Ra – радиоактивный элемент

Химия элементов

S-элементы IIA-подгруппы

Be, Mg

Ca, Sr, Ba – щелочноземельные металлы

Ra – радиоактивный элемент

 

Характеристики s-элементов IIA группы

Элементы Характеристики	4Be	12Mg	20Ca	38Sr	56Ba	88Ra
Атомная масса	9,01	24,31	40,08	87,62	137,33	[266]
Валентные электроны	2s2	3s2	4s2	5s2	6s2	7s2
Атомный радиус металла, пм
Радиус иона Ме2+, пм
Энергия ионизации Ме0→Ме+ Ме+→Ме2+	9,32 18,21	7,65 15,03	6,11 11,87	5,69 11,03	5,21 10,00	5,28 10,15
Относительная электроотрицательность	1,47	1,23	1,04	0,99	0,97	0,97

 

В виде простых веществ – это металлы серебристо-белого цвета. На воздухе Be и Mg покрываются тонкой оксидной пленкой, которая защищает их от дальнейшего разрушения. Са, Sr, Ba на воздухе покрываются рыхлой пленкой, состоящей из оксидов состава МеО и нитридов (Me₃N₂), которая не обладает защитными свойствами.

 

Характерные свойства и важнейшие соединения

В отличие от других элементов второй группы главной подгруппы Ве (бериллий) имеет совершенно особые химические свойства, которые связаны с малым радиусом и большим значением энергии ионизации. Он больше похож на алюминий (диагональное сходство), чем на остальные члены этой подгруппы. Бериллий – амфотерный элемент. Второй элемент – магний также отличается по свойствам от шелочноземельних металлов. Некоторые реакции сближают его с элементом побочной подгруппы второй группы – цинком. Бериллий и в меньшей степени магний проявляют склонность к образованию ковалентных связей, в то время как для кальция, стронция, бария наиболее характерны ионные соединения (усиление металлических свойств от бериллия к барию).

Общим для всех элементов этой подгруппы является их свойство проявлять в соединениях положительную степень окисления, равную 2 (+2).

 

Me	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
j°, В	–1,85	–2,36	–2,87	–2,89	–2,91	~–2,92

 

В соответствии с величиной стандартного электродного потенциала металлы второй группы главной подгруппы являются сильными восстановителями. Они способны разлагать воду, вытеснять водород из кислот, являющихся окислителями за счёт ионов водорода (Н⁺). Легко реагируют с галогенами, серой, азотом, кислородом и другими элементами, образуя бинарные соединения. Все металлы главной подгруппы второй группы способны образовывать с водородом гидриды состава МеН₂. В них металл имеет степень окисления +2, а водород –1.

Все металлы рассматриваемой подгруппы проявляют большое сродство к кислороду с образованием оксидов. Это подтверждается данными образования оксидов: Ме + 1/2 О₂ = МеО; < 0

Me	Be	Mg	Ca	Sr	Ba
, кДж/моль	–578	–569	–604	–574	–510

 

Растворяясь в воде, они переходят в устойчивые при обычных условиях гидроксиды. Растворимость и основные свойства гидроксидов увеличивается от Be к Ва.

Ве(ОН)₂ – амфотерный гидроксид

Ва(ОН)₂ – щелочь.

Для солей металлов рассматриваемой подгруппы характерно образование кристаллогидратов.

Галогениды бериллия и его аналогов (МеГ₂) – кристаллические вещества, большинство их хорошо растворимо в воде, за исключением фторидов Mg, Ca, Sr и Ва.

Сульфиды (МеS) легко гидролизуются. Гидролиз уменьшается в ряду BeS→BaS. BeS и MgS гидролизуются полностью.

Рассматриваемые металлы энергично взаимодействуют с азотом, образуя нитриды (Me₃N₂). Нитриды тугоплавкие кристаллические вещества, необратимо гидролизующиеся по схеме:

6 Me₃N₂ + 6 Н₂О = 3 Ме(ОН)₂ + 2 NH₃.

Металлы IIA группы образуют карбиды различного состава и строения: Ве₂С, Мg₂С₃, ВеС₂, MgC₂, CaC₂, SrC₂, BaC₂. Карбиды необратимо гидролизуются, образуя гидроксиды и углеводороды

Ве₂С + 4 Н₂О = 2 Ве(ОН)₂ + СН₄

СаС₂ + 2 Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂

Мg₂С₃ + 4 Н₂О = 2 Mg(ОН)₂ + СН₂=C=CH₂

Почти все сульфаты (за искл. BeSO₄, MgSO₄) и все карбонаты, фосфаты, арсенаты, оксалаты металлов второй А группы – малорастворимы. В избытке угольной кислоты малорастворимые карбонаты Ca, Sr, Ba переходят в хорошо растворимые гидрокарбонаты

МеСО₃ + Н₂СО₃ = Ме(НСО₃)₂

Нитраты металлов второй группы главной подгруппы, подобно всем нитратам, хорошо растворимы в воде. В результате термической диссоциации нитратов, в зависимости от температуры, возможно образование нитритов и оксидов металлов.

 

МАГНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Электронная формула атома магния ₁₂Mg⁰ 1s²2s²2p⁶3s².

Электронная формула его иона ₁₂Mg²⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰.

В спектрах гидратированного Mg²⁺ не существует электронных переходов, т.к. второй энергетический уровень Mg²⁺ полностью заполнен электронами. Благодаря этому катион магния не имеет окраски. Окраска солей определяется либо окраской аниона, либо дефектами кристаллической решетки. В растворе катион магния существует в виде аквакомплекса [Mg(H₂O)₆]²⁺.

Магний очень активный металл (j°(Mg²⁺/Mg) = –2,36 В), проявляет только восстановительные свойства. Он энергично реагирует с кислородом, азотом, серой, галогенами. Его поверхность всегда покрыта оксидной плёнкой. На воздухе магний сгорает ослепительным пламенем, при этом образуется оксид магния и небольшое количество нитрида магния. Восстановительная активность магния настолько велика, что он горит в атмосфере СО₂.

2 Mg + СО₂ = 2 MgO + С.

Магний должен энергично реагировать с водой,

Mg + 2Н₂О = Mg(OН)₂ + Н₂.

А: Mg⁰ – 2 → Mg²⁺ (ок-ль), j°(Mg²⁺/Mg) = –2,36 В;

K: 2Н₂О + 2 → Н₂+2ОН^– (в-ль), j°(2Н₂О/Н₂+2ОН^–) = –0,228 В,

j_{окислителя} < j_{восстановителя.}

Но процесс тормозит оксидная пленка на поверхности магния. Если пленку удалить, то процесс будет идти очень медленно из-за образующегося малорастворимого гидроксида магния Mg(OН)₂. При нагревании реакция ускоряется, т.к. растворимость гидроксида магния возрастает: при 20 °С растворимость Mg(OH)₂ в воде составляет 0,019 г/л, а при 100 °С 0,40 г/л (т.е. увеличивается примерно в 20 раз).

Магний энергично растворяется в кислотах за исключением плавиковой (HF) и ортофосфорной (Н₃РО₄), образующих с ним малорастворимые соли:

Mg + 2 НС1 = MgCl₂ + Н₂

А: Mg⁰ - 2 → Mg²⁺ (ок-ль), j°(Mg²⁺/Mg) = –2,36 В;

K: 2Н⁺ + 2 → Н₂ (в-ль), j°(2Н⁺/Н₂) = –0,186 В.

Продуктом восстановления разбавленной азотной кислоты является NH₄NO₃:

4 Mg + 10 НNO₃ = 4 Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3 Н₂O.

С щелочами магний не взаимодействует.

Оксид магния MgO – жжёная магнезия (каустиче­ский магнезит), полученная при обжиге магнезита, является очень активной формой:

MgCO₃ MgO + СО₂.

Жжёная магнезия медленно реагирует с водой, образуя гидроксид магния, взаимодействует и с кислотами. Щёлочи на оксид магния не действуют. Оксид магния, смешанный с водным раствором хлорида магния (w=30%), образует магнезиальный цемент. Основой магнезиального цемента являются неорганические полимеры:

- оксохлоридмагния Cl-Mg-O-Mg-…-O-Mg-Cl;

- оксогидроксид магния HO-Mg-O-Mg-…-O-Mg-OH.

При прокаливании оксид магния переходит в неактивную форму.

Гидроксид магния Mg(OH)₂ получают по обменной реакции между растворами солей магния и щелочи:

MgCl₂ + 2NaOH = Mg(OH)₂¯ + 2 NaCl,

(студенистый белый осадок)

Mg²⁺ + 2ОН^– = Mg(OH).

Гидроксид магния является основанием средней силы и создаёт слабо щелочную среду (Кд₂ = 2,5∙10^–3).

При нагревании гидроксид магния разлагается с образованием оксида магния в виде легкого пористого порошка и паров воды:

Mg(OH)₂ MgO + Н₂О.

Гидроксид магния реагирует с кислотами и не взаимодействует со щелочами.

Важнейшими солями магния являются хлорид магния MgCl₂, сульфат магния MgSО₄, карбонат магния MgCO₃, гидрокарбонат магния Mg(HCO₃)₂.

Хлорид магния в водных растворах гидролизуется, образуя хлорид гидроксомагния:

MgCl₂ + Н₂О = MgOHCl + HC1.

2 MgOHCl → Mg₂OCl₂ + Н₂О*

(оксихлорид магния)

Карбонат магния почти не растворим в воде, но при насыщении оксидом углерода (IV) взвеси карбоната магния в воде образуется растворимый гидрокарбонат магния Mg(HCO₃)₂:

MgCO₃ + СО₂ + Н₂О = Mg(HCO₃)₂.

Этот процесс происходит в природных условиях и является одной из причин содержания ионов магния в природных водах, вызывая временную жёсткость воды.

При нагревании раствора гидрокарбоната магния (t = 45...50 °С) образуется основный карбонат магния состава 3MgCO₃∙Mg(OH)₂∙3H₂O – белая магнезия.