Часть первая. Общая характеристика IIА группы Периодической Системы элементов.

 

В этой группе располагаются следующие элементы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Они имеют общую электронную конфигурацию: (n-1)p6ns2, кроме Ве 1s22s2. В силу последнего, свойства Ве немного отличаются от свойств подгруппы в целом. Свойства магния тоже отличаются от свойств подгруппы, но в меньшей степени. В ряду Са – Sr – Ba – Ra свойства меняются последовательно. Относительная электроотрицательность в ряду Ве – Ra падает т.к. с увеличением размера атома валентные электроны отдаются охотнее. Свойства элементов IIА подгруппы определяются легкостью отдачи двух ns-электронов. При этом образуются ионы Э2+. При изучении дифракции рентгеновских лучей выяснилось, что в некоторых соединениях элементы IIА подгруппы проявляют одновалентность. Примером таких соединения являются ЭГ, которые получаются при добавлении Э к расплаву ЭГ2. Все элементы этого ряда не встречаются в природе в свободном состоянии ввиду высокой активности.

 

Часть вторая. Бериллий и магний.

 

История бериллия

Соединения бериллия в виде драгоценных камней были известны еще в древности. С давних пор люди искали и разрабатывали месторождения голубых аквамаринов, зеленых изумрудов, зеленовато-желтых бериллов и золотистых хризобериллов. Но только в конце 18 века химики заподозрили, что в бериллах есть какой-то новый неизвестный элемент. В 1798 году французский химик Льюис Николас Воклен выделил из берилла окись "La terree du beril", отличавшуюся от окиси алюминия. Эта окись придавала солям сладкий вкус, не образовывала квасцов, растворялась в растворе карбоната аммония и не осаждалась оксалатом калия. Металлический бериллий был впервые получен в 1829 году известным немецким ученым Веллером и одновременно французским ученым Бюсси, который получил порошок металлического бериллия восстановлением хлористого бериллия металлическим калием. Начало промышленного производства относится к 30-40 гг. прошлого столетия.

История магния

Свое название элемент получил по местности Магнезия в Древней Греции. Природные магнийсодержащие материалы магнезит и доломит издавна использовались в строительстве.

Первые попытки выделить металлическую основу магнезии в чистом виде были предприняты в начале XIX в. знаменитым английским физиком и химиком Гемфри Дэви (1778–1829) после того, как он подверг электролизу расплавы едкого кали и едкого натра и получил металлический Na и K. Он решил попытаться аналогичным образом осуществить разложение оксидов щелочноземельных металлов и магнезии. В своих первоначальных опытах Дэви пропускал ток через влажные оксиды, предохраняя их от соприкосновения с воздухом слоем нефти; однако при этом металлы сплавлялись с катодом и их не удавалось отделить.

Дэви пробовал применять множество различных методов, но все они по разным причинам оказывались малоуспешными. Наконец, в 1808 г. его постигла удача – он смешал влажную магнезию с оксидом ртути, поместил массу на пластинку из платины и пропустил через нее ток; амальгаму перенес в стеклянную трубку, нагрел, чтобы удалить ртуть, и получил новый металл. Тем же способом Дэви удалось получить барий, кальций и стронций. Промышленное производство магния электролитическим способом было начато в Германии в конце 19 века. Теоретические и экспериментальные работы по получению магния электролитическим способом в нашей стране были выполнены П.П. Федотьевым; процесс восстановления оксида магния кремнием в вакууме исследовал П.Ф. Антипин.

 

Распространение

Бериллий относится к числу не очень распространенных элементов: его содержание в земной коре составляет 0,0004 вес. %. Бериллий в природе находится в связанном состоянии. Важнейшие минералы бериллия: берилл- Be3Al2(SiO3)6, хризоберилл- Be(AlO2)2 и фенакит- Be2SiO4. Основная часть бериллия распылена в качестве примесей к минералам ряда других элементов, особенно алюминия. Бериллий содержится также в глубинных осадках морей и золе некоторых каменных углей. Некоторые разновидности берилла, окрашенные примесями в различные цвета, относятся к драгоценным камням. Таковы, например, зеленые изумруды, голубовато-зеленые аквамарины.

Магний – один из самых распространенных в земной коре элементов. Содержание магния составляет 1,4 %. К числу важнейших минералов относятся, в частности, углекислые карбонатные породы, образующие огромные массивы на суше и даже целые горные хребты – магнезит MgCO3 и доломит MgCO3CaCO3. Под слоями различных наносных пород совместно с залежами каменной соли известны колоссальные залежи и другого легкорастворимого магнийсодержащего минерала – карналлита MgCl2KCl6H2O. Кроме того, во многих минералах магний тесно связан с кремнеземом, образуя, например, оливин [(Mg, Fe)2SiO4] и реже встречающийся форстерит (Mg2SiO4). Другие магнийсодержащие минералы – это бруцит Mg(OH)2, кизерит MgSO4, эпсонит MgSO47H2O, каинит MgSO4KCl3H2O. На поверхности Земли магний легко образует водные силикаты (тальк, асбест и др.), примером которых может служить серпентин 3MgO2SiO22H2O. Из известных минералов около 13 % содержат магний. Однако природные соединения магния широко встречаются и в растворенном виде. Кроме различных минералов и горных пород, 0,13 % магния в виде MgCl2 постоянно содержатся в водах океана (его запасы здесь неисчерпаемы – около 61016 т) и в соленых озерах и источниках. Магний также входит в состав хлорофилла в количестве до 2 % и выступает здесь как комплексообразователь. Общее содержание этого элемента в живом веществе Земли оценивается величиной порядка 1011 тонн.

Получение

 Основной (около 70%) способ получения магния – электролиз расплавленного карналлита или MgCl2 под слоем флюса для защиты от окисления. Термический способ получения магния (около 30%) заключается в восстановлении обожженного магнезита или доломита. Бериллиевые концентраты перерабатывают в оксид или гидроксид бериллия, из которых получают фторид или хлорид. При получении металлического бериллия осуществляют электролиз расплава BeCl2 (50 вес.%) и NaCl.Такая смесь имеет температуру плавления 300 оС против 400 оС для чистого ВеCl2. Также бериллий получают магний- или алюмотермически при 1000-12000C из Na2[BeF4]: Na2[BeF4] + 2Mg = Be + 2Na + МgF2. Особо чистый бериллий (в основном для атомной промышленности) получают зонной плавкой, дистилляцией в вакууме и электролитическим рафинированием.

 

Особенности

Бериллий является “чистым” элементом. В природе магний встречается в виде трех стабильных изотопов: 24Mg (78,60%), 25Mg (10,11%) и 26Mg (11,29%). Искусственно были получены изотопы с массами 23, 27 и 28.

Бериллий имеет атомный номер 4 и атомный вес 9,0122. Он находится во втором периоде периодической системы и возглавляет главную подгруппу 2 группы. Электронная структура атома бериллия - 1s22s2. При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается (что требует затраты 63 ккал/г×атом) и один из 2s-электронов переходит на 2р-орбиталь что определяет специфику химии бериллия: он может проявлять максимальную ковалентность, равную 4, образуя 2 связи по обменному механизму, и 2 по донорно-акцепторному. На кривой потенциалов ионизации бериллий занимает одно из верхних мест. Последнее соответствует его малому радиусу и характеризует бериллий как элемент не особенно охотно отдающий свои электроны, что в первую очередь определяет малую степень химической активности элемента. С точки зрения электроотрицательности бериллий может рассматриваться как типичный переходный элемент между электроположительными атомами металлов, легко отдающих свои электроны, и типичными комплексо-образователями, имеющими тенденцию к образованию ковалентной связи. Бериллий проявляет диагональную аналогию с алюминием в большей мере, чем Li c Mg и является кайносимметричным элементом. Бериллий и его соединения весьма токсичны. ПДК в воздухе - 2 мкг/м3.

В периодической системе элементов магний располагается в главной подгруппе II группы; порядковый номер магния – 12, атомный вес 24,312. Электронная конфигурация невозбужденного атома – 1s22s22p63s2; строение внешних электронных оболочек атома Mg (3s2) соответствует его нульвалентному состоянию. Возбуждение до двухвалентного 3s13p1 требует затраты 62 ккал/г-атом. Ионизационные потенциалы магния меньше, чем бериллия, поэтому соединения магния характеризуются большей долей ионности связи. По комплексообразовательной способности магний тоже уступает бериллию. Взаимодействие с элементами IIIВ группы с недостроенными d-оболочками имеет некоторые особенности. В эту группу входят Sc, Y, Ln, и Th. Эти элементы образуют с магнием ряд промежуточных фаз и хорошо растворяются в нем в жидком состоянии. Диаграммы состояния смесей этих элементов с магнием – эвтектического характера. Растворимость этих элементов в магнии в твердом состоянии не велика (2 – 5 % по массе). Со щелочноземельными и особенно со щелочными металлами магний не образует значительной области растворимости в твердом состоянии, что связано с большим различием атомных радиусов. Исключением является литий, атомный радиус которого отличается от атомного радиуса магния на 2 %. Системы магния с медью, серебром и золотом – эвтектического типа. Растворимость серебра при температуре эвтектики –16 % по массе.

Физические свойства

Бериллий – металл серебристо-белого цвета. Довольно тверд и хрупок. Обладает диамагнитными свойствами. На воздухе он покрывается тонкой окисной пленкой предающей металлу серый, матовый цвет и предохраняющей от дальнейшей коррозии. Сжимаемость бериллия очень мала. Меньше всех металлов (в 17 раз меньше Аl) задерживает рентгеновское излучение. Он кристаллизуется в ГПУ-структуре с периодами а=0,228 нм, и с=0,358 нм, КЧ=6. При 1254 оС гексагональная a-модификация переходит в кубическую b. Бериллий образует эвтектические сплавы с Al и Si.

Магний - также имеет серебристо-белый цвет. Относительно бериллия он более мягок и пластичен. На воздухе тускнеет за счет окисления. Магний хорошо растворяет водород. В отличие от бериллия парамагнитен. Пары магния содержат молекулы Mg2, энергия диссоциации которых оценивается в 7 ккал/моль. Сжимаемость Mg мала, под давлением в 100 тыс. атм его объем уменьшается до 0,85 исходного. Магний кристаллизуется в ГПУ-структуре. Для магния характерно перекрытие первой и второй зон Бриллюена.

Некоторые физические константы металлов приведены ниже в таблице:

Be Mg
Атомный радиус, нм 1,113 1,162

Радиус иона Э2+, нм

0,034 0,074

Энергия ионизации, эв, Э0 ®Э+

9,32 7,64

Э+ ® Э2+

18,21 15,03
Энергия кр. решетки, мкДж\кмоль 321,6 150,2

Плотность (20 oC), г/см3

1,84 1,73

Температура плавления., oC

1287 650

Температура кипения,oC

2450 1103

Теплота плавления, ккал/г-атом

2,8 2,1

Теплота испарения, ккал/г-атом

74 31

Теплота возгонки (при 25 oC), ккал/г-атом

78 35
Электропроводность (Hg=1) 23 22
ОЭО 1,47 1,23

Теплоемкость, Дж\(кг .К)

1826 1047
Химические свойства элементов С химической точки зрения Ве и особенно магний – активные металлы, с высоким сродством к окислителям (кислород, галогениды и др.). На воздухе бериллий и магний покрываются тонкой оксидной пленкой. Вода не действует на бериллий. Магний медленно вытесняет из воды водород при кипячении. Оба элемента сгорают на воздухе при нагревании по реакции 2Э+О2=2ЭО, выделяя много тепла и света (на этом основано применение магния в пиротехнике). Помимо окисей образуется еще Э3N2. Магний загорается при 650 0С, бериллий - при 900 0С. Оба соединяются с галогенами, а при нагревании - с серой и азотом. Оба элемента восстанавливают Si, Ti, K, Ba из окислов. Магний, как правило, реагирует энергичнее. Оба элемента хорошо растворимы в разбавленных кислотах, не являющихся окислителями. Бериллий растворяется в HNO3 лишь при нагревании. Горячая концент-рированная серная кислота медленно растворяет Э выделяя SO2 или H2S. HГ (Г=Сl, Br, I) в газообразном состоянии легко действуют на Э. На магний не оказывают заметного действия HF любой концентрации, растворы NaOH, Na2CO3. На бериллий же концентрированные растворы щелочей действуют уже при комнатной температуре по схеме: 2NaOH +Be + 2H2O = Na2[Be(OН)4]+ H2. В этом бериллий сходен с алюминием. С водородом соединяется непосредственно лишь магний (при давлении). Ве до температуры плавления с водородом не реагирует, однако при термическом разложении бериллийорганических соединений (2000о С) образуется ВeH2.

С водным раствором аммиака бериллий не реагирует. Магний тоже почти не растворяется в аммиачном растворе, однако, постепенно растворяется в растворе солей аммония по схеме: 2NH4+ + Mg = Mg2+ + H2 + NH3. Ве из солей аммония растворяется лишь в крепком растворе NH4F по схеме: 4NH4F + Be = (NH4)2BeF4 + H2 + 2NH3. Различия в химизме растворения доказывают большую комплексообразовательную способность бериллия.

Химические свойства соединений элементов

Нормальные электродные потенциалы реакций Ве –2е = Ве2+ и Mg – 2е = Mg2+ равны соответственноj0=-1,7В и j0=-1,55В. Ниже представлены теплоты образования некоторых соединений магния и бериллия, рассчитанные в ккал на грамм-эквивалент металла:

 

F

Cl

Br

I

O

S

N

Be

121 59 44 20 72 28 23

Mg

134 77 62 43 72 42 19

Отношение Be/Mg

0,90 0,77 0,71 0,47 1,00 0,47 1,21

Из приведенных данных видно, что теплоты образования аналогичных производных бериллия и магния близки при сравнительно малых объемах металлоидных атомов (F, O, N) и сильно расходятся при больших (Cl, Br, I, S).

Гидрид Ве получают смешиванием гидрида лития с хлоридом Ве, или по схеме:

LiAlH4 + Be(CH3)2 = BeH2 + LiAlH2(CH3)3.

Гидрид магния получают непосредственно из элементов при нагревании и давлении, а также при нагревании Mg(C2H5)2

ЭH2 – белые твердые вещества, плохо растворимые в эфире. Выделяют водород из воды и спиртов: ЭН2 + 2Н2О = Э(ОН)2 + 2Н2 и ЭН2 + 2СН3ОН = Э(ОСН3)2 + 2Н2.

Окиси Ве и Mg – весьма тугоплавкие, белые, малорастворимые в воде вещества. Могут быть получены прокаливанием оксалатов, нитратов, карбонатов:

 ЭСО3 = ЭО + СО2,2Э(NO3)2 = 2ЭО + 4NO2 + O2, ЭС2О4 = СO2 + СО + ЭО.

Также могут быть получены сжиганием соответствующих металлов в кислороде.Растворимы в кислотах: ЭО + 2Н+ = Э2+ + Н2О.

ВеО растворяется в щелочах по схеме: BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OН)4]. Ядерные расстояния в кристаллах MgO (т. пл. 2850оС) и BеО (т. пл. 2580оС) равны соответственно 2,10 и 1,64 A, а у их индивидуальных молекул (в парах) – 1,33 и 1,75 A. Пары ЭO сильно диссоциированы на элементы. Охлаждение расплава ВеО ведет к образованию стекла. Кристаллы ВеО имеют структуру вюрцита, что свидетельствует о малой полярности связи. Кристаллы MgO имеют структуру NaCl. Обе окиси растворимы в кислотах тем труднее, чем сильнее они были предварительно прокалены. Такое снижение реакционной способности обусловлено в данном случае укрупнением кристаллов. При хранении на воздухе оксид магния постепенно поглощает влагу и CO2, переходя в Mg(OH)2 и в MgCO3. Окись магния изредка встречается в природе (минерал периклаз). Получаемая прокаливанием природного магнезита MgO является исходным продуктом для изготовления различных огнеупорных изделий.

Белые аморфные гидроокиси магния и бериллия мало растворимы в воде. Растворенная часть Mg(OH)2 диссоциирована по типу основания и является электролитом слабой силы, а Ве(ОН)2 имеет амфотерный характер и диссоциирует по суммарной схеме:

Ве2+ + 2ОН- = Ве(ОН)2 = 2Н+ + ВеО22- .

Гидроокись бериллия вообще является единственным основанием в IIA группе, обладающей амфотерными свойствами. Осаждение Ве(OH)2 в процессе нейтрализации кислого раствора (по схеме: Э2++2ОН=Э(ОН)2) наступает при pH=5,7, а Mg(OH)2 – при рН=10,5. Ве(ОН)2 – является полимерным соединением, поэтому его растворимость в воде ничтожна (рПР=22). Ввиду слабости кислотных свойств Ве(ОН)2 бериллаты сильно гидролизованы в водном растворе. При растворении Ве(ОН)2 в кислотах образуются тетраэдричекие аквакомплексы [Ве(Н2О)4]2+, в щелочах – гидроксокомплексы [Be(OH)4]2- (или [Be(OH)3]- )по схеме: Ве(ОН)2 + 2OH- = [Be(OH)4]2-. Бериллий в беррилиат-ионе sp3-гибридизирован, а сам беррилат-ион имеет форму тетраэдра. КЧВе= 4. Ве(ОН)2 начинает терять воду уже при 2300С. Бериллаты типа К2ВеО2 существуют только в твердом состоянии. Они могут быть получены растворением порошка Ве на расплавы щелочей. Основные свойства у Ве(ОН)2 преобладают над кислотными, но выражены менее значительно, чем у Mg(ОН)2. Гидроокись магния встречается в природе (минерал брусит). рПР Mg(OH)2 = 11. Mg(ОН)2 обладает только основными свойствами. Однако, взаимодействием Mg(OH)2 c 65%-ным раствором NaOH при 1000С может быть получен неустойчивый в водной среде тетрагидроксомагнезат натрия – Na2[Mg(OH)4]. Помимо кислот, гидроксид магния растворим в растворах солей аммония по схеме: Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2++ 2NH3 + 2H2О. Поэтому раствором аммиака нельзя полностью осадить гидроокись магния, например из хлорида, т.к. следующий процесс равновесный:

МgCl2 + NH4OH = NH4Cl + Mg(ОН)2.

При нагревании гидроокись магния реагирует с Р, Se, S (Х = Se, S):

6Mg(ОН)2 + 4P = 6MgО + 4РН3 + 3О2 и 2Mg(ОН)2 + 2Х = 2MgО + 2Н2Х + О2

Обе гидроокиси хорошо растворимы в кислотах: Э(ОН)2 + 2Н+ = Э2+ + 2H2О. Гидроксид магния в промышленности получают действуя на растворимые соли магния известковым молоком. Для магния известна аналогичная гидроокиси этоксидная производная Mg(OC2H5)2. Она может быть получена взаимодействием амальгамы магния со спиртом и представляет собой белый порошок, растворимый в спирте и разлагаемый водой. Взаимодействием свежеосажденной Mg(OH)2 с 30%-ной H2O2 может быть получена растворимая в воде гидратная перекись-окись магния MgO2.3MgO.nH2O, она применяется как антисептик, для желудка т.к. с водой дает Мg(ОН)2 и перекись водорода. Многие из солей бериллия и магния хорошо растворимы в воде. Ионы Э2+ бесцветны. Mg2+ сообщают раствору горький вкус, Ве2+- сладковатый. Соли Ве подвержены гидролизу при комнатной температуре и дают кислую среду, соли Mg – в меньшей степени. Например, гидролиз сульфатов и галогенидов проходит по схемам:

1. 2ЭSO4 + 2Н2О = (ЭОН)2SO4 + Н2SO4

2. (ЭОН)2SO4 + 2H2O = 2Э(OH)2 + Н2SO4

1. ЭГ2 + Н2О = HГ + ЭОНГ

2. ЭОНГ + 2Н2О = Э(ОН)2 + НГ.

Причем гидролиз идет в основном по первой стадии до образования основных солей. Отношение заряда к радиусу у Be2+- велико, в результате чего он обладает высокой поляризующей способностью и его комплексообразовательные свойства повышены.

Почти все галоидные соли бериллия и магния бесцветны, расплываются на воздухе и легкорастворимы в воде за исключением МgF2, растворимость которого весьма мала (0,08 г/л). Для хлорида магния характерны кристаллогидраты MgCl2.nH2O (n=1,2,4,6,8,12). Для хлорида бериллия характерны соединения типа ВеCl2.2R (R-ацетон, ацетальдегид, диэтиламин, этиловый эфир, этилендиамин, пиридин и др.)Оба хлорида присоединяют аммиак с образованием ЭCl2.nNH3 (n=2,4,6).  MgCl2 широко распространен в природе в виде минералов – бишофита MgCl2.2О, карналлита МgСl2.KCl.6H2O др. При образовании галогенидов бериллия, его атомы возбуждаются: 2s2®2s12p1 при этом за счет распаривания возникают две ковалентные связи и происходит sp-гибридизация: валентные электроны образуют два sp-гибридных облака лежащих на одной прямой и вытянутых в противоположенных направлениях. Таким образом молекулы ВеГ2 – имеют линейное строение. ВеF2 получают нейтрализацией плавиковой кислоты гидроокисью бериллия а MgF2 непосредственно из элементов или обменной реакцией: Мg2+ + 2F= MgF2¯. Хлорид Ве можно получить по следующим схемам при нагревании:

ВеО + С + Сl2 = BeCl2 + СО; 2ВеО + СOCl2 = ВеCl2 + CO2.

ВеCl2 – имеет полимерное строение. Большинство солей выделяется из растворов в виде кристаллогидратов (ВеCl2.2H2O, ВеI2.4H2O, MgBr2×6H2O). При их нагревании происходит отщепление части НГ и остаются труднорастворимые в воде основные соли. Реакции присоединения характерны главным образом для фторидов, образующих комплексы типов M[ЭГ3]и M2[ЭГ4], где М-одновалентный металл, например Tl2[BeCl4], Na2[BeCl4]

Нитраты Ве и Мg легкорастворимы не только в воде, но и в спирте. Mg(NO3)2 встречается в природе. Кристаллизуются они обычно в виде Mg(NO3)2×6H2O и Ве(NO3).2О. Э(NO3).2О можно получить действуя азотной кислотой на соответствующие металлы, ЭО, Э(ОН)2, ЭСО3. Для Ве n бывает 4,3,2(n¹0), а для магния n может равняться 9,6,2 и 0. При нагревании они разлагаются, отщепляя воду, NO2 и О2:

2Э(NO3)2. nH2O = nH2O + 2ЭO + 4NO2 + О2.

Для сульфатов Ве и Mg характерны легкорастворимые кристаллогидраты ВеSO4. 4H2O и MgSO4×nH2O (n=1,2,3,4,5,6,7,12). Первый полностью обезвоживается при 4000С, второй при 2000С. ВеSO4 получают действием разбавленной серной кислоты на окись или гидроокись бериллия. Раствор BeSO4 способен растворять Mg по схеме:

2ВеSO4 + Mg + 2H2O = H2­ + (BeOH)2SO4 + MgSO4.

 Под действием кислот MgSO4 переходит в кислый сульфат: MgSO4 + H2SO4 = Mg(HSO4)2. MgSO4 вступает при нагревании в следующие реакции: MgSO4 + 2С = МgS + 2CO2;

2MgSO4 + C = 2MgO + 2SO2 + CO2; MgSO4 + H2S = MgO + SO2 + S + H2O;

MgSO4 + SiO2 = MgSiO3 + SO3;

Термическое разложение BeSO4 и MgSO4 начинается соответственно при 5800С и 11240С: 2ЭSO4 = 2ЭО + 2SO2 + О2. Константа электролитической диссоциации MgSO4 – 5×10-3. В природе MgSO4 встречается в виде минералов: горькой соли - MgSO4×7H2O, кизерита - MgSO4×H2O, полигалита - MgSO4.К2SO4.2СаSO4.2О и др. Кизерит может служить хорошим материалом для получения MgO и SO2, т.к. при накаливании с углем разлагается по схеме: MgSO4 + C + 64ккал = CO + SO2 + MgO. Горькая соль применяется в текстильной и бумажной промышленности, а также в медицине.

С сульфатами некоторых одновалентных металлов BeSO4 иMgSO4 образуют двойные соли, для Ве типа M2[Be(SO4)2].2H2O, а для магния так называемые шениты состава M2[Mg(SO4)2]×6H2O, где M – одновалентный металл. Шенитом K2[Mg(SO4)2]×6H2O пользуются иногда в качестве калийного минерального удобрения. Нагреванием MgSO4 с крепкой серной кислотой могут быть получены соединения MgSO4.H2SO4, MgSO4.3H2SO4. Действуя аммиаком на спиртовой раствор MgSO4 могут быть получены следующие комплексы: [Mg(NH3)2(H2O)4]SO4, [Mg(NH3)3(H2O)3]SO4, [Mg(NH3)4(H2O)2]SO4.

Почти нерастворимые в воде нормальные карбонаты ВеCO3×4H2O MgCO3×nH2O(n=5,3) могут быть получены только при одновременном присутствии в растворе большого избытка CO2. В противном случае осаждаются также почти нерастворимые основные соли. Так, при действии соды на соли Э имеет место процесс: Э2+ + 2СO32-+ Н2О = СО2­+ (ЭОН)2СО3¯. Основные карбонаты Э растворимы в минеральных кислотах, в уксусной кислоте и растворах солей аммония. Нагревание такого осадка с кислым карбонатом калия приведет к образованию нормального карбоната: (ЭОН)2СО3 + 2KHCO3 = 2ЭСО3 + 2Н2О + К2СО3. MgCO3 распространен в природе. Белая магнезия – это основная соль приблизительного состава 3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O - используется в медицинских целях при повышенной кислотности желудка. Она выпадает в осадок если к нагретому раствору хлорида магния приливать раствор соды:

2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = (MgOH)2CO3¯ + CO2­+ 4NaCl. Интересно отметить, что сначала, когда в растворе еще недостаток СО2 и среда щелочная, процесс идет с образованием белой магнезии, а когда в растворе появляется избыток СО2 и среда становится кислой из белой магнезии образуется гидрокарбонат устойчивый в растворе по схеме:

(MgOH)2CO3 + 3СО2 + Н2О = 2Mg(HCO3)2.

ЭСО3 отщепляют углекислый газ уже при 100 и 5000С соответственно для Ве и Mg. На этом основано использование магнезита для получения СО2. При пропускании СО2  через взвесь MgCO3 осадок может быть растворен: MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2. ЭСО3 растворимы в растворе карбоната аммония по схеме: ЭСО3 + (NH4)2СО3 = (NH4)2[Э(СО3)2]. При кипячении раствора такой двойной соли, вновь выпадает осадок:

(NH4)2[Э(СО3)2] = 2NH3­ + CО2­ + ЭСО3¯ + Н2О .

BeCO3 растворим также в углекислых щелочах. К таким двойным карбонатам относится природный доломит - Са[Mg(СО3)2]. Применение нашел перхлорат магния (“ангидрон”) как отбеливатель и осушитель.

Ацетат бериллия получается только при нагревании ВеСl2 cбезводной уксусной кислотой. Эта соль не растворима в воде и медленно ею разлагается с образованием основных солей. При 300 оС начинает разлагается. Mg(CH3COO)2 растворим в воде. Оксалат бериллия – ВеС2О4.2О, представляет собой порошок белого цвета; растворим в воде. При 100 оС теряет 2 молекулы Н2О. При 220 оС теряет последнюю молекулу воды и плавится, а при 350 оС разлагается: ВеС2О4 = СO2 + СО + BeО. Были получены комплексы типа Na2[Ве(С2О4)2]. MgС2О4.2О малорастворим в воде. Взаимодействует с раствором оксалата аммония с образованием растворимой двойной соли:

(NH4)2С2О4 + MgС2О4 = (NH4)2[Mg(С2О4)2].

Одно-, двух-, трех- замещенные ортофосфаты бериллия и магния Be(H2PO4)2.2H2O, BeHPO4.3H2O, Be3(PO4)3.4H2O, Mg3(PO4)2.nH2O (n=8,6,4), MgHPO4.nH2O (n=1,2,7) мало растворимы в воде. Их можно получить растворением гидроокисей в соответствующих количествах Н3РО4, или обменными реакциями с х-замещенными ортофосфатами натрия. Следующей реакцией пользуются для открытия катионов Mg2+ и анионов фосфорной, мышьяковистой кислоты: MgCl2 + NH4OH + Na2HPO4 = H2O +2NaCl + MgNH4PO4¯.

Сульфиды Э получают прямым синтезом из элементов. ВеS представляет собой серовато-белые кристаллы. Он подвержен гидролизу в воде: ВеS + 2H2O = Be(OH)2 + H2S. MgS – бесцветные кубические кристаллы. Он плавится выше 2000 оС, в воде подвержен гидролизу: 3MgS + 2H2O = Mg(HS)2 + 2MgO + H2S.

 Метанид бериллия получают прокаливанием ВеО с углем: 2ВеО + 3С = Ве2С + 2СО. Этот красновато-желтый порошок разлагает воду с выделением метана:

Ве2С + 4Н2О = СН4­ + 2Ве(ОН)2¯.

Ацетилид бериллия получают прокаливанием тесной смеси Ве с углем. разлагает воду с выделением ацетилена: ВеС2 + 2Н2О = С2Н2­ + Ве(ОН)2¯. Карбидные соединения Mg эндотермичны. MgC2 получают действуя на порошок магния ацетиленом или бензолом при нагревании: Mg + C2H2 = MgC2 + H2. Mg2C3 получают действуя пентаном на порошок магния. Водой MgC2 разлагается с выделением С2Н2, а Mg2C3 c выделением СН3-СºСН.  Все карбиды Э реагируют с галогенами и серой и азотом при нагревании образуя соответственно ЭS, ЭCl2 и Э3N2. Нитриды Э образуются при нагревании порошков Э c азотом или аммиаком: 2NH3 + 3Э = Э3N2 + 3H2. Be3N2 – белый порошок устойчивый на воздухе. Может быть получен по схеме: 3Ве + 2KCN = Be3N2 + 2K + 2C. Mg3N2 – аморфный порошок зеленовато-желтого цвета, флюоресцирует оранжевым цветом. Реагирует с метанолом и окислами углерода:

Mg3N2 + 6CH3OH = NH3 + N(CH3)3 + 3Mg(OH)OCH3;

Mg3N2 + 3COx = 3MgO + N2 + 3COx-1

 Оба нитрида гидролизуется водой и растворяются в кислотах:

Э3N2 + Н2О = NH3 + Mg(OH)2; Э3N2 + 8H+ = 2Э2+ + 2NH4+.

Mg3N2 является восстановителем.

Фосфиды Э образуются при действии паров фосфора на порошки соответствующих металлов. Они разлагаются водой до гидроокиси и фосфина. Также они горят выделяя ЭО, Р2О5 и много тепла.

Силициды известны лишь для магния (Mg2Si и Mg3Si2). Орто-силикат бериллия встречается в природе в виде минерала фенакита. Можно получить при нагревании BeO и SiO2 по схеме: 2BeO + SiO2 = Be2SiO4. Он нерастворим. Бериллий образует интерметаллические соединения: MoBe12, WBe12, TaBe12, UBe13, PuBe13 и др.

Бериллиды обладают высокой прочностью и температурой плавления. Так, NbBe2 имеет Тпл 1880 оС, Ta2Be17 – 1980 оС, а ZrBe13 – 1920 оС.

Кристаллические структуры интерметаллических соединений, по сравнению со многими системами на основании других металлов, значительно различаются между собой. В первом приближении все магниды можно разделить на две большие группы:

·  магниды, имеющие структуры, типичные для металлов и сплавов;

·  магниды, имеющие структуры, типичные для ионных или гетерополярных соединений.

Граница между этими группами условна, но, в общем, увеличение атомного номера в периоде сопровождается последовательным переходом от соединений металлического типа к валентным и ионным соединениям.

Существуют несколько способов получения магнидов; важнейшими из них являются следующие:

1. Синтез из компонентов по реакции общего вида: xMe + yMg ® MexMgy, реакция осуществляется сплавлением, спеканием (или горячим прессованием), дистилляцией. Этим методом можно получать все обнаруженные к настоящему времени магниды двойных или многокомпонентных систем;

2. Магнийтермическое восстановление: MeхOy + (y+z)Mg ® MeхMgz + yMgO. Применяется в случаях, когда прямое сплавление не дает должного результата;


Информация о работе «Щелочноземельные металлы»
Раздел: Химия
Количество знаков с пробелами: 68706
Количество таблиц: 6
Количество изображений: 0

Похожие работы

Скачать
29882
2
0

... (нитриды) 2Li + 2C → 2Li2C2(карбиды)   Реагируют со спиртами и галогенопроизводными углеводородов (смотри "Органическую химию")   5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета: Li+ – карминово-красный Na+ – желтый K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Главную подгруппу II группы Периодической ...

Скачать
121066
12
2

... ), связанного с этим центральным атомом, определяется природой заместителя, занимающего противоположный конец диагонали». Особое место в химии платиновых металлов занимают хлоридные комплексы, наиболее часто встречающиеся в технологии и анализе. 3.1 Хлорокомплексы платиновых металлов   Палладий. Палладий образует хлорокомплексы, в которых проявляет степени окисления +2 и +4. В хлоридных ...

Скачать
36676
0
3

... в поверхность очищаемого изделия. В результате на поверхности очищенного изделия образуется слой металла, восстановленного из оксидов. Энергозатраты на очистку 1 м2 в зависимости от степени загрязненности поверхности составляют 0,3 – 2,0 кВт/ч.   Глава 3 АБРАЗИВНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ИЗ ОТХОДОВ ОГНЕВОЙ ЗАЧИСТКИ ПОВЕРХНОСТЕЙ Огневая зачистка поверхности стальных заготовок, болванок, брусков и плит, ...

Скачать
20560
0
0

... то уже под влиянием небольшой разности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е. возникает электрический ток. Наличием свободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясь в непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами и обмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в данной части металла вследствие ...

0 комментариев


Наверх