Автор работы: Пользователь скрыл имя, 07 Сентября 2013 в 21:45, реферат
Водород занимает двойственное положение в периодической системе элементов, его принято размещать и в I и в VII группах (в главных подгруппах). Это обусловлено тем, что он имеет черты сходства и со щелочными металлами и с галогенами. Как и атомы щелочных металлов атом водорода может отдавать 1 электрон (окисляться) и превращаться в положительно заряженный ион Н+. С другой стороны, как и атомы галогенов, атом водорода может присоединять 1 электрон (восстанавливаться), завершая при этом свою электронную оболочку (1s1), и превращаться в отрицательно заряженный гидрид-ион Н-.
В горячей воде BeS полностью гидролизуется. Амфотерная природа BeS проявляется при его сплавлении с основными и кислотными сульфидами:
Na2S+BeS®Na2BeS2
BeS+SiS2®BeSiS3
Сульфидобериллаты (II) разрушаются водой.
Из галидов бериллия наибольшее значение имеют фторид и хлорид. Галиды BeCl2 , BeBr2, BeI2 гигроскопичны и на воздухе расплываются, при их растворении в воде выделяется тепло. Они растворимы также в органических растворителях. Амфотерность галидов наиболее отчетливо проявляется у фторидов. Так, при нагревании BeF2 с основными фторидами образуются фторобериллаты:
2KF+BeF2®K2[BeF4]
При взаимодействии BeF2 с кислотными фторидами образуются соли бериллия:
BeF2+SiF4®Be[SiF6]
Нитрид бериллия Be3N2 получается при нагревании бериллия в атмосфере азота (выше 1000о С). Нитрид бериллия разлагается водой при нагревании:
Be3N2+6H2O®3Be(OH)2+2NH3
Об амфотерном характере Be3N2 свидетельствует существование смешанных нитридов, например BSiN2 и LiBeN.
Гидрид бериллия ВеН2 – твердое полимерное вещество, по свойствам подобное AlH3. Легко разлагается водой, является сильным восстановителем. Гидрид бериллия можно получить взаимодействием BeCl2 с LiН в эфирном растворе:
BeCI2+2LiH®BeH2+2LiCI
Соли бериллия и кислородсодержащих кислот выделяются из растворов обычно в виде кристаллогидратов. Большинство солей бериллия растворимы в воде.
Для бериллия характерны двойные соли – бериллаты со сложными лигандами:
Na2SO4+BeSO4®Na2[Be(SO4)2]
(NH4)2CO3+BeCO3®(NH4)2[Be(CO3)
17.3.2 Магний. Общая характеристика. Свойства соединений.
Магний получен Г. Деви в 1808г при восстановлении оксида магния металлическим калием и назван «магниум».
Магний отличается от бериллия размерами атома и иона (радиус ионов Ве2+ и Mg2+ соответственно равны 0,034 и 0,078 нм). От своего соседа по периоду – алюминия магний отличается меньшим числом валентных электронов и относительно большим размером атома. Таким образом, у магния металлические признаки проявляются сильнее, чем у бериллия и алюминия. Для магния менее характерно образование ковалентной связи, чем для бериллия и алюминия, и более характерно образование ионной связи.
Магний – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Магний входит в состав силикатных минералов (оливин Mg2SiO4), карбонатных минералов (доломит СаMg(CO3)2, магнезит MgCO3). Техническое значение имеет минерал карналлит (KCl × MgCl2 × 6 H2O), брусит (Mg(OH)2), бишофит (MgCI2.6H2O), кизерит (MgSO4.H2O)
Магний –белый металл, на воздухе окисляется и приобретает матовый оттенок. Он мягче и пластичнее бериллия.
В ряду напряжений магний расположен перед водородом. С холодной водой взаимодействует очень медленно, так как образующийся при этом Mg(OH)2 плохо растворим. При нагревании реакция ускоряется за счет растворения Mg(OH)2.
В кислотах магний растворяется очень энергично, кроме HF и Н3РО4, так как с последними образует трудно растворимые соединения:
Mg+2HCI®MgCI2+H2
Разбавленная HNO3 реагирует с магнием, восстанавливаясь до N2O или NH4NO3:
4Mg+10HNO3®4Mg(NO3)2+N2O+5H2O
4Mg+10HNO3® 4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O
В обычных условиях магний вступает в химическое взаимодействие с кислородом и галогенами
Mg+1/2O2®MgO; Mg+CI2®MgCI2
С азотом, серой, фосфором, бором, сурьмой и мышьяком реакции протекают при нагревании:
Mg+S®MgS; 3Mg+N2®Mg3N2
3Mg+2P®Mg3P2;
3Mg+2As®Mg3As2
3Mg+2Sb®Mg3Sb2; 3Mg+2B®Mg3B2
Металлический магний является хорошим
восстановителем и при
Со щелочами магний практически не взаимодействует.
Во всех устойчивых соединениях степень окисления магния +2, а координационное число 6.
Оксид магния MgO – белый тугоплавкий порошок, труднорастворимый в воде. MgO – основной оксид, химически активен:
MgO+CO2®MgCO3
MgO+2HCI®MgCI2+H2O
При прокаливании MgO теряет химическую активность.
Гидроксид магния Mg(OH)2 – кристаллическое вещество, является основанием средней силы:
2NH4CI+Mg(OH)2®MgCI2+2NH3+2H2
Mg(OH)2+H2SO4®MgS04+2H2O
Mg(OH)2+S®MgO+H2S+1/2O2
Большинство солей Mg2+ растворимы в воде. Плохо растворимы соли слабых кислот: Mg3(PO4)2, MgCO3, MgF2.
В водных растворах ионы Mg2+ находятся в виде бесцветных гексааквакомплексов [Mg(H2O)6]2+, которые входят в состав ряда его кристаллогидратов: MgCl2 × 6 H2O, Mg(NO3)2 × 6 H2O, Mg(ClO4)2 × 6 H2O,
MgSiF6 × 6 H2O, MgSO4.7H2O.
Элементы подгруппы кальция. Физико-химические свойства важнейших соединений.
Металлический кальций открыли в 1808г Г. Деви и И. Берцелиус. Название происходит от слова «калкс» – мягкий камень (известняк). Барий выведен в виде оксида в 1774г К. Шееле и И. Ган (Швеция), а в металлическом состоянии – 1808г Г. Деви. Название происходит от слова «барис» (тяжелый). Стронций получили впервые в виде оксида из минералла стронцианита А. Кирхгроф и В. Крюиншенк (Англия). В чистом виде металл получен электролизом из оксида в 1808г. Радий открыт супругами Пьером и Марией Кюри совместно с Ж. Бемон в 1899г.
Кальций и его аналоги – стронций, барий и радий имеют большие атомные радиусы и низкие значения потенциалов ионизации относительно ранее рассмотренных элементов – Ве и Mg. В условиях химического взаимодействия кальций и его аналоги легко теряют валентные электроны и образуют простые ионы Э2+. Поскольку ионы Э2+ имеют электронную конфигурацию s2p6 и большие размеры, комплексные ионы с неорганическими лигандами у элементов подгруппы кальция неустойчивы.
Кальций – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Большая его часть содержится в виде силикатов и алюмосиликатов в извержениях горных пород. Из других пород наиболее распространены известняк и мел, состоящие в основном из минерала кальцита CaCO3. Реже встречаются окристаллизованная форма смеси кальцита и доломита – мрамор. Широко распространены CaSO4 и CaSO4 × 2 H2O (гипс). Для промышленности большое значение имеют флюорит CaF2, апатит Ca5(PO4)2. Ca(F4CI)2. В качестве продуктов выветривания минералов соединения кальция содержатся в природных водах и обусловливают их жесткость.
Важнейшие минералы стронция и бария: стронцианит SrCO3, витерит ВаСО3, целестин SrSO4, барит BaSO4. Радий встречается в урановых рудах.
При обычных условиях кальций, стронций и барий энергично взаимодействуют с активными неметаллами и кислотами. С менее активными (азот, водород, углерод, кремний и др.) щелочноземельные металлы реагируют при более или менее сильном нагревании. Реакции сопровождаются выделением большого количества тепла. Активность взаимодействия в ряду Ca – Sr – Ba возрастает.
В ряду напряжений кальций и его аналоги располагаются довольно далеко от водорода. Взаимодействие с водой, даже на холоду, сопровождается растворением.
Ba+2H2O® Ba(OH)2+H2; Sr+H2®SrH2
Ca+HCI® CaCI2+H2;
Ca+F2®CaF2
3Sr+2P®t Sr3P2; Ba+2C®t BaC2
3Ca+N2®t Ca3N2; Sr+S®t SrS
Кальций и стронций получают электролизом из расплавленных хлоридов. Барий получают алюминотермическим методом из оксида ВаО.
Вследствие высокой химической активности щелочноземельные металлы хранят под слоем керосина в запаянных сосудах (кальций – в плотно закрывающихся металлических банках).
Неорганические соединения
кальция и его аналогов представляют
собой кристаллические
Оксиды получают в лаборатории термическим разложением соответствующих карбонатов или нитритов:
CaCO3 « CaO+CO2
2Ba(NO3)2® 2BaO+4NO2+O2
В технике – термическим
разложением природных
Оксиды кальция и его аналогов проявляют основные свойства, которые увеличиваются от оксида кальция СаО к оксиду бария ВаО. Оксиды энергично взаимодействуют с водой, образуя более или менее растворимые основания и выделяя большое количество тепла.
CaO+H2O® Ca(OH)2 ; BaO+H2O®Ba(OH)2
На холоду оксиды щелочноземельных элементов растворяются в кислотах, спиртах и взаимодействуют с галогенидами:
CaO+2HCI® CaCI2+H2O
SrO+2CH3OH® Sr(OCH3)2+H2O
4BaO+3CI2® BaO2+2BaCI2+Ba(CIO)2
При нагревании оксиды вступают во взаимодействие с кислородом, серой, азотом, углеродом, оксидами металлов, солями аммония:
CaO+3C® CaC2+CO; BaO+SiO2® BaSiO3
SrO+Cr2O3® BaCr2O4; CaO+2NH4CI® CaCI2+2NH3+H2O
2SrO+O2® 2SrO2; 2BaO+3S® 2BaS+SO2
Гидроксиды – сильные основания. В ряду Са(ОН)2 --- Sr(OH)2 --- Ва(ОН)2 усиливается основной характер гидроксидов. В этом же направлении усиливается растворимость и термическая устойчивость.
Раствор Ва(ОН)2 – баритовая вода – лабораторный реактив для открытия СО2 и карбонатов.
Раствор Са(ОН)2 – известковое молоко, гашеная известь – применяется в качестве дешевого растворимого основания.
Из солей кальция и его аналогов в воде хорошо растворимы хлориды, бромиды, иодиды, нитраты.
Соли и солеподобные соединения кальция и его аналогов гидролизу не подвергаются, либо дают щелочную среду:
MeH2+2H2O®Me(OH)2¯+2H2
Me3N2+6H2O®3Me(OH)2¯+2NH3
Жесткость воды и методы ее устранения.
Жесткость воды – это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде катионов кальция Са2+ и магния Mg2+. Один из возможных их источников – горные породы (известняки, доломиты), которые растворяются в результате контакта с природной водой.
Анионами растворимых солей Са2+ и Mg2+ могут быть гидрокарбонат-ионы НСО3-, сульфат-ионы SO42- и реже хлорид-ионы Cl-.
Различают временную (карбонатную) жесткость
воды, обусловленную наличием в воде
гидрокарбонатов кальция Са(НСО
Жесткость воды выражают количеством эквивалентов (ммоль) ионов кальция Са2+ и Mg2+, содержащихся в 1,0 л воды. Это соответствует содержанию 20,04 мг/л ионов Са2+ или 12,16 мг/л ионов Mg2+.
Общая жесткость воды рассчитывается по формуле:
Жобщ = Ca2+/ 20,04 + Mg2+/ 12,16
где: Са2+ и Mg2+ - концентрации ионов Са2+ и Mg2+ в мг/л.
В жесткой воде плохо развариваются продукты питания, так как катионы кальция Са2+ с белками пищи образуют нерастворимые соединения. В такой воде плохо заваривается чай, кофе. Постоянное употребление жесткой воды может привести к расслаблению желудка и отложению солей в организме человека. Употребление в пищу щавеля в районах с повышенным содержанием в воде ионов Са2+ приводит к образованию в организме соли щавелевой кислоты – оксалата кальция, который трудно растворим в воде. В результате этого образуются камни в почках (мочекаменная болезнь).
В жесткой воде плохо мылится мыло, которое представляет собой натриевые соли высших карбоновых кислот, например стеарат натрия С17Н35СООNa. При растворении мыла в жесткой воде образуются плохо растворимые в воде стеараты кальция и магния:
2С17Р35COO-+Ca+®(C17H35COO)2Ca
2С17Р35COO-+Mg2+®(C17H35COO)2M
Синтетические моющие средства содержат алкилсульфонаты – сложные эфиры высших спиртов и серной кислоты и обладают хорошими моющими свойствами даже в очень жесткой воде, так как их кальциевые и магниевые соли растворимы в воде.