Добро пожаловать, Гость!

Новости Гости О нас

Металлы главной подгруппы II группы

4Be 1s22s2

12Mg [Ne]3s2

20Са [Ar]4s2

28Sr [Kr]5s2

56Ba [Xe]6s2

88Ra [Rn]7s2

 

 


 

 

Общая характеристика подгруппы


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 Еион 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.


Характеристические 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


Магний


12Mg [Ne]3s2


Ar 24.305


Изотопы 24Mg (78.60 %)


25Mg (10.11 %)


26Mg (11.29 %)


ЭО 1.2


E° -2,37 В


Кларк в земной коре 2,35 % по массе. В свободном виде не встречается. Является одним из самых распространенных породообразующих элементов (более 200 минералов). Основные из них:
- 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).


Физические свойства


В чистом виде магний - блестящий серебристобелый металл, быстро тускнеющий на воздухе вследствие окисления. Это легкий, относительно мягкий и пластичный металл, легкоплавкий и обладающий хорошей электропроводностью. В сплавах с Al является основным конструкционным материалом в авиа-, судо- и ракетостроении.


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 ↑


Химические свойства


Mg - химически активный металл, особенно в порошкообразном состоянии или в виде ленты. Во всех реакциях магний ведет себя как очень сильный восстановитель:


Mg - 2e- → Mg2+.


Как и другие активные металлы, Mg взаимодействует с кислотами, растворами солей менее активных металлов, со многими неметаллами. Ниже приведены реакции, в которых проявляются некоторые особенности химического поведения магния.


Взаимодействие с кислородом и азотом при горении на воздухе


Реакция сопровождается выделением болышого 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


Взаимодействие с водой


При обычной температуре Мg с водой не реагирует, так как сразу покрывается плотной пленкой - нерастворимым в воде Мg(ОН)2


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) Мд легко растворяется в воде в присутствии NH4CI:


Mg + 2Н2O+ 2NH4Cl = MgCl2 + H2↑ + 2NH3•Н2O


Протеканию реакции способствует кислая среда, образующаяся в результате гидролиза NH4Cl


Взаимодействие с углекислым газом и др. оксидами


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


Взаимодействие с оксидами и солями металлов


См. «Основные способы получения металлов. Магнийтермия».


Взаимодействие с галогенопроизводными УВ (в среде безводного эфира)


Мg + С2Н5Сl → С2Н5-Мg-Сl этилмагнийхлорид


Мg + С6Н5Br → С6Н5-Мg-Br фенилмагнийбромид


Образующиеся Мg-органические соединения носят общее название реактивов Гриньяра и широко используются в органическом синтезе.


Кальций


20Ca [Ar]4s2


Аr 40.08


Основные изотопы:


40Са (96.94 %)


44Са (2.09 %)


422Са (0.667 %)


ЭО 1.0


Е° -2.86 В


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)


Химические свойства


Кальций - один из самых активных металлов; во всех реакциях участвует как сильный восстановитель:


Са° - 2e- → Са2+


1 . Взаимодействие с простыми веществами - неметаллами


а) при горении на воздухе образуется преимущественно оксид;


2Са + O2 = 2СаО оксид


б) при Т - 500° частично происходит реакция с азотом:


ЗСа + N2 = Ca3N2 нитрид


Са + Cl2 = CaCI2 хлорид


в) взаимодействие с серой, фосфором, углеродом, кремнием:


Са + S = CaS сульфид


ЗСа + 2Р = Са3Р2 фосфид


Са + 2С = СаС2 карбид


Са + 2Si = CaSi 2 силицид


г) нагревание в струе Н2 сопровожда­ется воспламенением:


Са + Н2 = СаН2 гидрид


2. Взаимодействие с водой и кислотами с выделением Н2

(кроме HF и Н3РO4, из-за нерастворимости фторида CaF2 и фосфата Са3(РO4)2)


Са +2Н2O = Са(ОН)2 + Н2;


Са + 2HCl = СаСl2 + Н2


Са + 2СН3СООН → (СН3СОО)2Са+ H2;


3. Взаимодействие с азотной и концентрированной серной кислотами


4Са +10HNO3(разб) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O


5Са + 12HNO3(конц) = 5Ca(NO3)2 + N2 + 6Н2O


ЗСа + 4H2SO4(конц) = 3CaSO4 + S + 4Н2O