Gruppe IIA enthält nur Metalle – Be (Beryllium), Mg (Magnesium), Ca (Kalzium), Sr (Strontium), Ba (Barium) und Ra (Radium). Die chemischen Eigenschaften des ersten Vertreters dieser Gruppe, Beryllium, unterscheiden sich am stärksten von den chemischen Eigenschaften der anderen Elemente dieser Gruppe. Seine chemischen Eigenschaften sind Aluminium in vielerlei Hinsicht sogar noch ähnlicher als anderen Metallen der Gruppe IIA (die sogenannte "diagonale Ähnlichkeit"). Auch Magnesium unterscheidet sich in seinen chemischen Eigenschaften deutlich von Ca, Sr, Ba und Ra, hat aber dennoch wesentlich ähnlichere chemische Eigenschaften als Beryllium. Aufgrund der erheblichen Ähnlichkeit der chemischen Eigenschaften von Calcium, Strontium, Barium und Radium werden sie zu einer Familie zusammengefasst, genannt Erdalkali Metalle.
Alle Elemente der Gruppe IIA gehören dazu s-Elemente, d.h. alle ihre Valenzelektronen enthalten s-Unterebene. Somit hat die elektronische Konfiguration der äußeren Elektronenschicht aller chemischen Elemente dieser Gruppe die Form ns 2 , wo n– Nummer des Zeitraums, in dem sich das Element befindet.
Aufgrund der Besonderheiten der elektronischen Struktur von Metallen der Gruppe IIA können diese Elemente zusätzlich zu Null nur eine einzige Oxidationsstufe haben, die gleich +2 ist. Einfache Substanzen, die durch Elemente der Gruppe IIA gebildet werden, können bei der Teilnahme an chemischen Reaktionen nur oxidiert werden, d.h. Elektronen spenden:
Ich 0 - 2e - → Ich +2
Calcium, Strontium, Barium und Radium sind extrem reaktiv. Die von ihnen gebildeten einfachen Substanzen sind sehr starke Reduktionsmittel. Magnesium ist auch ein starkes Reduktionsmittel. Die Reduktionsaktivität von Metallen gehorcht den allgemeinen Gesetzen des Periodengesetzes von D.I. Mendeleev und erhöht die Untergruppe nach unten.
Interaktion mit einfachen Substanzen
mit Sauerstoff
Ohne Erhitzen reagieren Beryllium und Magnesium weder mit Luftsauerstoff noch mit reinem Sauerstoff, da sie mit dünnen Schutzschichten aus BeO- bzw. MgO-Oxiden bedeckt sind. Ihre Lagerung erfordert keine besonderen Methoden zum Schutz vor Luft und Feuchtigkeit, im Gegensatz zu Erdalkalimetallen, die unter einer Schicht einer für sie inerten Flüssigkeit, meistens Kerosin, gelagert werden.
Be, Mg, Ca, Sr bilden beim Verbrennen in Sauerstoff Oxide der Zusammensetzung MeO und Ba - eine Mischung aus Bariumoxid (BaO) und Bariumperoxid (BaO 2):
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
2Ba + O 2 \u003d 2BaO
Ba + O 2 \u003d BaO 2
Es ist zu beachten, dass bei der Verbrennung von Erdalkalimetallen und Magnesium an Luft auch die Nebenreaktion dieser Metalle mit Luftstickstoff abläuft, wodurch neben Verbindungen von Metallen mit Sauerstoff Nitride mit der allgemeinen Formel Me entstehen 3 N 2 werden ebenfalls gebildet.
mit Halogenen
Beryllium reagiert mit Halogenen erst bei hohen Temperaturen, während die übrigen Metalle der Gruppe IIA bereits bei Raumtemperatur reagieren:
Mg + I 2 \u003d MgI 2 - Magnesiumjodid
Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - Calciumbromid
Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - Bariumchlorid
mit Nichtmetallen der Gruppen IV–VI
Alle Metalle der Gruppe IIA reagieren beim Erhitzen mit allen Nichtmetallen der Gruppen IV-VI, jedoch ist je nach Stellung des Metalls in der Gruppe sowie der Aktivität der Nichtmetalle ein unterschiedlich starker Erhitzungsgrad erforderlich. Da Beryllium unter allen Metallen der Gruppe IIA das chemisch inertste ist, erfordern seine Reaktionen mit Nichtmetallen deutlich mehr um hohe Temperatur.
Es sollte beachtet werden, dass die Reaktion von Metallen mit Kohlenstoff Carbide verschiedener Natur bilden kann. Es gibt Karbide, die mit Methaniden verwandt sind, und herkömmlich betrachtete Derivate von Methan, in denen alle Wasserstoffatome durch ein Metall ersetzt sind. Sie enthalten wie Methan Kohlenstoff in der Oxidationsstufe -4, und während ihrer Hydrolyse oder Wechselwirkung mit nicht oxidierenden Säuren ist Methan eines der Produkte. Es gibt auch eine andere Art von Carbiden – Acetylenide, die das C 2 2-Ion enthalten, das eigentlich ein Fragment des Acetylenmoleküls ist. Carbide vom Acetylenidtyp bilden bei Hydrolyse oder Wechselwirkung mit nicht oxidierenden Säuren Acetylen als eines der Reaktionsprodukte. Welche Art von Carbid - Methanid oder Acetylenid - durch die Wechselwirkung des einen oder anderen Metalls mit Kohlenstoff erhalten wird, hängt von der Größe des Metallkations ab. Methanide werden in der Regel mit Metallionen mit kleinem Radius und Acetylide mit größeren Ionen gebildet. Bei Metallen der zweiten Gruppe entsteht Methanid durch die Wechselwirkung von Beryllium mit Kohlenstoff:
Die restlichen Metalle der Gruppe II A bilden mit Kohlenstoff Acetylenide:
Metalle der Gruppe IIA bilden mit Silizium Silizide - Verbindungen vom Typ Me 2 Si, mit Stickstoff - Nitriden (Me 3 N 2), Phosphor - Phosphiden (Me 3 P 2):
mit Wasserstoff
Alle Erdalkalimetalle reagieren beim Erhitzen mit Wasserstoff. Damit Magnesium mit Wasserstoff reagiert, reicht alleiniges Erhitzen, wie bei den Erdalkalimetallen, nicht aus, es ist neben hoher Temperatur auch ein erhöhter Druck des Wasserstoffs erforderlich. Beryllium reagiert unter keinen Bedingungen mit Wasserstoff.
Interaktion mit komplexen Substanzen
mit Wasser
Alle Erdalkalimetalle reagieren aktiv mit Wasser unter Bildung von Alkalien (lösliche Metallhydroxide) und Wasserstoff. Magnesium reagiert nur beim Kochen mit Wasser, da sich beim Erhitzen der schützende Oxidfilm von MgO im Wasser auflöst. Bei Beryllium ist der schützende Oxidfilm sehr widerstandsfähig: Wasser reagiert damit weder beim Kochen noch bei Rotgluttemperatur:
mit nicht oxidierenden Säuren
Alle Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe II reagieren mit nicht oxidierenden Säuren, da sie in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff stehen. Dabei entsteht ein Salz aus der entsprechenden Säure und Wasserstoff. Reaktionsbeispiele:
Be + H 2 SO 4 (razb.) \u003d BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
mit oxidierenden Säuren
− verdünnte Salpetersäure
Alle Metalle der Gruppe IIA reagieren mit verdünnter Salpetersäure. In diesem Fall sind die Reduktionsprodukte anstelle von Wasserstoff (wie bei nicht oxidierenden Säuren) Stickoxide, hauptsächlich Stickstoffmonoxid (I) (N 2 O), und bei stark verdünnter Salpetersäure Ammoniumnitrat ( NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO 3 ( rasb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5 H 2 O
4Mg + 10HNO3 (sehr disaggregiert)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
− konzentrierte Salpetersäure
Konzentrierte Salpetersäure bei normaler (oder niedriger) Temperatur passiviert Beryllium, d.h. reagiert nicht damit. Beim Kochen ist die Reaktion möglich und verläuft hauptsächlich nach der Gleichung:
Magnesium und Erdalkalimetalle reagieren mit konzentrierter Salpetersäure zu einer Vielzahl unterschiedlicher Stickstoffreduktionsprodukte.
− konzentrierte Schwefelsäure
Beryllium wird mit konzentrierter Schwefelsäure passiviert, d.h. reagiert damit unter normalen Bedingungen nicht, die Reaktion läuft jedoch beim Kochen ab und führt zur Bildung von Berylliumsulfat, Schwefeldioxid und Wasser:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Auch Barium wird durch konzentrierte Schwefelsäure durch Bildung von unlöslichem Bariumsulfat passiviert, reagiert aber beim Erhitzen damit, Bariumsulfat löst sich beim Erhitzen in konzentrierter Schwefelsäure durch Umwandlung in Bariumhydrogensulfat.
Die restlichen Metalle der Hauptgruppe IIA reagieren mit konzentrierter Schwefelsäure unter allen Bedingungen, auch in der Kälte. Abhängig von der Aktivität des Metalls, der Reaktionstemperatur und der Konzentration der Säure kann eine Schwefelreduktion zu SO 2, H 2 S und S erfolgen:
Mg + H 2 SO 4 ( Konz .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H2SO4 ( Konz .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H2SO4 ( Konz .) \u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4 H 2 O
mit Laugen
Magnesium und Erdalkalimetalle interagieren nicht mit Alkalien, und Beryllium reagiert leicht sowohl mit Alkalilösungen als auch mit wasserfreien Alkalien während des Schmelzens. Darüber hinaus ist, wenn die Reaktion in einer wässrigen Lösung durchgeführt wird, auch Wasser an der Reaktion beteiligt, und die Produkte sind Tetrahydroxoberyllate von Alkali- oder Erdalkalimetallen und gasförmiger Wasserstoff:
Be + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - Kaliumtetrahydroxoberyllat
Bei der Durchführung der Reaktion mit festem Alkali während des Schmelzens werden Beryllate von Alkali- oder Erdalkalimetallen und Wasserstoff gebildet.
Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - Kaliumberylat
mit Oxiden
Erdalkalimetalle sowie Magnesium können weniger aktive Metalle und einige Nichtmetalle beim Erhitzen aus ihren Oxiden reduzieren, zum Beispiel:
Die Methode, Metalle aus ihren Oxiden mit Magnesium wiederherzustellen, wird als Magnesiumthermie bezeichnet.
S-Elemente 2 Gruppen
ALLGEMEINE EIGENSCHAFTEN. In der Regel zu Erdalkalimetallen
zählen Calcium, Strontium und Barium, da deren Oxide (Erden) an
Auflösen in Wasser ergibt Alkali. Beryllium- und Magnesiumoxid in Wasser
sich auflösen. Manchmal werden alle Metalle der Gruppe 2A genannt
Erdalkali. Auf der äußeren Ebene haben Atome 2 Elektronen (Be -
2s2, Mg - 3s2, Ca - 4s2 usw.).
Bei Anregung gehen s-Elektronen zu p-
Unterebene und dann ist die Bildung von zwei Bindungen möglich
(Wertigkeit ist zwei). In Metallverbindungen
weisen eine Oxidationsstufe von +2 auf.
1. Erdalkalimetalle sind jedoch starke Reduktionsmittel
den Alkalimetallen unterlegen. Die restaurativen Eigenschaften nehmen zu
von oben nach unten, was mit einer Zunahme der Atomradien zusammenfällt (Be - 0,113
nm, Ba - 0,221 nm) und die Schwächung der Bindung zwischen den Elektronen und dem Kern. Also, Be und Mg
zersetzen Wasser sehr langsam, während Ca, Sr, Ba schnell.
2. An der Luft werden Be und Mg mit einem Schutzfilm bedeckt und brennen dann aus
nur wenn sie gezündet werden, während Ca, Sr, Ba sich selbst entzünden, wenn
Kontakt mit Luft.
3. Be- und Mg-Oxide sind in Wasser unlöslich und Be- und Mg-Hydroxide
werden indirekt erhalten, indem die Oxide Ca, Sr, Ba mit kombiniert werden
Wasser, um Hydroxide zu bilden. Berylliumoxid ist amphoter
Eigenschaften, die verbleibenden Oxide sind die Haupteigenschaften.
4. Be (OH) 2 und Mg (OH) 2 sind in Wasser fast unlöslich (0,02 und 2 mg pro 100 g).
Die Löslichkeit von Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 beträgt 0,1, 0,7 und 3,4 g.
dieses Be (OH) 2 ist ein amphoteres Hydroxid, Mg (0H) 2 ist eine schwache Base,
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(0H)2 sind starke Basen.
5. Die Halogenide sind in Wasser gut löslich, aber die Löslichkeit
Sulfat fällt von oben nach unten. 35,6 g lösen sich also in 100 g Wasser auf.
MgSO4, aber nur 0,2 g CaSO4, 0,01 g SrSO4 und 0,0002 g BaSO4.
6. Die Löslichkeit von Carbonaten nimmt von oben nach unten ab. MgCO3 - 0,06 g pro
100 g Wasser, BaCO3 insgesamt - 0,002 g. Thermische Stabilität von Carbonaten
wächst von oben nach unten: Zersetzt sich BeCO3 bei 100o, MgCO3 - bei 350o, dann
CaCO3 - bei 900o, SrCO3 - 1290o BaCO3 - bei 1350o.
BERYLLIUM - ist ausgeprägter kovalent
(nichtmetallische) Eigenschaften als andere Elemente der Gruppe 2A. Und ich selber
Beryllium, sein Oxid und Hydroxid haben amphotere Eigenschaften.
Be + 2HCl = BeCl2 + H2 Be + 2KOH + 2H2O = K2 + H2
BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O BeO + 2KOH + H2O = K2
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O Be(OH)2 + 2KOH = K2
Magnesium und Kalzium
ALLGEMEINE INFORMATIONEN. Der Gehalt an Magnesium und Calcium in der Erdkruste 2.1
und 3,6 %. Mineralien Magnesium- MgCO3. CaCO3 - Dolomit, MgCO3 - Magnesit, KCl.
6H2O - Carnallit; MgSO4
KCl. 3H2O - Kainit. Mineralien Kalzium:
CaCO3 - Calcit (Kalkstein, Kreide, Marmor), СaSO4
2H2O - Gips, Ca3(PO4)2 -
Phosphorit, 3Ca3(PO4)2
CaF2 - Apatit.
Magnesium und Calcium - silberweiße Metalle schmelzen bei 651 und
851o C. Calcium und seine Salze färben die Flamme ziegelrot.
EMPFANG. Calcium und Magnesium werden durch Elektrolyse der Schmelze gewonnen
Calciumchlorid oder Magnesiumchlorid oder nach dem aluminothermischen Verfahren.
Elektrolyse zu
СaCl2 Ca + Cl2 4CaO + 2Al = 3Ca + CaO . Al2O3
Chemische Eigenschaften von Calcium und Magnesium.
In Verbindungen weisen beide Metalle eine Oxidationsstufe von +2 auf. Bei
In diesem Fall ist Calcium aktiver als Magnesium, obwohl es Strontium unterlegen ist und
1. Wechselwirkung mit Sauerstoff kommt mit Zündung und
Freisetzung von Wärme und Licht.
Mg + O2 = 2MgO; 2Ca + O2 = 2CaO
2. Wechselwirkung mit Halogenen. Fluor verbindet sich mit Ca und Mg
direkt, die restlichen Halogene erst beim Erhitzen.
Mg + Cl2 = MgCl2; Ca + Br2 = CaBr2
3. Beim Erhitzen bilden Ca und Mg mit Wasserstoff Hydride, die
leicht hydrolysiert und oxidiert. zu zu
Mg + H2 = MgH2; Ca + H2 = CaH2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2; CaH2 + O2 = CaO + H2O
4. Beim Erhitzen interagieren beide Metalle miteinander
Nichtmetalle:
Mg + S = MgS; 3Ca + N2 = Ca3N2; 3Mg + 2P = Mg3P2
3Ca + 2As = Mg3As2; Ca + 2C = CaC2; Mg + 2C = MgC2
Anfällig sind Nitride, Sulfide und Carbide von Calcium und Magnesium
Hydrolyse:
Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3; CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 +
5. Beryllium und Magnesium interagieren nur mit Wasser und Alkoholen
beim Erhitzen, während Kalzium heftig von ihnen verdrängt wird
Mg + H2O = MgO + H2; Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
Ca + 2C2H5OH \u003d Ca (C2H5O) 2 + H2
6. Magnesium und Calcium entziehen weniger aktiven Oxiden Sauerstoff
Metalle.
CuO + Mg = Cu + MgO; MoO3 + 3Ca = Mo + 3CaO
7. Magnesium und Calcium verdrängen Wasserstoff aus nicht oxidierenden Säuren,
und oxidierende Säuren reduzieren diese Metalle tief.
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; Ca + 2CH3COOH = Ca(CH3COO)2 + H2
3Mg + 4H2SO4c = 3MgSO4 + S + 4H2O; 4Ca + 10HNO3c = 4Ca(NO3)2 + N2O
4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
8. Calcium und Magnesium werden leicht durch Lösungen von Oxidationsmitteln oxidiert:
5Mg + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5MgSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Ca + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3CaSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Oxidiert Calcium- und Magnesiumhydroxide.
Magnesiumoxid - MgO- weißes Pulver, feuerfest (feuerfest),
unlöslich in Wasser und Säuren und nur amorphe Oxidform
Magnesium reagiert langsam mit Säuren. Nimm Magnesiumoxid
Erhitzen von Magnesiumhydroxid.
MgO (amorph) + 2HCl = MgCl2 + H2O; Mg(OH)2 = MgO + H2O
Magnesiumhydroxid - Mg(OH)2- unlöslich und
schwach dissoziierende Base. Erhalten durch Einwirkung von Alkalien auf Salze
Magnesium. Wenn Kohlendioxid durch seine Lösung geleitet wird,
Niederschlag von Magnesiumcarbonat, das sich anschließend auflöst, wenn
überschüssiges CO2.
MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCl MgCl2 + 2NH4OH = Mg(OH)2 + 2NH4Cl
Mg(OH)2 + CO2 = MgCO3 + H2O MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2
Calciumoxid - CaO- Branntkalk. Weiß feuerfest
ein Stoff mit ausgeprägten basischen Eigenschaften (bildet sich mit Wasser
Hydroxid, reagiert mit Säureoxiden, Säuren und Amphoteren
Oxide).
CaO + H2O = Ca(OH)2 CaO + CO2 = CaCO3 CaO + 2HCl = CaCl2
CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2 CaO + Fe2O3 = Ca(FeO2)2
Gewonnen durch Rösten von Kalkstein oder Sulfatreduktion
CaCO3 = CaO + CO2; 2СаSO4 + 2C = 2CaO + 2SO2 + CO2
Kalziumhydroxid Ca(OH)2- gelöschter Kalk (Flusen), erhalten
wenn Calciumoxid mit Wasser reagiert. Starke Basis außer
Es löst einige Nichtmetalle und amphotere Metalle auf.
Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O Ca(OH)2 + SO3 = CaSO4 +
3Ca(OH)2 2FeCl3 = 2Fe(OH)3+ 3CaCl2 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + NH3
2Ca(OH)2 + Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2Al + 2H2O =
Gelöschter Kalk ist Bestandteil des Mörtels.
Die Verfestigung basiert auf den Reaktionen:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O; Ca(OH)2 + SiO2 = CaSiO3 + H2O
Sand aus der Luft
Wenn Kohlendioxid durch eine Ca(OH)2-Lösung geleitet wird
(Kalkwasser), Calciumcarbonat ausfällt, das, wenn
weitere Übertragung von CO2 löst sich aufgrund der Bildung
lösliches Calciumbicarbonat.
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O; CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
Eigenschaften von Elementen der Gruppe II A.
|
Eigenschaften |
4Sei |
12mg |
20Ca |
38Sr |
56Ba |
88Ra |
|
Atommasse |
9,012 |
24,305 |
40,80 |
87,62 |
137,34 |
226,025 |
|
Elektronische Konfiguration* |
||||||
|
0,113 |
0,160 |
0,190 |
0,213 |
0,225 |
0,235 |
|
|
0,034 |
0,078 |
0,106 |
0,127 |
0,133 |
0,144 |
|
|
Ionisationsenergie |
9,32 |
7,644 |
6,111 |
5,692 |
5,21 |
5,28 |
|
Relative Elektro- |
1,5 |
1,2 |
1,0 |
1,0 |
0,9 |
0,9 |
|
Mögliche Oxidationsstufen |
||||||
|
clarke, at.% (Verteil- |
1*10 -3 |
1,4 |
1,5 |
8*10 -3 |
5*10 -3 |
8*10 -12 |
|
Aggregatzustand (Gut.). |
S E R D E S E S T V A |
|||||
|
Farbe |
Grau |
Silber |
S E R E B R I S T O - WEISS |
|||
|
1283 |
649,5 |
850 |
770 |
710 |
700 |
|
|
2970 |
1120 |
1487 |
1367 |
1637 |
1140 |
|
|
Dichte |
1,86 |
1,741 |
1,540 |
2,67 |
3,67 |
|
|
Standard-Elektrodenpotential |
1,73 |
2,34 |
2,83 |
2,87 |
2,92 |
|
*Angegeben sind die Konfigurationen der externen elektronischen Niveaus der Atome der entsprechenden Elemente. Die Konfigurationen der verbleibenden elektronischen Niveaus stimmen mit denen für die Edelgase überein, die die vorherige Periode vervollständigen, und sind in Klammern angegeben.
Wie aus den in der Tabelle angegebenen Daten hervorgeht, haben die Elemente der Gruppe IIA eine niedrige (aber immer noch nicht die niedrigste: vergleiche mit IA gr.) Ionisierungsenergie und relative Elektronegativität, und diese Werte nehmen von Be zu Ba ab, was uns erlaubt daraus zu schließen, dass diese Elemente typische reduzierende Metalle sind und Ba aktiver ist als Be.
Ve - weist wie Aluminium amphotere Eigenschaften auf. Allerdings sind bei Be die metallischen Eigenschaften noch ausgeprägter als die nichtmetallischen. Beryllium reagiert im Gegensatz zu den anderen Elementen der Gruppe IIA mit Alkalien.
Chemische Bindungen in Be-Verbindungen sind hauptsächlich kovalent, während Bindungen in Verbindungen aller anderen Elemente (Mg - Ra) ionischer Natur sind. Gleichzeitig sind, wie bei Elementen der Gruppe IA, Bindungen mit Halogenen und Sauerstoff sehr stark, und mit Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Phosphor und Schwefel werden sie leicht hydrolysiert.
physikalische Eigenschaften. Dies sind silberweiße Metalle, relativ leicht, weich (mit Ausnahme von Beryllium), duktil, schmelzbar (alles außer Beryllium), haben eine gute elektrische und thermische Leitfähigkeit.
Praktischer Nutzen. Be wird in der Nukleartechnik als Neutronenmoderator und -absorber eingesetzt. Legierungen aus Beryllium mit Kupfer - Bronze - sind sehr widerstandsfähig und mit Nickel - sie haben eine hohe chemische Beständigkeit, weshalb sie in der Chirurgie eingesetzt werden.
Mg, Ca - werden als gute Reduktionsmittel in der Metallothermie verwendet.
Ca, Sr, Ba - reagieren recht leicht mit Gasen und werden als Getter (Absorber aus der Luft) in der Vakuumtechnik eingesetzt.
Kassenbon. Als hochreaktive Erdalkalimetalle kommen sie in der Natur nicht in freier Form vor, sie werden durch Elektrolyse von Halogenidschmelzen oder durch Metallothermie gewonnen. In der Natur sind Erdalkalielemente Bestandteil der folgenden Mineralien: -Beryll; - Feldspat; - Bischofit - wird in der Medizin und zur Herstellung von Magnesium durch Elektrolyse verwendet. Zur Gewinnung von Beryllium in der Metallurgie werden Fluoroberyllate verwendet: .
Chemische Eigenschaften. Erdalkalimetalle reagieren leicht mit Sauerstoff, Halogenen, Nichtmetallen, Wasser und Säuren, besonders wenn sie erhitzt werden:
Calcium und Barium fällt diese Reaktion besonders leicht, weshalb sie unter besonderen Bedingungen gelagert werden.
Bariumpersulfid BaS ist ein Leuchtstoff.
Die Hydrolyse von Acetyliden erzeugt Acetylen:
Es war nicht möglich, Verbindungen von Be und Mg mit Wasserstoff durch direkte Wechselwirkung einfacher Substanzen zu erhalten: die reaktion geht nicht während geht ganz einfach. Die resultierenden Hydride sind starke Reduktionsmittel. Passivierung, keine Reaktion
Oxide von Erdalkalimetallen. Oxide von Erdalkalielementen werden in großem Umfang im Bauwesen verwendet. Sie werden durch Zersetzung von Salzen erhalten: - CaO - Branntkalk.
In der Reihe der Oxide von BeO bis BaO Von links nach rechts nehmen die Löslichkeit von Oxiden in Wasser, ihre Haupteigenschaften und ihre chemische Aktivität wie folgt zu: BeO ist in Wasser unlöslich, Amphoteren, MgO ist in Wasser leicht löslich und CaO, SrO, BaO sind in Wasser gut löslich mit die Bildung von Hydroxiden Me (OH) : .
Die Schmelzpunkte von Oxiden nehmen in der Reihe BeO ® BaO ab. Schmelzpunkte der Oxide BeO und MgO » 2500 ° C, wodurch sie als feuerfeste Materialien verwendet werden können.
Hydroxide von Erdalkalimetallen. In der Reihe Be (OH) 2 ® Ba (OH) 2 nimmt der Radius von Me 2+ -Ionen zu, und infolgedessen steigt die Wahrscheinlichkeit der Manifestation der Haupteigenschaften von Hydroxiden, ihre Löslichkeit in Wasser: Be (OH ) 2 - ist leicht wasserlöslich, weist aufgrund seiner Amphoterität schwach saure und basische Eigenschaften auf, und Ba(OH) 2 ist sehr gut wasserlöslich und kann in seiner Stärke mit einer so starken Base wie NaOH verglichen werden.
Die Amphoterität von Berylliumhydroxid kann durch die folgenden Reaktionen veranschaulicht werden:
Salze von Erdalkalimetallen. Lösliche Salze Be und Ba - giftig, giftig! CaF2- schwerlösliches Salz, kommt in der Natur als Fluorit oder Flussspat vor, wird in der Optik verwendet. CaCl2, MgCl2- gut wasserlöslich, werden in der Medizin und chemischen Synthese als Trockenmittel verwendet. Karbonate werden auch häufig im Bauwesen verwendet: CaCO 3H MgCO 3- Dolomit - wird im Bauwesen und zur Gewinnung von Vg und Ca verwendet. CaCO 3 - Calcit, Kreide, Marmor, Isländischer Spat, MgCO3- Magnesit. Der Gehalt an löslichen Karbonaten in natürlichem Wasser bestimmt seine Härte: . Auch Sulfate sind weit verbreitete Naturverbindungen der Erdalkalimetalle: CaSO 4H 2H 2 O- Gips - weit verbreitet im Bauwesen. MgSO 4H 7H 2 O- Epsomit, "englisches Bittersalz", BaSO 4- findet Anwendung bei der Durchleuchtung. Phosphate: Ca 3 (RO 4) 2- Phosphorit, Ca(H2RO4)2, CaHRO4- Niederschlag - zur Herstellung von Düngemitteln verwendet, Ca 5 (RO 4) 3H (OH -, F -, Cl -) - Apatit - natürliches Mineral Ca, NH 4 Mg (PO 4)- leicht lösliche Verbindung. Es sind auch andere Salze bekannt: Ca(NO3)2H2H2O- Norwegischer Salpeter, Mg(ClO4) 2- Anhydron ist ein sehr gutes Trockenmittel.
Erdalkalimetalle umfassen Metalle der Gruppe IIA des Periodensystems von D.I. Mendelejew - Calcium (Ca), Strontium (Sr), Barium (Ba) und Radium (Ra). Darüber hinaus gehören zur Hauptuntergruppe der Gruppe II Beryllium (Be) und Magnesium (Mg). Das äußere Energieniveau von Erdalkalimetallen hat zwei Valenzelektronen. Die elektronische Konfiguration des externen Energieniveaus von Erdalkalimetallen ist ns 2 . In ihren Verbindungen weisen sie eine einzige Oxidationsstufe gleich +2 auf. In OVR sind sie Reduktionsmittel, d.h. ein Elektron spenden.
Mit zunehmender Ladung des Kerns von Atomen von Elementen, die zur Gruppe der Erdalkalimetalle gehören, nimmt die Ionisierungsenergie von Atomen ab und die Radien von Atomen und Ionen nehmen zu, die metallischen Eigenschaften chemischer Elemente nehmen zu.
Physikalische Eigenschaften von Erdalkalimetallen
Im freien Zustand ist Be ein stahlgraues Metall mit einem dichten hexagonalen Kristallgitter, ziemlich hart und spröde. An der Luft ist Be mit einem Oxidfilm bedeckt, der ihm einen matten Farbton verleiht und seine chemische Aktivität verringert.
Magnesium in Form einer einfachen Substanz ist ein weißes Metall, das wie Be an der Luft durch die Bildung eines Oxidfilms einen matten Farbton annimmt. Mg ist weicher und duktiler als Beryllium. Das Kristallgitter von Mg ist hexagonal.
Freies Ca, Ba und Sr sind silberweiße Metalle. Wenn sie der Luft ausgesetzt werden, werden sie sofort mit einem gelblichen Film bedeckt, der das Produkt ihrer Wechselwirkung mit den Bestandteilen der Luft ist. Calcium ist ein eher hartes Metall, Ba und Sr sind weicher.
Ca und Sr haben ein kubisch flächenzentriertes Kristallgitter, Barium hat ein kubisch raumzentriertes Kristallgitter.
Alle Erdalkalimetalle zeichnen sich durch das Vorhandensein einer metallischen chemischen Bindung aus, die ihre hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit verursacht. Die Siede- und Schmelzpunkte von Erdalkalimetallen sind höher als die von Alkalimetallen.
Erdalkalimetalle gewinnen
Das Erhalten von Be wird durch die Reduktionsreaktion seines Fluorids durchgeführt. Die Reaktion läuft beim Erhitzen ab:
BeF 2 + Mg = Be + MgF 2
Magnesium, Calcium und Strontium werden durch Elektrolyse geschmolzener Salze, meist Chloride, gewonnen:
CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2
Darüber hinaus wird, wenn Mg durch Elektrolyse einer Dichloridschmelze erhalten wird, NaCl zu der Reaktionsmischung gegeben, um die Schmelztemperatur zu senken.
Zur industriellen Mg-Gewinnung werden metall- und kohlenstoffthermische Verfahren eingesetzt:
2(CaO × MgO) (Dolomit) + Si = Ca 2 SiO 4 + Mg
Der Hauptweg zur Gewinnung von Ba ist die Oxidreduktion:
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
Chemische Eigenschaften von Erdalkalimetallen
Da in n.a. die Oberfläche von Be und Mg ist mit einem Oxidfilm überzogen – diese Metalle sind gegenüber Wasser inert. Ca, Sr und Ba lösen sich in Wasser auf und bilden Hydroxide mit stark basischen Eigenschaften:
Ba + H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2
Erdalkalimetalle können mit Sauerstoff reagieren, und alle mit Ausnahme von Barium bilden infolge dieser Wechselwirkung Oxide, Bariumperoxid:
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
Ba + O 2 \u003d BaO 2
Oxide von Erdalkalimetallen, mit Ausnahme von Beryllium, zeigen basische Eigenschaften, Be - amphotere Eigenschaften.
Beim Erhitzen können Erdalkalimetalle mit Nichtmetallen (Halogen, Schwefel, Stickstoff usw.) in Wechselwirkung treten:
Mg + Br 2 \u003d 2MgBr
3 Sr + N 2 \u003d Sr 3 N 2
2Mg + 2C \u003d Mg 2 C 2
2Ba + 2P = Ba3P2
Ba + H2 = BaH2
Erdalkalimetalle reagieren mit Säuren - lösen sich darin auf:
Ca + 2 HCl \u003d CaCl 2 + H 2
Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2
Beryllium reagiert mit wässrigen Lösungen von Alkalien - es löst sich darin auf:
Be + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Qualitative Reaktionen
Eine qualitative Reaktion auf Erdalkalimetalle ist die Färbung der Flamme mit ihren Kationen: Ca 2+ färbt die Flamme dunkelorange, Sr 2+ dunkelrot, Ba 2+ hellgrün.
Eine qualitative Reaktion auf das Bariumkation Ba 2+ sind SO 4 2- Anionen, was zur Bildung eines weißen Niederschlags von Bariumsulfat (BaSO 4) führt, der in anorganischen Säuren unlöslich ist.
Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ↓
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
| Übung | Führen Sie eine Reihe von Transformationen durch: Ca → CaO → Ca (OH) 2 → Ca (NO 3) 2 |
| Lösung | 2Ca + O 2 → 2CaO CaO + H 2 O→Ca(OH) 2 Ca(OH) 2 + 2HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O |
