Бинарные соединения

Соединения с водородом. Гидриды щелочноземельных металлов ЭH₂ - белые кристаллические вещества с ион­ной решеткой, анион Н^-. Гидриды Be и Mg - твердые полимерные соединения. Термическая устойчивость гид­ридов понижается от Ва к Be.

Как технические, так и лабораторные способы получе­ния гидридов Mg, Ca, Sr, Ва сводятся к нагреванию соответствующего металла в атмосфере Н₂. BeH₂ получа­ют в эфирном растворе по реакции:

BeCl₂ + 2LiH ® BeH₂ + 2LiCl.

Гидриды ЭН₂ - сильные восстановители, разлагают­ся водой; гидриды элементов Са-Ва легко окисляются кислородом:

ЭН₂ + 2Н₂О ® Э(ОН)₂ + 2Н₂,

ЭН₂ + O₂ ® Э(OH)₂

Галогениды. Все галогениды ЭГ₂ - бесцветные кри­сталлические вещества с ионной решеткой. BeF₂ суще­ствует также в виде стекловидной массы. ЭГ₂ термически устойчивы, теплоты образования (абсолютные значения) у них высоки, закономерно повышаются в ряду Be-Ва (исключение - ВаF₂) и уменьшаются при переходе от фторидов к иодидам. Температуры плав­ления изменяются, как правило, аналогично. В воде ЭГ₂ хорошо растворяются (кроме фторидов ряда Mg-Ва), из водных растворов выделяются (кроме фторидов) в виде кристаллогидратов, большей частью с 6 или 2 молекула­ми воды.

Способы получения. СаГ₂-ВаГ₂ - действие НГ на металл, гидроксид или карбонат соответствующего ме­талла:

Э + 2НГ ® ЭГ₂ + H₂

Э(OH)₂ + 2НГ ® ЭГ₂ + H₂O (так же получают BeF₂ и MgF₂)

ЭCOH₃ + 2НГ ® ЭГ₂ + H₂O + CO₂ (так же получают и MgF₂)

ВеГ₂, кроме ВеF₂ - нагревание Be с галогенами.

Mg Г₂, кроме MgF₂ - выделение из его природных соединений.

Химические свойства. Бромиды и иодиды проявляют восстановительные свойства:

ЭI₂ + Cl₂ ® ЭCl₂ + I₂

Галогениды Be и Mg сильно гидролизуются. При на­гревании образуются оксосоли:

ЭГ₂(р)+Н₂O «ЭОНГ+НГ

2ЭГ₂(р) + Н₂О Э₂ОГ₂ + 2НГ (кроме MgF₂),

2BeCI₂×4H₂O Be₂OCI₂ + 2HCl + 7H₂O.

Соединения с кислородом. Оксиды ЭО и пероксиды ЭО₂ (ВеО₂ не получен) - порошкообразные вещества бе­лого цвета. Температуры плавления ЭО очень высоки и понижаются от Mg к Ва. Термическая диссоциация ЭО протекает очень трудно, теплоты образования (абсолют­ные значения) высокие. Термическая устойчивость ЭО₂ повышается от MgO₂ к ВаО₂. В воде ЭО₂ труднораствори­мы.

Способы получения. ЭО, кроме ВаО - термическое разложение карбонатов или гидроксидов щелочноземельных металлов:

Э(ОН)₂ ЭО + Н₂О (Э = Ве, Mg),

ЭСО₃ ЭО + СО₂ (Э = Ве, Mg, Ca, Sr).

ВаО - по реакции:

2Ba(NO₃)₂ 2BaO + 4NO₂ + O₂.

ЭО₂, кроме ВаО₂ - нейтрализация гидроксидов Н₂О₂:

Э(ОН)₂ + Н₂О₂ «ЭО₂ + 2Н₂О

ВаО₂ - по реакции:

2ВаО + О₂ 2ВаО₂.

Химические свойства. Оксиды Mg, Ca, Sr, Ba - ос­новного характера, ВеО проявляет амфотерные свойства. Химическая активность ЭО увеличивается в ряду ВеО - ВаО. Оксиды, кроме ВеО, реагируют с водой; MgO реаги­рует частично с горячей водой:

ЭО + Н₂О ® Э(ОН)₂

Оксиды легко реагируют с кислотами (ВеО при на­гревании); ВеО реагирует также со щелочами:

ЭО+2НС1 ® ЭС1₂+Н₂О,

ВеО + 2НС1 + 3Н₂О [Be (ОН₂)₄] С1₂

ВеО + 2КОН + Н₂О К₂ [Be (OH)₄]

ВеО + 2КОН К₂ВеО₂+Н₂О.

ВаО при нагревании в присутствии О₂ образует ВаО₂:

2ВаО + О₂ 2ВаО₂.

ЭО₂ при растворении в воде подвергаются сильному гидролизу:

ЭО₂ + 2Н₂О «Э(ОН)₂ + Н₂О₂

Они разлагаются кислотами, даже очень слабыми, на­пример угольной:

ЭО₂ + СО₂ + Н₂О ® ЭСО₃ + Н₂О₂.

Пероксиды благодаря наличию иона [O₂]^2- проявляют окислительные свойства; при действии сильных окисли­телей окисляются:

ВаО₂ + 2KI + 2Н₂О ® I₂+ Ва (ОН)₂ + 2KOH,

SrO₂ + HgCl₂ ® O₂ + SrCl₂ + Hg.

Пероксиды склонны к реакциям диспропорционирования:

2ВаО₂ 2ВаО + О₂

Соединения с другими элементами. Сульфиды ЭS - кристаллические бесцветные вещества с ионной решет­кой типа NaCl; термически устойчивы; малорастворимы в воде. Получают ЭS взаимодействием простых веществ или прокаливанием сульфатов с углем:

BaSO₄ + 4C BaS + 4CO.

В водном растворе сульфиды сильно гидролизованы:

2ЭS + 2Н₂О «Э(ОН)₂ + Э(НS)₂

В ряду BaS - BeS гидролиз усиливается, BeS и MgS гидролизуются полностью.

ЭS являются восстановителями:

BaS + I₂ ® S + BaI₂

Нитриды Э₃N₂- термически устойчивые кристалли­ческие вещества. Получают их, как правило, нагреванием металлов в атмосфере N₂:

3Э + N₂ Э₃N₂

В воде нитриды необратимо гидролизуются:

Э₃N₂ + 2Н₂О ® Э(ОН)₂ + 2NH₃

Гидроксиды и их производные

Гидроксиды Э(ОН)₂ - белые порошкообразные ве­щества (кристаллическая решетка ионная). Они могут быть получены в безводном состоянии и в виде кристал­логидратов с 1, 2, 3, 8 молекулами воды. Растворимость в воде относительно невелика и увеличивается при пере­ходе от Be(OH)₂ к Ва(ОН)₂.

При нагревания Э(ОН)₂ разлагаются, переходя в оксиды:

Э(ОН)₂ ЭО + H₂O

Способы получения. Ве(ОН)₂, Mg(OH)₂ - обменные реакции между растворимой солью металла и щелочью:

ЭCl₂ + 2KOH ® Э(ОН)₂ + 2КС1.

В случае Ве(ОН)₂ следует избегать избытка щелочи.

Са(ОН)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ - взаимодействие окси­дов с водой:

ЭО + H₂O ® Э(ОН)₂

Химические свойства. Характер диссоциации Э(ОН)₂ закономерно изменяется от Ве(ОН)₂ (амфотер) до Ва(ОН)₂ (сильное основание). Ве(ОН)₂, растворяясь в кислотах и щелочах, образует аква- и гидроксокомплексы:

Be (ОН)₂ + 2НС1 + 2Н₂О ® [Ве (ОН₂)₄]С1₂

Be (ОН)₂ + 2NaOH ® Na₂ [Be (ОН)₄]

Mg(OH)₂ проявляет только основные свойства, слабый электролит.

При нагревании сульфаты, нитраты, карбонаты разлагаются по схемам:

2ЭSО₄ 2ЭО + 2SО₂ + О₂

2Э(NO₃)₂ 2ЭО + 4NО₂ + О₂

ЭCО₃ 2ЭО + CО₂

Термическая устойчивость нитратов и карбонатов за­кономерно возрастает от соединений Be к соединениям Ва.

При действии СО₂ на осадки карбонатов Са, Sr, Ва образуются растворимые гидрокарбонаты, которые при нагревании опять переходят в карбонаты:

ЭСОз + СО₂ + Н₂О «Э(НСО₃)₂

В водном растворе соли Be и Mg, а также соли сла­бых кислот Са, Sr, Ва гидролизуются; соли Be и Mg гидролизуются особенно легко с образованием основных со­лей.

Дата добавления: 2015-07-13