешива­ют в огромных баках с известковым молоком, приготовлен­ным из перемолотых морских раковин. При этом образует­ся так называемое магнезиальное молоко, которое высу­шивается и превращается в хлорид магния. Ну, а дальше в ход идут электролитические процессы.

Услугами магния широко пользуется медицина: всем хорошо знакома «английская соль» MgSО₄^.7H₂О. При приеме внутрь она служит надежным и быстродействую­щим слабительным, а при внутримышечных или внутри­венных вливаниях снимает судорожное состояние, умень­шает спазмы сосудов. Чистая окись магния (жженая магнезия) применяется при повышенной кислотности желудочного сока, изжоге, отравлении кислотами. Пере­кись магния служит дезинфицирующим средством при желудочных расстройствах.

Но медициной не ограничиваются области применения соединений магния. Так, окись магния используют в про­изводстве цементов, огнеупорного кирпича, в резиновой, промышленности. Перекись магния («новозон») применя­ют для отбелки тканей. Сернокислый магний используют в текстильной и бумажной промышленности как протраву при крашении, водный раствор хлорида магния — для при­готовления магнезиального цемента, ксилолита и других синтетических материалов. Карбонат магния MgCО₃ нахо­дит применение в производстве теплоизоляционных мате­риалов.

И, наконец, еще одно обширное поле деятельности магния — органическая химия. Магниевый порошок исполь­зуют для обезвоживания таких важных органических ве­ществ, как спирт п анилин. Магнийорганические соедине­ния широко применяют при синтезе многих органических веществ.

И еще в одной грандиозной работе — аккумуляции сол­нечной энергии — участвует магний. Он входит в состав хлорофилла, который поглощает солнечную энергию и с ее помощью превращает углекислый газ и воду в сложные органические вещества (сахар, крахмал и др.), необходи­мые для питания человека и животных. Без хлорофилла не было бы жизни, а без магния не было бы хлорофилла — в нем содержится 2% этого элемента. Много ли это? Суди­те сами: общее количество магния в хлорофилле всех ра­стений Земли составляет около 100 млрд. т! Элемент № 12 входит и в состав практически всех живых организмов.

Итак, деятельность магния в природе и народном хозяй­стве весьма многогранна.

Окись магния (Жженая магнезия)

Формула : MgO

Применяется в составе магнезиальных цементов; для изготовления огнеупоров; в качестве наполнителя в резиновой промышленности. Получается тяжелая магнезия для цементов и строительных материалов обжигом магнезита при 700°, для огнеупоров - при 1500-1800°. Легкую магнезию получают прокаливанием карбоната или основного карбоната магния.

Представляет собой белый порошок. Легкая магнезия растворяется в кислотах, с водой дает Mg(OH)2. Тяжелая магнезия кислотостойка, в воде практически нерастворима. Технический продукт содержит примеси СаО, Аl2O3, SiO2 и др.

Гидроксид магния — неорганический гидроксид щелочноземельного металла магния. Относится к классу нерастворимых оснований.

При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные кристаллы с гексагональной решёткой. При температуре выше 350 °C разлагается на оксид магния и воду. Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием основного карбоната магния. Гидроксид магния практически нерастворим в воде. Является сильным основанием. Встречается в природе в виде минерала брусита.

Получение:

Взаимодействие растворимых солей магния с щелочами:

Взаимодействие раствора хлорида магния с обожжённым доломитом:

Взаимодействие металлического магния с парами воды:

Химические свойства:

Разложение при нагревании до 350 °C:

Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Гидроксид магния используется в качестве пищевой добавки, для связывания диоксида серы, как флокулянт для очистки сточных вод, в качестве огнезащитного средства в термопластических полимерах (полиолефины, ПВХ), как добавка в моющие средства, для получения оксида магния, рафинирования сахара, в качестве компонента зубных паст.

В медицине его применяют в качестве лекарства для нейтрализации кислоты в желудке, а также как очень сильное слабительное.

Карбонат магния, магний углекислый, MgCO3 — магниевая соль угольной кислоты.

Бесцветные кристаллы, плотность 3,037 г/см³. При 500 °C заметно, а при 650 °C полностью разлагается на MgO и CO2. Растворимость карбоната магния в воде незначительна (22 мг/л при 25 °C) и уменьшается с повышением температуры. При насыщении CO2 водной суспензии MgCO3 последний растворяется вследствие образования гидрокарбоната Мg(HCO3)2. Из водных растворов в отсутствие избытка CO2 выделяются основные карбонаты магния. С карбонатами ряда металлов карбонат магния образует двойные соли, к которым относится и природный минерал доломит MgCO3·CaCO3.

Карбонат магния широко распространён в природе в виде минерала магнезита.

Основной карбонат магния 3MgCO3·Mg(OH)2·3H2O (так называемая белая магнезия) применяют как наполнитель в резиновых смесях, для изготовления теплоизоляционных материалов.

В медицине и в качестве пищевой добавки E504 используется основной карбонат магния 4MgCO3·Mg(OH)2·nH2O

Спортивная магнезия 4MgCO3·Mg(OH)2·4H2O используется для подсушивания рук и, как следствие, увеличения надежности хвата.

Карбонат магния необходим в производстве стекла, цемента, кирпича.

22.Щелочноземельные элементы. Получение металлических кальция, стронция, бария, их физические и химические свойства. Оксиды, гидроксиды, гидриды щелочноземельных элементов. Гашеная и негашеная известь.

Щелочноземельные металлы - кальций, стронций, барий, радий. Встречаются в природе только в виде соединений - силикатов, алюмосиликатов, карбонатов, фосфатов, сульфатов и т.д.

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al → 3Ba + Al2O3

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

Т.к. металлы данной подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют CaCl2 (c добавкой CaF2 для снижения температуры плавления)

CaCl2=Ca+Cl2↑.

Все щёлочноземельные металлы — серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Плотность щёлочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается, только начиная с кальция, который самый лёгкий из них (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый — радий, плотность которого примерно равна плотности железа.

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1). Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера.

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:

Ве + H2O → ВеO+ H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий образует пероксид – BaO2:

2Mg + O2 → 2MgO

Ba + O2 → BaO2

3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:

Be + Cl2 → BeCl2 (галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N2 → Mg3N2 (нитриды)

Ca + H2 → CaH2 (гидриды)

Ca + 2C → CaC2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все металлы растворяются в кислотах:

Сa + 2HCl → CaCl2 + H2

Mg + H2SO4(разб.) → MgSO4 + H2

5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:

Ca2+ - темно-оранжевый

Sr2+- темно-красный

Ba2+ - светло-зеленый.

Катион Ba2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Ba2+ + SO42- → BaSO4↓

Оксиды щелочноземельных металлов.

Получение

1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов:

CaCO3 → CaO + CO2

2Mg(NO3)2→ 2MgO + 4NO2 + O2.

Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO и MgO), кислотными оксидами и кислотами:

СаO + H2O → Са(OH)2

3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2

BeO + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4].

Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2

Получение

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2

CaO (негашеная известь) + H2O → Ca(OH)2(гашеная известь)

Химические свойства

Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:

Be(OH)2 – амфотерный гидроксид

Mg(OH)2 – слабое основание

Са(OH)2 - щелочь

Остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).

1) Реакции с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + СO2 → CaСO3↓ + H2O (Качественная реакция на углекислый газ)

Ba(OH)2 + SO2 → BaSO3↓ + H2O

2) Реакции с кислотами:

Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O

3) Реакции обмена с солями:

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓+ 2KOH

Гидриды щел –зем. элементов – белые, кристаллические солеобразные вещества. Их получают непосредственно из элементов при нагревании. Температуры начала реакции Э + Н2 = ЭН2 равны 250 ^оС (Са), 200 ^оС (Sr), 150 ^оС (Ва). Термическая диссоциация ЭН2 начинается при 600 ^оС. В атмосфере водорода СаН2 не разлагается при температуре плавления (816^оС). В отсутствии влаги гидриды щелочноземельных металлов устойчивы на воздухе при обычной температуре. Они не реагируют с галогенами. Однако при нагревании химическая активность ЭН2 возрастает. Они способны восстанавливать оксиды до металлов(W, Nb, Ti, Се, Zr, Ta), например 2СаН2 + ТiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Реакция СаН2 с Al2O3 идет при 750^оС: 3СаН2 + Al2O3 = 3СаО + 3Н2 + 2Аl, и затем: СаН2 + 2Al = CaAl2 + H2. С азотом СаН2 при 600^оС реагирует по схеме: 3СаН2 + N2 = Ca3N2 +3H2. При поджигании ЭН2 они медленно сгорают: ЭН2 + О2 = Н2О + СаО. В смеси с твердыми окислителями взрывоопасны. При действии воды на ЭН2 выделяется гидроокись и водород. Эта реакция сильно экзотермична: смоченный водой на воздухе ЭН2 самовоспламеняется. С кислотами ЭН2 реагирует, например по схеме: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. ЭН2 применяют для получения чистого водорода, а также для определения следов воды в органических растворителях.

Негашеная известь или оксид кальция.

Негашеная известь широко используется в строительстве, в производстве стали для повышении сортности сульфидной руды, при изготовлении целлюлозы, для производства бумаги, для очистки питьевых и сточных вод. Дымовые газы силовых установок на угле также очищаются с помощью негашеной извести.

Негашеная известь получается посредством нагрева дробленого и сортированного известняка в роторной или шахтной печи. Известняк (CaCO3) распадается на оксид кальция, т.е. негашеную известь (CaO) и двуокись углерода (CO2). Эта реакция, называемая кальцинацией, требует температуры приблизительно 1100 градусов по шкале Цельсия. В роторной печи процесс нагрева продолжается шесть часов; в шахтной печи кальцинация занимает около 24-36 часов.

Негашеная известь может быть комовой, дробленой и молотой.

Погрузочно-разгрузочные операции с негашеной известью следует проводить с большой осторожностью, поскольку она химически активна. При соприкосновении с водой, происходит сильная реакция гашения с выделением тепла.

Гашеная известь или гидроокись кальция.

Гашеная известь используется для очистки питьевых и сточных вод, а также в металлургии и строительной промышленности.

Известь гасится посредством добавления воды к негашеной извести. Оксид кальция соединяется с водой и превращается в гидроксид кальция (Ca(OH)2), т.е. в гашеную известь.

23. Щелочноземельные элементы: растворимые (галогениды, нитраты, ацетаты) и нерастворимые (сульфаты, карбонаты, оксалаты) соли. Изменение термической устойчивости карбонатов, сульфатов, нитратов в ряду кальций – барий.

При взаимодействии с кислотами окислы и гидроокиси щелочноземельных металлов легко образуют соответствующие соли. Последние, как правило, бесцветны. Из производных обычных минеральных кислот соли с анионами Cl^–, Br^–, J^– и NO3^- – хорошо растворимы; напротив, с анионами F^–, SO4^2–, CO3^2–и PO4^3–малорастворимы в воде. В противоположность ионам Са2+ и Sr2+ ион Ba2+ сильно ядовит. Многие соли рассматриваемых элементов находят разнообразное практическое использование.

Галогениды щелочноземельных металлов по своим свойствам делятся на две довольно резко обособленные группы. К одной относятся фториды, к другой – производные остальных галоидов,

Фториды почти нерастворимы не только в воде, но и в разбавленных кислотах. Кристаллогидраты для них неизвестны. Хлориды, бромиды и иодиды хорошо растворимы в воде и из растворов выделяются в виде кристаллогидратов.

Азотнокислый барий кристаллизуется при обычных условиях без воды. Напротив, нитраты Са и Sr выделяются в виде кристаллогидратов. Последние легко растворимы в воде, тогда как растворимость Ва(NO3 )3 и Ra(NO3 )2 значительно меньше. Нитрат кальция широко применяется в качестве азотсодержащего минерального удобрения. Нитраты стронция и бария служат в пиротехнике для изготовления составов, сгорающих красным (Sr)j или зеленым (Ва) пламенем.

Безводные нитраты бериллия и некоторых других металлов невозможно полу­чить дегидратацией кристаллогидратов вследствие необратимого гидролиза. Обыч­но их получают из безводных хлоридов взаимодействием с диоксидом азота, образующуюся соль нитрозония разлагают в вакууме при слабом нагревании:

ВеС1₂ + 4N₂0₄ = [N0]₂[Be(N0₃)₄] + 2NOC1

[NО]₂[Be(NО₃)₄] = Be(NО₃)₂ + 4NО₂

Сернокислые соли Sr и Ва кристаллизуются без воды выше 66°С в безводном состоянии выделяется из раствора и сульфат кальция, ниже указанной температуры осаждается гипс – CaSO4 ·2H2O. В воде рассматриваемые сульфаты труднорастворимы, причем по ряду Са–Ra растворимость быстро уменьшается, а их термическая устойчивость возрастает.

Нагревание до 150°С обусловливает переход гипса в более бедный водой гидрат 2CaSO4 ·H2 O. При замешивании теста из порошка этого гидрата с водой (60–80% от его веса) происходит обратное присоединение последней, сопровождающееся отвердеванием всей массы вследствие ее закристаллизовывания. На этом основано применение гипса для изготовления слепков с различных предметов, а также в качестве вяжущего строительного материала.

Углекислые соли щелочноземельных металлов практически нерастворимы в воде. При накаливании они отщепляют СО2 и переходят в соответствующие окиси. По ряду Са–Sr––Ва термическая устойчивость карбонатов быстро возрастает, что объясняется увеличением в этом ряду энергии кристаллической решетки. Наиболее практически важным из них является карбонат кальция.

Применение отдельных природных разновидностей СаСО3 весьма различно. Известняк служит исходным сырьем для получения важнейших строительных материалов – извести и цемента.

Мел используется в качестве минеральной краски, как основа составов для полировки и т. д. Мрамор является прекрасным материалом для скульптурных работ, изготовления электрических распределительных щитов и т. д.

Наряду с рассмотренными выше солями для химии Са, Sr и Ва весьма важны их известные только в растворе кислые карбонаты Э(НСО3)2 . Они образуются при взаимодействии растворенного в воде углекислого газа с нормальными карбонатами по схеме:

ЭСО3 + СО2 + Н2 О = Э(НСО3)2

Реакция эта обратима, причем нагревание смещает ее равновесие в сторону распада бикарбоната. Довольно часто из бикарбонатов щелочноземельных металлов в природных водах содержится только Са(НСО3)2 . Наличие его придает воде приятный освежающий вкус (который отсутствует у дистиллированной воды).

Средний ацетат бериллия получают растворением бериллия в ледяной уксус­ной кислоте или нагреванием оксоацетата с ацетилхлоридом в ледяной уксусной кислоте.

При переходе от бериллия к магнию склонность к гидролизу уменьшается, а соли кальция, стронция и бария с сильными кислотами вообще не гидроли­зуются.