Растворимость сульфатов щелочноземельных металлов

А. К растворам солей магния, кальция, стронция и бария прилить раствор сульфата натрия. Отметить изменения в растворах. Результат записать в таблицу:

Таблица 1.

Соль Образование осадка Произведение растворимости сульфата металла

Сульфат какого металла наименее растворим? Как меняется растворимость сульфатов от магния к барию?

К осадку сульфата бария добавить несколько капель соляной кислоты. Пояснить отсутствие взаимодействия сульфата бария с соляной кислотой.

Б. К растворам солей стронция и бария прилить по нескольку капель насыщенного раствора сульфата кальция (гипсовой воды). Отметить образование осадков сульфата бария (сразу) и сульфата стронция (медленно). Почему образуются осадки сульфатов бария и стронция? Ответ дать на основании значений произведений растворимости сульфатов.

Опыт 6. Образование и растворение хромата бария. К 3–4 каплям раствора хлорида бария прилить 2–3 капли хромата калия. Полученный осадок обработать соляной кислотой. Почему осадок хромата бария растворяется в соляной кислоте? Попробовать растворить осадок хромата бария в уксусной кислоте.

Содержание отчета по лабораторной работе

1. Название работы.

2. Цель работы.

3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, ответы на вопросы.

  • Лабораторная работа № 3. Свойства бора и алюминия
  • Цель работы: изучение химических свойств бора и алюминия.
  • Бор
  • Общие сведения

Элементы главной подгруппы третьей группы – бор, алюминий, галлий, индий, таллий – характеризуются наличием трех электронов в наружном слое атома.

Поэтому тенденция к дальнейшему присоединению электронов для них не характерна. В соединениях они проявляют степень окисления +3.

С возрастанием атомной массы проявляются и более низкие степени окисления: для таллия наиболее устойчивой является степень окисления +1.

С увеличением порядкового номера металлические свойства элементов III А группы усиливаются. Кислородные соединения бора (оксид, гидроксид) имеют кислотный характер. Оксид и гидроксид алюминия, галлия, индия проявляют амфотерный характер. Оксид и гидроксид таллия (III) имеют основной характер, а гидроксид таллия (I) является сильным основанием.

В практическом отношении наиболее важными из элементов III А группы являются бор и алюминий.

Бор является выраженным неметаллом. Наиболее характерны для бора кислородные соединения: собственно борная кислота и ее соединения – бораты и тетрабораты.

Борная кислота – слабая одноосновная кислота. Она не диссоциирует обычным образом. В водном растворе борная кислота реагирует как кислота Льюиса с присоединением гидроксил-иона:

Растворимость сульфатов щелочноземельных металлов

Борная кислота является настолько слабой кислотой, что ее водные растворы нельзя точно оттитровать щелочью. Соли борной кислоты и сильного основания, например, бура Na2B4O7, наоборот, часто применяются в аналитической химии для определения концентрации сильных кислот. При взаимодействии буры с кислотами реализуется реакция:

Растворимость сульфатов щелочноземельных металлов

Выполнение работы

Опыт 1. Окрашивание пламени солями бора. В пламя спиртовки внести каплю борной кислоты. Пламя окрасится в зеленый цвет.

Опыт 2. Получение ортоборной (борной) кислоты. В пробирку с 5–6 каплями горячего насыщенного раствора буры Na2B4O7·10Н2О внести 2–3 капли концентрированной H2SO4. Отметить быстрое выпадение кристаллов борной кислоты.

Написать уравнение реакции получения борной кислоты из тетрабората натрия и серной кислоты. Солью какой кислоты является тетраборат натрия? Написать формулу этой кислоты.

Опыт 3. Кислотные свойства борной кислоты. В трех пробирках с 5–8 каплями дистиллированной воды растворить при нагревании по нескольку кристалликов борной кислоты. В одну из пробирок прибавить 3–5 капель нейтрального раствора лакмуса.

Отметить изменение его окраски. В другую пробирку внести кусочек магниевой ленты. Отметить выделение газа. В третью пробирку опустить полоску универсальной индикаторной бумажки и сравнить ее окраску с окраской эталонной шкалы.

Сделать вывод о рН борной кислоты в полученном растворе.

Написать уравнения реакций: а) взаимодействия борной кислоты с магнием; б) диссоциации борной кислоты; в) значения рН в полученном растворе борной кислоты и константы диссоциации по первой ступени. Сильным или слабым электролитом является борная кислота?

Опыт 4. Повышение силы кислоты при комплексообразовании. В 2 пробирки налить насыщенный раствор борной кислоты. Прибавить смешанный индикатор (метиловый красный и метиловый синий) и отметить цвет раствора. В одну пробирку добавить глицерин (СН2ОН−(СНОН)4−СН2ОН), в другую – этиленгликоль. Отметить изменение окраски индикатора.

Опыт 5. Кислотно-основные свойства боратов. В пробирку отобрать 3–4 капли раствора тетрабората натрия и прибавить 2 капли фенолфталеина.

Опыт 6. Осаждение и гидролиз боратов. В три пробирки внести по 3–4 капли раствора буры (Na2B4O7) и добавить по нескольку капель растворов: в первую – нитрата серебра, во вторую – сульфата меди, в третью – сульфата алюминия. Отметить цвета выпавших осадков.

Пробирку с осадком нитрата серебра нагреть – осадок потемнеет, так как метаборат серебра гидролизуется с образованием борной кислоты и оксида серебра.

Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что во всех реакциях участвует вода и получается борная кислота, выпадающие осадки представляют собой в первой пробирке метаборат серебра, во второй – основную соль меди СuОНВО2 – гидроксометаборат меди, в третьей пробирке – гидроксид алюминия. Почему в двух последних случаях не получились средние соли – борат меди и борат алюминия? Ответ объяснить, написав уравнения соответствующих реакций.

Алюминий

Общие сведения

Алюминий – достаточно активный металл, его стандартный электродный потенциал равен −1,663 В. Однако образующаяся на поверхности алюминия защитная оксидная пленка препятствует взаимодействию алюминия с водой. Однако, если оксидную пленку убрать, энергично взаимодействует с водой с выделением водорода.

Алюминий, как любой активный металл, легко реагирует с разбавленными кислотами (серная, соляная). Сильно разбавленная и холодная концентрированная азотная кислота на алюминий не действует. Алюминий, а также его оксид и гидроксид хорошо растворяется в крепких растворах щелочей с образованием гексагидроксоалюминатов – здесь проявляется амфотерный характер алюминия.

Алюминий заметно растворяется в растворах солей, которые имеют вследствие гидролиза кислую или щелочную среду.

Выполнение работы

Опыт 1. Восстановительные свойства алюминия – образование амальгамы ртути. Кусочек металлического алюминия зачистить от оксидной пленки и поместить в раствор нитрата ртути (II). Наблюдать появление пленки амальгамы ртути на поверхности алюминия.

Опыт 2. Влияние хлор-иона на коррозию алюминия. Ион хлора является сильным активатором коррозии. Его присутствие в растворе способствует разрушению защитной пленки оксида алюминия, вследствие чего коррозия усиливается.

А. В две пробирки поместить по кусочку алюминия и добавить в одну из них 5 – 8 капель раствора сульфата меди, а в другую – столько же раствора хлорида меди. Отметить различный результат в обоих случаях: в то время как в первой пробирке алюминий остается почти без изменения, во второй он быстро покрывается налетом меди. Написать соответствующее уравнение реакции.

Б. Зачистить алюминиевую пластинку. Положить в воду. Посмотреть на реакцию. Если видимых изменений не происходить – добавить насыщенный раствор хлористого калия.

Лабораторная работа по химии на тему "Бериллий, магний, щелочноземельные металлы и их соединения"

  • Лабораторная
    работа
  • Бериллий,
    магний, щелочноземельные металлы и их соединения.
  • Цель работы:
    изучение химических свойств металлов IIA группы и их соединений; формирование
    навыков выполнения химического эксперимента.

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида
бериллия.

В пробирку поместили 2 мл.
нитрата бериллия и по каплям добавили раствор гидроксида натрия. При этом
наблюдалось образование белого аморфного осадка гидроксида бериллия.

  1. Be(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Be(OH)2
  2. Be2+ + 2NO-3 + 2Na+
    + 2OH- = 2Na+ + 2NO-3 + Be(OH)2
  3. Be2+ + 2OH- = Be(OH)2
  4. Полученный осадок разделили на две части.

К первой части осадка (гидроксида бериллия)
прилили раствор соляной кислоты. Наблюдалось растворение осадка.

  • Be(OH)2 + 2HClразб.= BeCl2 + 2H2O
  • Be(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Be2+ + 2Cl- + 2H2O
  • Be(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Be2+
    + 2Cl- + 2H2O

Ко второй части осадка (гидроксида бериллия)
добавили избыток концентрированного раствора гидроксида натрия. Наблюдалось
растворение осадка.

  1. Be(OH)2 + 2NaOHконц.= Na2[Be(OH)4]
  2. Be2+ + 2OH- + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + [Be(OH)4]2-
  3. Be2+ + 4OH- = [Be(OH)4]2-
  4. В данном опыте гидроксид бериллия
    взаимодействует и с кислотой, и с щелочью, это позволяет сказать, что гидроксид
    бериллия проявляет амфотерные свойства.

Опыт 2. Гидролиз солей бериллия.

В пробирку поместили 2 мл. раствора хлорида
бериллия. Добавили несколько капель лакмуса, после чего жидкость к пробирке
приобрела красный цвет. Это указывает на кислый характер среды раствора в
пробирке. Можно сказать, что хлорид бериллия гидролизуется по катиону, так как
соль образована сильной кислотой и слабым основанием.

  • Первая стадия гидролиза.
  • BeCl2 + H2O        BeOHCl + HCl
  • Be2+ + 2Cl-
    + H2O       BeOH+ + Cl- + H+ + Cl-
  • Be2+ + H2O       BeOH+ + H+
  • Вторая стадия гидролиза.
  • BeOHCl + H2O      
     Be(OH)2 + HCl
  • BeOH+ + Cl-
    + H2O       Be(OH)2 + H+ + Cl-
  • BeOH+ + H2O   
       Be(OH)2 + H+

Запись второй стадии гидролиза при
рассмотрении данного опыта условна, так как гидролиз хлорида бериллия проходит
только до первой ступени. Объяснить это можно тем, что уже на первой ступени
гидролиза образуется хлорид гидроксобериллия. BeOH+ при этом частично полимеризуется, что ведет к прекращению гидролиза.

Опыт 3. Восстановительные свойства
металлического магния.

А) Взаимодействие магния с водой.

Кусочек магниевой ленты был очищен с помощью
наждачной бумаги и помещен в пробирку с дистиллированной водой. При этом
видимые признаки реакции отсутствовали.

Пробирку с дистиллированной
водой и магниевой лентой начали нагревать на пламени спиртовки. При этом
наблюдалось растворение выделение бесцветного газа. Реакция проходила
достаточно медленно. В пробирку был добавлен фенолфталеин. После этого жидкость
приобрела малиновый цвет. Это говорит о щелочном характере среды полученного
раствора.

  1. Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
  2. Mg0 — 2e = Mg+2   2    1; Mg0 – восстановитель;
  3. 2H+ + 2e = H20            1; H+ — окислитель;
  4. Взаимодействие магния с водой происходит при
    повышенной температуре.
  5. б) Взаимодействие магния с кислотами.
  6. Теоретический вывод о возможности протекания
    реакции магния с серной с соляной кислотами можно сделать, используя значения
    стандартных электродных потенциалов элементов, возможность взаимодействия
    которых необходимо установить.
  7. Так, стандартный электродный потенциал магния:

ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34 В.

Стандартный электродный потенциал водорода:

ϕ0(2H+ / H2) = 0,00 В.

Возможность протекания
окислительно-восстановительной реакции в данном направлении определяет
положительной значение Э.Д.С., которое может быть вычислено по формуле:

Э.Д.С. = ϕ(окислителя) – ϕ(восстановителя).

ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34
В.

ϕ0(2H+ / H2) = 0,00 В.

Э.Д.С. = 0 + 2,34 = 2,34 В. Э.Д.С. > 0 –
магний может взаимодействовать с раствором соляной кислоты и разбавленным
раствором серной кислоты с выделением молекулярного водорода. Вывод, сделанный
теоретически, подтверждает опыт.

В две пробирки поместили 2 мл. растворов
серной и соляной кислот. В каждую пробирку добавили по кусочку магниевой
стружки. В обеих пробирках наблюдалось выделение бесцветного газа, в пробирке с
серной кислотой реакция проходила более бурно.

  • Mg
    + H2SO(разб.) = MgSO4 + H2
  • Mg0 — 2e = Mg+2   2    1; Mg+2 – восстановитель;
  • 2H+ + 2e = H20            1; H+ — окислитель;
  • Mg + 2HCl + 4H2O = [Mg(H2O)4]Cl2
    + H2
  • Mg0 — 2e = Mg+2   2    1; Mg+2 –
    восстановитель;
  • 2H+ + 2e = H20            1; H+ — окислитель;
  • На основе значений стандартных электродных
    потенциалов определим возможность протекания реакции магния с концентрированной
    серной кислотой.

ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34 В.

ϕ0(SO4. / H2SO3)
= +0,20 В.

Э.Д.С. = 0,2 + 2,34 = 2,54 В. Э.Д.С. > 0 – магний
может взаимодействовать с концентрированной серной кислотой с образованием
неустойчивой сернистой кислоты.

ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34 В.

Читайте также:  Ресанта 190 саи: описание сварочного аппарата, преимущества и недостатки, рекомендации по использованию

ϕ0(SO2-4
/ S) = +0,357 В.

Э.Д.С. = 0,357 + 2,34 = 2,697 В. Э.Д.С. > 0
– магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту до молекулярной
серы.

ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34 В.

ϕ0(SO2-4
/ H2S) = +0,311 В.

Э.Д.С. = 0,311 + 2,34 = 2,651 В. Э.Д.С. > 0
– магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода.

На основании этих расчетов можно сделать
вывод, что магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту и до
сернистой кислоты (диоксида серы), и до молекулярной серы, и до сероводорода.

В ходе опыта в пробирку поместили
концентрированную серную кислоту и добавили кусочек магниевой стружки.
Наблюдалось выделение бесцветного газа с характерным запахом разлагающегося
белка. Реакция проводилась в вытяжном шкафу.

  1. 4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
  2. Mg0 – 2e = Mg+2                               
    8   4; Mg0 – восстановитель;                   
  3. S+6O4 + 10H+ + 8e = H2S-2
    + 4H2O         1; S+6 – окислитель;
  4. 4Mg + SO2-4 + 10H+ = 4Mg2+
    + H2S + 4H2O
  5. Mg + 5H2SO4(конц.)
    = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Опыт 4. Получение и свойства гидроксида
магния.

В три пробирки налили по 2 мл.  раствора
нитрата магния, после чего в каждую пробирку налили по каплям раствор
гидроксида натрия. Наблюдалось образование белого студенистого осадка.

  • Mg(NO3)2 + 2NaOH
    = Mg(OH)2    + 2NaNO3
  • Mg2+ + 2NO-3 + 2Na+
    + 2OH- = Mg(OH)2 + 2Na+ + 2NO-3
  • Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2

В одну пробирку налили раствор соляной
кислоты. При этом наблюдалось растворение осадка.

  1. Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
  2. Mg(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Mg2+ +2Cl- + 2H2O
  3. Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O

В другую пробирку налили раствор хлорида
аммония. При этом наблюдалось растворение осадка.

  • Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH
  • Mg(OH)2 + 2NH+4 + 2Cl- = Mg2+ +2Cl- + 2NH4OH
  • Mg(OH)2 + 2NH+4 = Mg2+ + 2NH4OH

В третью пробирку налили избыток раствора
гидроксида натрия. При этом наблюдалось растворение осадка.

  1. Mg(OH)2 + 2NaOH = Na2[Mg(OH)4]
  2. Mg(OH)2 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+
    + [Mg(OH)4]2-
  3. Mg(OH)2 + 2OH- = [Mg(OH)4]2-

В данных реакциях гидроксид магния проявляет
свойства слабого основания. Реакция с кислотой возможна, потому что ее продукт
– вода обладает произведением растворимости меньшим       (10-14), чем
у гидроксида магния (7,1*10-12). Гидроксид магния взаимодействует с
хлоридом аммония, так как образующееся вещество – гидроксид аммония – более
слабое основание.

Опыт 5. Взаимодействие кальция с водой.

В пробирку налили 8 мл. дистиллированной воды
и поместили в нее небольшой кусочек металлического кальция. Наблюдалось
выделение бесцветного газа и последующее помутнение раствора.

Газ был собран в
пробирку, после чего в ее горлышко была внесена тлеющая лучинка, был слышен
глухой хлопок, что говорит о том, что выделяющийся газ – водород. Помутнение
раствора происходит потому, что образующийся гидроксид кальция –
малорастворимое основание.

Стронций и барий также будут взаимодействовать с
водой с образованием водорода и соответствующих оснований, однако помутнения
раствора, скорее всего, наблюдаться не будет, так как Sr(OH)2 и Ba(OH)2
представляют собой сильные основания, растворимые в воде лучше, чем гидроксид
кальция.

После завершения реакции в жидкость в пробирке был добавлен
фенолфталеин, после чего она окрасилась в малиновый цвет, что говорит о
щелочном характере среды в пробирке.

  • Ca + 2H2O = Ca(OH)2 +  H2    
  • Ca0 + 2H2O – 2e = Ca+2 (OH)2 + 2H+    2   1; Ca0 – восстановитель;
  • 2H+ + 2e = H20                                             
    1; H+ — окислитель;
  • Ca + 2H2O + 2H+ = Ca(OH)2 +
    2H+ + H2;
  • Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2.

Опыт 6. Получение
гидроксидов щелочноземельных металлов.

В три пробирки добавили по 2 мл. растворов
хлорида кальция, хлорида стронция, хлорида бария. После этого в каждую пробирку
добавили раствор гидроксида натрия.

Наблюдалось образование осадков, причем в
пробирке с хлоридом бария объем образовавшегося осадка был наименьшим
(образование осадка происходило в незначительной мере), а в пробирке с хлоридом
кальция – наибольшим.

Объяснить это можно тем, что сила оснований в ряду Ca(OH)2 – Sr(OH)2 – Ba(OH)2
увеличивается, возрастает и растворимость этих веществ в воде.

При этом опытные данные можно доказать
теоретически.

В одном литре воды при 20 °C растворимо 38 грамм гидроксида бария (m1) (Общая химия: учебное пособие / Н.Л. Глинка.). Масса гидроксида
лития, находящегося в жидкости в пробирке, может быть определена следующим
путем.

  1. Cн = Растворимость сульфатов щелочноземельных металлов;  
  2. n(Ba(OH)2) = Cн(Ba(OH)2)fэ(Ba(OH)2)V(раствора);
  3. m(Ba(OH)2) = Cн(Ba(OH)2)fэ(Ba(OH)2)V(раствора)M(Ba(OH)2).
  4. При этом объем жидкости составит:

2 + 1 = 3 мл. (2 мл. – объем раствора хлорида
бария; 1 мл. – объем раствора гидроксида натрия, найденный из закона
эквивалентов:

  • Растворимость сульфатов щелочноземельных металлов )
  • Можно составить пропорцию:
  • 3 — Cн(Ba(OH)2)fэ(Ba(OH)2)V(раствора)M(Ba(OH)2)
  • 1000 – m2 (масса гидроксида бария в 1 литре раствора).

m2 = 114 г.  Δm
= m2 – m1 = 76 г.

  1. ε =  = 3.
  2. В лабораторной работе использовались растворы
    хлоридов кальция, стронция, бария концентрацией 2н.
  3. Максимальное значение растворенного вещества
    превышено – будет выпадать осадок.
  4. Аналогичные вычисления можно провести в
    отношении гидроксида кальция и гидроксида стронция.

m2(Sr(OH)2) = 81 г.
m1(Sr(OH)2) = 8 г.  Δm
= m2 – m1 = 73 г.

ε =  = 10,1.

m2(Ca(OH)2) = 49 г.
m1(Ca(OH)2) = 1,56 г.  Δm = m2 – m1 = 47,44 г.

  • ε =  = 31,4.
  • Данные расчеты позволяют сказать, что в ходе
    всех трех реакций будут выпадать осадки.
  • 1.      
    CaCl2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaCl
  • Ca2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH-
    = Ca(OH)2 + 2Na+ + 2Cl-
  • Ca2+ + 2OH- = Ca(OH)2
  • 2.      
    SrCl2 + 2NaOH = Sr(OH)2 + 2NaCl
  • Sr2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH-
    = Sr(OH)2 + 2Na+ + 2Cl-
  • Sr2+ + 2OH- = Sr(OH)2
  • 3.      
    BaCl2 + 2NaOH = Ba(OH)2 + 2NaCl
  • Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH-
    = Ba(OH)2 + 2Na+ + 2Cl-
  • Ba2+ + 2OH- = Ba(OH)2 (образование осадка происходит в незначительной мере).

Опыт 7. Получение и свойства солей
щелочноземельных металлов.

А) Получение и свойства карбонатов
щелочноземельных металлов.

Взаимодействием нитратов
кальция, стронция и бария с раствором соды в трех пробирках были получены
соответствующие карбонаты. В ходе реакции наблюдалось образование белых
кристаллических осадков (карбонаты кальция, стронция, бария обладают малой
растворимостью в воде) – карбонатов кальция, стронция, бария. 

  1. 1.      
    Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3  
    + 2NaNO3
  2. Ca2+ + 2NO-3 + 2Na+
    + CO-3 = CaCO3 + 2Na+ + 2NO-3
  3. Ca2+ + CO-3
    = CaCO3
  4. 2.      
    Sr(NO3)2 + Na2CO3 = SrCO3  
    + 2NaNO3
  5. Sr2+ + 2NO-3 + 2Na+
    + CO-3 = SrCO3 + 2Na+ + 2NO-3
  6. Sr2+ + CO-3
    = SrCO3
  7. 3.      
    Ba(NO3)2 + Na2CO3 = BaCO3  
    + 2NaNO3
  8. Ba2+ + 2NO-3 + 2Na+
    + CO-3 = BaCO3 + 2Na+ + 2NO-3
  9. Ba2+ + CO-3 = BaCO3

В каждую пробирку прилили раствор соляной
кислоты. Наблюдалось растворение полученных ранее осадков и выделение
бесцветного газа.

  • 1.      
    CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O
  • CaCO3 + 2H+ + 2Cl- = Ca2+
    + 2Cl- + CO2 + H2O
  • CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2
    + H2O
  • 2.      
    SrCO3 + 2HCl = SrCl2 + CO2 + H2O
  • SrCO3 + 2H+ + 2Cl- = Sr2+
    + 2Cl- + CO2 + H2O
  • SrCO3 + 2H+ = Sr2+ + CO2
    + H2O
  • 3.      
    BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + CO2 + H2O
  • BaCO3 + 2H+ + 2Cl- = Ba2+
    + 2Cl- + CO2 + H2O
  • BaCO3 + 2H+ = Ba2+ + CO2 + H2O
  • Теоретически проанализировать растворимость
    карбонатов кальция, стронция, бария в воде можно, использовав значения
    произведений растворимостей этих веществ.

П.Р. (CaCO3) = 3,8*10-9

П.Р. (SrCO3) = 1,1*10-10 

П.Р. (BaCO3) = 4,0*10-10

  1. На основании этих данных можно сделать вывод,
    что в ряду SrCO3 – BaCO3 – CaCO3 растворимость веществ в воде увеличивается.
  2. Б) Получение и свойства сульфатов
    щелочноземельных металлов.
  3. Взаимодействием нитратов кальция, стронция,
    бария с раствором сульфата натрия в трех пробирках были получены белые
    кристаллические осадки соответствующих сульфатов.
  4. 1.      
    Ca(NO3)2 + Na2SO4
    = CaSO4   + 2NaNO3
  5. Ca2+ + 2NO-3 + 2Na+
    + SO2-4 = CaSO4 + 2Na+ + 2NO-3
     
  6. Ca2+ + SO2-4 = CaSO4
  7. 2.      
    Sr(NO3)2 + Na2SO4
    = SrSO4   + 2NaNO3
  8. Sr2+ + 2NO-3 + 2Na+
    + SO2-4 = SrSO4 + 2Na+ + 2NO-3 
  9. Sr2+ + SO2-4 = SrSO4
  10. 3.      
    Ba(NO3)2 + Na2SO4
    = BaSO4   + 2NaNO3
  11. Ba2+ + 2NO-3 + 2Na+
    + SO2-4 = BaSO4 + 2Na+ + 2NO-3 
  12. Ba2+ + SO2-4 = BaSO4
  13. При этом образование осадка происходило
    быстрее всего мере в реакции с нитратом бария, медленнее всего – в реакции с
    сульфатом кальция. 
  14. Теоретически проанализировать растворимость сульфатов
    кальция, стронция, бария в воде можно, использовав значения произведений
    растворимостей этих веществ.

П.Р. (CaSO4) = 2,5*10-5

П.Р. (SrSO4) = 3,2*10-7 

П.Р. (BaSO4) = 1,1*10-10

На основании этих данных можно сделать вывод,
что в ряду BaSO4 – SrSO­4 – CaSO4 растворимость веществ в воде увеличивается.

Исследовали отношение полученных сульфатов к
разбавленным растворам соляной и азотной кислот. Сульфаты бария, стронция и
кальция в растворах указанных кислот нерастворимы. Объяснить это можно тем, что
продукты такого взаимодействия хорошо растворимы в воде (намного лучше, чем
сульфаты кальция, стронция и бария).

Опыт 8. Окрашивание пламени солями
щелочноземельных металлов.

В бесцветное пламя спиртовой горелки внесли
нихромовую проволоку, изменения цвета пламени при этом не наблюдалось.

Проволока была смочена раствором хлорида
кальция и внесена в нижнюю часть пламени спиртовки. При этом пламя приобрело кирпично-красный
цвет.

Аналогичные действия были проведены в
отношении хлоридов стронция и бария. В случае хлорида стронция пламя приобрело карминово-красный
цвет, а в случае хлорида бария – желто-зеленый цвет.

После каждого опыта проволока промывалась
раствором соляной кислоты.

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

  • Cтраница 1
  • Сульфаты щелочноземельных металлов нерастворимы РЅРµ только РІ слабых, РЅРѕ Рё РІ сильных кислотах.  [1]
  • Сульфат щелочноземельного металла содержит 20 2 % серы.  [2]
  • Сульфаты щелочноземельных металлов BaSO4, SrSO4 Рё CaSO4 РЅРµ растворимы РЅРµ только РІ РІРѕРґРµ Рё слабых кислотах, РЅРѕ Рё РІ сильных кислотах, как, например, соляной Рё азотной.  [4]

Сульфаты щелочноземельных металлов нерастворимы в воде и разбавленных кислотах.

Если исследуемое вещество, содержащее сульфаты щелочноземельных металлов, находится РІ твердом состоянии, то РѕРЅРѕ РёРµ растворяется полностью РІ РІРѕРґРµ Рё разбавленных кислотах.  [5]

Сульфаты щелочноземельных металлов BaSO4, SrSO4 Рё CaSO4 РЅРµ растворимы РЅРµ только РІ РІРѕРґРµ Рё слабых кислотах, РЅРѕ Рё РІ сильных кислотах, как, например, соляной Рё азотной.  [7]

Сульфаты щелочноземельных металлов нерастворимы в воде и разбавленных кислотах.

Если исследуемое вещество, содержащее сульфаты щелочноземельных металлов, находится РІ твердом состоянии, то РѕРЅРѕ РЅРµ растворяется полностью РІ РІРѕРґРµ Рё разбавленных кислотах.  [8]

  1. Сульфаты щелочноземельных металлов РЅРµ растворяются РЅРµ только РІ слабых, РЅРѕ Рё РІ сильных кислотах.  [9]
  2. Сульфаты щелочноземельных металлов РЅРµ растворяются РЅРё РІ РІРѕРґРµ, РЅРё РІ разбавленных кислотах.  [10]
  3. Сульфаты щелочноземельных металлов РІ присутствии кремнекислоты очень медленно реагируют СЃ последней РїСЂРё температурах выше 800 РЎ СЃ образованием силикатов Рё выделении SCV После удаления кремнекислоты плавиковой кислотой эти металлы оказываются РІ остатке уже РІ РІРёРґРµ сульфатов.  [11]
  4. Сульфаты щелочноземельных металлов нерастворимы РЅРµ только РІ слабых, РЅРѕ Рё РІ сильных кислотах.  [12]

Сульфаты щелочноземельных металлов плохо растворимы в воде.

Сульфаты стронция Рё бария кристаллизуются без РІРѕРґС‹, сульфат кальция выделяется РёР· РІРѕРґС‹ РІ РІРёРґРµ кристаллогидрата CaSO4 — 2H2O РїСЂРё температуре ниже 66Р­РЎ Рё выше этой температуры — без РІРѕРґС‹.  [13]

Сульфаты щелочноземельных металлов BaSO4, SrSO4 Рё CaSO4 ае растворимы РЅРµ только РІ РІРѕРґРµ Рё слабых кислотах, РЅРѕ Рё РІ сильных кислотах, как, например, соляной Рё азотной.  [15]

Страницы:      1    2    3    4

ПОИСК

    Все сульфаты растворимы в воде за исключением сульфатов бария, стронция, свинца, кальция и отчасти серебра и комплексной ртути. [c.580]

    За исключением сульфатов свинца, бария и кальция (растворимость которого составляет 2 з/л), все другие сульфаты растворимы в воде. [c.159]

    Соли кислородных кислот и комплексные соединения. Для скандия и РЗЭ наиболее характерны соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения на их основе. Нитраты и сульфаты растворимы в воде лучше, чем карбонаты и фосфаты.

Читайте также:  Хром или нержавеющая сталь что лучше для смесителя

Интересно отметить, что растворимость нитратов с увеличением порядкового номера РЗЭ сначала уменьшается, а затем вновь растет. В результате минимум растворимости приходится на Gd(N03)g. Аналогично растворимости сульфатов щелочно-земельных элементов растворимость сульфатов в подгруппе скандия снижается сверху вниз.

Соли скандия, иттербия и лютеция подвержены гидролизу вследствие амфотерности их гидроксидов. [c.353]

    Подавляющее большинство сульфатов растворимо в воде. Практически нерастворимы ни в воде, ни в разбавленных кислотах лишь сульфаты металлов главной подгруппы II группы сульфат кальция, стронция, бария и радия, а также сульфат свинца. Сульфаты этих металлов выпадают в виде кристаллических осадков, которые не переходят в раствор и после добавки азотной или соляной кислоты. [c.399]

    Большинство сульфатов растворимо в воде практически нерастворимы BaS04, SrS04, PbS04 и некоторые основные соли алюминия, хрома и железа. Сульфат кальция довольно хорошо растворим в горячей воде. Значительно лучше он растворяется в разбавленной горячей соляной кислоте. [c.132]

    Ксилидин и вода обычно не смешиваются, но при взаимодействии ЗОг с ксилидином образуется некоторое количество ксилидин-сульфата, растворимого в воде когда концентрация ЗОг приблизится к 100 кг/м , смесь становится гомогенной. На рис. П1-9 представлена кривая равновесия системы ЗОг —ксилидин — вода. [c.120]

    Определение серы в кислородных соединениях имеет некоторые особенности. Если сульфаты растворимы в воде или H I, то при прибавлении раствора ВаСЬ выпадает белый осадок BaS04. Если сульфаты нерастворимы в воде или кислотах, то сера определяется путем сплавления минерала с тремя объемами соды при этом получается сплав красновато-бурого цвета ( серная печень ), содержащий МагЗ.

Сплав, смоченный водой на поверхности серебряной пластинки или эмульсии фотографической пленки, дает на них (вследствие выделения сероводорода) черное или темно-коричневое пятно. Если же серную печень поместить в небольшое количество воды и прибавить туда несколько капель раствора нитропруссида натрия, то жидкость окрашивается в фиолетово-красный цвет. [c.

142]

    Ионы М + — бесцветны. Нитраты и сульфаты растворимы в воде. Растворимость галогенидов в ряду С1 —Вг —I- падает, а фторидов, напротив, возрастает.

Хлориды, бромиды, йодиды, цианиды С(1 и особенно Hg представляют собой слабые электролиты (Hg( N)2 — практически не диссоциирует).

Остальные производные этих ионов, как и 2п2+, являются типичными провод-никами электрического тока. [c.556]

    В процессе Сульфидин фирмы Лурги (Германия) используется смесь воды с одним из аминов (ксилидином) при их соотношении 1 1. В общем случае вода и ксилидин не смешиваются, но при взаимодействии SO2 с последним образуется определенное количество ксилидин-сульфата, растворимого в воде  [c.393]

    Исследование химических свойств калифорния проводилось, главным образом, с индикаторными количествами. По всем своим свойствам он в растворе ведет себя как трехзарядный катион, сходный с редкоземельными элементами.

Калифорний соосаждается с фторидом, оксалатом и гидроокисью лантана, т. е. образует нерастворимые фториды, оксалат и основную гидроокись. Нитрат, хлорид, перхлорат и сульфат растворимы в воде. [c.

408]

    Из очищенных растворов рений осаждают в виде сульфида в кислой среде (15 г/л серной кислоты). Осадок сульфидов обжигают с небольшим количеством соды при 350° С с целью удаления элементарной серы и тяжелых металлов. Они образуют сульфаты, растворимые в воде. Раствор, в который переходит часть рения, возвращается в процесс. Остаток снова обжигают. Рениевый ангидрид выщелачивают водой. Так как при обжиге частично образуются перренат таллия и другие малорастворимые соединения рения, остаток выщелачивают азотной кислотой и бромной водой. Соединенные растворы очищают от таллия и других тяжелых металлов сернистым натрием. После этого осаждают рений в виде перрената калия хлористым калием [41 ]. [c.628]

    Соли кислородных кислот и комплексные соединения. Для скандия и РЗЭ наиболее характерны соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения на их основе. Нитраты и сульфаты растворимы в воде лучше, чем карбонаты и фосфаты.

Интересно отме- [c.175]

    Сульфаты не растворимы в воде Сульфаты растворимы в воде  [c.213]

    Карбонаты и сульфаты. Растворимость в воде гидроокисей щелочноземельных элементов увеличивается при переходе сверху вниз по группе. Для сульфатов и карбонатов наблюдается обратный порядок увеличения растворимости в воде. В табл 21-VП приведены произведения растворимости сульфатов щелочноземельных элементов. [c.572]

    Все алкалоиды горького вкуса ббльшая часть из них вращает плоскость поляризации света влево. В воде свободные алкалоиды обычно растворяются плохо практически их чаще применяют в виде хлоридов или сульфатов, растворимых в воде. [c.363]

    В кристаллическом состоянии получены гидросульфаты щелочных металлов. Они растворимы в воде. Для других металлов в твердом состоянии известны только нормальные соли. Подавляющее большинство сульфатов растворимо в воде. Практически нерастворимы ни в воде, ни в разбавленных кислотах сульфаты щелочноземельных металлов и свинца. [c.283]

    Вьшускается в виде основания (20-, 50- и 70%-х э. к.) и солн (сульфата), растворимой в воде. [c.246]

    Сульфаты, растворимые в воде (504) [c.64]

    Нитраты (ЫОз) Сульфаты, растворимые в воде (804) [c.64]

    Почти все сульфаты растворимы в воде. Не растворяются сульфаты щелочноземельных металлов и свинца трудно растворяется сульфат серебра. Сульфаты висмута, сурьмы и ртути образуют основные соли, не растворимые в воде, но растворимые в кислотах.

Гидросульфаты более растворимы, чем соответствующие сульфаты. При нагревании выше точки плавления они сначала теряют воду и переходят в пиросульфаты, которые при дальнейшем нагревании разлагаются, образуя соответствующий сульфат и серный ангидрид  [c.

181]

    Центрифугат 2 сульфаты, растворимые в воде и разбавленном Нг504 (катионы 1 5. 6-й аналитических групп и частично Са— -) [c.156]

    Соли серной кислоты. Серная кислота образует кислые (гидросульфиты) и средние соли (сульфаты). Чаще используют средние соли. Подавляющее большинство сульфатов растворимо в воде. Мало растворим в воде сульфат кальция aS04, еще менее — сульфат свинца PbSO4 и практически нерастворим сульфат бария BaS04. [c.294]

    Одним из первых былс применено сплавление смеси металлов с KHSO4, в результате которого родий образует сульфаты, растворимые в воде, а иридий остается в виде металла [2, 17— 21]. Метод длительный и не приводит к хороще му разделению элементов. [c.228]

    С.ц. и Na-С.ц. не растворяются в низкомолекулярных спиртах и кетопах. Растворимость Na-С.ц. в 6%-ном р-ре NaOH или NH4OH зависит от стеиени замещения продукты со степенью замещения до 0,1 растворяются при замораживании до 0,2—при комнатной температуре Na-С.ц.

при степени замещения выше 0,3 растворимы в воде (сами сульфаты растворимы в воде при степони замещения выпю 0,5). С. ц. и их соли пе выпадают из водных растворов при нагревании. Na-С.ц. практически пе изменяют поверхностного натяжения воды. [c.

282]

    Большинство сульфатов растворимо в воде. Трудно растворимыми являются сульфаты кальция, стронция, бария, свинца н закисной ртути. Анионы серной кислоты бесцветны. Все ее солн, образованные неокрашенными катионами, тоже бесцветны. [c.367]

    Серная кислота является сильной двухосновной кислотой. Она образует нормальные соли (сульфаты) и кислые (бисульфаты). Сульфаты, имеющие состав М50 -7Н О (где М— Ре, 7п или N1 и др.), называются купоросами к ним относится также Си50 -5Н 0.

Двойные соли, имеющие общую формулу Мг50,-Ме,(50 ,-24Н,0 (где М—Ма, К или ЫН4, а Ме—А1, Сг или Ре), называются квасцами. Все бисульфаты и многие сульфаты растворимы в воде.

Из солей серной кислоты и обычных металлов малорастворим СаЗО и практически нерастворимы ВаЗО и РЬЗО . [c.158]

    А1)А12(8104)з] и нозеан растворимы в кислотах эпсомит, глау-берит и ряд нормальных водных сульфатов растворимы в воде некоторые основные водные сульфаты, например алунит К2А1б(ОН)12(504)4, растворимы только в серной кислоте, но при прокаливании отдают воду и трехокись серы. Не касаясь сейчас специальных случаев, рассматриваемых в гл. УП1 (стр.

189), отметим, что определения серы могут быть следующие а) общая сера, включая бариты или целестин и нерастворимые основные сульфаты, т. е. алунит и натроалунит б) кислотнорастворимая сера, преимущественно в сульфидах в) серный ангидрид в растворимых в кислотах сульфатах.

Так, если сера в породе присутствует в виде сульфидной формы (в пирите) и в виде нерастворимого барита, можно определить оба вида серы, выполнив определения а и б и взяв их разность. Такое определение обоих типов серы следует проводить, когда известно, что порода содержит как сульфидный минерал, так и значительное количество бария.

Тогда можно вычислить, сколько бария присутствует в виде барита и сколько в виде силиката или, возможно, карбоната. Подобные сведения о минерале, в котором находится барий. [c.113]

Вода взаимодействует с щелочноземельными металлами

Физические свойства простых веществ

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием щелочей:

2. Реакция с кислородом.

  • Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO2:
  • 3. С другими неметаллами образуют бинарные соединения:
  • Ba + S → BaS (сульфиды)
  • Ca + 2C → CaC2 (карбиды)
  • Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
  • 4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:
  • 5. Бериллий растворяется в водных растворах щелочей:
  • 6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:
  • соединения кальция — кирпично-красный, стронция — карминово-красный, а бария — желтовато-зелёный.

Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО 2- 2. Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.

Электронная конфигурация Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е — .

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 Mg 2+ 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 90 Sr.

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 (Т1/2 = 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»). Бериллий отличается от остальных металлов IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

Магний активно реагирует с азотом:

В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.

Растворимость, моль/л (20 0 С) Растворимость, г/л
Be(OH)2 Ba(OH)2 8∙10 -6 2∙10 -1 3,4∙10 -4 Традиционная техническая проблема – жесткость воды, связанная с наличием в ней ионов Mg 2+ и Ca 2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов. S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице приведено их содержание. Содержание S-элементов в организме человека

Элемент Содержание, %
Li

  1. Na
  2. K
  3. Rb
  4. Cs
  5. Be
  6. Mg
  7. Ca
  8. Sr
  9. Ba
10 -4 Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п. Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов калия в организме находится внутри клеток и только 2% во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия. В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов. Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов). Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca10(PO4)6(OH)2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция. В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг. Источник IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами. Все элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns 2 , где n – номер периода, в котором находится элемент. Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны: Ме 0 – 2e — → Ме +2 Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина. Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2): Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me3N2.

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре: Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура. Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C2 2- , фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом: Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды: С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

Взаимодействие со сложными веществами

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

c кислотами-окислителями

− разбавленной азотной кислотой

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N2O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH4NO3):

− концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением: Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

− концентрированной серной кислотой

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды: Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария. Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы происходит преимущественно до сероводорода:

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород: При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

с оксидами

  • Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:
  • Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.
  • Источник
Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector