Реферат: Щелочноземельные металлы - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Щелочноземельные металлы

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 91 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

13 Часть первая. Общая характер истика II А группы Пери о дической Системы элементов. В этой группе располагаются следующие элементы: Be , Mg , Ca , Sr, Ba, Ra. Они имеют общую электронную конфигурацию: ( n -1) p 6 ns 2 , кроме Ве 1 s 2 2 s 2 . В силу последнего, свойства Ве немного отличаются от свойств подгруппы в целом . Свойства магния тоже отличаются от свойств подгруппы, но в меньшей степ ени. В ряду Са – Sr – Ba – Ra свой ства меняются п о следовательно. Относите льная электроотрицательность в ряду Ве – Ra падает т.к. с увелич е нием размера атома валентные электроны отдаются охотнее. Свойства элементов II А по д груп пы определяются легкостью отдачи двух ns -электронов. При этом образуются ионы Э 2+ . При изучении дифракции рентгеновских лучей выяснилось, что в неко торых соединениях элементы II А подгр уппы проявляют одновалентность. Примером таких соединения являются ЭГ, которые получаются при добавлении Э к расплаву ЭГ 2 . Все элементы этого ряда не встречаются в природе в свободном со стоянии ввиду высокой активности. Часть вторая. Бериллий и магний. История бериллия Соединения бериллия в виде д рагоценных камней были известны еще в древности. С давних пор люди искал и и разрабатывали месторождения голубых аквамаринов, зеленых изумрудо в, зеленовато-желтых бериллов и золотистых хризобериллов. Но только в ко нце 18 века химики заподозрили, что в бериллах есть какой-то новый неизвест ный элемент. В 1798 году французский химик Льюис Николас Воклен выделил из б ерилла окись "La terree du beril", отличавшуюся от окиси алюминия. Эта окись придавала солям сладкий вкус, не обр а зовывала квас цов, растворялась в растворе карбоната аммония и не осаждалась оксалато м калия. Металлический бериллий был впервые получен в 1829 году известным н емецким уч е ным Веллером и одновременно ф ранцузским ученым Бюсси, который получил порошок м е таллического бериллия восстановлением хлористого берилл ия металлическим калием. Нач а ло промышле нного производства относится к 30-40 гг. прошлого столетия. История магния Свое название элемент получ ил по местности Магнезия в Древней Греции. П риродные магнийсодержащие материалы магнезит и доломит издавна исполь зовались в строительстве. Первые попытки выделить мет аллическую основу магнезии в чистом виде были пре д приняты в начале XIX в. знамен итым английским физиком и химиком Гемфри Дэви (1778– 1829) после того, как он под верг электролизу расплавы едкого кали и едкого натра и получил металлич еский Na и K . Он решил попытаться аналогичным образом осуществить разложен ие оксидов щелочноземельных металлов и магнезии. В своих первоначальны х опытах Дэви пропускал ток через влажные оксиды, предохраняя их от сопр икосновения с воздухом слоем нефти; однако при этом металлы сплавлялись с катодом и их не удавалось отделить. Дэви пробовал применять множество различных методов, но все они по разны м прич и нам оказывались малоуспешными. На конец, в 1808 г. его постигла удача – он смешал вла ж ную магнезию с оксидом ртути, поместил массу на пластинку из пла тины и пропустил через нее ток; амальгаму перенес в стеклянную трубку, на грел, чтобы удалить ртуть, и получил новый металл. Тем же способом Дэви уда лось получить барий, кальций и стронций. Пр о мышленное производство магния электролитическим способом было на чато в Германии в конце 19 века. Теоретические и экспериментальные работы по получению магния электрол и тическим с пособом в нашей стране были выполнены П.П. Федотьевым; процесс восстано в ления оксида магния кремнием в вакууме и сследовал П.Ф. Антипин. Распространение Бериллий относится к числу н е очень распространенных элементов: его содержание в земной коре состав ляет 0,0004 вес. %. Бериллий в природе находится в связанном состоянии. Важнейш ие минералы бериллия: берилл- Be 3 Al 2 ( SiO 3 ) 6 , хризоберилл- Be ( AlO 2 ) 2 и фенакит- Be 2 SiO 4 . Основная часть бериллия распылена в качестве примесей к мине ралам ряда других элементов, особенно алюминия. Бериллий содержится так же в глубинных осадках морей и золе некоторых каменных углей. Некоторые разновидности берилла, окрашенные примесями в различные цвета, относят ся к драгоценным камням. Таковы, например, зеленые изумруды, голубовато-з еленые аквамарины. Магний – один из самых распространенных в земной коре элементов. Содерж ание ма г ния составляет 1,4 %. К числу важнейш их минералов относятся, в частности, углекислые карбонатные породы, обра зующие огромные массивы на суше и даже целые горные хребты – магнезит MgCO 3 и доломит MgCO 3 CaCO 3 . Под слоями различных наносн ых пород совм е стно с залежами каменной с оли известны колоссальные залежи и другого легкорастворимого магнийсо держащего минерала – карналлита MgCl 2 KCl 6 H 2 O . Кроме того, во многих мин е ралах магний тесно связан с кремнеземом, образуя, например, оливин [( Mg , Fe ) 2 SiO 4 ] и реже встречающийся форстерит ( Mg 2 SiO 4 ). Другие магнийсодер жащие минералы – это бруцит Mg ( OH ) 2 , кизерит MgSO 4 , эпс онит MgSO 4 7 H 2 O , каинит MgSO 4 KCl 3 H 2 O . На поверхности Земли магний легко образует водные силикаты (тал ьк, асбест и др.), примером которых м о жет сл ужить серпентин 3 MgO 2 SiO 2 2 H 2 O . Из известных минералов около 13 % содержат маг ний. Однако природные соединения магния широко встречаются и в растворе нном виде. Кроме различных минералов и горных пород, 0,13 % магния в виде MgCl 2 постоянно соде р жатся в водах океана (его запасы здесь неисчерпае мы – около 6 10 16 т) и в соленых озерах и источниках. Магний та кже входит в состав хлорофилла в количестве до 2 % и выступает здесь как ко мплексообразователь. Общее содержание этого элемента в живом веществе Зе м ли оценивается величиной порядка 10 11 тонн. Получение Основной (около 70%) способ полу чения магния – электролиз расплавленного карна л лита или MgCl 2 п од слоем флюса для защиты от окисления. Термический способ получения маг ния (около 30%) заключается в восстановлении обожженного магнезита или дол омита. Бериллиевые концентраты перерабатывают в оксид или гидроксид бе риллия, из которых п о лучают фторид или хл орид. При получении металлического бериллия осуществляют эле к тролиз расплава BeCl 2 (50 вес.%) и NaCl .Такая с месь имеет температуру плавления 300 о С проти в 400 о С для чистого Ве Cl 2 . Также бериллий получают магний- или алюмоте рмически при 1000-1200 0 C из Na 2 [ BeF 4 ]: Na 2 [ BeF 4 ] + 2 Mg = Be + 2 Na + М gF 2 . Особо чистый бериллий (в основном для атомн ой промышленности) получают зонной плавкой, дистилляцией в в а кууме и электролитическим рафинированием. Особенности Бериллий является “чистым” элементом. В природе магний встречается в виде трех стабильных изотопов : 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) и 26 Mg (11,29%). Искусственно были п о лучены изотопы с массами 23, 27 и 28. Бериллий имеет атомный номер 4 и атомный вес 9,0122. Он находится во втором п е риоде периодической системы и возглавл яет главную подгруппу 2 группы. Электронная структура атома бериллия - 1s 2 2s 2 . При химическ ом взаимодействии атом бериллия возбу ж д ается (что требует затраты 63 ккал/г атом) и один из 2 s -электронов п ереходит на 2р-орбиталь что определяет специфику химии бериллия: он може т проявлять максимальную к о валентность, равную 4, образуя 2 связи по обменному механизму, и 2 по донорно-акцепторном у. На кривой потенциалов ионизации бериллий занимает одно из верхних мес т. Последнее соответствует его малому радиусу и характеризует бериллий как элемент не ос о бенно охотно отдающий свои электроны, что в первую очередь определяет малую степень химическо й активности элемента. С точки зрения электроотрицательности бериллий может рассматриваться как типичный переходный элемент между электропо ложительными атом а ми металлов, легко отд ающих свои электроны, и типичными комплексо-образователями, имеющими те нденцию к образованию ковалентной связи. Бериллий проявляет диагональ ную аналогию с алюминием в большей мере, чем Li c Mg и является кайносимметричным эл е ментом. Бериллий и его соединения весьма токсичны. ПДК в воздухе - 2 мк г/м 3 . В периодической системе элементов магний располагается в главной подг руппе II группы; порядковый номер магн ия – 12, атомный вес 24,312. Электронная конфигурация н е возбужденного атома – 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 ; строение внешних электронных оболочек ато ма Mg (3 s 2 ) соответствует его нульвалентному состоянию. Возбу ждение до двухвалентного 3s 1 3p 1 треб у ет затраты 62 ккал/г-ато м. Ионизационные потенциалы магния меньше, чем бериллия, п о этому соединения магния характеризуются больше й долей ионности связи. По комплексоо б ра зовательной способности магний тоже уступает бериллию. Взаимодействие с элементами III В группы с недостроен ными d -оболочками имеет некоторые ос обенности. В эту группу входят Sc , Y, Ln, и Th . Эти элементы образуют с магнием ряд промежуточных фаз и хорошо растворяются в нем в жидком состоянии. Диагр аммы состояния смесей этих элементов с магнием – эвтектического харак тера. Растворимость этих элементов в магнии в твердом с о стоянии не велика (2 – 5 % по массе). Со щелочноземельными и ос обенно со щелочными м е таллами магний не образует значительной области растворимости в твердом состоянии, что с вязано с большим различием атомных радиусов. Исключением является лити й, атомный р а диус которого отличается от атомного радиуса магния на 2 %. Системы магния с медью, с е ребром и золотом – эвтектического типа. Растворимость сер ебра при температуре эвтектики – 16 % по массе. Физические свойства Бериллий – мета лл серебристо-белого цвета. Довольно тверд и хрупок. Обладает ди а магнитными свойствами. На воздухе он покрываетс я тонкой окисной пленкой предающей металлу серый, матовый цвет и предохр аняющей от дальнейшей коррозии. Сжимаемость бериллия очень мала. Меньше всех металлов (в 17 раз меньше А l ) задер живает рентгено в ское излучение. Он крист аллизуется в ГПУ-структуре с периодами а=0,228 нм, и с=0,358 нм, КЧ=6. При 1254 о С гексагональная -модификация переходит в кубическую . Бериллий о б ра зует эвтектические сплавы с Al и Si . Магний - также имеет серебристо-белый цвет. Относител ьно бериллия он более мягок и пластичен. На воздухе тускнеет за счет окис ления. Магний хорошо растворяет водород. В отличие от бериллия парамагни тен. Пары магния содержат молекулы Mg 2 , энергия дисс о циации котор ых оценивается в 7 ккал/моль . Сжимаемость Mg мала, под давлением в 100 тыс. атм его объем уменьшается до 0,85 исходного. Магний крис таллизуется в ГПУ-структуре. Для магния характерно перекрытие первой и второй зон Бриллюена. Некоторые физические константы металлов приведены ниже в таблице: Be Mg Атомный радиус, нм 1,113 1,162 Радиус иона Э 2+ , нм 0,034 0,074 Эне ргия ионизации, эв , Э 0 Э + 9,32 7,64 Э + Э 2+ 18,21 15,03 Энергия кр. решетки, мкДж\кмоль 321,6 150,2 Плотность (20 o C ), г/см 3 1,84 1,73 Температура плавления . , o C 1287 650 Темпе ратура кипения, o C 2450 1103 Теплота плавления, ккал/г-атом 2,8 2,1 Теп лота испарения, ккал/г-атом 74 31 Теплота возгонки (при 25 o C ), ккал/г-атом 78 35 Электропроводность ( Hg =1) 23 22 ОЭО 1,47 1,23 Теплоемкость, Дж\(кг . К) 1826 1047 Химические свойства элементов С химической точки зрен ия Ве и особенно магний – активные металлы, с высоким сродством к окисли телям (кислород, галогениды и др.). На воздухе бериллий и магний п о крываются тонкой оксидной пленкой. Вода не д ействует на бериллий. Магний медленно в ы тесняет из воды водород при кипячении. Оба элемента сгорают на воз духе при нагревании по реакции 2Э+О 2 =2ЭО, выделяя много тепла и света (на этом основано применение магния в пироте хнике). Помимо окисей образуется еще Э 3 N 2 . Магний загорается пр и 650 0 С, бери л лий - при 900 0 С. Оба соединяются с галогенами, а при нагревании - с серой и азотом. Оба элемента восстанавли вают Si , Ti, K, Ba из окислов. Магний, как правило, реагирует энерги ч нее. Оба элемента хорошо растворимы в разбавленных кислотах, не являющихся окис лит е лями. Бериллий растворяется в HNO 3 лишь при наг ревании. Горячая концент-рированная серная кислота медленно растворяе т Э выделяя SO 2 или H 2 S . H Г (Г=С l , Br, I) в газообразном состоянии легко де йствуют на Э. На магний не оказывают заметного действия HF любой концентрации, растворы NaOH , Na 2 CO 3 . На бериллий же концен трированные растворы щ е лочей дейс твуют уже при комнатной температуре по схеме: 2NaOH +Be + 2H 2 O = Na 2 [Be(O Н ) 4 ]+ H 2 . В этом бериллий сходен с алюминием. С в о дородом соединяется непосредстве нно лишь магний (при давлении). Ве до температуры плавления с водородом не реагирует, однако при термическом разложении бериллийорган и ческих соединений (2000 о С) образуется В eH 2 . С водным раствором аммиака бериллий не реагирует. Магний тоже почти не раствор я ется в аммиачном растворе, од нако, постепенно растворяется в растворе солей аммония по схеме: 2 NH 4 + + Mg = Mg 2+ + H 2 + NH 3 . Ве из солей аммония растворя ется лишь в крепком растворе NH 4 F по схеме: 4 NH 4 F + Be = ( NH 4 ) 2 BeF 4 + H 2 + 2 NH 3 . Различия в химизме раств о рения доказывают большую комплексообразовательную способно сть бериллия. Химические свойства соединений элементов Нормальные электродные поте нциалы реакций Ве – 2е = Ве 2+ и Mg – 2е = Mg 2+ равны соответственно 0 =-1,7В и 0 =-1,55В. Ниже представлены теплоты образ ования некоторых соединений магния и бериллия, рассчитанные в ккал на грамм-эквивалент металла: F Cl Br I O S N Be 121 59 44 20 72 28 23 Mg 134 77 62 43 72 42 19 Отношен ие Be / Mg 0,90 0,77 0,71 0,47 1,00 0,47 1,21 Из приведенных данных видно, что теплоты образования аналогичных производных бериллия и магния бли зки при сравнительно малых объемах металлоидных атомов ( F , O , N ) и сильно расходятся при больших ( Cl , Br , I , S ). Гидрид Ве получают смешиванием гидрида ли тия с хлоридом Ве, или по схеме: LiAlH 4 + Be(CH 3 ) 2 = BeH 2 + LiAlH 2 (CH 3 ) 3 . Гидрид магния получают непоср едственно из элементов при нагревании и давлении, а также при нагревании Mg ( C 2 H 5 ) 2 Э H 2 – белые твердые ве щества, плохо растворимые в эфире. Выделяют водород из воды и спиртов: ЭН 2 + 2Н 2 О = Э(ОН) 2 + 2Н 2 и ЭН 2 + 2СН 3 ОН = Э(ОСН 3 ) 2 + 2Н 2 . Окиси Ве и Mg – весьма тугоплавкие, белые, малора створимые в воде вещества. Могут быть получены прокаливанием оксалатов, нитратов, карбонатов: ЭСО 3 = ЭО + СО 2 , 2Э( NO 3 ) 2 = 2ЭО + 4 NO 2 + O 2 , ЭС 2 О 4 = С O 2 + СО + ЭО. Также могут быть получены сжиганием соответствующих металлов в кислор оде. Ра с твор имы в кислотах: ЭО + 2Н + = Э 2+ + Н 2 О. ВеО растворяется в щелочах по схеме: BeO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [ Be ( O Н) 4 ]. Ядерные ра с стояния в кристаллах MgO (т. пл. 2850 о С) и B еО (т. пл . 2580 о С) равны соответственно 2,10 и 1,64 , а у и х индивидуальных молекул (в парах) – 1,33 и 1,75 . Пары Э O сильно диссо ци и рованы на элементы. Охлаждение распла ва ВеО ведет к образованию стекла. Кристаллы ВеО имеют структуру вюрцита , что свидетельствует о малой полярности связи. Кристаллы MgO имеют структуру NaCl . Обе окиси растворимы в кислотах тем труднее, чем сильнее они б ы ли предварительно прокалены. Такое сниж ение реакционной способности обусловлено в данном случае укрупнением кристаллов. При хранении на воздухе оксид магния постепенно поглощает в лагу и CO 2 , переходя в Mg ( OH ) 2 и в MgCO 3 . Окись магния изредка встречается в природе (минерал периклаз). Получаемая прокаливанием природного магнезита MgO явл я ется исх одным продуктом для изготовления различных огнеупорных изделий. Белые аморфные гидроокиси магния и бериллия мало растворимы в воде. Растворенная часть Mg ( OH ) 2 диссоциирован а по типу основания и является электролитом слабой силы, а Ве(ОН) 2 имеет амфотерный характер и диссоциирует по суммар ной схеме: Ве 2+ + 2ОН = Ве(ОН) 2 = 2Н + + ВеО 2 2- . Гидроокись бериллия вообще является единственным основанием в IIA группе, обл а дающей амфотерными свойствами. Осаждение Ве( OH ) 2 в процессе нейтрализации ки слого раствора (по схеме: Э 2+ +2ОН – =Э(ОН) 2 ) наступает при pH =5,7, а Mg ( OH ) 2 – при рН=10,5. Ве(ОН) 2 – является полимерным сое динением, поэтому его растворимость в воде ничтожна (рПР=22). Ввиду слабост и кислотных свойств Ве(ОН) 2 бериллаты сильно гидролизованы в водном растворе. При растворении Ве(ОН) 2 в кислотах образуются тетраэдричекие аквако м плексы [Ве(Н 2 О) 4 ] 2+ , в щелочах – гидро ксокомплексы [ Be ( OH ) 4 ] 2- (или [ Be ( OH ) 3 ] - )по схеме: Ве(ОН) 2 + 2 OH = [ Be ( OH ) 4 ] 2- . Бериллий в беррилиат -ионе sp 3 -гибридизирован, а сам берр и лат-ион имеет форму тетраэдра. КЧ Ве = 4. Ве(ОН) 2 начинает те рять воду уже при 230 0 С. Б е риллаты типа К 2 ВеО 2 существуют только в твердом состоянии. Они могут быт ь получены растворением порошка Ве на расплавы щелочей. Основные свойст ва у Ве(ОН) 2 преобладают над кислотными, но выр ажены менее значительно, чем у Mg (ОН) 2 . Гидроокись магния встречается в природе (ми нерал брусит). рПР Mg ( OH ) 2 = 11. Mg (ОН) 2 обладает только о с новными свойс твами. Однако, взаимодействием Mg ( OH ) 2 c 65%-ным раствором NaOH при 100 0 С может быть получен неустойч ивый в водной среде тетрагидроксомагнезат натрия – Na 2 [ Mg ( OH ) 4 ]. Помимо кислот, гидроксид магния растворим в ра створах солей аммония по схеме: Mg ( OH ) 2 + 2 NH 4 + = Mg 2+ + 2 NH 3 + 2 H 2 О. Поэтому раствором аммиака нельзя полност ью осадить гидроокись магния, например из хлорида, т.к. следующий процесс равновесный: М gCl 2 + NH 4 OH = NH 4 Cl + Mg (ОН) 2. При нагревании гидроокись м агния реагирует с Р, Se , S (Х = Se , S ): 6 Mg (ОН) 2 + 4 P = 6 Mg О + 4РН 3 + 3О 2 и 2 Mg (ОН) 2 + 2Х = 2 Mg О + 2Н 2 Х + О 2 Обе гидроокиси хорошо раствор имы в кислотах: Э(ОН) 2 + 2Н + = Э 2+ + 2 H 2 О. Гидроксид ма г ния в промышленности получают действуя на растворимые соли магния известков ым мол о ком. Для магния известна аналогич ная гидроокиси этоксидная производная Mg ( OC 2 H 5 ) 2 . Она может быть полу чена взаимодействием амальгамы магния со спиртом и представляет собой белый порошок, растворимый в спирте и разлагаемый водой. Взаимодействие м свежеоса ж денной Mg ( OH ) 2 с 30%-ной H 2 O 2 может быть получена раствори мая в воде гидратная пер е кись-окись магния MgO 2 . 3 Mg O . nH 2 O , она применяется как антисептик, для желудка т.к. с в о дой дает М g (ОН) 2 и перекись водорода. Многие из солей бериллия и магния хорошо раств о римы в воде. Ионы Э 2+ бесцветны. Mg 2+ сообщают раствору горький вкус, Ве 2+ - сладков а тый. Соли Ве подвержены гидролизу при ко мнатной температуре и дают кислую среду, соли Mg – в меньшей степени. Например, гидролиз сульфатов и галогенид ов проходит по схемам: 1. 2Э SO 4 + 2Н 2 О = (ЭОН) 2 SO 4 + Н 2 SO 4 2. ( ЭОН ) 2 SO 4 + 2H 2 O = 2 Э (OH) 2 + Н 2 SO 4 1. ЭГ 2 + Н 2 О = H Г + ЭОНГ 2. ЭОНГ + 2Н 2 О = Э(ОН) 2 + НГ. Причем гидролиз идет в основ ном по первой стадии до образования основных солей. Отношение заряда к р адиусу у Be 2+ - велико, в результате чего он обладает высокой поляр и зующей способностью и его комплексообразовател ьные свойства повышены. Почти все галоидные соли бериллия и магния бесцветны, расплываются на воздухе и легкорастворимы в воде за исключе нием М gF 2 , растворимост ь которого весьма мала (0,08 г/л ). Для хлорида маг ния характерны кристаллогидраты MgCl 2 . nH 2 O ( n =1,2,4,6,8,12). Для хлорида бериллия характерны соединения типа Ве Cl 2 . 2 R ( R -ацетон, ацетальдегид, диэт ил а мин, этиловый эфир, этилендиамин, пири дин и др.) Оба хлорида присоединяют аммиак с о б разованием Э Cl 2 . nNH 3 ( n =2,4,6). MgCl 2 широко распространен в природе в виде минералов – бишофита MgCl 2 . 2Н 2 О, карн аллита М g С l 2 . KCl . 6 H 2 O др. При образовании галогенидов бери л лия, его атомы возбуждаются: 2 s 2 2 s 1 2 p 1 при этом за счет распаривания возникают две к о валентные связи и происходит sp -гибридизация: валентные электроны образуют два sp -гибридных облака лежащих на од ной прямой и вытянутых в противоположенных направл е ниях. Таким образом молекулы ВеГ 2 – имеют линейное строение. Ве F 2 получают нейтрал и зацией п лавиковой кислоты гидроокисью бериллия а MgF 2 непосредственно из элементов или обменной реак цией: М g 2+ + 2 F – = MgF 2 . Хлорид Ве можно получить по следующим схемам при нагревании: ВеО + С + С l 2 = BeCl 2 + СО; 2ВеО + С OCl 2 = Ве Cl 2 + CO 2 . Ве Cl 2 – имеет полимерное строение. Большинство с олей выделяется из растворов в в и де крис таллогидратов (Ве Cl 2 . 2 H 2 O , Ве I 2 . 4 H 2 O , MgBr 2 6 H 2 O ). При их нагревании происходит отщепление части НГ и остаются труднорастворимы е в воде основные соли. Реакции пр и соедин ения характерны главным образом для фторидов, образующих комплексы тип ов M [ЭГ 3 ]и M 2 [ЭГ 4 ], где М-одновалентный металл, например Tl 2 [ BeCl 4 ], Na 2 [ BeCl 4 ] Нитраты Ве и М g легкорастворимы не только в воде, но и в спирте. Mg ( NO 3 ) 2 встреч а ется в природе. Кристаллизуются они обычно в виде Mg ( NO 3 ) 2 6 H 2 O и Ве( NO 3 ) . 4Н 2 О. Э( NO 3 ) . n Н 2 О можно получи ть действуя азотной кислотой на соответствующие металлы, ЭО, Э(ОН) 2 , ЭСО 3 . Для Ве n бывает 4,3,2( n 0), а для магния n может равняться 9,6,2 и 0. При н а гревании они разлагаются, отщепляя воду, NO 2 и О 2 : 2 Э (NO 3 ) 2 . nH 2 O = nH 2 O + 2 Э O + 4NO 2 + О 2 . Для сульфато в Ве и Mg характерны легк орастворимые кристаллогидраты Ве SO 4 . 4H 2 O и MgSO 4 nH 2 O (n=1,2,3,4,5,6,7,12). Первый полностью обезвоживается при 400 0 С, второй при 200 0 С. Ве SO 4 получают действием разбавле нной серной кислоты на окись или гидроокись бериллия. Раствор BeSO 4 способен растворять Mg по схеме: 2 Ве SO 4 + Mg + 2H 2 O = H 2 + (BeOH) 2 SO 4 + MgSO 4 . Под дей ствием кислот MgSO 4 перех одит в кислый сульфат: MgSO 4 + H 2 SO 4 = Mg ( HSO 4 ) 2 . MgSO 4 вступает при нагре вании в следующие реакции: MgSO 4 + 2С = М gS + 2 CO 2 ; 2MgSO 4 + C = 2MgO + 2SO 2 + CO 2 ; MgSO 4 + H 2 S = MgO + SO 2 + S + H 2 O; MgSO 4 + SiO 2 = MgSiO 3 + SO 3; Термическое разложение BeSO 4 и MgSO 4 начинается соответственно при 580 0 С и 1124 0 С: 2Э SO 4 = 2ЭО + 2 SO 2 + О 2 . Константа эл ектролитической диссоциации MgSO 4 – 5 10 -3 . В пр и роде MgSO 4 встречается в виде минерало в: горькой соли - MgSO 4 7 H 2 O , кизерита - MgSO 4 H 2 O , полигалита - MgSO 4 . К 2 SO 4 . 2Са SO 4 . 2Н 2 О и др. Кизерит може т служить хорошим материалом для получения MgO и SO 2 , т.к. при н акаливании с углем разлагается по схеме: MgSO 4 + C + 64 ккал = CO + SO 2 + MgO . Горькая соль применяется в текстильной и бу ма ж ной промышленности, а также в медицин е. С сульфатами некоторых одно валентных металлов BeSO 4 и MgSO 4 обр азуют двойные соли, для Ве типа M 2 [ Be ( SO 4 ) 2 ] . 2 H 2 O , а для магния так называемые шениты состава M 2 [ Mg ( SO 4 ) 2 ] 6 H 2 O , где M – о дновалентный металл. Шенитом K 2 [ Mg ( SO 4 ) 2 ] 6 H 2 O пользую т ся иногда в качестве калийного минерального удо брения. Нагреванием MgSO 4 с крепкой серной кислотой могут быть получены соединения MgSO 4 . H 2 SO 4 , MgSO 4 . 3 H 2 SO 4 . Действуя аммиаком на спиртовой раствор MgSO 4 могут быть получены следующие комплексы: [ Mg ( NH 3 ) 2 ( H 2 O ) 4 ] SO 4 , [ Mg ( NH 3 ) 3 ( H 2 O ) 3 ] SO 4 , [ Mg ( NH 3 ) 4 ( H 2 O ) 2 ] SO 4 . Почти нерастворимые в воде нормальные карбонаты Ве CO 3 4 H 2 O MgCO 3 nH 2 O ( n =5,3) могут быть получены только при одновремен ном присутствии в растворе большого избытка CO 2 . В противном случае осаждаются также почти нера створимые основные соли. Так, при действии соды на соли Э имеет место процесс: Э 2+ + 2С O 3 2- + Н 2 О = СО 2 + (ЭОН) 2 СО 3 . Основные карбонаты Э растворимы в минеральных кислотах, в уксусно й кислоте и раств о рах солей аммония. Нагр евание такого осадка с кислым карбонатом калия приведет к обр а зованию нормального карбоната: (ЭОН) 2 СО 3 + 2 KHCO 3 = 2ЭСО 3 + 2Н 2 О + К 2 СО 3 . MgCO 3 распространен в природе. Белая магнезия – это основная соль приблизительного состава 3 MgCO 3 Mg ( OH ) 2 3 H 2 O - используется в медицинских целях при повышенной кислотности ж елудка. Она выпадает в осадок если к нагретому раствору хлорида магния п риливать ра с твор соды: 2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (MgOH) 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl. Интересно отметить, что сначала, когда в растворе еще нед остаток СО 2 и среда щелочная, процесс идет с о бразован и ем белой магнезии, а когда в рас творе появляется избыток СО 2 и среда станови тся кислой из белой магнезии образуется гидрокарбонат устойчивый в растворе по схеме: ( MgOH ) 2 CO 3 + 3СО 2 + Н 2 О = 2 Mg ( HCO 3 ) 2 . ЭСО 3 отщепляют углекислый газ уже при 100 и 500 0 С соответственно для Ве и Mg . На этом осн овано использование магнезита для получения СО 2 . При пропускании СО 2 через взвесь MgCO 3 осадок может быть раство рен: MgCO 3 + CO 2 + H 2 O = Mg ( HCO 3 ) 2 . ЭСО 3 ра с творимы в растворе карбоната аммония по схеме: ЭС О 3 + ( NH 4 ) 2 СО 3 = ( NH 4 ) 2 [Э(СО 3 ) 2 ]. При кипячении раствора такой двойной соли, вновь выпадает оса док: ( NH 4 ) 2 [Э(СО 3 ) 2 ] = 2 NH 3 + C О 2 + ЭСО 3 + Н 2 О . BeCO 3 растворим также в углекислых щелочах. К таким двойным карбона там относи т ся природный доломит - Са[Mg(СО 3 ) 2 ]. Применение на шел перхлорат магния (“ангидрон”) как отбел иватель и осушитель. Ацетат бериллия получается только при наг ревании ВеС l 2 c безводной уксусной к и слотой. Эта соль не растворима в воде и медленно ею разлагается с образованием основных солей. При 300 о С начи нает разлагается. Mg ( CH 3 COO ) 2 растворим в воде. Оксалат бериллия – ВеС 2 О 4 . 3Н 2 О, представля ет собой порошок белого цвета; растворим в воде. При 100 о С т е ряет 2 молекулы Н 2 О. При 220 о С теряет послед нюю молекулу воды и плавится, а при 350 о С разла гается: ВеС 2 О 4 = С O 2 + СО + Be О. Были получены комплексы типа Na 2 [Ве(С 2 О 4 ) 2 ]. M g С 2 О 4 . 3Н 2 О мало растворим в воде. Взаимодействует с раствором оксалата аммония с обр а зованием растворимой двойной соли: ( NH 4 ) 2 С 2 О 4 + M g С 2 О 4 = ( NH 4 ) 2 [ Mg (С 2 О 4 ) 2 ]. Одно-, двух-, трех- замещенные ортофосфаты бериллия и магния Be ( H 2 PO 4 ) 2 . 2 H 2 O , BeHPO 4 . 3 H 2 O , Be 3 ( PO 4 ) 3 . 4 H 2 O , Mg 3 ( PO 4 ) 2 . nH 2 O ( n =8,6,4), Mg H PO 4 . nH 2 O ( n =1,2,7) мало ра с творимы в воде. Их можно получить растворением гидроокисей в соответствующих колич е ствах Н 3 РО 4 , или обменными реакциями с х-замещенными ортофосфатами натрия. Сл е дующей реакцией пользуются для откры тия катионов Mg 2+ и анио нов фосфорной, мышьяк о вистой кислоты: MgCl 2 + NH 4 OH + Na 2 HPO 4 = H 2 O +2 NaCl + MgNH 4 PO 4 . Сульфиды Э получают прямым синтезом из эле ментов. Ве S представляет собой серов а то-белые кристаллы. Он подвержен гидроли зу в воде: Ве S + 2 H 2 O = Be ( OH ) 2 + H 2 S . MgS – бесц ветные кубические кристаллы. Он плавится выше 2000 о С, в воде подвержен гидролизу: 3 MgS + 2 H 2 O = Mg ( HS ) 2 + 2 MgO + H 2 S . Метанид бериллия получают прокаливанием ВеО с углем: 2ВеО + 3С = Ве 2 С + 2СО. Этот красновато-ж елтый порошок разлагает воду с выделением метана: Ве 2 С + 4Н 2 О = СН 4 + 2Ве(ОН) 2 . Ацетилид бер иллия получают прокаливанием тесной смеси Ве с углем. разлагает воду с в ыделением ацетилена: ВеС 2 + 2Н 2 О = С 2 Н 2 + Ве(ОН) 2 . Карбидные соединения Mg энд о термичн ы. MgC 2 получают действуя на порошок магния ацетиленом или бензолом при н а гревании: Mg + C 2 H 2 = MgC 2 + H 2 . Mg 2 C 3 получают д ействуя пентаном на порошок магния. Водой MgC 2 разлагается с выделением С 2 Н 2 , а Mg 2 C 3 c выделением СН 3 -С СН. Все карбиды Э реагируют с галоге нами и серой и азотом при нагревании образуя соответс т венно Э S , Э Cl 2 и Э 3 N 2 . Нитриды Э образуются при нагревании порошков Э c азотом или аммиаком: 2 NH 3 + 3Э = Э 3 N 2 + 3 H 2 . B e 3 N 2 – белый порошок устойчивый на воздухе. Может быть получен по схеме: 3Ве + 2 KCN = Be 3 N 2 + 2 K + 2 C . Mg 3 N 2 – аморфный порошок зелен о вато-желтого цвета, флюоресцирует оранж евым цветом. Реагирует с метанолом и окислами углерода: Mg 3 N 2 + 6CH 3 OH = NH 3 + N(CH 3 ) 3 + 3Mg(OH)OCH 3 ; Mg 3 N 2 + 3CO x = 3MgO + N 2 + 3CO x-1 Оба нитрида гидролизуется в одой и растворяются в кислотах: Э 3 N 2 + Н 2 О = NH 3 + Mg ( OH ) 2 ; Э 3 N 2 + 8 H + = 2Э 2+ + 2 NH 4 + . Mg 3 N 2 является восстановителе м. Фосфиды Э образуются при действии паров фо сфора на порошки соответствующих мета л л ов. Они разлагаются водой до гидроокиси и фосфина. Также они горят выделя я ЭО, Р 2 О 5 и много тепла. Силициды известны лишь для магния ( Mg 2 Si и Mg 3 Si 2 ). Орто-силикат бериллия встречается в природе в виде минерала фенакита. Можно получить при нагревании BeO и SiO 2 по с хеме: 2 BeO + SiO 2 = Be 2 SiO 4 . Он нерастворим. Бериллий обр азует интерметаллические соедин е ния: MoBe 12 , WBe 12 , TaBe 12 , UBe 13 , PuBe 13 и др. Бериллиды обладают высокой прочностью и т емпературой плавления. Так, NbBe 2 имеет Т пл 1880 о С, Ta 2 Be 17 – 1980 о С, а ZrBe 13 – 1920 о С. Кристаллические структуры и нтерметаллических соединений, по сравнению со мног и ми системами на основании других металлов, значительно раз личаются между собой. В пе р вом приближен ии все магниды можно разделить на две большие группы: · магниды, имеющие структуры, типичные для ме таллов и сплавов; · магниды, имеющие структуры, типичные для ио нных или гетерополярных соедин е ний. Граница между этими группам и условна, но, в общем, увеличение атомного номера в периоде сопровождает ся последовательным переходом от соединений металлического типа к вал ентным и ионным соединениям. С уществуют несколько способов получения магнидов; важнейшими из них явл яются следующие: 1. Синтез из компонентов по реакции общего вида: xMe + yMg Me x Mg y , реакция осуществляется сплавлением, спеканием (или горячи м прессованием), дистилляцией. Этим методом можно получать все обнаружен ные к настоящему времени магниды двойных или многокомпонентных систем; 2. Магнийтермическое восстановление: Me х O y + ( y + z ) Mg Me х Mg z + yMgO . Пр и меняется в случаях, когда пр ямое сплавление не дает должного результата; 3. Электрохимический способ (электролитическое выделение); 4. Пиролиз, например, по схеме: MgB 2 800– 960 C MgB 4 970 C MgB 6 >1200 C MgB 12 . Применение бериллия. Малая плотность, высокая Т пл , необычайно высокий модуль упругости (300 ГП а), ун и кальная теплоемкость (1826 Дж\(кг . К)) и высокие значения электрической проводимост и и теплопроводности обусловили применение Ве в различных областях тех ники. Бериллий п о требляется атомной про мышленностью как отражатель и замедлитель нейтронов и как ко н струкционный материал. Он широко применяется в т очных приборах: системах наведения и управления, в авиа- и ракетостроени и. Также Ве применяют для легирования различных сплавов. Бериллиевые бро нзы (сплавы Ве с Cu ) нашли применение дл я изготовления конта к тов, зажимов и др. ап паратуры. Они обладают хорошей электропроводностью и механич е скими свойствами. Окись бериллия нашла применен ие как отражатель и замедлитель не й троно в, а также для изготовления оболочек ТВЭЛов и тиглей. Применение магнидов в тех нике. Практический интерес предст авляют сплавы Mg – Zr , поскольку сравнительно небол ь шая добавка циркония существенно уменьшает раз мер зерна магния и таким образом улу ч шае т механические свойства материала. Такие сплавы применяются, например, в качестве материала для оболочек тепловыделяющих элементов реактора с графитовым замедлителем и теплоносителем CO 2 . Неконструкционное приме нение магния. Магний обладает большим сродством к кислороду. На этом свойстве ма гния основана магнийтермия, открытая Бекетовым как способ получения др угих металлов вытеснением их магнием из соединений. Она приобрела больш ое значение для современной металлургии. В качестве примера можно указа ть, что магнийтермия стала основным способом в производс т ве таких металлов, как бериллий и титан. Относите льно легкая воспламеняемость диспер с но го магния и способность его гореть ослепительным белым пламенем долгое время испол ь зовалась в фотографии. Магни евый порошок стали применять также в качестве высококал о рийного горючего в современной ракетной техник е. Введение небольшого количества м е талл ического магния в чугун позволило значительно улучшить его механическ ие (в частн о сти, пластические) свойства. Глубокая очистка магния от примесей, достигнутая в последнее время , позволила и с пользовать его в качестве о дного из компонентов при синтезе полупроводниковых соедин е ний. Конструкционное примене ние магния. Основное преимущество метал лического магния – его легкость (магний – самый легкий из конструкцион ных металлов). Технически чистый магний обладает невысокой механич е ской прочностью, однако введение в него в не большом количестве других элементов (ал ю миния, цинка, марганца) может значительно улучшить его механические свой ства почти без увеличения удельного веса. На основе этих свойств магния был создан сплав “электрон”, с о держащий, помимо магния, 6% алюминия, 1% цинка и 0,5% марганца. (В настоящее время под техни ческим названием “электрон” понимаются вообще все сплавы, в которых маг ний является главной составной частью). Плотность этого сплава – 1,8 г/см 3 ; прочность на разрыв – до 32 кГ/мм 2 ; твердость по Бринеллю – 40– 55 кГ/мм 2 . Этот, а также многие другие сплавы на основе магния широко п рименяются в авиа- и автостроении. Основной недостаток магния – низкая коррозионная стойкость. Магний сравнительно устойчив в сухом атмосфер ном во з духе, в дистиллированной воде, но б ыстро разрушается в воздухе, насыщенном водными парами и загрязненном п римесями, в особенности сернистым газом. Ниже приведена табл и ца коррозионной устойчивости магния и его сплав ов. ”-” – неустойчив, ”+” – устойчив. Дистиллированная вода при 100 о С + Пресная вода, морская вода, пар - Чистая HF + Чистая H 2 CrO 4 + Прочие растворы неорг. кислот - Фториды щелочных металлов + Растворы хлоридов - Хроматы калия и натрия + Раствор Na ( OH ) 40% при Т=120 о С + Сода + Сера (ж идкая и газ) + Растворы сульфатов (кроме аммо ния) - С S 2 + Ртуть - Фтор + Хлор - Орг. кислоты - Метиловый спирт - Этиловый и бутиловый спирты + Теплый раствор мочевины - Холодный раствор мочевины + Глицерин - Гликоль и гликолевые смеси - Уксусный и этиловые эфиры + Формальдегид и ацетальдегид - Трихлоральдегид - Ацетон + Нефть, мазут, бензин, метан, этан + Бензол, толуол, ксилол, фенол, кр езол + Камфора, копаловые смолы + Каучук, резина + Жиры и масла, не содержащие кис лот + Целлюлоза, сахар (бескислотный р-р) + Часть третья. Щелочноземельные металлы. Кальций, стронций, барий и радий носят название щелочноземельных металл ов. Назв а ны они так, потому что их окиси пр идают воде щелочную среду. История щелочноземельных металлов. Известняк, мрамо р и гипс уже в глубокой древности (5000 лет назад) применялись египтянами в ст роительном деле. Вплоть до конца 18 века химики считали известь простым ве ществом. В 1746 г. И. Потт получил и описал довольно чистую окись кальция. В 1789 г оду Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит - вещества сложные. Еще задолго до о т крытия стронция и бария их “нерасшифрованные” соединения применяли в пиротехнике для получени я соответственно красных и зеленых огней. До середины 40-х годов прошлого в ека стронций был прежде всего металлом “потешных огней”. В 1787 г. в свинцово м руднике близ шотландской деревни Стронциан был найден новый минерал, к оторый назвали стро н цианитом SrCO 3 . А. Крофорд предположил сущес твование еще неизвестной «земли». В 1792 г. Т. Хоп доказал что в состав найден ного минерала входит новый элемент – стронций. В то время что с помощью Sr(OH) 2 выделяли нерастворимый дисахарат строн ция (С 12 Н 22 О 4 . 2SrO ), при получения сахара из меласс ы. Добыча Sr возрастала. Однако скоро было замечено, что аналогичный сахара т кальция тоже не растворим, а окись кальция была несомненно дешевле. Инт ерес к стронцию сразу же пропал и вновь возрос к нему лишь в 40-х годах прош лого века. Тяжелый шпат был первым известным соединением бария. Его откр ыл в начале XVII в. итальянский алхимик К асциароло. Он же установил, что этот минерал после сильного нагре вания с углем светится в темноте красным светом и дал ему название «lapis solaris» (солне ч ный камень). В 1808 году Дэви, подвергая элект ролизу с ртутным катодом смесь влажной гашеной извести с окисью ртути, п риготовил амальгаму кальция, а отогнав из неё ртуть, п о лучил металл, названный «кальций» (от лат. Calх, род. падеж calcis – известь). Тем же с п о собом Дэви были получены Ва и Sr. Промышл енный способ получения кальция разработан Зутером и Редлихом в 1896 г. на за воде Ратенау (Германия). В 1904 г. начал работать первый завод по получению ка льция. Радий был предсказан Менделеевым в 1871 г. и открыт в 1898 г. супругами Марией и Пь е р ом Кюри. Они обнаружили, что урановые руды обладают большей радиоактивно стью чем сам уран. Причиной были соединения радия. Остатки урановой руды они обрабатывали щ е лочью, а что не раство рялось - соляной кислотой. Остаток после второй процедуры обладали больш ей радиоактивностью, чем руда. В этой фракции и был обнаружен радий. О сво ем о т крытии супруги Кюри сообщили в докл аде за 1898 г. Распространенность щелочноземельных металлов. Содержание кальция в литосфере составляет 2,96% от общей массы земной коры, стронция- 0,034%, бария- 0,065%, радия- 1 . 10 -10 %. В природе кальци й состоит из изотопов с массовыми числами 40(96,97%), 42(0,64%), 43(0,14%), 44(2,06%), 46(0,003%), 48(0,19%); стронций - 84(0,56%), 86(9,86%), 87(7,02%), 88(82,56%); барий- 130(0,1%), 132(0,1%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81), 137(11, 32%), 138(71,66). Радий радиоактивен. Наиболее устойчивый природный изотоп- 226 Ra. Основные ми нералы щелочноземельных элементов- угле- и сернокислые соли: СаСО 3 - кальцит, СаSO 4 - андидр ит, SrCO 3 - стронцианит, SrSO 4 - целестин, BaCO 3 - витерит. BaSO 4 - тяжелый шпат. Флюорит СаF 2 - тоже полезный минерал. Са играет важную роль в процессах жизнедеятельности. Человеческий орга низм с о держит 0,7-1,4 вес.% кальция, 99% которого п риходится на костную и зубную ткань. Раст е ния тоже содержат большие количества кальция. Соединения кальция с одержатся в приро д ных водах и почве. Бари й, стронций и радий содержатся в человеческом организме в н и чтожных количествах. По лучение щелочноземельных металлов . Сначала получают окиси или хлориды Э. ЭО получают прокаливанием ЭСО 3 , а ЭС1 2 действием соляной кислоты на ЭСО 3 . Все щелочноземельные металлы можно получить алюмотермич еским восстановлением их окисей при температуре 1200 о С по примерной сх е ме: 3ЭО + 2 Al = Al 2 O 3 + 3Э. Процесс при этом в едут в вакууме во избежании окисления Э. Кальций (как и все остальные Э) мо жно получить электролизом расплава СаС l 2 с последу ю щей перего нкой в вакууме или термической диссоциацией СаС 2 . Ва и Sr можно получить п и ролизом Э 2 N 3 , Э( NH 3 ) 6 , ЭН 2 . Р адий добывают попутно из урановых руд. Особенности щелочноземельных м еталлов. Кальций имеет атомный номер 20 и атом ный вес 40,08. Стронций - 38 и 87,62. Б а рий - 56 и 137,33. Ради й 88 и 226,02. Э характеризуются наибольшим сходством между с о бой, т.к. для них характерна не только групповая и типовая а налогия, но и слоевая. В осно в ном состояни и Э нульвалентны и имеют структуру ns 2 . возбуж дение до двухвалентного с о стояния может идти по схемам: ns 2 nsnp или ns 2 ns(n-1)d. Потенциалы ионизации и ОЭО представлены ниже: Ca Sr Ba Ra I 1 6,11 5,69 5,21 5,28 I 2 11,87 11,03 10,00 10,14 ОЭО 1,04 0,99 0,97 0,97 Как видно из таблицы ОЭО элементов различаются незначительно. В целом от Са к Ва немного возрастает химическая активность щелочноземельных мет аллов (свойства радия из у чены не лучшим о бразом, ввиду малой распространенности и радиоактивности). Во многих отн ошениях Э напоминают щелочные металлы. И те и другие - химически активны, н е проя в ляют комплексообразовательной с пособности. Их гидроокиси – сильные основания, а гидриды – солеобразны е вещества. Физические свойства ще лочноземельных металлов . Са и его аналоги представл яют собой серебристо-белые металлы. Кальций из них самый твердый. Стронц ий и особенно барий значительно мягче кальция. Все щелочноземельные м е таллы пластичные, хорошо поддаются ковк е, резанью и прокатке. Кальций при обычных усл о виях кристаллизуется в ГЦК-структуре с периодом а=0,556 нм (КЧ=12), а при тем пературе выше 464 о С в ОЦК-стуктуре. Са образуе т сплавы с Li , Mg , Pb, Cu, Cd, Al , Ag, Hg. Стронций имеет ГЦК – структуру; при температуре 488 о С строн ций претерпевает полиморфное превр а щен ие и кристаллизуется в гексагональной структуре. Он парамагнитен. Барий кристаллизуе т ся в ОЦК структуре. Са и Sr способны образовывать между собой неп рерывный ряд твердых растворов, а в системах Са-Ва и Sr - Ba появля ются области расслаивания. В жидком состоянии стронций смешивается с Ве , Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn , Sn, Pb . С последними четырьмя Sr образует интерметаллиды. Электропроводность щелочноземельных ме таллов с повышением давления падает, вопреки обратному процессу у остал ьных типичных металлов. Ниже прив е дены н екоторые константы для щелочноземельных металлов: Са Sr Ba Ra Атомный радиус, нм 0,197 0,215 0,221 0,235 Радиус иона Э 2+ , нм 0,104 0,127 0,138 0,144 Энергия кр. решетки, мкДж\кмоль 194,1 164,3 175,8 130 , г\см 3 1,54 2,63 3,5 5,5-6 Т пл. , о С 852 770 710 800 Т кип. , о С 1484 1380 1640 1500 Электропровод ность ( Hg =1) 22 4 2 Теплота плавления ккал\г-атом 2,1 2,2 1,8 Теплота испарения ккал\г-атом 36 33 36 Удельная теплоемкость, Дж\(кг . К ) 624 737 191,93 136 Сжижаемость Па -1. 10 -11 5,92 8,36 Химические свойства ще лочноземельных металлов и их соединений. Свежая поверхность Э быст ро темнеет вследствие образования оксидной пленки. Пленка эта относите льно плотна - с течением времени весь металл медленно окисляется. Пленка с о стоит из ЭО, а также ЭО 2 и Э 3 N 2 . Нормальные электродные потенциалы реакций Э-2е = Э 2+ равны =-2,84В(Са), =-2,89( Sr ). Э очень активные элементы: растворяются в в оде и кислотах, вытесняют большинство металлов из их оксидов, галогенидо в, сульфидов. Первично (200-300 о С) кальций взаимод ействует с водяным паром по схеме: 2Са + Н 2 О = СаО + СаН 2 . Втори ч ные реакции имеют вид: C аН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2 и СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 . В крепкой серно й кислоте Э почти не растворяются ввиду образования пленки из малораств оримых ЭSO 4 . С разбавленными минеральными кис лотами Э реагируют бурно с выделением водорода. Кальций при нагревании в ыше 800 о С с метаном реагирует по схеме: 3 C а + СН 4 = СаН 2 + СаС 2 . Э при нагреван ии реагируют с водородом, с серой и с газообразным аммиаком. По химич е ским свойствам радий ближе всего к Ва, но он б олее активен. При комнатной температуре он заметно соединяется с кислор одом и азотом воздуха. В общем, его химические свойства н е много более выражены чем у его аналогов. Все соед инения радия медленно разлагаются под действием собственного излучени я, приобретая при этом желто-ватую или коричневую окр а ску. Соединения радия обладают свойством автолюминесценц ии. В результате радиоактивного распада 1 г Ra каждый час выделяет 553,7 Дж тепла. Поэтому температура радия и его соед и нений всегда выше температуры окру жающей среды на 1,5 град. Также известно, что 1 г радия в сутки выделяет 1 мм 3 радона( 226 Ra = 222 Rn + 4 He ), на чем ос новано его применение как и с точника радо на для радоновых ванн. Гидриды Э – белые, кристаллические солеоб разные вещества. Их получают непосредс т в енно из элементов при нагревании. Температуры начала реакции Э + Н 2 = ЭН 2 равны 250 о С (Са), 200 о С ( Sr ), 150 о С (Ва). Термич еская диссоциация ЭН 2 начинается при 600 о С. В атм о сфере во дорода СаН 2 не разлагается при температуре п лавления (816 о С). В отсутствии влаги гидриды ще лочноземельных металлов устойчивы на воздухе при обычной температуре. Они не реагируют с галогенами. Однако при нагревании химическая активно сть ЭН 2 возрастает. Они способны восстанавли вать оксиды до металлов( W , Nb , Ti , Се, Zr , Ta), например 2СаН 2 + Т iO 2 = 2 CaO + 2 H 2 + Ti . Реакция СаН 2 с Al 2 O 3 идет при 750 о С: 3СаН 2 + Al 2 O 3 = 3СаО + 3 Н 2 + 2А l , и з атем: СаН 2 + 2 Al = CaAl 2 + H 2 . С азотом СаН 2 при 600 о С реагирует по схеме: 3СаН 2 + N 2 = Ca 3 N 2 +3 H 2 . При поджигании ЭН 2 они медленно сго рают: ЭН 2 + О 2 = Н 2 О + СаО. В смеси с твердыми окислителями взрыв оопасны. При действии воды на ЭН 2 выделяется гидроокись и водород. Эта реакция сильно экзотермична: смоченный водой н а воздухе ЭН 2 самовосплам е няется. С кислотами ЭН 2 реагиру ет, например по схеме: 2 HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2 H 2 . ЭН 2 применяют для получения чистого во дорода, а также для определения следов воды в орг а нических растворителях. Нитриды Э представляют собой бесцветные тугоплавкие вещества. Они получаются не посредственно из элементов при повышенной температуре. Водой они ра з лагаются по схеме: Э 3 N 2 + 6 H 2 O = 3Э(ОН) 2 + 2 NH 3 . Э 3 N 2 реагируют при нагревании с СО по схеме: Э 3 N 2 + 3СО = 3ЭО + N 2 + 3 C . Процессы которые происхо дят при нагревании Э 3 N 2 с у г лем выглядят так: Э 3 N 2 + 5 С = Э CN 2 + 2 ЭС 2 ; ( Э = Са , Sr); Ва 3 N 2 + 6 С = Ва ( С N) 2 + 2 Ва C 2 ; Нитрид стронция реагирует с HCl , давая хлориды Sr и аммония. Фосфиды Э 3 Р 2 образу ются н е посредственно из элементов или пр окаливанием трехзамещенных фосфатов с углем: C а 3 (РО 4 ) 2 + 4С = Са 3 Р 2 + 4СО Они гидролизуются водой по схеме: Э 3 Р 2 + 6Н 2 О = 2РН 3 + 3Э(ОН) 2 . С кислотами фосфиды щ е лочноземельных металлов дают соответствующую соль и фосфин. На это м основано их пр и менение для получения ф осфина в лаборатории. Комплекс ные аммиакаты состава Э( N Н 3 ) 6 - твердые вещества с металлическим блеском и высокой электропроводностью. Их пол учают действием жидкого аммиака на Э. На воздухе они самовоспламеняются . Без доступа воздуха они разлагаются на соответствующие амиды: Э( NH 3 ) 6 = Э( NH 2 ) 2 + 4NH 3 + Н 2 . При нагревании они энергично разлагаются по этой же схеме. Карбиды щелочноземельных металлов которы е получаются прокаливанием Э с углем разлагаются водой с выделением аце тилена: ЭС 2 + 2Н 2 О = Э (ОН) 2 + С 2 Н 2 . Реакция с ВаС 2 идет наст олько бурно, что он воспламеняется в контакте с водой. Теплоты образован ия ЭС 2 из эл е м ентов для Са и Ва равны 14 и 12 ккал\моль. При нагревании с азотом ЭС 2 дают СаС N 2 , Ba ( CN ) 2 , SrCN 2 . Известны силициды ( Э Si и Э Si 2 ). Их можно получить при нагревании неп о средственно из элеменов. Они гидролизуются водо й и реагируют с кислотами, давая H 2 Si 2 O 5 , SiH 4 , соответствующее соединение Э и водород. Известны борид ы ЭВ 6 получаемые из элеме н тов при нагревании. Окиси кальция и его аналогов - белые тугоплавкие(T кип СаО = 2850 о С) вещества, эне р гично поглощающие воду. На этом основано применение ВаО для получен ия абсолютного спирта. Они бурно реагируют с водой, выделяя много тепла (к роме SrO растворение которой эндотерм ично). ЭО растворяются в кислотах и хлориде аммония: ЭО + 2 NH 4 Cl = SrCl 2 + 2 NH 3 + H 2 O . Получают ЭО прокаливанием карбонатов, н итратов, перекисей или гидрокс и дов соотв етствующих металлов. Эффективные заряды бария и кислорода в ВаО равны 0,86. SrO при 700 о С реагирует с цианистым калием: KCN + SrO = Sr + KCNO. Окись стронция растворяется в мет аноле с образованием Sr (ОСН 3 ) 2 . При магнийтермическом восстановлении ВаО может быть получен промежуточный окисел Ва 2 О, который неустойчив и диспропорционирует. Гидроокиси щело чноземельных металлов - белые растворимые в воде вещества. Они являются сильными основаниями. В ряду Са-Sr-Ba основной характер и растворимость ги д роокисей увеличиваются. рПР(Са(ОН) 2 ) = 5,26, рПР( Sr (ОН) 2 ) = 3,5, рПР(Bа(ОН) 2 ) = 2,3. Из растворов гидроокисей обычно выделяются Ва(ОН) 2 . 8Н 2 О, Sr(ОН) 2 . 8Н 2 О, Cа(ОН) 2 . Н 2 О. Э О присоединяют воду с образованием гидроокисей. На этом основано исполь зование СаО в строительстве. Тесная смесь Са(ОН) 2 и NaOH в весовом соотношении 2:1 носит название н а тронная известь, и широко используется как поглотитель СО 2 . Са(ОН) 2 при стоянии на во з духе поглощает СО 2 по схеме: Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + Н 2 О. О коло 400 о С Са(ОН) 2 р еаг и рует с угарным газом: СО + Ca(OH) 2 = СаСО 3 + Н 2 . Баритовая вода реагирует с С S 2 при 100 о С: С S 2 + 2 Ва(ОН) 2 = ВаСО 3 + Ва(Н S ) 2 + Н 2 О. Алюминий реагирует с баритовой водой: 2 Al + Ba ( OH ) 2 + 10 H 2 O = Ba [ Al ( OH ) 4 ( H 2 O ) 2 ] 2 + 3 H 2 . Э(ОН) 2 используются для открытия угольного ангидрида. Э образуют перекиси белого цвета. Они сущес твенно менее стабильны в отличие от окисей и являются сильными окислите лями. Практическое значение имеет наиболее усто й чивая ВаО 2 , которая представляет собой белый, парамагнитный порошок с плот нос тью 4,96 г1см 3 и т. пл. 450°. BaО 2 устойчива при обычной температуре (может хранит ься годами), плохо растворяется в воде, спирте и эфире, растворяется в разб авленных кислотах с выдел е нием соли и пе рекиси водорода. Термическое разложение перекиси бария ускоряют окисл ы, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и CuО. Перекись бария реа гирует при нагревании с водородом, серой, углер о дом, аммиаком, солями аммония, феррицианидом калия и т. д. С концен трированной сол я ной кислотой перекись б ария реагирует, выделяя хлор: ВаO 2 + 4НСl = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Она окисляет воду до п ерекиси водорода: Н 2 О + ВаО 2 = Ва(ОН) 2 + Н 2 О 2 . Эта реакция обр а тима и в присутствии даже угольной кислоты равновесие смещ ено вправо. ВаО 2 используе т ся как исходный продукт для получения Н 2 О 2 , а также как окислитель в пиротех нических составах. Однако, ВаО 2 может выступ ать и в качестве восстановителя: HgCl 2 + ВаО 2 = Hg + BaCl 2 + O 2 . Получают ВаО 2 нагреванием ВаО в токе воздуха до 500 о С по схеме: 2ВаО + О 2 = 2ВаО 2 . При повышении т емпературы имеет место обратный процесс. Поэтому при горении Ва выделяе тся только окись. SrO 2 и СаО 2 менее устойчивы. Общим методом получения ЭО 2 является взаимодействие Э(ОН) 2 с Н 2 О 2 , при этом выде ляются ЭО 2 . 8Н 2 О. Термический ра с пад ЭО 2 начинается при 380 о С (Са), 480 о С (Sr), 790 о С ( Ва). При нагревании ЭО 2 с конце н трированной пере кисью водорода могут быть полу чены желтые неустойчивые вещества — надпероксиды ЭО 4 . Соли Э как правило бесцветны. Хлориды, бромиды, иодиды и нитраты хорош о раствор и мы в воде. Фториды, сульфаты, кар бонаты и фосфаты плохо растворимы. Ион Ва 2+ - т оксичен. Галиды Э делятся на две группы: фто риды и все остальные. Фториды почти не растворимы в воде и кислотах, и не о бразуют кристаллогидратов. Напротив хлориды, бромиды, и иодиды хорошо ра створимы в воде и выделяются из растворов в виде кристаллогидратов. Неко торые свойства ЭГ 2 представлены ниже: Са F 2 Са Cl 2 Са Br 2 Са I 2 SrF 2 SrCl 2 SrBr 2 SrI 2 BaF 2 BaCl 2 BaBr 2 BaI 2 Те пл. обр-я, ккал\моль. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145 Е кр. решетки , кк ал\моль. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440 Т пл. , о С 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740 Т кип. , о С 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830 D (ЭГ) в парах, нм. 2,1 2,51 2,67 2,88 2,20 2,67 2,82 3,03 2,32 2,82 2,99 3,20 При получении путем обмен ного разложения в растворе фториды выделяются в виде объемистых слизис тых осадков, довольно легко образующих коллоидные растворы. ЭГ 2 мо ж но получить дейст вуя соответствующими галогенами на соответствующие Э. Расплавы ЭГ 2 способны растворять до 30% Э. При изучении электроп роводности расплавов хлоридов эл е менто в второй группы главной подгруппы было установлено, что их молекулярно-и онный с о став очень различен. Степени дис социации по схеме ЭС l 2 = Э 2+ + 2 Cl – равны: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 – 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 – 80,2%. Галогениды (кроме фторидов) Э содержат кристаллизацио нную воду: CaCl 2 . 6Н 2 О, SrCl 2 . 6Н 2 О и Ва Cl 2 . 2Н 2 О. Рентгенострукту р ным анализом установлено строение Э[(ОН 2 ) 6 ]Г 2 для крис таллогидратов Са и Sr . При медле н ном нагревании кристаллогидратов ЭГ 2 можно получить безводные соли. CaCl 2 легко образует пересыщенны е растворы. Природный Са F 2 (флюорит) применяют в керамической про мышле н ности, а также он используется для производства HF и является минералом фтора. Безводный CaCl 2 ис пользуют как осушитель ввиду его гидроскопичности. Кристаллогидрат хл ористого кальция используют для приготовления холодильных смесей. ВаС l 2 – используют в с\х и для открытия SO 4 2- (Ва 2+ + SO 4 2- = Ва SO 4 ). Сплав лением ЭГ 2 и ЭН 2 м огут быть получены гидрог а лиды : ЭГ 2 + ЭН 2 = 2ЭНГ. Эти вещества плавятся без разложения но гидрол изуются водой: 2ЭНГ + 2 H 2 O = ЭГ 2 + 2Н 2 + Э(ОН) 2 . Растворимость в в оде хлоратов , броматов и иодатов в воде уменьшается по р ядам С a – Sr – Ba и Cl – Br – I . Ba ( ClO 3 ) 2 – используется в пиротехнике. Перхлораты Э хорошо растворимы не только в воде но и в органических ра створителях. На и более важным из Э(C lO 4 ) 2 является Ва(C lO 4 ) 2 . 3Н 2 О. Безводный перхлорат бария является х о рошим осушителем. Его термический распад начинается только при 400 о С. Гипохлорит кал ь ция Са(С lO ) 2 . nH 2 O ( n =2,3,4) получают действием хлора на известковое молоко. Он является о кислителем и хорошо растворим в воде. Хлорную известь можно получить действуя хлором на твердую гашеную известь . Она разлагается водой и пахнет хлором в присутствии влаги. Реагирует с С О 2 воздуха: СО 2 + 2CaOCl 2 = C аС O 3 + CaCl 2 + Cl 2 O. Хлорная известь применяетс я как окислитель, отбеливатель и как дезинфицирующее средство. Для щелочноземельных мет аллов известны азиды Э( N 3 ) 2 и роданиды Э( CNS ) 2 . 3Н 2 О. Аз и ды по сравнению с азидо м свинца гораздо менее взрывоопасны. Роданиды при нагревании ле г ко теряют воду. Они хорошо растворимы в воде и органических растворителях. Ва( N 3 ) 2 и Ba ( CNS ) 2 могут быть использованы для получения азидов и роданидов других ме таллов из сульфатов обменной реакцией. Нитраты кальция и стронция существуют обы чно в виде кристаллогидратов Са( NO 3 ) 2 . 4 H 2 O и Sr ( NO 3 ) 2 . 4 H 2 O . Для ни трата бария не свойственно образование кристаллоги д рата. При нагревании Са( NO 3 ) 2 . 4 H 2 O и Sr ( NO 3 ) 2 . 4 H 2 O лег ко теряю воду. В инертной атмосфере нитраты Э термически устойчивы до 455 o C (Са), 480 o C ( Sr ), 495 o C ( Ba ). Распла в кристалл о гидрата нитрата кальция имее т кислую среду при 75 о С. Особенностью нитрат а бария является малая скорость растворения его кристаллов в воде. Скло нность к комплексообразованию пр о являе т лишь нитрат бария, для которого известен нестойкий комплекс K 2 [ Ba ( NO 3 ) 4 ]. Нитрат кальция растворим в спиртах, метилацетате, а цетоне. Нитраты стронция и бария там же почти не растворимы. Температуры плавления нитратов Э оцениваются в 600 о С, одн ако при этой же температуре начинается распад: Э( NO 3 ) 2 = Э( NO 2 ) 2 + O 2 . Дальн ейший распад идет при более высокой температуре: Э( NO 2 ) 2 = ЭО + NO 2 + NO . Нитраты Э уже издавна использовались в пиро технике. Легколетучие соли Э окрашивают пламя в соответствующие цвета: С а – в оранжево-желтый, Sr – в красно-ка рминовый, Ba – в желто-зеленый. Разбер емся в сущности этого на примере Sr : у Sr 2+ есть две ВАО: 5 s и 5 p ил и 5 s и 4 d . Сообщим энергию этой системе - нагреем. Электроны с более близлежащ их к ядру орбиталей перейдут на эти ВАО. Но такая система не устойчива и вы делит энергию в виде кванта света. Как раз Sr 2+ и и з лучает квант ы с частотой, соответствующей длинам красных волн. При получении пироте х нических составов удобно использовать селитру, т.к. она не только окрашивает пламя, но и я в ляется окислителем, выделяя кислород при нагревании. Пиротехни ческие составы состоят из твердого окислителя, твердого восстановител я и некоторых органических веществ, обесцвеч и вающих пламя восстановителя, и являющихся связывающим агентом. Нит рат кальция испол ь зуется как удобрение. Все фосфаты и гидрофосфаты Э плохо растворимы в воде. Их можно получить раств о рением соответствующего количества СаО или СаС O 3 в ортофосфорной кило те. Также они осаждаются при обменных реакциях типа: (3-х)Са 2+ + 2 H x PO 4 -(3-х) = Са (3-х) ( H x PO 4 ) 2 . П ракт и ческое значение (как удобрение) име ет однозамещенный ортофосфат кальция, который наряду с Са( SO 4 ) входит в состав суперфосфата. Его получают по схеме: C а 3 ( PO 4 ) 2 + 2 H 2 SO 4 = Ca ( H 2 PO 4 ) 2 + 2 C а SO 4 Оксалаты тоже мало растворимы в воде. Практическое значение имеет оксалат кальци я, который при 200 о С обезвоживается, а при 430 о С разлагается по схеме: СаС 2 О 4 = СаСО 3 + СО. Ацетаты Э выделяются в виде криста ллогидратов, и хорошо растворимы в воде. С ульфаты Э – белые, плохо растворимые в во де вещества. Растворимость С aSO 4 . 2Н 2 О на 1000 г. воды при обычной температуре составляет 8 . 10 -3 моль, SrSO 4 – 5 . 10 -4 моль, Ва SO 4 – 1 . 10 -5 моль, RaSO 4 – 6 . 10 -6 моль. В ряд у Са – Ra растворимость сульфатов быс тро уменьшается. Ва 2+ является реактивом на с ульфат-ион. Сульфат кальция содержит кристаллизационную в о ду. Выше 66 о С из раств ора выделяется безводный сульфат кальция, ниже – гипс Са SO 4 . 2Н 2 О. Нагревание гипса выше 170 о С сопровождается выделением гидратной воды. При замешив а нии гипса с водой эта масса быстро твердеет вслед ствие образования кристал-логидрата. Это свойство гипса используется в строительстве. Египтяне использовали это знание еще 2000 лет назад. Раствор имость Э SO 4 в крепкой се рной кислоте намного выше, чем в воде (Ва SO 4 до 10%), что свидетельствует о комплексообразовании. Со ответствующие комплексы Э SO 4 . Н 2 SO 4 могут быть получены в свободном состоянии. Двойные с оли с сульфатами щелочных металлов и аммония известны только для Са и Sr . ( NH 4 ) 2 [ Ca ( SO 4 ) 2 ] растворим в воде и используется в аналитической химии для отделения Са от Sr , т.к. ( NH 4 ) 2 [ Sr ( SO 4 ) 2 ] мало растворим. Гип с пр и меняют для комбинированного получе ния серной кислоты и цемента, т.к. при нагревании с восстановителем (угле м) гипс разлагается: Са SO 4 + С = СаО + SO 2 + СО. При более высокой температуре (900 o C ) сера еще больше вос станавливается по схеме: Са SO 4 + 3С = Са S + CO 2 + 2СО. Подобн ый распад сульфатов Sr и Ва начинается при более высоких температурах. Ва SO 4 нетоксичен и используется в медицине и производстве мине ральных красок. Сульфиды Э представляют собой белые тверд ые вещества, кристаллизующиеся по типу NaCl . Теплоты их образования и энергии кристаллических решеток равны (к кал\моль): 110 и 722 (Са), 108 и 687 ( Sr ), 106 и 656 (Ва). Могут б ыть получены синтезом из элементов при н а гревании или прокаливанием сульфатов с углем: Э SO 4 + 3С = Э S + CO 2 + 2СО. Менее всех ра с творим Са S (0,2 г\л). Э S вступает в следующие реакции при нагревании : Э S + H 2 O = Э O + H 2 S ; Э S + Г 2 = S + ЭГ 2 ; Э S + 2 O 2 = Э SO 4 ; Э S + xS = Э S x +1 ( x =2,3). Сульфиды щелочноземельн ых металлов в нейтральном растворе нацело гидролизованы по схеме: 2Э S + 2Н 2 О = Э(Н S ) 2 + Э(ОН) 2 . Кислые сульфиды могут быть получены и в свобо д ном состоянии упариванием раствора сульфидов. Они вступают в реакц ии с серой: Э ( Н S) 2 + х S = Э S x+1 + H 2 S (x=2,3,4). Из кристаллогидратов известны Ва S . 6 H 2 O и Са( HS ) 2 . 6Н 2 О, Ва( HS ) 2 . 4Н 2 О. Са( HS ) 2 пр и меняют для удаления волос. Э S подвержены явлению фосфоресценции. Известн ы полисульф и ды Э: Э S 2 , Э S 3 , Э S 4 , Э S 5 . Они получаются при кипячении взвеси Э S в воде с серой. На воздухе Э S окисляются: 2Э S + 3О 2 = 2Э S О 3 . Пропусканием воздуха через суспензию Са S можно пол у чи ть тиосульфат Са по схеме: 2Са S + 2О 2 + Н 2 О = Са(ОН) 2 + Са S 2 О 3 . Он хорошо растворим в воде. В ряду Са – Sr – Ва растворимость тиосульфатов падает. Теллурид ы Э мало растворимы в воде и тоже подвержены гидролизу, но в меньшей степени чем сульфиды. Растворимость хроматов Э в ряду Са – Ва па дает также резко, как и в случае с сульфат а ми. Эти вещества желтого цвета получаются при взаимодействии растворим ых солей Э с хр о матами (или дихроматами) ще лочных металлов: Э 2+ + С rO 4 2- = Э CrO 4 . Хромат каль ция выд е ляется в виде кристаллогидрата – Са CrO 4 . 2 H 2 O (рПР Са CrO 4 = 3,15). Еще до температуры плавления он теряет воду. SrCrO 4 и Ва CrO 4 кристаллогидратов не образуют. pПР SrCrO 4 = 4,44, рПР Ва CrO 4 = 9,93. Карбонаты Э белые, плохо растворимые в воде вещества. При нагревании ЭСО 3 перех о дят в ЭО, отщепляя СО 2 . В ряду Са – Ва термическая устойчивость карбонатов возрастает. Наиболе е практически важен из них карбонат кальция (известняк). Он непосредстве нно и с пользуется в строительстве, а такж е служит сырьем для получения извести и цемента. Ежего д ная мировая добыча извести из известняка исчисляется деся тками миллионов тонн. Термич е ская диссоц иация СаСО 3 эндотермична: СаСО 3 = СаО + СО 2 и требует затра ты 43 ккал на моль известняка. Обжиг СаСО 3 пров одят в шахтных печах. Побочным продуктом обжига является ценный углекис лый газ. СаО важный строительный материал. При замешивании с водой пр о исходит кристаллизация за счет образовани я гидроокиси, а затем карбоната по схемам: СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 и Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О. Колоссально важную практ ическую роль играет цемент – зеленовато-серый порошок, с о стоящий из смеси различных силикатов и алюминат ов кальция. Будучи замешан с водой он отвердевает за счет гидратации. При его производстве смесь СаСО 3 с глиной обжига ют до н а чала спекания (1400-1500 о С). Затем смесь перемалывают. Состав цемента можно выразить процентным соотношением компонентов СаО, SiO 2 , Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , при чем СаО представляет основание, а все остальное – ангидриды кислот. Сос тав силикатного (портладского) цемента слагается в основном из Са 3 SiO 5 , Ca 2 Si O 4 , Ca 3 ( AlO 3 ) 2 и Ca ( FeO 2 ) 2 . Его схватывание проходит по схемам: Са 3 SiO 5 + 3Н 2 О = Ca 2 Si O 4 . 2Н 2 О + Са(ОН ) 2 Ca 2 Si O 4 + 2Н 2 О = Ca 2 Si O 4 . 2Н 2 О Ca 3 ( AlO 3 ) 2 + 6Н 2 О = Ca 3 ( AlO 3 ) 2 . 6Н 2 О Ca(FeO 2 ) 2 + nH 2 O = Ca(FeO 2 ) 2 . nH 2 O. Природный мел вводят в сос тав различных замазок. Мелкокристаллический, осажденный из раствора Са СО 3 входит в состав зубных порошков. Из ВаСО 3 прокаливанием с углем пол у чают ВаО по схеме: ВаСО 3 + С = ВаО + 2СО. Если процесс вести при более высокой темпер а туре в токе азота образуется цианид бария: ВаСО 3 + 4С + N 2 = 3 CO + Ba ( CN ) 2 . Ва(С N ) 2 хорошо растворим в воде. Ва(С N ) 2 может использо ван для производства цианидов других металлов путем обменного разложе ния с сульфатами. Гидрокарбонаты Э раствор имы в воде и могут быть получены лишь в растворе например, пропусканием у глекислого газа в взвесь СаСО 3 в воде: СО 2 + СаСО 3 + Н 2 О = Са(НСО 3 ) 2 . Эта реакция обратима и при нагревании смещается влево. Нал ичие гидрокарбонатов кальция и магния в природных водах обуславливает жес т кость воды. Жёсткость воды и способы её устранения. Растворимые соли кальция и м агния обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При большом с о держании этих солей (100 – 200 мг солей кальция – в 1 л. в пересчёте на ионы) вода считае т ся жёстк ой. В такой воде мыло плохо пенится, так как соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В жёсткой воде плохо развариваются пище вые продукты, и при кипячении она даёт на стенках бытовой утвари и паровы х котлов накипь. Накипь обладает малой теплопроводностью, вызывает увел ичение расхода топлива или потребляемой мощн о сти электроприбора и ускоряет изнашивание стенок сосуда для ки пячения воды. При нагр е вании кислые карб онаты кальция и магния разлагаются и переходят в нерастворимые о с новные карбонаты: Са(НСО 3 ) = Н 2 О + СО 2 + СаСО 3
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
- Ой, а наш Миша такой счастливый был, когда на 18 лет мы с отцом подарили ему девятку!
- Машину?
- Балтику!
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Щелочноземельные металлы", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru