Характеристика элементов 2 гл. подгруппы ПСХЭ

 

Групповое сходство элементов обусловлено наличием 2-х спаренных электронов на внешнем электронном слое и заключается в следующем:

- постоянная валентность II

- постоянная степень окисления +2

- легкость образования 2-зарядных ионов Me⁺²

С ростом заряда ядра и радиуса атомов свойства элементов за­кономерно изменяются:

- энергия ионизации Е_ион уменьшается

- сродство атомов к электрону уменьшается

- электроотрицательность уменьшается

- металлические свойства усиливаются

По важнейшим атомным характеристикам и по физико-химическим свойствам металлов и их соединений наибольшим сходством между собой обладают Са, Sr, Ba, имеющие общее название - щелочноземельные металлы. Эти элементы имеют практически одинаковые значения ЭО, находятся рядом в электрохимическом ряду напряжений; химическая активность в целом от Са к Ва возрастает незначительно; они во многих отношениях сходны со щелочными металлами.

 

 

Среди s²-элементов резко выделяется бериллий, который обнаруживает более значительное сходство с алюминием (диагональное сходство). По распространенности в природе и по практической значимости важнейшими элементами являются Са и Mg.

В свободном состоянии в виде простых веществ все s²-элементы - белые твердые вещества с металлическим блеском на срезе, обладающие всеми общими свойствами металлов. Лишь бериллий хрупкий и плохо поддается обработке.

 

	Ве	Мg	Са	Sr	Ba
Значение, нахождение	ЗВеО•А12O3• 6SiO2 (берилл и его разновидности аквамарин и изумруд (с примесями Сг3+), Фенакит Be2[Si04]	магнезит MgCO3 доломит СаСО3• МgСО3 карналлит КСl • МgСl2• 6Н2O горькая (английская) соль MgS04• 7H2O В виде катионов Mg2+ находится в природных водах (в 1 м3 морской воды содержится около 1 кг Mg2+). Наряду с ионами Са2+обусловливает жесткость воды. Магний и его соединения играют важную роль в биологических процессах. В качестве комплексообразователя Mg входит в молекулы хлорофилла, а также в другие важные биокомплексы. Магний - единственный элемент гл. подгр. II группы, применяемый в сравнительно больших количествах в металлическом состоянии (как свободный металл).	Один из основных породообразующих элементов; входит в состав многочисленных минералов в виде соединений: - СаСО3 (мел, мрамор, известняк) - СаСО3• МgСО3 (доломит) - CaSO4 (ангидрит) - CaSO4• 2Н2O (гипс)	Целестин SrSO4 Стронцианит SrCO3,	Ва – барит (тяжелый шпат) BaSO4 и витерит ВаСO3.
Способы получения		1. Электролитический (основной). Электролизу подвергают тщательно обезвоженный расплав хлорида магния (t≈800°C): MgCl2= Mg + Cl2↑ 2. Карботермический (t ˃ 2000°C) MgO+С=Mg↑(пары)+СО↑	Металлический кальций и стронций получают электро­лизом расплава солей, чаще всего хлоридов. CaCl2=Сa + Cl2		Барий высокой чистоты можно получить алю­мотермическим спосо­бом из оксида бария 3BaO+2Al→3Ba+Al2O3
Окраска пламени			кирпично-красный	карминово-красный	желтовато-зелёный
Реакция с О2	2Be + O2 = 2BeO	На воздухе в компактном состоянии он устойчив, но мелко раздробленный способен самовозгораться. Реакция сопровождается выделением большого количества энергии. в т.ч. в виде света. При этом ослепительно белое пламя обогащено фотохимически активными лучами (магниевая вспышка). Происходит одновременное образование оксида и нитрида: 2Мg + О2= 2МgО ЗМg + N2= Mg3N2	при горении на воздухе образуется преимущественно оксид; 2Са + O2 = 2СаО оксид		Ba + O2 → BaO2
Реакция с азотом		Активно 3Mg + N2 → Mg3N2 (нитриды)	при Т - 500° частично происходит реакция с азотом: ЗСа + N2 = Ca3N2 нитрид
Реакция с фосфором			ЗСа + 2Р = Са3Р2 фосфид		3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфиды)
Реакция с галогенами	Be + Cl2 → BeCl2 (галогениды)	Легко Mg + Cl2 = MgCl2 Mg + Br2 = MgBr2	Са + Cl2 = CaCI2 хлорид Ca + I2 → CaI2 (йодид кальция)
Реакция с водородом			нагревание в струе Н2 сопровождается воспламенением: Са + Н2 = СаН2 гидрид	Sr + H2 = SrH2
Реакция с серой		Mg + S = MgS	Са + S = CaS сульфид		Ba + S → BaS (сульфиды)
Реакция с углеродом	2Be + C = Be2C	MgO + C = Mg + CO	Са + 2С = СаС2 карбид		Ba + C → (t) BaC2 (карбид бария)
Реакция с кремнием			Са+2Si = CaSi2 силицид
С бором			Ca + 6B = CaB6 (борид кальция),
Реакция с водой		С холодной водой вследствие низкой растворимости Mg(OH)2 магний реагирует медленно, но нагревание заметно ускоряет реакцию: 1) Мg активно реагирует с кипящей водой: Мg + 2Н2O = Мg(ОН)2 + H2↑ 2) особенно активно реагирует с водяным паром (Т > 380°С), поэтому совершенно недопустимо тушить горящий Мg водой - это может привести к взрыву. 3) Мg легко растворяется в воде в присутствии NH4CI: Mg + 2Н2O+ 2NH4Cl = MgCl2 + H2↑ + 2NH3•Н2O Протеканию реакции способствует кислая среда, образующаяся в результате гидролиза NH4Cl	Са +2Н2O = Са(ОН)2 + Н2	Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но вза­и­мо­дей­ствие более спо­кой­ное, чем с ще­лоч­ны­ми ме­тал­ла­ми.
С оксидами других металлов		2Mg + TiO2 = 2MgO + Ti 2Mg + ZrO2 = Zr + 2MgO 2ВаО + Mg =Ba2O +MgО Вa2О=ВаО+Ва	V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO		Ba + TiO2 → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)
С солями в расплавах		TiCl4+2Mg = Ti+2MgCl2 BeF2+Mg = Be+MgF2 UF4+2Mg →U+2MgF2
Реакция с углекислым газом		Благодаря сильному сродству к кислороду Мg отнимает его у многих оксидов, например, зажженный Мg продолжает гореть в атмосфере CO2 восстанавливая его до свободного углерода: 2Мg + CO2 = 2МgО + С		5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO	5Ва + 2C02 = ВаС2 + 4BаО
С оксидом кремния			2Ca + SiO2 = Si + 2CaO
С аммиаком					6Ba+2NH3=3BaH2+Ba3N2
С кислотами с выделением Н2		Mg + H2SO4(разб.) → MgSO4 + H2	(кроме HF и Н3РO4, из-за нерастворимости фторида CaF2 и фосфата Са3(РO4)2) Са + 2HCl = СаСl2 + Н2 Са + 2СН3СООН → (СН3СОО)2Са+ H2		Ba + HCl → BaCl2+ H2
Концентрированная серная			ЗСа + 4H2SO4(конц)= 3CaSO4+ S + 4Н2O 4Ca + 10H2SO4(конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
Концентрированная азотная			5Са + 12HNO3(конц) = 5Ca(NO3)2 + N2 + 6Н2O	4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O
Разбавленная азотная			4Са +10HNO3(разб) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Со щелочами в водных растворах	Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
Органические реакции: взаимодействие с галогеноводородами		Мg + С2Н5Сl → С2Н5-Мg-Сl этилмагнийхлорид Мg + С6Н5Br → С6Н5-Мg-Br фенилмагнийбромид

Значение

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 Mg²⁺ 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 СаSO₄ и хлорид CaCL₂. 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 BaSO₄, 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 ⁹⁰Sr. 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»).

 

 

СОЕДИНЕНИЯ

 

Оксиды			Гидроксиды
формула	характер	отношение к воде	формула	характер	отношение к воде
ВеО	амфотерный	не растворимый, не взаимодействует	Ве(ОН)2 Н2ВеO2	амфотерный	не растворимый
МgО	основный	не растворимый, не взаимодействует	Mg(ОН)2	слабое основание	не растворимый
СаО	основные	хорошо растворимые, взаимодействуют	Са(ОН)2	сильные основания	мало растворимый
SrO			Sr(ОН)2		растворимый
BaO			Bа(ОН)2		растворимый

Основные свойства усиливаются в ряду:

Ве(ОН)₂→ Mg (ОН)₂ → Ca (ОН)₂ → Sr (ОН)₂ → Вa (ОН)₂

 

Получение

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

MgCO₃ → (t) MgO + CO₂

Ca(NO₃)₂ → (t) CaO + O₂ + NO₂

Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Химические свойства

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO - амфотерного оксида.

1. Реакции с кислотами и кислотными оксидами

BaO + HCl → BaCl₂ + H₂O

SrO + 2HCl ⟶ SrCl2 + H2O
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O

MgO + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + H₂O

 

MgO + SO₃ → MgSO₄

CaO + CO₂ → CaCO₃

CaO + SiO₂ → CaSiO₃

SrО +СО₂ = SrСО₃

1. Реакция с водой

В нее вступают все, кроме оксида бериллия.

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

SrО + Н₂О = Sr(ОН)₂

1. Амфотерный оксид бериллия

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

BeO + HCl → BeCl₂ + H₂O

BeO + NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)

Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:

BeO + NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)

BeO + Na₂O → Na₂BeO₂

4. С углеродом, кремнием

MgO + C → Mg + CO

ЗВаО + Si = 2Ва + ВаSiO₃