Тема 3. Берилій. Магній. Лужноземельні метали

Основні теоретичні відомості

До головної підгрупи II групи елементів періодичної системи належать Берилій Be, Магній Mg, Кальцій Са, Стронцій Sr, Барій Ва і Радій Ra.

У зовнішньому електронному шарі атомів елементів цієї підгрупи розміщується по два валентних s-електрона, отже, ці елементи є металами.

Всі елементи головної підгрупи II групи крім Берилію мають яскраво виявлені металічні властивості. Метали головної підгрупи легко віддають свої зовнішні валентні електрони і перетворюються на катіони Ме²⁺. Згідно з електронною будовою, метали головної підгрупи II групи у сполуках виявляють ступінь окиснення +2, та валентність ІІ.

За величинами енергій йонізації можна зробити висновок, що активність металів зростає зі збільшенням протонного числа елементів, тобто від Берилію до Радію.

Перші два елементи підгрупи — Берилій і Магній — відрізняються від інших своїх аналогів. Берилій за властивостями подібний до Алюмінію виявляє амфотерні властивості, Магній дещо подібний до Літію, а Кальцій, Стронцій, Барій і Радій дуже подібні між собою (їх виділяють в окрему підгрупу лужноземельних металів).

Всі метали головної підгрупи II групи мають сріблястий блиск, проте блискучими залишаються на повітрі тільки Be і Mg, а лужноземельні метали швидко вкриваються плівкою оксидів та нітридів, яка не має захисних властивостей (на відміну від оксидної плівки на поверхні Be і Mg).

Барій та стронцій зазвичай зберігаються під шаром керосину або аналогічно радію в запаяних скляних трубках, тоді як інші метали цього ряду, як менш сильні відновники, можна зберігати просто в закритих склянках.

Кальцій, стронцій, барій та радій окиснюються киснем повітря, перетворюючись на білі землисті порошки оксидів, які під час розчинення у воді дають луги (звідси назва — лужноземельні). Тому лужноземельні метали доцільно зберігати під шаром органічних інертних рідин.

Всі метали головної підгрупи II групи, як дуже активні, безпосередньо сполучаються з різними неметалами (киснем, сіркою, галогенами, вуглецем, силіцієм, а деякі і з воднем).

Кальцій, стронцій та барій під час нагрівання легко реагують з воднем з утворенням гідридів МеН₂.

Взаємодія з водою термодинамічно можлива практично для всіх металів:

Me + 2Н₂О = Ме(ОН)₂ + Н₂↑.

Проте поверхня берилію вкрита дуже стійкою оксидною плівкою, що не реагує з водою навіть за температури червоного жару. Магній стійкий проти дії холодної води, але енергійно взаємодіє з киплячою водою. Кальцій, стронцій і барій реагують з водою майже з такою самою швидкістю, як і літій.

Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂↑.

Метали головної підгрупи II групи легко розчиняються у розбавлених розчинах кислот-неокисників з виділенням водню:

Be + 2НС1 = ВеС1₂ + Н₂↑.

Під час взаємодії з розбавленим розчином HNO₃ серед продуктів відновлення нітратної кислоти переважає нітрат амонію, тобто всі ці метали активні відновники:

4 Me + 10HNO₃ = 4Мe(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3Н₂О.

Берилій здатний взаємодіяти також з лугами, чим і відрізняється від своїх аналогів:

Be + 2NaOH + 2Н₂О = Na₂[Be(OH)₄] + Н₂↑

У промисловості і в лабораторії оксиди металів головної підгрупи II групи добувають не з самих металів, а термічним розкладанням відповідних карбонатів або гідроксидів:

СаСО₃ → СаО + СО₂ ↑

ВаО зручно добувати нагріванням нітрату барію:

2Ba(NO₃)₂ = 2BaO + 4NO₂ + O₂↑

Оксиди кальцію, стронцію, барію, радію та дрібнокристалічний оксид магнію здатні легко сполучатися з водою з утворенням основ Ме(ОН)₂, в той час як амфотерний гідроксид берилію Ве(ОН)₂ добувають непрямим способом.

Оксид кальцію відомий під назвою негащене, або палене, вапно. Після гашення водою утворюється гашене вапно, яке застосовується у виробництві соди, у будівництві.

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

Гідроксиди кальцію, стронцію, барію — сильні основи, які за силою поступаються лише гідроксидам s-елементів І групи. В ряду Са(ОН)₂ — Sr(OH)₂ — Ва(ОН)₂ зростає основний характер гідроксидів. У цьому самому напрямку посилюються їх розчинність і термічна стійкість.

Розчин Ва(ОН)₂ (баритова вода) — важливий лабораторний реактив для якісного виявлення вуглекислого газу. Са(ОН)₂ (вапняне молоко, гашене вапно) застосовується як дешева розчинна основа.

Крім оксидів метали головної підгрупи ІІ групи можуть утворювати й пероксиди. Найлегше утворюють пероксиди найактивніші метали.

У разі нагрівання ВаО до 600 °С за наявності кисню утворюється пероксидбарію:

2ВаО + О₂ = 2ВаО₂.

Більшість нітратів, хлоридів, бромідів, йодидів, ацетатів, перхлоратів металів головної підгрупи II групи розчинні у воді. До малорозчинних належать сульфати (за винятком BeSO₄ і MgSO₄), карбонати, оксалати, фосфати, арсенати, фториди (за винятком BeF₂).

З нерозчинних солей слід відмітити карбонати МеСО₃ та ортофосфати Ме₃(РО₄)₂. Розчинність сульфатів МеSO₄ зменшується від Ве до Ra; сульфати Sr, Ba, Ra практично нерозчинні; СаSO₄ частково розчинний, а сульфати Ве та Мg мають високу розчинність.

Хромат барію ВаСr O₄ на відміну від хромату стронцію, розчинного в оцтовій кислоті, розчиняється в соляній кислоті. Хромати мають жовте забарвлення.

Летучі солі кальцію, стронцію та барію забарвлюють полум’я газового пальника відповідно у карміново-червоне, кармінове, жовто-зелене світло.

Твердість води та методи її усунення

Вмістом у природній воді йонів Са²⁺ і Mg²⁺ зумовлена її твердість. У твердій воді не піниться мило (мило — натрієва сіль вищих карбонових кислот, наприклад стеаратної, пальмітатної тощо). Утворені за реакцією обміну кальцієві і магнієві солі цих кислот у воді не розчинні.

Під час кип'ятіння твердої води на стінках посуду (котлів) утворюється осад (накип), що складається з карбонатів кальцію і магнію — продуктів термічного розкладання розчинних у воді гідрогенкарбонатів і CaSO₄·2Н₂О. Розчинність CaSO₄·2Н₂О зменшується з підвищенням температури.

Застосування твердої води неможливе в ряді виробництв. У разі тривалого використання твердої води утворюється товстий шар накипу, який не тільки зумовлює зниження теплопровідності стінок апаратів, у яких кип'ятиться вода, а й може призвести до вибуху внаслідок перегрівання цих апаратів.

Сумарний вміст солей магнію і кальцію у воді називається її загальною твердістю.

Загальну твердість води поділяють на тимчасову, або карбонатну, і постійну, або некарбонатну.

Тимчасова твердість води зумовлена наявністю гідрогенкарбонатів кальцію і магнію, її можна усунути тривалим кип'ятінням води:

Ме(НСО₃)₂ МеСО₃↓ + Н₂О + СО₂↑.

Постійна твердість води зумовлена наявністю у воді солей сильних кислот — сульфатів і хлоридів магнію і кальцію; кип'ятінням постійну твердість води усунути неможливо.

Твердість води прийнято виражати числом міліеквівалентів (мекв) катіонів Mg²⁺ і Са²⁺, що містяться в 1 л води (1 мекв = 20,04 мг/л Са²⁺ або 12,16 мг/л Mg²⁺).

Загальна твердість води Т (мекв/л) можна обчислити за формулою:

,

де С_Са²⁺ і С_Mg²⁺ - концентрації катіонів Са²⁺ і Mg²⁺, мг/л.

Твердість води можна обчислити за формулою:

, [мекв/л]

де m – маса речовини, яка зумовлює твердість води або застосовується для усунення твердості води, мг;

М_е – молярна маса еквівалентів цієї речовини, г/моль;

V – об’єм води, л.

За значенням твердості природну воду розрізняють, як дуже м’яку – з твердістю до 1,5 мекв/л; м’яку – від 1,5 до 4 мекв/л; середньої твердості – від 4 до 8 мекв/л; тверду – від 8 до 12 мекв/л і дуже тверду – понад 12 мекв/л.

Воду перед використанням зм’якшують. Існує кілька способів зм'якшення води. Тимчасову твердість усувають кип'ятінням. Якщо ж вода містить багато гідрогенкарбонатів, то її зм'якшують добавлянням гашеного вапна, яке переводить кислі солі у середні:

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСО₃↓ + 2Н₂О.

Якщо твердість зумовлена наявністю сульфатів і хлоридів кальцію, магнію, то до води додають соду Na₂CO₃ або Са(ОН)₂. У цьому разі осаджуються всі солі магнію і кальцію у вигляді СаСО₃ і Mg(OH)₂. Замість соди для зм'якшення води іноді використовують ортофосфат натрію або поліметафосфат натрію. Ортофосфат осаджує йони Са²⁺ і Mg²⁺, поліметафосфат утворює з ними розчинні комплексні сполуки, які не дають накипу і не послаблюють мийну дію мила.

Усунути твердість води можна також методом йонного обміну або катіонуванням. Для цього тверду воду слід пропустити крізь шар катіоніту, який здатний обмінювати йони Na⁺ або Н⁺ на Са²⁺ і Mg²⁺:

Ca²⁺ + Na₂R = 2Na⁺ + CaR,

Mg²⁺ + Na₂R = 2Na⁺ + MgR.

Оскільки ця реакція оборотна, то катіоніт легко піддається регенерації. Для цього крізь катіоніт достатньо пропустити концентрований розчин NaCl, і його знову можна буде використовувати.

Іноді воду потрібно очищати не тільки від йонів Са²⁺ і Mg²⁺, а й від інших йонів. У цьому разі ефективнішим є застосування органічних йонітів спочатку в Н⁺ -формі, а потім в ОН^- - формі (Н-катіоніти та ОН-аніоніти). Під час проходження води крізь Н-катіоніти та ОН-аніоніти вона очищається від усіх солей взагалі, тобто таким способом її можна перетворити на дистильовану. Така обробка води називається знесолюванням.

Для регенерації Н⁺-катіоніту його слід обробити хлоридною або сульфатною кислотою. Внаслідок цього йони Са²⁺, Mg²⁺ переходять у розчин, а катіоніт знову насичується йонами Н⁺. Для регенерації аніоніту його слід обробити розчином лугу; у цьому разі увібрані аніони будуть витіснятися у розчин, а аніоніт насичуватиметься йонами ОН^-.

Найм'якша вода у природі — це дощова та снігова.

Лабораторна робота

Дослід 1. Відновні властивості Магнію та Кальцію

а). Взаємодія магнію та кальцію з водою.

Шматочок магнію, очищений наждачним папіром, занурити у пробірку з 5-6 краплями дистильованої води і додати 1-2 краплі фенолфталеїну. Відмітити відсутність перебігу реакції при комнатнії температурі. Нагріти пробірку. Спостерігати утворення бульбашок газу на поверхні металу. Відмітити зміну кольору розчину.

Аналогічний дослід провести з металічним кальцієм.

Написати рівняння відповідних реакцій та визначити, при яких умовах вони протікають.

б). У дві пробірки помістити окремо шматочок металічного магнію та кальцію і додати 5-6 крапель розведеної хлоридної кислоти.

Написати рівняння реакцій.

Дослід 2. Оксиди та гідроксиди магнію і кальцію

У дві пробірки помістити окремо по 1 мікрошпателю оксидів магнію і кальцію, додати в кожну з них по 1 мл дистильованої води та 1-2 краплі фенолфталеїну. Розмішайте скляною паличкою. Відмітить погану розчинність оксиду магнію у воді.

Який з гідроксидів має найбільш лужні властивості?

Дослід 3. Властивості магній гідроксиду

Налити у пробірку 3 краплі розчину магній хлориду і додати такий самий об’єм розведеного розчину натрій гідроксиду. Спостерігати за утворенням білого драглистого осаду. Розділити осад на дві пробірки. В окремих пробірках подіяти на осад надлишком лугу і розведеною хлоридною кислотою. Зробити висновок про хімічний характер магній гідроксиду. Написати рівняння реакцій.

Дослід 4. Солі лужноземельних металів.

а). Сульфати.

У три пробірки налити по 3-5 крапель розчину натрій сульфату . В одну з них додати такий же об’єм розчину, в другу - , в третю - . В яких пробірках утворився осад нерозчинного сульфату? Написати рівняння реакцій.

б). Хромати.

У три пробірки налити окремо по декілько крапель розчинів , і та додати в кожну з них по декілька крапель розчину калій хромату. В розчинах яких солей утворюється осад і яке його забарвлення? Додати до осадів 5-6 крапель розчину ацетатної кислоти. Усі чи ні осади розчинюються? Можливо чи ні в присутності ацетатної кислоти осадити хромат-йоном йони стронцію?

Дослід 5. Реакція виявлення катіонів Магнію

У пробірку з 2 краплями розчину магній хлориду додати равний об’єм розчину амоніаку до випадіння осаду. Далі додавати краплями розчин амоній хлориду до повного розчинення осаду, а потім до прозорого розчину суміші доліти 2-3 краплі натрію гідрогенфосфату. Спостерігати за випаданням білого кристалічного осаду магнію-амонію . Написати рівняння реакції.

Дослід 6. Забарвлення полум’я солями лужно-земельних металів

Очищену шляхом промивання в хлоридній кислоті і прожарювання ніхромову проволоку внести у розчин солі кальцію, а потім в полум’я паяльника. Спостерігати забарвлення полум’я. Те ж саме виконати з солями Стронцію та Барію.

Ніхромову проволоку після кожної солі промити у хлоридній кислоті і прожарити до повного зникнення забарвлення полум’я.

Дата добавления: 2014-10-31