Кальций стронций барий радий. Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий. с неметаллами IV–VI групп

Главная подгруппа второй группы периодической системы охватывает элементы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. По главным представителям этой подгруппы - кальцию, стронцию ж барию, - известных под общим названием щелочноземельных металлов, вся главная подгруппа второй группы называется также подгруппой щелочноземельных металлов .

Название «щелочноземельные» эти металлы (иногда к ним присоединяют и магний) получили потому, что их окислы по своим химическим свойствам являются промежуточными, с одной стороны, между щелочами, т. е. окислами или гидроокисями щелочных металлов и, с другой стороны, «землями», т. е. окислами таких элементов, типичным представителем которых является алюминий - главная составная часть глин. Вследствие такого промежуточного положения окислам кальция, стронция и бария и дали название «щелочные земли».

Первый элемент этой подгруппы, бериллий (если не принимать во внимание его валентность), по своим свойствам гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогам топ группы, в которую он входит. Второй элемент этой группы, магний, также в некоторых отношениях значительно отличается от щелочноземельных металлов в узком значении этого термина. Некоторые реакции сближаюг его с элементами побочной подгруппы второй группы, особенно с цинком; так, сульфаты магния и цинка в противоположность сульфатам щелочноземельных металлов легко растворимы, изоморфны друг другу и образуют аналогичные по составу двойные соли. Раньше было указано правило, согласно которому первый элемент обнаруживает свойства, переходные к следующей главной подгруппе, второй - к побочной подгруппе той же группы; и обычно характерными для группы свойствами обладает только третий элемент; это правило особенно наглядно проявляется в группе щелочноземельных металлов.

Самый тяжелый из элементов второй группы - радий - по своим химическим свойствам, безусловно, соответствует типичным представителям щелочноземельных металлов, Тем не менее, обычно его не принято включать в группу щелочноземельных металлов в более узком смысли. В связи с особенностями его распространения в природе, а также вследствие наиболее характерного его свойства - радиоактивности целесообразнее отвести ему особое место. В обсуждении общих свойств элементов этой подгруппы радий не будет расмотрен, поскольку соответствующие физико-химические свойства до сих пор исследовали недостаточно.

За исключением радия, все элементы щелочноземельной подгрупы относятся к легким металлам. Легкими называют металлы, удельный вес которых не перевышает 5. По своей твердости металлы главной подгруппы II группы значительно превосходят щелочные. Самый мягкий из них, барий (свойства которого наиболее близки к щелочным металлам) обладает приблизительно твердостью свинца. Точки плавления металлов этой группы лежат значительно выше, чем у щелочных металлов.

Общим для всех элементов главной подгруппы II группы является их свойство проявлять в своих соединениях положительную валентность 2 и только в совершенно исключительных случаях они бывают положительно одновалентны. Типичная для них валентность 2+, а также порядковые номера элементов заставляют, бесспорно, отнести эти металлы к главной подгруппе второй группы. Кроме того, все они обнаруживают сильно электроположительный характер, который определяется их положением в левой части электрохимического ряда напряжений, а также сильным, сродством к электроотрицательным элементам.

В соответствии с величиной нормальных потенциалов элементов главной подгруппы второй группы все перечисленный металлы разлагают воду; однако действие бериллия и магния на воду Протекает очень медленно вследствие малой растворимости гидроокисей, получающихся в результате этой реакции, например для магния:

Мg + 2НОН = Mg(OН) 2 + Н 2

Образовавшись на поверхности металла, гидроокиси Ве и Мg затрудняют дальнейшее течение реакции. Поэтому даже мелкие ошибки магния приходится выдерживать при обычной температуре в соприкосновении с водой в течение нескольких суток, прежде чем они полностью превратятся в гидроокись магния. Остальные щелочноземельные металлы реагируют с водой значительно энергичнее, что объясняется лучшей растворимостью их гидроокисей. Гидроокись бария растворяется легче всего; нормальный потенциал Ва имеет наиболее низкое значение по сравнению с другими элементами группы, поэтому он реагирует с водой, а также со спиртом очень энергично. Устойчииость щелочноземельных металлов к действию воздуха убывает по направлению от магния к барию. В соответствии с положением в ряду напряжений названные металлы вытесняют все тяжелые металлы из растворов их солей.

В качестве продуктов горения щелочноземельных металлов всегда получаются нормальные окислы М ІІ О. Перекиси щелочноземельных металлов гораздо менее устойчивы, чем в ряду щелочных металлов.

С водой окисли щелочноземельных металлов соединяются, образуя гидроокиси, причем энергия этой реакции очень заметно возрастает по направлению от ВеО к ВаО. Растворимость гидроокисей также сильно увеличивается от гидроокиси бериллия п гидроокиси бария; по даже растворимость последней при нормальной температуре очень невелика. В том же порядке возрастает и основной характер этих соединений - от амфоторной гидроокиси бериллия до сильно основного едкого бария.

Интересно отметить сильное сродство элементов главной подгруппы второй группы к азоту. Склопность к образованию соединений с азотом возрастает у этих элементов с увеличением атомного веса (несмотря на то, что теплоты образования нитридов в этом напраилении убывают); у собственно щелочноземельных металлов тепденция к образованию нитридов настолько велика, что последние медленно соединяются с азотом уже при обычной тедгасратуре.

Щелочноземельные металлы подобно щелочным металлам соединяются с водородом, образуя гидриды, например:

Са+Н 2 = СаН 2 .

Этн гидриды также имеют солеобразный характер, и поэтому следует считать, что в них, как и в гидридах щелочных металлов, водород является электроотрицательной составной частью.

Труднее получить непосредственно из элементов МgН 2 , а ВеН 2 синтезировать таким путем вообще но удалось. МgН 2 и ВеН 2 твердые и нелетучие соединения, как и гидриды щелочноземельных металлов, но в отличие от последних они не обладают ярко выраженным солеобразным характером.

Все элементы главной подгруппы второй группы образуют бесцветные ионы, имеющие положительный заряд 2: Bе 2+ , Мg 2+ , Са 2+ , Sr 2+ , Ва 2+ , Rа 2+ . Бериллий образует, кроме того, бесцветные анионы [ВеО 2 ] 2+ и [Ве(ОН) 4 ] 2+ . Бесцветны и все соли М II Х 2 указанных элементов, если они не являются производными окрашенных анионов.

Соли радия сами по себе тоже бесцветны. Однако некоторые из них, например, хлорид и бромид радия, постепенно окрашиваются под действием излучения содержащегося в них радия и, наконец, приобретают окраску от коричневой до черной. При перекристаллизации они вновь становятся белыми.

Многие соли щелочноземельных металлов трудно растворимы в воде. В изменении растворимости этих солей часто обнаруживается определенная закономерность: так, у сульфатов растворимость быстро уменьшается с возрастанием атомного веса щелочноземельного металла. Приблизительно так же изменяется и растворимость хромитов. Большинство солей, образуемых щелочноземельными металлами со слабыми кислотами и с кислотами средней силы, растворяется с трудом, например фосфаты, оксалаты и карбонаты; некоторые из них, однако, легко растворимы; к последним относятся сульфиды, цианиды, роданиды и ацетаты. Вследствие ослабления основного характера гидроокисей при переходе от Ва к Ве, в этой же последовательности возрастает степень гидролиза их карбонатов. В том же направлении изменяется и их термическая устойчивость: в то время как карбонат бария даже при температуре белого каления разлагается далеко не полностью, карбонат кальция можно полностью разложить на СаО и СО 2 уже при сравнительно слабом прокаливании, а карбонат магния разлагается еще легче.

С точки зрения теории Косселя причиной двухвалентности элементов щелочноземельной группы является то обстоятельство, что в периодической системе они все удалены от соответствующих инертных газов с: 2 элемента, поэтому каждый из них имеет на 2 электрона больше, чем предшествующий инертный газ. Вследствие стремления атомов принять конфигурацию инертных газов у элементов щелочноземельной группы и происходит легкое отщепление двух электронов, но не больше, так как дальнейшей отщепление вызвало бы уже разрушение конфигурации инертных газов.

Химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов схожи. На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один электрон, щелочноземельных - два. При реакциях металлы легко расстаются с валентными электронами, проявляя свойства сильного восстановителя.

Щелочные

В I группу периодической таблицы входят щелочные металлы:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• франций.

Рис. 1. Щелочные металлы.

Они отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), низкими температурами плавления и кипения. Это наиболее активные металлы.

Химические свойства щелочных металлов представлены в таблице.

Реакция	Особенности	Уравнение
С кислородом	Быстро окисляются на воздухе. Литий образует оксид при температуре выше 200°C. Натрий образует смесь - 80 % пероксида (R 2 O 2) и 20 % оксида. Остальные металлы образуют надпероксиды (RO 2)	4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + О 2 → Na 2 O 2 ; Rb + O 2 → RbO 2
	Реагирует только литий при комнатной температуре	6Li + N 2 → 2Li 3 N
С галогенами	Реакция проходит бурно	2Na + Cl 2 → 2NaCl
С неметаллами	При нагревании. Образуют сульфиды, гидриды, фосфиды, силициды. С углеродом реагируют только литий и натрий, образуя карбиды	2K + S → K 2 S; 2Na + H 2 → 2NaH; 2Cs + 5P → Cs 2 P 5 ; Rb + Si → RbSi; 2Li + 2C → Li 2 C 2
	Спокойно реагирует только литий. Натрий горит жёлтым пламенем. Калий реагирует со вспышкой. Цезий и рубидий взрываются	2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 -
С кислотами	С соляной, фосфорной, разбавленной серной кислотами реагируют с взрывом. При реакции с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород, с концентрированной азотной кислотой образует оксид азота (I), с разбавленной азотной кислотой - азот	2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 ; 8Na + 5H 2 SO 4 (конц) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O; 8K + 10HNO 3 (конц) → 8KNO 3 + N 2 O + 5H 2 O; 10Na + 12HNO 3 (разб) → N 2 + 10NaNO 3 + 6H 2 O
С аммиаком	Образуют амины	2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2

Могут реагировать с органическими кислотами и спиртами.

Щелочноземельные

Во II группе таблицы Менделеева находятся щелочноземельные металлы:

• бериллий;
• магний;
• кальций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Рис. 2. Щелочноземельные металлы.

В отличие от щелочных металлов они более твёрдые. Ножом можно разрезать только стронций. Наиболее плотный металл - радий (5,5 г/см 3).

Бериллий взаимодействует с кислородом только при нагревании до 900°С. С водородом и водой не реагирует при любых условиях. Магний окисляется при температуре 650°С и взаимодействует с водородом под высоким давлением.

В таблице отражены основные химические свойства щелочноземельных металлов.

Реакция	Особенности	Уравнение
С кислородом	Образуют оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются	2Mg + O 2 → 2MgO
С водородом	При высокой температуре образуют гидриды	Sr + H 2 → SrH 2
С галогенами и неметаллами	Реагируют при нагревании	Be + Cl 2 → BeCl 2 ; Mg + S → MgS; 3Ca + 2P → Ca 3 P 2 ; 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2 ; Ba + 2C → BaC 2
	При комнатной температуре	Mg + 2H 2 O → Mg(OH) 2 + H 2
С кислотами	Реагируют все металлы с образованием солей	4Ca + 10HNO 3 (конц.) → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
Со щелочами	Реагирует только бериллий	Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
Замещение	Замещают менее активные металлы в оксидах. Исключение - бериллий	2Mg + ZrO 2 → Zr + 2MgO

Ионы щелочных и щелочноземельных металлов в солях легко обнаружить по изменению цвета пламени. Соли натрия горят жёлтым пламенем, калия - фиолетовым, рубидия - красным, кальция - кирпично-красным, бария - жёлто-зелёным. Соли этих металлов используют для создания фейерверков.

Рис. 3. Качественная реакция.

Что мы узнали?

Щелочные и щелочноземельные металлы - активные элементы периодической таблицы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами. Щелочные металлы более мягкие, бурно реагируют с водой и галогенами, легко окисляются на воздухе, образуя оксиды, пероксиды, надпероксиды, взаимодействуют с кислотами и аммиаком. При нагревании вступают в реакцию с неметаллами. Щелочноземельные металлы реагируют с неметаллами, кислотами, водой. Бериллий не взаимодействует с водородом и водой, но реагирует со щелочами и с кислородом при высокой температуре.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.3 . Всего получено оценок: 113.

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). Кроме них в главную подгруппу II группы входят бериллий (Be) и магний (Mg). На внешнем энергетическом уровне щелочноземельных металлов находится два валентных электрона. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов – ns 2 . В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +2. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.

С увеличением заряда ядра атомов элементов, входящих в группу щелочноземельных металлов, энергия ионизации атомов уменьшается, а радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усиливаются.

Физические свойства щелочноземельных металлов

В свободном состоянии Be – металл серо-стального цвета, обладающий плотной гексагональной кристаллической решеткой, достаточно твердый и хрупкий. На воздухе Be покрывается оксидной пленкой, что придает ему матовый оттенок и снижает его химическую активность.

Магний в виде простого вещества представляет собой белый металл, который, также, как и Be, при нахождении на воздухе приобретает матовый оттенок за счет образующейся оксидной пленки. Mg мягче и пластичнее бериллия. Кристаллическая решетка Mg – гексагональная.

Ca, Ba и Sr в свободном виде – серебристо-белые металлы. При нахождении на воздухе мгновенно покрываются желтоватой пленкой, которая представляет собой продукты их взаимодействия с составными частями воздуха. Кальций – достаточно твердый металл, Ba и Sr – мягче.

Ca и Sr имею кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку, барий – кубическую объемоцентрированную кристаллическую решетку.

Все щелочноземельные металлы характеризуются наличием металлического типа химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность. Температуры кипения и плавления щелочноземельных металлов выше, чем щелочных металлов.

Получение щелочноземельных металлов

Получение Be осуществляют по реакции восстановления его фторида. Реакция протекает при нагревании:

BeF 2 + Mg = Be + MgF 2

Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Причем, при получении Mg электролизом расплава дихлорида для понижения температуры плавления в реакционную смесь добавляют NaCl.

Для получения Mg в промышленности используют металло- и углетермические методы:

2(CaO×MgO) (доломит) + Si = Ca 2 SiO 4 + Mg

Основной способ получения Ba – восстановление оксида:

3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3

Химические свойства щелочноземельных металлов

Поскольку в н.у. поверхность Be и Mg покрыта оксидной пленкой – эти металлы инертны по отношению к воде. Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, проявляющих сильные основные свойства:

Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Щелочноземельные металлы способны реагировать с кислородом, причем все они, за исключением бария, в результате этого взаимодействия образуют оксиды, барий – пероксид:

2Ca + O 2 = 2CaO

Ba + O 2 = BaO 2

Оксиды щелочноземельных металлов, за исключением бериллия, проявляют основные свойства, Be – амфотерные свойства.

При нагревании щелочноземельные металлы способны к взаимодействию с неметаллами (галогенами, серой, азотом и др.):

Mg + Br 2 =2MgBr

3Sr + N 2 = Sr 3 N 2

2Mg + 2C = Mg 2 C 2

2Ba + 2P = Ba 3 P 2

Ba + H 2 = BaH 2

Щелочноземельные металлы реагируют с кислотами – растворяются в них:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

Бериллий реагирует с водными растворами щелочей – растворяется в них:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Качественные реакции

Качественной реакцией на щелочноземельные металлы является окрашивание пламени их катионами: Ca 2+ окрашивает пламя в темно-оранжевый цвет, Sr 2+ — в темно-красный, Ba 2+ — в светло-зеленый.

Качественной реакцией на катион бария Ba 2+ являются анионы SO 4 2- , в результате чего образуется белый осадок сульфата бария (BaSO 4), нерастворимый в неорганических кислотах.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Осуществите ряд превращений: Ca→CaO→Ca(OH) 2 →Ca(NO 3) 2
Решение	2Ca + O 2 →2CaO CaO + H 2 O→Ca(OH) 2 Ca(OH) 2 + 2HNO 3 →Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O

Щелочноземельные металлы образуют основные оксиды, которые получают термическим разложением карбонатов или нитратов:

СаCO 3 = СаO + CO 2 ; 2Ba(NO 3) 2 = 2BaO + 4NO 2 + O 2

Энергично взаимодействуют с водой с образованием растворимых сильных оснований (щелочей).

При переходе от Ca(OH) 2 к Ba(OH) 2 растворимость заметно увеличивается (от 0,02 М до 0,2 М), в том же направлении увеличивается термическая устойчивость гидроксидов и усиливаются основные свойства. По силе основания уступают только гидроксидам щелочных металлов. Раствор Ва(ОН) 2 – баритовая вода – лабораторный реактив на CO 2 .

Катионы щелочноземельных металлов образуют соли со всеми кислотами. Хорошо растворимы галогениды, нитраты, перхлораты и большинство кислых солей. Плохо растворимы в воде фториды, карбонаты, силикаты и фосфаты. Образование мелкокристаллического осадка сульфата бария является качественной реакцией на сульфат-анион:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 

Присутствие в природной воде растворимых солей кальция и магния обуславливает ее жесткость. Количественно жесткость измеряют суммарной концентрацией катионов Ca 2+ и Mg 2+ (ммоль экв/л). Различают временную (карбонатную) и постоянную жесткость. Первая удаляется кипячением:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O; Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 + 2CO 2

Для удаления постоянной жесткости к воде добавляют вещества (соду, фосфат натрия и т.п.), переводящие катионы кальция и магния в осадок. Кроме того применяют метод ионного обмена, в этом случае катионы Ca 2+ и Mg 2+ меняются на катионы водорода или щелочного металла, удерживаемые на поверхности полимерной смолы (катионита).

Гидриды представляют собой белые солеподобные вещества, разлагающиеся водой с выделением водорода, сильные восстановители. В отличие от бериллия и магния, гидриды щелочноземельных металлов можно получить прямым синтезом:

Ca + H 2 = CaH 2

Литература: с. 587 - 599, с. 481 - 486, с. 447 - 460

7.4. Элементы ia-подгруппы (щелочные металлы)

Элементы IA-подгруппы: литий - Li, натрий - Na, калий - K, рубидий - Rb, цезий - Cs и радиоактивный франций часто называют щелочными металлами. Общая формула ns 1 обуславливает проявление щелочными металлами степени окисления +1.

Увеличение эффективного радиуса и уменьшение энергии ионизации в ряду Li – Na – K – Rb – Cs сопровождается заметным увеличением активности металлов. Небольшой радиус атома лития вызывает довольно сильные отличия данного элемента от остальных щелочных металлов, что в первую очередь проявляется в склонности к образованию ковалентных связей. Для натрия и особенно элементов подгруппы калия образование ковалентных связей нетипично. Малый размер и большая энергия гидратации катиона лития приводит к нарушению ожидаемой последовательности расположения щелочных металлов в ряду стандартных электродных потенциалов (литий стоит в нем первым). Нарушается ожидаемая последовательность активности щелочных металлов и в расплавах, в которых натрий более активен, что связано с образованием его ионом более прочных кристаллических решеток:

KOH + Na = NaOH + K

Литий, натрий, калий и рубидий - серебристо-белые металлы, цезий золотисто-желтого цвета. На воздухе поверхность лития, натрия и калия очень быстро тускнеет, рубидий и цезий самопроизвольно воспламеняются. Литий, натрий и калий хранят под слоем вазелина или вазелинового масла, рубидий и цезий хранят в запаянных ампулах. Металлы очень легкие и легкоплавкие, имеют довольно большой диапазон жидкого состояния. Щелочные металлы очень мягкие, натрий и калий легко режутся ножом.

Литий, натрий и калий весьма распространены в природе, образуют много самостоятельных минералов: LiAl(SiO 3) 2 - сподумен, LiAl(PO 4)F - амблигонит, NaCl галит (каменная или поваренная соль), Na 2 SO 4 10H 2 O - мирабилит, KCl - сильвин, NaClKCl - сильвинит, KClMgCl 2 6H 2 O - карналлит, КClMgSO 4 3H 2 O - каинит. Рубидий и цезий самостоятельных минералов не образуют, встречаются в виде примесей в минералах калия.

Литий и натрий получают электролизом ионных расплавов. Калий обычно получают восстановлением расплавов его соединений натрием или магнием.

Литий применяется в качестве легирующей добавки, придает сплавам твердость и пластичность. Натрий используется как теплоноситель в ядерных реакторах и восстановитель в металлотермии, а также как катализатор процессов полимеризации диенов. В лабораториях натрий широко используется для осушки газов и органических растворителей. Калий используется в промышленности как восстановитель и теплоноситель (в основном в виде жидкого сплава с натрием). Рубидий и цезий в основном применяются для изготовления фотоэлементов.

Химические свойства. Очень активные металлы, реагируют со всеми неметаллами, кроме инертных газов. Состав продуктов окисления кислородом зависит от природы металла: литий образует оксид, натрий и калий - перекисные соединения.

4Li + O 2 = 2Li 2 O; 2Na + O 2 = Na 2 O 2 ; K + O 2 = KO 2

пероксид натрия супероксид калия

С водой реагируют очень энергично, калий - со взрывом:

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

Растворимы в аммиаке, с которым реагируют в присутствии катализатора:

2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2

Растворимы в ртути, образуя амальгамы, которые медленно разлагаются водой и используются в качестве мягкого восстановителя. Активно реагируют с оксидами, отбирая у них кислород, горят в атмосфере оксида углерода(IV):

4Na + SiO 2 = 2Na 2 O + Si; 4Li + CO 2 = 2Li 2 O + C

К семейству щёлочноземельных эле­ментов относят кальций, стронций, барий и радий. Д. И. Менделеев включал в это семей­ство и магний. Щёлочноземельными элементы именуются по той причине, что их гидроксиды, подобно гидро­ксидам щелочных металлов, раство­римы в воде, т. е. являются щелочами. «…Земельными же они названы пото­му, что в природе они встречаются в состоянии соединений, образующих нерастворимую массу земли, и сами в виде окисей RO имеют землистый вид», - пояснял Менделеев в «Основах химии».

Общая характеристика элементов II а группы

Металлы главной подгруппы II группы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами.

Легко отдают два валентных электрона, и во всех соединениях имеют степень окисления +2

Сильные восстановители

Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний

Бериллий по большинству свойств ближе к алюминию

Физические свойства простых веществ

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства щелочноземельных металлов + Be

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 щелочей:

Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2 ­

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ­

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. С другими неметаллами образуют бинарные соединения:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нитриды)

Ca + H 2 → CaH 2 (гидриды)

Ca + 2C → CaC 2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ­

Mg + H 2 SO 4 (разб.) → MgSO 4 + H 2 ­

5. Бериллий растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 ­

6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:

соединения кальция - кирпично-красный, стронция - карминово-красный, а бария - желтовато-зелёный.

Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО 2- 2 . Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.

Электронная конфигурация Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е — .

Ионы магния и кальция ‑ незаменимые элементы жизнедеятельности любой клетки. Их соотношение в организме должно быть строго определённым. Ионы магния участвуют в деятельности ферментов (например, карбоксилазы), кальция – в построении скелета и обмена веществ. Повышение содержания кальция улучшает усвоение пищи. Кальций возбуждает и регулирует работу сердца. Его избыток резко усиливает деятельность сердца. Магний играет отчасти роль антагониста кальция. Введение ионов Mg 2+ под кожу вызывает наркоз без периода возбуждения, паралич мышц, нервов и сердца. Попадая в рану в форме металла, он вызывает долго незаживающие гнойные процессы. Оксид магния в лёгких вызывает так называемую литейную лихорадку. Частый контакт поверхности кожи с его соединениями приводит к дерматитам. Самые широко используемые в медицине соли кальция: сульфат СаSO 4 и хлорид CaCL 2 . Первый используется для гипсовых повязок, а второй применяется для внутривенных вливаний и как внутреннее средство. Он помогает бороться с отёками, воспалениями, аллергией, снимает спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови.

Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Вызывают менегоэнцефалит с поражением мозжечка, поражение гладких сердечных мышц, паралич, а в больших дозах – дегенеративные изменения печени. В малых же дозах соединения бария стимулируют деятельность костного мозга.

При введении в желудок соединений стронция наступает его расстройство, паралич, рвота; поражения по признакам сходны с поражениями от солей бария, но соли стронция менее токсичны. Особую тревогу вызывает появление в организме радиоактивного изотопа стронция 90 Sr. Он исключительно медленно выводится из организма, а его большой период полураспада и, следовательно, длительность действия могут служить причиной лучевой болезни.

Радий опасен для организма своим излучением и огромным периодом полураспада (Т 1/2 = 1617 лет). Первоначально после открытия и получения солей радия в более или менее чистом виде его стали использовать довольно широко для рентгеноскопии, лечения опухолей и некоторых тяжёлых заболеваний. Теперь с появлением других более доступных и дешевых материалов применение радия в медицине практически прекратилось. В некоторых случаях его используют для получения радона и как добавку в минеральные удобрения.

В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода. Гидроксид кальция ‑ довольно сильное основание. У кальция - наименее активного из всех щелочноземельных металлов - характер связи в соединениях ионный.

По своим характеристикам стронций занимает промежуточное положение между кальцием и барием.

Свойства бария наиболее близки к свойствам щелочных металлов.

Бериллий и магний широко используют в сплавах. Бериллиевые бронзы – упругие сплавы меди с 0,5-3% бериллия; в авиационных сплавах (плотность 1,8) содержится 85-90% магния («электрон»). Бериллий отличается от остальных металлов IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

Be+H 2 O+2NaOH=Na 2 +H 2 .

Магний активно реагирует с азотом:

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.

Традиционная техническая проблема – жесткость воды , связанная с наличием в ней ионов Mg 2+ и Ca 2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов.

S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице приведено их содержание.

Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п. Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов калия в организме находится внутри клеток и только 2% во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия. В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов.

Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов). Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция. В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг.