Оксиды щелочноземельных металлов
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
В земной коре содержится бериллия - 0,00053%, магния - 1,95%, кальция - 3,38%, стронция - 0,014%, бария - 0,026%, радий - искусственный элемент.
Встречаются в природе только в виде соединений - силикатов, алюмосиликатов, карбонатов, фосфатов, сульфатов и т.д.
ПОЛУЧЕНИЕ
1. Бериллий получают восстановлением фторида:
BeF2 + Mg t˚C→ Be + MgF2
2. Барий получают восстановлением оксида:
3BaO + 2Al t˚C→ 3Ba + Al2O3
3. Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:
Т.к. металлы данной подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют CaCl2 (c добавкой CaF2 для снижения температуры плавления)
CaCl2=Ca+Cl2↑
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип, плотностями и твердостью.
ПРИМЕНЕНИЕ
| Бериллий (Амфотерен) | Магний | Ca, Sr, Ba, Ra |
| 1. Изготовление теплозащитных конструкций для косм. кораблей (жаропрочность, теплоёмкость бериллия) 2. Бериллиевые бронзы (лёгкость, твёрдость, жаростойкость, антикоррозионность сплавов, прочность на разрыв выше стали, можно прокатывать в ленты толщиной 0,1 мм) 3. В атомных реакторах, рентгенотехнике, радиоэлектронике 4. Сплав Be, Ni, W- в Швейцарии делают пружины для часов Но Be –хрупок, ядовит и очень дорогой | 1. Получение металлов – магнийтермия (титан, уран, цирконий и др) 2. Для получения сверхлёгких сплавов (самолётостроение, производство автомобилей) 3. В оргсинтезе 4. Для изготовления осветительных и зажигательных ракет. | 1. Изготовление свинцово-кадмиевых сплавов, необходимых при производстве подшипников. 2. Стронций – восстановитель в производстве урана. Люминофоры - соли стронция. 3. Используют в качестве геттеров, веществ для создания вакуума в электроприборах. Кальций Получение редких металлов, входит в состав сплавов. Барий Газопоглотитель в электронно-лучевых трубках. Радий Рентгенодиагностика, исследовательские работы. |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
1. Очень реакционноспособны, сильные восстановители. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba
2. Обладают степенью окисления +2.
3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.
4. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.
5. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.
Реакция с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде, но с горячей водой магний образует основание Mg(OH)2.
В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:
Ве + H2O → ВеO+ H2
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
Реакция с кислородом.
Все металлы образуют оксиды RO, барий образует пероксид – BaO2:
2Mg + O2 → 2MgO
Ba + O2 → BaO2
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
Be + Cl2 → BeCl2 (галогениды)
Ba + S → BaS (сульфиды)
3Mg + N2 → Mg3N2 (нитриды)
Ca + H2 → CaH2 (гидриды)
Ca + 2C → CaC2 (карбиды)
3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфиды)
Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Ca + 2HCl → CaCl2 + H2
Mg + H2SO4(разб.) → MgSO4 + H2
Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
Ca2+ - темно-оранжевый
Sr2+- темно-красный
Ba2+ - светло-зеленый
Катион Ba2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.
Оксиды щелочноземельных металлов
Получение
1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
2) Термическое разложение нитратов или карбонатов
CaCO3 t˚C→ CaO + CO2
2Mg(NO3)2 t˚C→ 2MgO + 4NO2 + O2
Химические свойства
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO и MgO), кислотными оксидами и кислотами
СаO + H2O → Са(OH)2
3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2
BeO + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O
BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:
BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4]
Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2
Получение
Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2
CaO (негашеная известь) + H2O → Ca(OH)2(гашеная известь)
Химические свойства
Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:
Be(OH)2 – амфотерный гидроксид
Mg(OH)2 – слабое основание
Са(OH)2 - щелочь
остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
1) Реакции с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + СO2 → CaСO3↓ + H2O ! Качественная реакция на углекислый газ
Ba(OH)2 + SO2 → BaSO3↓ + H2O
2) Реакции с кислотами:
Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O
3) Реакции обмена с солями:
Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓+ 2KOH
4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:
Be(OH)2 + 2NaOH → Na2[Be(OH)4]
Жесткость воды
Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.
Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.
Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.
Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+
1) кипячением:
Сa(HCO3)2 t˚C→ CaCO3↓+ CO2 + H2O
Mg(HCO3)2 t˚C→ MgCO3↓+ CO2 + H2O
2) добавлением известкового молока:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O
3) добавлением соды:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 →CaCO3↓+ 2NaHCO3
CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4
MgCl2 + Na2CO3 → MgCO3↓ + 2NaCl