Металл не относящийся к щелочным металлам магний кальций стронций барий

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2:

• Be — 2s2
• Mg — 3s2
• Ca — 4s2
• Sr — 5s2
• Ba — 6s2
• Ra — 7s2

Природные соединения

В природе щелочноземельные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• Be — BeO*Al2O3*6SiO2 — берилл
• Mg — MgCO3 — магнезит, MgO*Al2O3 — шпинель, 2MgO*SiO2 — оливин
• Ca — CaCO3 — мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO4*2H2O — гипс, CaF2 — флюорит

Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

• MgCl2 → (t) Mg + Cl2 (электролиз расплава)
• CaO + Al → Al2O3 + Ca (алюминотермия — способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)
• MgBr2 + Ca → CaBr2 + Mg

Химические свойства

• Реакции с водой

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании. Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2↑

• Реакции с кислотами

Щелочноземельные металлы — активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот: Ba + HCl → BaCl2 + H2

• Реакции с неметаллами

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I). Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

1. Mg + O2 → MgO (оксид магния)
2. Ca + I2 → CaI2 (йодид кальция)
3. При нагревании реагируют с серой, азотом, водородом и углеродом.
4. Mg + S → (t) MgS (сульфид магния)
5. Ca + N2 → (t) Ca3N2 (нитрид кальция)
6. Ca + H2 → (t) CaH2 (гидрид кальция)
7. Ba + C → (t) BaC2 (карбид бария)



• С оксидами других металлов

Ba + TiO2 → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Получение

• Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:
• MgCO3 → (t) MgO + CO2
• Ca(NO3)2 → (t < 560°C) Ca(NO2)2 + O2
• Ca(NO3)2 → (t > 560°C) CaO + O2 + NO2
• Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Химические свойства

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

• Реакции с кислотами и кислотными оксидами
1. BaO + HCl → BaCl2 + H2O
2. CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
3. MgO + SO3 → MgSO4
4. CaO + CO2 → CaCO3
5. CaO + SiO2 → CaSiO3
• Реакция с водой
• В нее вступают все, кроме оксида бериллия.
• CaO + H2O → Ca(OH)2
• MgO + H2O → Mg(OH)2
• 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.

1. BeO + HCl → BeCl2 + H2O
2. BeO + NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
3. Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:
4. BeO + NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
5. BeO + Na2O → Na2BeO2

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия — амфотерного гидроксида.

Получение

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)2)

CaO + H2O → Ca(OH)2

Химические свойства

• Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.
• Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O
• Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2
• Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O + CO2
• Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

1. Реакции с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).
2. Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + NaOH
3. Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.
4. Be(OH)2 + HCl → BeCl2 + H2O
5. Be(OH)2 + NaOH → Na2[Be(OH)4]

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящую от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

• Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить — каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках — CaCO3 — бесспорное доказательство устранения жесткости:
• Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O
• Также временную жесткость можно устранить, добавив Na2CO3 в воду:
• Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaHCO3
• С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na2CO3:
• CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaCl
• MgSO4 + Na2CO3 + H2O → [Mg(OH)]2CO3↓ + CO2↑ + Na2SO4

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

Щёлочноземельные металлы | это… Что такое Щёлочноземельные металлы?

Щё́лочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы[1] периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий[2][3]. Названы так потому, что их оксиды — «земли» (по терминологии алхимиков) — сообщают в воде щелочную реакцию. Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов. Происхождение этого названия связано с тем, что их гидроксиды являются щелочами, а оксиды по тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и железа, носившими ранее общее название «земли

Физические свойства

Все щёлочноземельные металлы — серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций).

Плотность щёлочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который имеет минимальную среди них плотность (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый — радий, плотность которого примерно равна плотности железа.

Химические свойства

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера.

Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение).

Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше.

Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, так же и как щелочные металлы (и кальций), хранят под слоем керосина.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH)2 — амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH)2 — слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH)2 — сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH)2 — лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH)2 — сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, и Ra(OH)2 — одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество.

Нахождение в природе

Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются.

Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры).

Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6·10−4% от массы земной коры.

Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щёлочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1·10−10% (от массы земной коры)[4].

См. также

Ссылки

• http://enc.mail.ru/article/74002900

Литература

II группа главная подгруппа Периодической таблицы Менделеева (щелочноземельные металлы)

• К щелочноземельным металлам относят химические элементы: двувалентные металлы, составляющие IIА группу:
• Бериллий Be 
• магний Mg
• кальций Ca,
• стронций Sr,
• барий Ba и
• радий Ra. 
• Хотя бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, а магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них.
• Все щелочноземельные металлы — вещества серого цвета и гораздо более твердые, чем щелочные металлы.

Бериллий Be устойчив на воздухе. Магний и кальций (Mg и Ca) устойчивы в сухом воздухе. Стронций Sr и барий Ba хранят под слоем керосина.

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:

• атомного радиуса,
• металлических, основных, восстановительных свойств,
• реакционной способности.

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизация,
• сродство к электрону.

1. Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 2 электрона на внешнем уровне ns2:
2. Be — 2s2
3. Mg —3s2
4. Ca — 4s2
5. Sr — 5s2
6. Ba — 6s2
7. Ra — 7s2

Как правило, щелочноземельные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. 

Основные минералы, в которых присутствуют щелочноземельные металлы:

Магний

• Магний получают электролизом солей, чаще всего хлоридов: расплавленного карналлита (KCl·MgCl26H2O) или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

MgCl2 → Mg + Cl2

• восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:

• 2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca2SiO4
• Кальций
• Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:
• CaCl2 → Ca + Cl2
• Барий
• Барий получают алюмотермическим способом —  восстановление оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:
• 4BaO+ 2Al → 3Ba + Ba(AlO2)2

Качественные реакции

• Окрашивание пламени солями щелочных металлов

Цвет пламени:

1. Ca — кирпично-красный
2. Sr — карминово-красный (алый)
3. Ba — яблочно-зеленый

• Взаимодействие с веществами:

• С кислородом
• С кислородом взаимодействуют при нагревании с образованием оксидов
• 2Сa + O2 → 2CaO
• Видео Горение кальция
• С галогенами
• (F, Cl, Br, I)
• Щелочноземельные металлы реагируют с галогенамипри нагревании с образованием галогенидов .
• Сa + Cl2→ 2СaCl2
• С водородом
• Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании с образованием гидридов:
• Сa + H2 СaH2 
• Бериллий с водородом не взаимодействует.
• Магний реагирует только при повышенном давлении:
• Mg + H2 → MgH2
• С серой
• Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с серой с образованием сульфидов сульфидов:
• Сa + S  СaS
• Ca + 2C → CaC2 (карбиды)
• С азотом
• При комнатной температуре с азотом взаимодействует только магний с образованием нитрида:
• 6Mg + 2N2 → 2Mg3N2
• Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.
• С углеродом
• Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
• Ca + 2C → CaC2
• Бериллий при нагревании с углеродом с образует карбид — метанид:
• 2Be + C → Be2C
• С фосфором
• Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с фосфором с образованием фосфидов:
• 3Сa + 2P  Сa3 P2

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой
2. Кальций, стронций и барий взаимодействуют с водой при комнатной температуре с образованием щелочи и водорода:
3. Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑,
4. Магний реагирует с водой при кипячении, а бериллий с водой не реагирует.

5. С кислотами

• С растворами HCl, H2SO4, H3PO4 щелочноземельные металлы взаимодействуют с образованием соли и выделением водорода:Са + H2SO4(разб)= СаSO4 + H2

• С кислотами-окислителями (HNO3 и конц. H2SO4):

• с концентрированной серной:
• 4Ca + 10H2SO4(конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O;
• с разбавленной и концентрированной азотной:
• 4Sr + 10HNO3(конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +5H2O
• С водными растворами щелочей
•  В водных растворах щелочей растворяется только бериллий:
• Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
• С солями
• В расплаве щелочноземельные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:
• Ca + CuCl2 → CaCl2 + Cu

Запомните! В растворе щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.

1. С оксидами
2. Щелочноземельные металлы могут восстанавливать из оксидов такие неметаллы как кремний, бор, углерод:
3. 2Ca + SiO2 → 2CaO + Si
4. Магний сгорает в атмосфере углекислого газа с образованием оксида магния и сажи (С):
5. 2Mg + CO2 → 2MgO + C

Итоговая контрольная работа по химии 9 класс

• Итоговая (стандартизированная) контрольная работа по химии
• за курс «Химия. 9 класс»
• Вариант № 1
• А1. Распределение электронов по энергетическим уровням 2е, 8е, 2е соответствует частице 1) Мg0 2) О2- 3) Мg2+ 4) S2-
• А2. В ряду элементов Na – Mg – Al — Si

1. уменьшаются радиусы атомов

2. уменьшается число протонов в ядрах атомов

3. увеличивается число электронных слоёв в атомах

4. уменьшается высшая степень окисления атомов в соединениях

А3. Фактор, не влияющий на скорость химических реакций,

1. природа реагирующих веществ

2. температура

3. концентрация реагирующих веществ

4)тип химической реакции

А4. Наиболее электропроводным металлом из перечисленных является

1. цинк 3) свинец

2. медь 4) хром

1. А5. Металл, не относящийся к щёлочноземельным,
2. 1)магний 3) стронций
3. 2)кальций 4) барий
4. А6. Наиболее активно реагирует с водой

1. скандий 3) калий

2. магний 4) кальций

А7. Агрегатное состояние иода при нормальных условиях

1. жидкое 2) твёрдое 3) газообразное

А8.Металл, с которым не взаимодействует концентрированная серная кислота,

1)железо 2)магний 3)цинк 4)натрий

Часть В. Тестовые задания на соответствие.

В1. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами их взаимодействия.

• Реагирующие Продукты их
• вещества взаимодействия
• А) Cu +Cl2 1) Cu(OH)2 и Cl2
• Б) CuО + HCl 2) CuCl
• В) Cu 2О + HCl 3) CuCl2 и H2O
• 4) CuCl2
• 5) CuCl и H2O

В2. Установите соответствие между типами и уравнениями химических реакций.

1. ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
2. А) соединения, ОВР, необратимая
3. Б) разложения, ОВР, эндотермическая
4. В) соединения, ОВР, гомогенная
5. УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ

1. N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + Q

2. 2КNO3 = 2KNO2 + O2 +Q

3. FeO + C → Fe + CO -Q

4. 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

5. 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3 +Q

Часть С. Задания с развёрнутым ответом.

С1. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения Zn → ZnCl2 → Zn(OH)2 → ZnO

Для перехода 2 запишите ионное уравнение.

С2. . К 34,8г сульфата калия прилили раствор, содержащий 83,2 г хлорида бария. Определите массу образовавшегося осадка. (5б).

С3.Расставьте коэффициенты в уравнении реакции с помощью электронного баланса. Cu +HNO3→Cu(NO3)2+NO +H2O.

Итоговая (стандартизированная) контрольная работа по химии за курс «Химия. 9 класс».

Вариант № 2

А1. Распределение электронов по энергетическим уровням 2е, 8е, 6е соответствует атому

1. углерода 3) фосфора

2. серы 4) хлора

А2. В ряду элементов С –N — О — F

1. уменьшается высшая степень окисления элементов в соединениях

2. увеличиваются радиусы атомов

3. уменьшается восстановительная способность простых веществ

4. увеличивается высшая степень окисления элементов в соединениях

А3. Фактор, не влияющий на скорость химических реакций,

1. катализатор

2. способ получения реагентов

3. природа реагирующих веществ

4. концентрация реагирующих веществ

А4. Металл, не относящийся к щелочным металлам,

1. калий 3) литий

2. кальций 4) натрий

А5. Свойство ртути, которое ограничивает её применение в бытовых термометрах

1. агрегатное состояние

2. температура плавления

3. токсичность

4. высокая плотность

А6. Водород нельзя получить путём взаимодействия металлов с кислотой

1. азотной 3) соляной

2. серной 4) фосфорной

А7. Свойство, характерное для озона,

1. хорошо растворяется в воде

2. не имеет запаха

3. бактерициден

4. легче воздуха

А8. Вода взаимодействует с каждым из веществ, формулы которых

1)Ca и Na2O 2) Na2O и Cu 3)CuO и N2O5 4)ZnO и SO2

Часть В. Тестовые задания на соответствие.

В2. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакций.

• Исходные вещества Продукты реакции
• А) Na и H2O 1) Na2SO3 и H2O
• Б) Na2O и H2O 2) NaOH и H2O
• В ) NaOH и SO2 3) NaOH и H2
• 4) NaOH

В2. Установите соответствие между типами и уравнениями реакций.

1. ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
2. А) замещения, ОВР, эндотермическая
3. Б) разложения, ОВР, экзотермическая
4. В) соединения, ОВР, необратимая
5. УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ

1. N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + Q

2. 2КNO3 = 2KNO2 + O2 +Q

3. FeO + C → Fe + CO -Q

4. 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

5. 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3 +Q

Часть С. Задания с развёрнутым ответом.

С1. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения MgO→ MgCI2→Mg(OH)2→ Mg(NO3)2

Для перехода 3 запишите ионное уравнение.

С2. К раствору, содержащему 63,9г нитрата алюминия, прилили раствор, содержащий 39,2г фосфорной кислоты. Определите массу фосфата алюминия.

С3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции с помощью электронного баланса. Cu + HNO3→  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

• Рекомендации по оцениванию работы
• Максимальное количество баллов – 21 балл
• Задания базового уровня (А1-А8), только один правильный ответ. (1 балл)
• Задания повышенного уровня (В1-В2), найти соответствие. (2 балла)
• Задание С1, С2, С3 — требуют полного ответа. (3 балла)
• Соответствие баллов, полученных за выполнение заданий, отметке/оценке по пятибалльной шкале оценивания

Ответы: Итоговая (стандартизированная) контрольная работа по химии за курс «Химия. 9 класс

Элементы 2-й группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий

В результате успешного освоения материала этой главы студент должен:

знать

• • химические свойства бериллия, магния, кальция и их важнейших соединений (оксидов, гидроксидов, солей магния и кальция);
• • определение понятия «жесткость воды»;

уметь

• • производить вычисления с использованием понятия «жесткость воды»;
• • вычислять массовую долю оксидов щелочноземельных металлов в соединениях;

владеть

• представлениями о катионах магния и кальция как важнейшей химической форме их существования в природе, об отличиях в строении их первичных и вторичных гидратных оболочек, о различиях в растворимости солей магния, кальция и щелочных металлов; о комплексных соединения магния и кальция и роли магния в хлорофилле; о роли катионов магния и кальция в живой клетке, о роли магния и кальция в почве, об известковании и гипсовании почв.

Общие свойства магния, кальция и других элементов

2-й группы

Все элементы 2-й группы: бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra — металлы. Наибольшие отличия в химических свойствах от остальных элементов подгруппы проявляет элемент второго периода — бериллий.

Для бериллия характерно образование соединений с ковалентными связями, тогда как другие элементы 2-й группы образуют соединения с преобладанием ионного характера связи.

Магний также отличается по химическим свойствам от остальных элементов подгруппы, но эти отличия значительно меньше, чем отличия бериллия. Кальций, стронций, барий и радий часто объединяют под общим названием щелочноземельные металлы.

Их назвали так потому, что оксиды этих металлов но химическим свойствам занимают промежуточное положение между оксидами щелочных металлов и оксидами, которые раньше называли землями, например А1203.

Распространение в природе. Как и щелочные металлы, все элементы 2-й группы встречаются в природе только в виде соединений.

Бериллий — редкий, но не рассеянный элемент. Он образует более 50 собственных минералов. Наибольшее значение из них имеет берилл (табл. 16.1). Разновидности берилла — драгоценные камни: изумруд, аквамарин, гелиодор.

• Кальций и магний относятся к числу элементов с большими кларками.
• Самые распространенные минералы литосферы, содержащие кальций и магний, — различные силикаты, например
• Таблица 16.1
• Распространенность и типы природных соединений элементов 2-й группы

Гидриды. Кальций при нагревании реагирует с водородом с образованием ионного гидрида кальция СаН2. Магний тоже взаимодействует с водородом, но очень медленно даже при высокой температуре и повышенном давлении. При этом образуется гидрид магния MgH2, который по свойствам и природе химической связи занимает промежуточное положение между ионными и ковалентными гидридами. Гидрид кальция устойчив при нагревании. Гидрид магния разлагается при нагревании до 280°С: С водой и другими соединениями, способными отщеплять протон, MgH2 реагирует менее энергично, чем СаН2: Галогениды. Магний и кальций взаимодействуют с галогенами с образованием галогенидов: где Г = F, Cl, Br, I. Все галогениды магния и кальция — бесцветные кристаллические вещества. Фториды магния и кальция — малорастворимые соединения. Их кристаллы нс содержат кристаллизационной воды. Они относятся к числу наиболее тугоплавких и труднолетучих фторидов (табл. 16.5). В парах присутствуют линейные молекулы MgF2 и уголковые молекулы CaF2. В природе фторид кальция образует минерал флюорит (плавиковый шпат), который используют в качестве сырья для получения фторо- водорода и элементного фтора. Таблица 16.5 Свойства фторидов магния и кальция

Хлориды, бромиды и иодиды магния и кальция очень хорошо растворимы в воде. Кристаллизуясь из водных растворов при комнатной температуре, они образуют гексагидраты МГ2-6Н20, например СаС12-6Н20. Кристаллогидраты при нагревании теряют воду. Процесс этот происходит в несколько этапов, например обезвоживание гексагидрата хлорида кальция можно изобразить следующей схемой: При обезвоживании галогениды частично гидролизуются. Не содержащие кристаллизационной воды галогениды магния и кальция (кроме фторидов) гигроскопичны: поглощают пары воды из воздуха. Безводные галогениды термически устойчивы. Обезвоженный СаС12 используют для осушки газов и жидкостей. Растворы СаС12 и MgCl2 замерзают при значительно более низких температурах, чем чистая вода; на этом основано использование их в качестве средства против обледенения. Растворы СаС12 используют как лекарство при аллергических заболеваниях, кровотечениях и т.п. Оксиды. Кальций интенсивно взаимодействует с кислородом при комнатной температуре. При нагревании он сгорает. Магний при обычных условиях защищен от окисления оксидной пленкой. Он сгорает только после ее разрушения при 600°С. При горении на воздухе наряду с оксидами МО образуются нитриды M3N2. В промышленности MgO и СаО получают прокаливанием карбонатов: Особо чистые оксиды обоих металлов можно получить при прокаливании нитратов. Оксид магния (жженая магнезия) и оксид кальция (негашеная известь) — тугоплавкие бесцветные кристаллы. Оксиды магния и кальция — основные оксиды. При взаимодействии их с водой образуются гидроксиды: Реагируя с кислотами, MgO и СаО дают соли: Оксиды магния и кальция находят широкое применение в химической промышленности и строительстве. Оксид магния применяют в медицине для понижения кислотности желудочного сока. Сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды и силициды. Эти бинарные соединения магния и кальция при взаимодействии с водой гидролизуются: Гидроксиды. Гидроксиды обоих металлов — бесцветные кристаллические вещества, малорастворимые в воде. Гидроксид магния Mg(OH)2 — слабое основание. Гидроксид кальция Ca(OH)2 — сильное основание лишь по первой ступени диссоциации'. Диссоциация по второй ступени, т.е. диссоциация катиона СаОН+, происходит по механизму слабого электролита: При нагревании гидроксиды магния и кальция разлагаются: Оба гидроксида взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами. Соли. Соли щелочноземельных металлов и магния, подобно солям щелочных металлов, бесцветны, если окраска не обусловлена анионами. В отличие от солей щелочных металлов многие соли магния и кальция малорастворимы (табл. 16.6): это фториды и соли с двух- и трехзарядными анионами. Растворимые соли щелочноземельных металлов выделяются из водных растворов почти всегда в виде кристаллогидратов. Многие из них содержат по 6 молекул воды. У других кристаллогидратов число молекул воды иное — 2,4, 8 и даже 12 и может изменяться с температурой. Таблица 16.6 Растворимость некоторых солей магния и кальция (моль/1000 г Н20) при 25°С

Карбонаты. В природе карбонат кальция образует два минерала, различающихся структурами кристаллических решеток: широко распространенный кальцит и реже встречающийся арагонит. Оба минерала не содержат кристаллизационной воды. Карбонат магния в отличие от СаСОз, кроме безводного минерала магнезита MgC03, образует минералы, в состав которых входит кристаллизационная вода.лансфор- дит MgC03 -5H20 и несквегонит MgC03-3H20. Безводные карбонаты магния и кальция — малорастворимые вещества, причем растворимость СаСОз существенно меньше растворимости MgCC>3. Если вода содержит углекислый газ, обе соли растворяются с образованием гидрокарбонатов, существующих только в водных растворах: При прокаливании MgC03 и СаСОз разлагаются с образованием оксида соответствующего металла и оксида углеро- да(1У). Нитраты. Эти соли магния и кальция хорошо растворимы. При обычных условиях они выделяются из растворов в виде кристаллогидратов Mg(N03)2 • 6Н20 и Са(Ы0з)2-4Н20. Безводные соли при нагревании разлагаются с выделением кислорода, оксида азота(1У) и оксида соответствующего металла: Сульфаты. В природе сульфат магния MgS04 существует в виде нескольких минералов. Все они содержат кристаллизационную воду, как, например, эпсомит (горькая соль) MgSO/, ? 7Н2(). Безводный сульфат магния можно получить из кристаллогидратов при нагревании до 320°С. С некоторыми солями щелочных металлов MgSO/, образует двойные соли, многие из которых встречаются в природе н представляют собой минералы, например карналлит и каинит. Сульфат- ион SO 1~ и катион Mg2+ образуют комплексное соединение, поэтому сульфат магния хорошо растворяется в воде. Сульфат кальция в отличие от сульфата магния образует в природе не только кристаллогидрат CaS04-2H20 (гипс), но и не содержащий кристаллизационной воды минерал ангидрит. При нагревании до 120°С гипс частично теряет воду и превращается в 2CaS04-H20. Кашица, приготовленная из 2CaS04H20 и воды, быстро затвердевает в результате протекания реакции Сульфат кальция — малорастворимая соль. При температурах порядка 1000°С безводные сульфаты обоих металлов разлагаются: Фосфаты. В сельском хозяйстве в качестве фосфорных удобрений используют фосфаты кальция: ортофосфат Са3(Р04)2, гидроортофосфат СаНР04, дигидроортофосфат Са(Н2Р04)2. В этом ряду увеличивается растворимость солей. Кислые соли могут образовывать кристаллогидраты: СаНР04 • 2Н20 и Са(Н2Р04)2 • Н20. Фосфаты магния не находят такого широкого применения, как фосфаты кальция, вследствие дороговизны их производства. В небольших количествах в качестве удобрения используют малорастворимый ортофосфат магния-аммония MgNH4P04 • 6Н20, который содержит сразу три питательных элемента: азот, фосфор и магний. Жесткость воды. Это свойство природной воды, обусловленное присутствием в ней катионов Са2+ и Mg2″. При использовании жесткой воды в системах горячего водоснабжения образуются осадки нерастворимых солей кальция и магния (накипь). При мойке и стирке в жесткой воде резко возрастает расход моющих средств и мыла, так как они расходуются на образование нерастворимых солей катьция и магния. Жесткость воды измеряется в миллимолях эквивалента палитр (ммоль/л). Суммарная молярная концентрация эквивалентов катионов Са2+ и Mg2+ (ммоль/л) называется общей жесткостью. Различают воду мягкую (жесткость < 2 ммоль/л), средней жесткости (жесткость 2—10 ммоль/л) и жесткую (жесткость >10 ммоль/л). Общая жесткость складывается из карбонатной (временной) и некарбонатной (постоянной). Карбонатная жесткость обусловлена присутствием в воде растворимых гидрокарбопатов Са(НС03)2 и Mg(HCO