Неорганическая химия (стр. 2 из 4)
Таблица 3.
| Элемент | Атомный номер | Относительная атомная масса | Атомный радиус, нм | Ионный радиус, нм | Энергия ионизации, эВ | Окраска пламени |
| Be | 4 | 9 | 0.113 | 0.031 | 9.32 | |
| Mg | 12 | 24 | 0.160 | 0.065 | 7.64 | |
| Ca | 20 | 40 | 0.197 | 0.099 | 6.11 | Кирпично-красная |
| Sr | 38 | 88 | 0.215 | 0.113 | 5.69 | Коричнево-красная |
| Ba | 56 | 137 | 0.221 | 0.135 | 5.21 | Желто-зеленая |
Физические свойства щелочноземельных металлов приведены в табл. 4.
| Элемент | tпл, °С | tкип, °С | Плотность, г/см3 | Характерные признаки |
| Be | 1287 | 2471 | 1.848 | Светло-серый металл, очень твердый и прочный |
| Mg | 650 | 1095 | 1.739 | Серибристо-белый металл |
| Ca | 842 | 1495 | 1.54 | Серебристый металл |
| Sr | 768 | 1390 | 2.63 | Серебристый металл |
| Ba | 727 | 1637 | 3.76 | Серебристый металл |
| Ra | 969 | 1500 | 5.6 | Радиоактивный серибристо-белый металл (Т½226Ra=1620 лет) |
Химические связи щелочноземельных металлов с неметаллами носят преимущественно ионный характер. Бериллий и магний по химическим свойствам отличаются от щелочных металлов. Бериллий по своим свойствам больше напоминает алюминий. Ион Ве2+ очень мал, поэтому для него характерно образование ковалентных связей. Гидроксид бериллия амфотерен.
Магний
Магний среди металлов занимает особое место. Его плотность (1.729 г/см3) на ⅓ меньше плотности алюминия, а прочность почти в 2 раза выше. Эти качества обеспечивают сплавам на основе магния ведущее место в авиастроении.
В природе магний широко распространен в виде соединений (восьмое место по содержанию в земной коре, 1.87% по массе). Основные минералы – магнезит MgCO3, доломит MgCO3∙CaCO3.
В химическом отношении магний очень активен, поэтому в свободном состоянии не встречается. На воздухе покрывается оксидной пленкой, дальнейшее окисление возможно лишь при 300-400 °С. Тонкую стружку магния легко поджечь. Реакция образования оксида магния сильно экзотермична (при сгорании 20 г Mg1 л ледяной воды можно нагреть до кипения).
2Mg + O2 = 2MgO + Q
Магний сильный восстановитель. Он восстанавливает при нагревании даже оксид углерода (IV):
2Mg + CO2 = 2MgO + C
Поэтому тушить горящий магний углекислотным огнетушителем нельзя – магний продолжает гореть в атмосфере углекислого газа.
Магний реагирует со всеми неметаллами. Реакции протекают примерно также как с кальцием. Металлический магний медленно реагирует с холодной водой:
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑
Из кипящей воды и разбавленных кислот магний также вытесняет водород:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
Гидроксид магния (как и Са(OH)2) плохо растворим в холодной воде, гораздо лучше в горячей и полностью в разбавленных кислотах. Это типичное основание:
Mg(ОН)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2О
Все растворимые соли магния бесцветны, горьки на вкус, но не ядовиты.
Магний используется в основном для получения легких сплавов. Прокаленный оксид магния прекрасный огнеупорный материал (до 2800 °С). Перхлорат магния (ангидрон) Mg(ClO4) используют как осушитель газов (Mg(ClO4)∙6Н2О). Асбест (природный силикат магния) – прекрасный теплоизолятор.
Кальций
Типичный щелочноземельный металл – кальций. В земной коре содержится 2.96% кальция (по массе), он занимает пятое место. В горных породах кальций встречается преимущественно в виде нерастворимых соединений: алюмосиликата кальция – анортита CaO.Al2O3.2SiO2, карбоната кальция CaСO3 (входящего в состав известняков, мела, мрамора), доломита CaCl2.MgСO3, фторида кальция CaF2 (плавиковый шпат), фосфата кальция Ca3(РO4)2 в виде фосфорита и апатита, содержащего в своем составе также CaF2 и CaCl2. Только сульфат кальция, встречающийся в виде минералов гипса CaSO4.2Н2О и ангидрита CaSO4. Кальций в виде различных соединений входит в состав многих горных пород осадочного или метаморфического происхождения; доломитизированных известняков, песчаников, сланцев. Кальций содержится в воде океанов, морей, озер и рек, а также в грунтовых водах.
Кальций в нормальных условиях проявляет степень окисления +2. Соединения одновалентного кальция существуют лишь при высоких температурах. Свободный кальций химически активен.
Кальций получают электролизом расплавленного хлористого кальция или восстановлением из из CaO методами металлотермии в вакууме.
СaCl2DСa2+ + 2Cl-
1½Ca2+ + 2е-"Caо
1½2Cl- - 2е-"Cl2о#
Ca2+ + 2Сl-электролизCaо+ Сlо2#
CaСl2электролизCa+ Сl2#
Металлический кальций применяется в качестве восстановителя при получении таких металлов, как торий цирконий, ванадий из их соединений. В небольшом количестве он используется в составе сплавов.
На воздухе кальций при обычной температуре окисляется, покрываясь оксидной пленкой.
Кальций реагирует с водородом, образуя гидрид CaH2 – стойкое соединение, вступающее во взаимодействие с водой с выделением водорода:
CaH2 + 2H2O"Ca(OH)2 + 2H2↑
Окись кальция получают из карбоната кальция CaCO3 при его термической диссоциации
CaCO3 "CaO +СО2 – Q
Эта реакция сопровождается поглощением теплоты, поэтому с повышением температуры равновесие смещается вправо, т.е. диссоциация возрастает.
Химически чистая окись кальция представляет собой бесцветные кристаллы с tпл.=2600°С и плотностью 3,4 г/см3. Она бурно реагирует с водой с выделением тепла:
CaO + H2O " Ca(OH)2 + 15,6 ккал/моль
Образуется гидроокись кальция которая имеет кристаллическую структуру. Растворимость в воде её невелика и уменьшается с повышением температуры.
Технический продукт, получаемый обжигом известняков, получаемый обжигом известняков, состоит в основном из окиси кальция и называется негашеной известью. В результате взаимодействия её с водой (гашения) образуется гашеная известь, основную массу которой составляет Ca(OH)2.
При нагревании Ca(OH)2 диссоциирует на CaO и водяные пары.
Соли кальция. Фторид кальция CaF2 в природе встречается в виде плавикового шпата. Используется для получения HF и различных фторидов. Хлорид кальция CaCl2 – белая, чрезвычайно гигроскопичная масса, расплывающаяся на воздухе. Растворение безводного CaCl2 в воде сопровождается разогреванием. Хлорид кальция применяют в качестве добавки, регулирующей процесс твердения цемента. Нитрат кальция Ca(NO3)2 – кальциевая селитра используется как азотное удобрение. Хлорная известь CaOCl2.nH2O применяется как дезинфицирующее средство.
Сульфат кальция при обычных температурах выпадает из водных растворов в форме дигидрата CaSO4.2H2O. Это прозрачные кристаллы способные при нагревании терять частично или полностью воду, переходя в соединения состава CaSO4.0,5H2O и CaSO4. Дегидратация происходит ступенчато. При умеренном нагревании двухводная соль переходит в полуводный гипс.
Полуводный гипс и растворимая форма безводного сульфата кальция способны присоединять воду, образуя CaSO4.2H2O в виде твердого камневидного тела. На этом основано применение полуводного гипса и ангидрита в качестве вяжущих строительных материалов.
При высокой температуре (t»960°С) наблюдается разложение сульфата кальция:
2CaSO4 = 2CaО + 2SO2 + О2
Этим процессом пользуются для получения серной кислоты. Обычно такое производство комбинируют с производством цемента. Обжигу подвергают смесь глины с гипсом.
В присутствии солей NH4Cl, KNO3, Mg(NO3)2 или кислот HCl, H3PO4 растворимость сульфата кальция возрастает.
Известны две соли угольной кислоты: карбонат CaCO3 и гидрокарбонат Ca(HCO3)2. первая нерастворимая в воде и обладает сравнительно высокой термической устойчивостью, а гидрокарбонат в обычных условиях существует только в водных растворах и обладает малой термической устойчивостью.
Образование гидрокарбоната кальция в природных условиях имеет место, когда породы, содержащие СаСО3, подвергаются воздействию воды и растворенной в ней СО2:
СаСО3 + СО2 + Н2О= Ca(HCO3)2
В этой реакции в присутствии твердой фазы СаСО3 при практически постоянной концентрации воды константа равновесия равна:
Поэтому при постоянной температуре с повышением концентрации СО2 в газовой фазе и в растворе должна возрастать и концентрация Ca(HCO3)2 отвечающая равновесию раствора с твердым СаСО3. Это увеличение количества Ca(HCO3)2 происходит за счет уменьшения количества СаСО3. таким образом, повышение концентрации СО2 в растворе вызывает переход соответствующего количества карбоната кальция в гидрокарбонат, что сопровождается понижением концентрации СО2 до равновесной. Поэтому СО2, избыточная по отношению к равновесной, носит название агрессивной двуокиси углерода. Если такая повышенная концентрация СО2 в воде поддерживается за счет поступления из вне, то вода становится агрессивной по отношению к карбонату кальция.
В противоположном случае при понижении давления СО2 над раствором, гидрокарбонат кальция разлагается с выделением в осадок СаСО3. В природных условиях процесс происходит когда глубинные воды, насыщенные двуокисью углерода под давлением, выходят на поверхность.