К s -элементам II группы относятся: бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra.
Полные электронные формулы этих элементов:
4Be 1 s 2 2 s 2;
12Mg 1 s 22 s 22 p 6 3 s 2;
20Ca 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 6 4 s 2;
38Sr 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 64 s 23 d 104 p 6 5 s 2;
56Ba 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 64 s 23 d 104 p 65 s 24 d 105 p 6 6 s 2;
88Ra 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 64 s 23 d 104 p 65 s 24 d 105 p 66 s 24 f 145 d 106 p 6 7 s 2.
На внешнем электронном уровне атомов 2 электрона. Сокращенная электронная конфигурация … ns 2. Электронно-графические схемы в невозбужденном и возбужденном состояниях:
В соединениях металлы проявляют единственную степень окисления +2.
Ca, Sr, Ba, Ra называют щелочноземельными металлами.
Основные характеристики s -элементов II группы представлены в табл. 6.1. Значения, указанные в скобках, получены методом полуэмпирического расчета.
Таблица 6.1
Основные характеристики s -элементов II группы
Характеристика | Be | Mg | Ca | Sr | Ba |
Металлический радиус атома, нм | 0,113 | 0,160 | 0,197 | 0,215 | 0,221 |
Увеличение | |||||
Энергия ионизации I 1, кДж/моль | 899,5 | 737,75 | 589,83 | 549,47 | 502,85 |
Уменьшение | |||||
Сродство к электрону Ее _, кДж/моль | (–18,3) | (–21,2) | 2,374 | 4,63 | 13,952 |
Температура плавления,оС | |||||
Температура кипения,оС | |||||
Электроотрицательность χ (по шкале Полинга) | 1,57 | 1,31 | 1,00 | 0,95 | 0,89 |
Уменьшение | |||||
Плотность ρ, г/см3 | 1,85 | 1,74 | 1,54 | 2,6 | 3,76 |
Стандартный электродный потенциал Е , В | –1,847 | –2,372 | –2,868 | –2,899 | –2,912 |
Усиление восстановительных свойств |
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 s -элементов II группы температуры плавления и кипения изменяются немонотонно. Это объясняется неодинаковым типом кристаллической решетки рассматриваемых 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 -элементы II группы:
Ве | 3BeO · Al2O3 · 6SiO2 – берилл; | |
Mg | MgCO3 – магнезит; CaCO3 · MgCO3 – доломит; KCl · MgSO4 · 3H2O – каинит; KCl · MgCl2 · 6H2O – карналлит; | |
Ca | CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.); Ca3(PO4)2 – апатит, фосфорит; CaSO4 · 2H2O – гипс; CaSO4 – ангидрит; CaF2 – плавиковый шпат (флюорит). |
Получение. Бериллий получают восстановлением фторида:
BeF2 + Mg Be + MgF2
Барий получают восстановлением оксида:
3BaO + 2Al 3Ba + Al2O3
Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов. В электролизере происходят следующие электродные реакции:
катод ⊝: Ca2+ + 2e– = Ca;
анод ⊕: 2Cl– – 2e– = Cl2;
CaCl2 Ca + Cl2.
Физические свойства. Металлы II А группы – это серебристо-белые металлы, быстро тускнеющие на воздухе. Металлы II А группы тверже и тяжелее, чем щелочные металлы. Однако их плотность меньше 5 г/см3, поэтому они относятся к легким металлам.
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 II А 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 обычных условиях, бериллий и магний – при нагревании:
2Ca + O2 = 2CaO;
2Mg + O2 2MgO.
С водородом щелочноземельные металлы и магний соединяются при нагревании, образуя гидриды:
Ca + H2 CaH .
Бериллий с водородом не взаимодействует.
Гидриды – сильные восстановители. Они разлагаются водой и кислотами с выделением водорода:
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2↑;
CaH2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2↑.
Легко окисляются при слабом нагревании:
CaH2 + O2 Ca(OH)2.
С галогенами реагируют при нагревании:
Ca + Cl2 CaCl2.
При нагревании металлы IIА группы реагируют с серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием:
Сa + S СaS–2;
3Са + N2 Са3N2–3 ;
3Сa + 2P Сa3P ;
Ca + 2C CaC ;
2Ca + Si Ca2Si–4.
Нитриды, фосфиды, карбиды и силициды разлагаются водой и кислотами, например:
Ca2Si–4 + 4HCl = 2CaCl2 + Si+4H ↑.
С водой щелочноземельные металлы реагируют при комнатной температуре с образованием щелочей:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑.
Бериллий в водой не реагирует. Магний реагирует с водой при нагревании:
Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑.
С кислотами-неокислителями:
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
Mg + H2SO4(разб) = MgSO4 + H2.
С концентрированной серной кислотой:
4Са + 5H2SO4(конц) = 4СаSO4 + H2S↑ + 4H2O.
С азотной кислотой взаимодействие металлов протекает по-разному, 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):
3Сa + Cr2O3 2Cr + 3CaO;
2Ca + SiO2 2CaO + Si;
2Ca + CO2 2CaO + C.
При нагревании в парах аммиака образуют нитриды:
3Са + 2NH3(газ) 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;
Ba2++ SO = 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:
BeO | MgO | CaO | SrO | BaO |
Be(OН)2 | Mg(OН)2 | Ca(OН)2 | Sr(OН)2 | Ba(OН)2 |
Основные свойства усиливаются |