Здавалка
Главная | Обратная связь

Фізичні характеристики елементів



Таблиця 4

Елемент, Е Be Mg Ca Sr Ba Ra
Радіус атому, нм 0,112 0,160 0,197 0,215 0,222 0,235
Радіус іона, Е2+, нм 0,045 0,072 0,100 0,118 0,135 0,144
Перший потенціал іонізації, еВ 9,32 7,64 6,11 5,69 5,21 5,28
Спорідненість до електрону, еВ 0,38 -0,22 -1,93 -1,51 -0,48 -
Електронегативність 1,5 1,2 1,04 0,99 0,97 0,97
Ступінь окислення Е у сполуках +2 +2 +2 +2 +2 +2

2.2. Прості речовини. Берилій, магній, кальцій одержують електролізом розплавів їх хлоридів. Застосовують також відновлення оксидів та фторидів вуглецем, алюмінієм чи кремнієм:

MgO + C → CO + Mg;

2MgO + Si → SiO2 + 2Mg.

Всі метали групи ІІ А є сильними відновниками, з легкістю реагують з більшістю неметалів, інтенсивно розкладають воду (крім Be та Mg), розчиняються у кислотах. Берилій реагує і з кислотами, і з лугами. Хімічна активність зростає від берилію до радію. За хімічними властивостями Be відрізняється від інших елементів групи. Mg також у більшості випадків відрізняється від лужноземельних металів.

 

Реакції з простими речовинами:

E + H2 EH2 (E = Ca, Sr, Ba; Mg реагує з H2 при високому тиску);

E + Г2 ЕГ2;

2E + O2 2EO;

E + S ES;

3E + N2 E3N2;

3E + 2P E3P2;

E + 2C EC2.

З іншими металами утворюються сплави.

 

Реакції з найважливішими реагентами:

E + 2H2O ® E(OH)2 + H2 (крім Be, Mg реагує при кип’ятінні);

E + 2HClрозв ® ECl2 + H2 (E = Mg, Ca, Sr, Ba);

Be утворює аквакомплекс [Be(Н2O)4]Cl2;

4E + 5H2SO4 конц ® 4ESO4 + H2S + 4H2O (крім Be);

E + H2SO4 розв ® ESO4 + H2 (Be ® [Be(H2O)4]SO4);

3E + 8HNO3 конц ® 3E(NO3)2 + 2NO + 4H2O (крім Be);

5E + 12HNO3 розв ® 5E(NO3)2 + N2 + 6H2O;

3E + B2O3 3EO + 2B;

Be + 2NaOH + 2H2O ® Na2[Be(OH)4] + H2.

 

2.3. Бінарні сполуки.

2.3.1. Сполуки з воднем. Гідриди лужноземельних металів ЕН2 – безбарвні кристалічні речовини з іонною граткою. Гідриди берилію та магнію – тверді полімерні сполуки.

Одержують гідриди магнію, кальцію, стронцію, барію, нагріваючи відповідний метал в атмосфері водню.

Гідриди ЕН2 – сильні відновники, розкладаються водою:

EH2 + 2H2O ® E(OH)2 + 2H2.

 

2.3.2. Галогеніди. Всі галогеніди ЕГ2 – безбарвні кристалічні речовини з іонною граткою; термічно стійкі; як правило, добре розчиняються у воді. Одержують ЕГ2 дією НГ на метал, гідроксид чи карбонат відповідного металу:

E + 2HГ ® ЕГ2 + Н2;

Е(ОН)2 + 2НГ ® ЕГ2 + 2Н2О;

ЕСО3 + 2НГ ® ЕГ2 + Н2О + СО2.

 

Броміди та йодиди проявляють властивості відновників:

ЕІ2 + Cl2 ® ECl2 + I2.

 

2.3.3. Сполуки з киснем. Оксиди ЕО та пероксиди ЕО2 (BeO2 не одержано) – безбарвні порошкоподібні речовини. ЕО, крім BaO, одержують термічним розкладом карбонатів або гідроксидів:

Е(ОН)2 ЕО + Н2О (Е=Be, Mg);

ECO3 EO + CO2 (E = Be, Mg, Ca, Sr),

Оксид барію – термічним розкладом нітрату:

2Ba(NO3)2 2BаO + 4NO2 + O2;

Пероксиди, крім BaO2, одержують дією Н2О2 на гідроксиди:

Е(ОН)2 + H2O2 D ЕО2 + 2Н2О,

а пероксид барію – за реакцією:

2BaO + O2 2BaO2.

 

Оксиди магнію, кальцію, стронцію, барію – основні оксиди, оксид берилію – амфотерний. Хімічна активність оксидів збільшується у ряду BeO – BaO. Всі оксиди, крім BeO, реагують з водою, оксид магнію – тільки з гарячою водою:

ЕО + Н2О ® Е(ОН)2.

Оксиди вступають у взаємодію з кислотами, а BeO – ще і з лугами:

EO + 2HCl ® ECl2 + H2O;

Be + 2HCl +3H2O ® [Be(H2O)4]Cl2;

BeO + 2KOH + H2O K2[Be(OH)4];

BeO + 2KOH ® K2BeO2 +H2O.

BaO при нагріванні у присутності О2 утворює BaO2:

2BaO + O2 2BaO2.

 

Пероксиди ЕО2 проявляють властивості і окисників, і відновників, схильні до реакцій диспропорціювання:

BaO2 + 2KI + 2H2O ® I2 + Ba(OH)2 + 2KOH;

SrO2 + HgCl2 ® O2 + SrCl2 + Hg;

2BaO2 ® BaO + O2.

 

При розчиненні у воді гідролізують:

ЕО2 + Н2О D Е(ОН)2 + Н2О2.

Розкладаються кислотами, навіть вугільною:

ЕО2 + СО2 + Н2О ® ЕСО3 + Н2О2.

 

2.3.4. Сполуки з іншими елементами. Сульфіди ES – іонні кристали, термічно стійкі, малорозчинні у воді, гідролізують:

2ES + 2H2O D E(OH)2 + E(HS)2.

Здатність до гідролізу збільшується у ряду BaS – BeS. Сульфіди берилію та магнію гідролізують повністю. ES є відновниками:

BaS +I2 ® S + BaI2.

 

2.4. Гідроксиди та їх похідні.

Е(ОН)2 – кристалічні речовини з іонними гратками, розкладаються при нагріванні з утворенням оксидів:

E(OH)2 EO + H2O.

Розчинність у воді відносно невелика і збільшується від Be(OH)2 до Ba(OH)2.

Гідроксиди берилію та магнію одержують дією лугів на розчинну сіль металу:

ECl2 + 2KOH → E(OH)2 + 2KCl.

Гідроксиди кальцію, стронцію, барію – взаємодією оксидів з водою:

ЕО + Н2О → Е(ОН)2.

Be(OH)2 – амфотерний гідроксид:

Be(OH)2 + 2HCl + 2H2O ® [Be(H2O)4]Cl2

Be(OH)2 + 2NaOH ® Na2[Be(OH)4].

 

Гідроксид магнію – слабка основа, гідроксиди кальцію, стронцію, барію – сильні основи.

Нітрати, карбонати, сульфати металів ІІ А групи розкладаються при нагріванні:

2ESO4 2EO + 2SO2 + O2;

2E(NO3)2 2EO + 4NO2 + O2;

EC03 EO + CO2.

 

При дії води та вуглекислого газу на карбонати лужноземельних металів утворюються гідрокарбонати:

ЕСО3 + СО2 + Н2О ® Е(НСО3)2,

які при нагріванні знову утворюють карбонати:

E(HCO3)2 ЕСО3 + СО2 + Н2О.

 

У водних розчинах солі берилію, магнію, кальцію, а також солі стронцію та берилію, утворені слабкими кислотами, гідролізують, наприклад:

MgCl2 + H2O D MgOHCl + HCl.

 

Вміст у природній воді іонів Ca2+ та Mg2+ зумовлює її твердість. Твердість виражають числом мілімоль еквівалентів Ca2+ та Mg2+ в 1 літрі води. Воду з твердістю більше 8 ммоль/л вважають твердою і не застосовують у побуті та промисловості без її пом'якшення. В основі визначення твердості води лежить утворення внутрішньокомплексних сполук іонів Ca2+ та Mg2+ з комплексоном – трилоном Б:

 

 

Розрізняють тимчасову твердість води, зумовлену вмістом гідрокарбонатів, та сталу, пов'язану з наявністю інших солей кальцію та магнію.

Від тимчасової твердості води позбавляються нагріванням води:

E(HCO3)2 ® ЕСО3¯ + СО2 + Н2О.

 

Від сталої – додаванням Na2CO3, Na3PO4, при цьому утворюються малорозчинні CaCO3, MgCO3, Ca3(PO4)2, Mg3(PO4)2. Використовують також метод іонного обміну – тверду воду пропускають через катіоніт, що міняє Na+ або Н+ на Са2+ та Mg2+.

Лабораторна робота

 

Дослід 1. Одержання і властивості гідроксиду берилію

У дві пробірки з розчином солі берилію (по 3 – 4 краплі в кожній) додати кілька крапель гідроксиду натрію до утворення осаду. Відмітити колір та аморфний характер одержаного осаду. Дослідити відношення гідроксиду берилію до кислот та лугів, для чого у першу пробірку додати кілька крапель соляної кислоти, у другу – гідроксиду натрію. Описати спостереження. Написати рівняння всіх реакцій, що відбувались.

 

Дослід 2. Одержання і властивості гідроксиду магнію

У три пробірки з розчином солі магнію (по 3 – 4 краплі в кожній) додати кілька крапель гідроксиду натрію до утворення осаду. В одну з пробірок додати кілька крапель розчину соляної кислоти, у другу – розчину гідроксиду натрію, у третю – розчину NH4Cl. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

Дослід 3. Дія гексаціаноферрату(ІІ) калію на солі лужноземельних металів

У три пробірки окремо внести по 2 – 3 краплі розчинів солей кальцію, стронцію і барію. У кожну пробірку додати шпателем по 2 – 3 кристалики NH4Cl, перемішати розчини і в кожну пробірку додати по 3 – 5 крапель розчину K4[Fe(CN)6]. Розчини злегка нагріти та залишити на 5 хвилин. Спостерігати утворення осаду CaKNH4[Fe(CN)6]. Написати рівняння реакції.

 

Дослід 4. Одержання і властивості малорозчинних солей лужноземельних металів

а) у дві пробірки внести по 2 – 3 краплі розчину CaCl2 і додати по 2 – 3 краплі розчину (NH4)2C2O4. У першу пробірку до осаду додати 4 – 5 крапель соляної кислоти, у другу – стільки ж оцтової кислоти. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

б) у дві пробірки внести по 2 – 3 краплі розчину BaCl2 і додати по 2 – 3 краплі розчину H2SO4. У першу пробірку до осаду додати 4 – 5 крапель соляної кислоти, у другу – стільки ж азотної кислоти. Описати спостереження. Написати рівняння реакцій.

 

Дослід 5. Забарвлення полум'я солями лужноземельних металів

Леткі солі кальцію і барію забарвлюють полум'я пальника у, відповідно, червоний та зелений кольори. Ніхромову дротину занурити у концентровану соляну кислоту і прогріти у полум'ї пальника. Очищена дротина не повинна забарвлювати полум'я пальника. Чисту дротину занурити у насичений розчин хлориду барію та внести у полум'я паяльника. Спостерігати забарвлення полум'я. Знову занурити дротину в соляну кислоту, прогріти в полум'ї і повторити дослід з розчином солі кальцію.

 

 

Вправи

1. Які методи застосовують для одержання s-елементів ІІ групи? Напишіть рівняння реакцій, укажіть умови.

2. Відношення берилію та магнію до води, кислот і лугів. Напишіть рівняння відповідних реакцій. Зіставте взаємодію лужноземельних металів з цими реагентами.

3. Запропонуйте спосіб розділення суміші порошків берилію та магнію.

4. Як одержати нітрид магнію, гідрид кальцію? Як відносяться ці сполуки до води? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

5. Охарактеризуйте зміну кислотно-основних властивостей та розчинності у воді гідроксидів елементів у ряду від берилію до радію. Дайте пояснення.

6. Чи можна одержати гідроксиди s-елементів ІІ А групи:

 

а) реакцією металу з водою;

б) реакцією оксиду металу з водою;

в) реакціями обміну у розчині за участю гідроксиду натрію чи аміаку?

Якщо так, то які? Відповідь мотивуйте.

7. Поясніть, чому гідроксид магнію розчиняється у розчині хлориду амонію? Чи може розчинитись Mg(OH)2 у розчині нітрату амонію? хлориду натрію?

8. Що таке твердість води? Які сполуки надають воді твердості? Які солі обумовлюють тимчасову твердість води, які – сталу?

9. Які з наведених речовин додають у воду, щоб зменшити її твердість:

Na2CO3, NaCl, CaCl2, MgSO4, Na2SO4?

10. Тверду воду частково заморозили, відділили лід і розтопили його. Чи буде одержана вода твердою? Відповідь мотивуйте.

11. Які з наведених формул зображують хлорне вапно? негашене вапно? гашене вапно:

 

а) CaCl2; б) Ca(ClO)2; в) CaOCl2; г) Ca(OH)2;

д) CaCO3; е) Ca(ClO2)2; ж) CaO?

12. Порівняйте розчинність у воді сульфатів, оксалатів, хроматів лужноземельних металів. У чому їх можна розчинити? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

13. Що таке гіпс? Які сполуки утворюються при його термічному розкладі?

14. Напишіть рівняння реакцій таких перетворень:

 

а) Ca(HCO3)2 ® CaCO3 ® Ca(HCO3)2;

б) BaS ® BaCO3 ® BaCl2 ® BaSO4;

в) Ca ® CaO ® Ca(OH)2 ® CaCl2 ® Ca(NO3)2 ® CaSO4;

 

15. Оксид барію використовують для одержання пероксиду водню. Яку роль відіграє BaO при цьому?

16. Напишіть рівняння реакцій:

 

а) CaH2 + O2

б) CaO + C ®

в) Be(OH)2 + CH3COOH®

г) Be(OH)2 + NaOH ®

д) BaSO4 + C

17. Охарактеризуйте здатність елементів ІІ А групи до комплексоутворення, наведіть приклади комплексних сполук цих елементів.

18. Які з наведених солей гідролізують:

Be(NO3)2, MgSO4, CaCl2, Ba(CH3COO)2, Ba(NO3)2?

Напишіть іонні рівняння гідролізу.

19. Який об'єм СО2, виміряний за нормальних умов, утвориться при термічному розкладі 10г CaCO3?

20. Визначте рН розчину Ba(OH)2 з молярною концентрацією речовини 0,005 моль/л.

 







©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.