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 |
![]() | –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,
jокислителя < jвосстановителя.
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.