Реферат: Щелочноземельные металлы
2. (ЭОН)2 SO4 + 2H2 O = 2Э(OH)2 + Н2 SO4
1. ЭГ2 + Н2 О = HГ + ЭОНГ
2. ЭОНГ + 2Н2 О = Э(ОН)2 + НГ.
Причем гидролиз идет в основном по первой стадии до образования основных солей. Отношение заряда к радиусу у Be2+ - велико, в результате чего он обладает высокой поляризующей способностью и его комплексообразовательные свойства повышены.
Почти все галоидные соли бериллия и магния бесцветны, расплываются на воздухе и легкорастворимы в воде за исключением МgF2 , растворимость которого весьма мала (0,08 г/л ). Для хлорида магния характерны кристаллогидраты MgCl2 . nH2 O (n=1,2,4,6,8,12). Для хлорида бериллия характерны соединения типа ВеCl2 . 2R (R-ацетон, ацетальдегид, диэтиламин, этиловый эфир, этилендиамин, пиридин и др.)Оба хлорида присоединяют аммиак с образованием ЭCl2 . nNH3 (n=2,4,6). MgCl2 широко распространен в природе в виде минералов – бишофита MgCl2 . 2Н2 О, карналлита МgСl2 . KCl. 6H2 O др. При образовании галогенидов бериллия, его атомы возбуждаются: 2s2 ®2s1 2p1 при этом за счет распаривания возникают две ковалентные связи и происходит sp-гибридизация: валентные электроны образуют два sp-гибридных облака лежащих на одной прямой и вытянутых в противоположенных направлениях. Таким образом молекулы ВеГ2 – имеют линейное строение. ВеF2 получают нейтрализацией плавиковой кислоты гидроокисью бериллия а MgF2 непосредственно из элементов или обменной реакцией: Мg2+ + 2F– = MgF2 ¯. Хлорид Ве можно получить по следующим схемам при нагревании:
ВеО + С + Сl2 = BeCl2 + СО; 2ВеО + СOCl2 = ВеCl2 + CO2 .
ВеCl2 – имеет полимерное строение. Большинство солей выделяется из растворов в виде кристаллогидратов (ВеCl2 . 2H2 O, ВеI2 . 4H2 O, MgBr2 ×6H2 O). При их нагревании происходит отщепление части НГ и остаются труднорастворимые в воде основные соли. Реакции присоединения характерны главным образом для фторидов, образующих комплексы типов M[ЭГ3 ]и M2 [ЭГ4 ], где М-одновалентный металл, например Tl2 [BeCl4 ], Na2 [BeCl4 ]
Нитраты Ве и Мg легкорастворимы не только в воде, но и в спирте. Mg(NO3 )2 встречается в природе. Кристаллизуются они обычно в виде Mg(NO3 )2 ×6H2 O и Ве(NO3 ). 4Н2 О. Э(NO3 ). nН2 О можно получить действуя азотной кислотой на соответствующие металлы, ЭО, Э(ОН)2 , ЭСО3 . Для Ве n бывает 4,3,2(n¹0), а для магния n может равняться 9,6,2 и 0. При нагревании они разлагаются, отщепляя воду, NO2 и О2 :
2Э(NO3 )2 . nH2 O = nH2 O + 2ЭO + 4NO2 + О2 .
Для сульфатов Ве и Mg характерны легкорастворимые кристаллогидраты ВеSO4 . 4H2 O и MgSO4 ×nH2 O (n=1,2,3,4,5,6,7,12). Первый полностью обезвоживается при 4000 С, второй при 2000 С. ВеSO4 получают действием разбавленной серной кислоты на окись или гидроокись бериллия. Раствор BeSO4 способен растворять Mg по схеме:
2ВеSO4 + Mg + 2H2 O = H2 + (BeOH)2 SO4 + MgSO4 .
Под действием кислот MgSO4 переходит в кислый сульфат: MgSO4 + H2 SO4 = Mg(HSO4 )2 . MgSO4 вступает при нагревании в следующие реакции: MgSO4 + 2С = МgS + 2CO2 ;
2MgSO4 + C = 2MgO + 2SO2 + CO2 ; MgSO4 + H2 S = MgO + SO2 + S + H2 O;
MgSO4 + SiO2 = MgSiO3 + SO3;
Термическое разложение BeSO4 и MgSO4 начинается соответственно при 5800 С и 11240 С: 2ЭSO4 = 2ЭО + 2SO2 + О2 . Константа электролитической диссоциации MgSO4 – 5×10-3 . В природе MgSO4 встречается в виде минералов: горькой соли - MgSO4 ×7H2 O, кизерита - MgSO4 ×H2 O, полигалита - MgSO4 . К2 SO4 . 2СаSO4 . 2Н2 О и др. Кизерит может служить хорошим материалом для получения MgO и SO2 , т.к. при накаливании с углем разлагается по схеме: MgSO4 + C + 64ккал = CO + SO2 + MgO. Горькая соль применяется в текстильной и бумажной промышленности, а также в медицине.
С сульфатами некоторых одновалентных металлов BeSO4 иMgSO4 образуют двойные соли, для Ве типа M2 [Be(SO4 )2 ]. 2H2 O, а для магния так называемые шениты состава M2 [Mg(SO4 )2 ]×6H2 O, где M – одновалентный металл. Шенитом K2 [Mg(SO4 )2 ]×6H2 O пользуются иногда в качестве калийного минерального удобрения. Нагреванием MgSO4 с крепкой серной кислотой могут быть получены соединения MgSO4 . H2 SO4 , MgSO4 . 3H2 SO4 . Действуя аммиаком на спиртовой раствор MgSO4 могут быть получены следующие комплексы: [Mg(NH3 )2 (H2 O)4 ]SO4 , [Mg(NH3 )3 (H2 O)3 ]SO4 , [Mg(NH3 )4 (H2 O)2 ]SO4 .
Почти нерастворимые в воде нормальные карбонаты ВеCO3 ×4H2 OMgCO3 ×nH2 O(n=5,3) могут быть получены только при одновременном присутствии в растворе большого избытка CO2 . В противном случае осаждаются также почти нерастворимые основные соли. Так, при действии соды на соли Э имеет место процесс: Э2+ + 2СO3 2- + Н2 О = СО2 + (ЭОН)2 СО3 ¯. Основные карбонаты Э растворимы в минеральных кислотах, в уксусной кислоте и растворах солей аммония. Нагревание такого осадка с кислым карбонатом калия приведет к образованию нормального карбоната: (ЭОН)2 СО3 + 2KHCO3 = 2ЭСО3 + 2Н2 О + К2 СО3 . MgCO3 распространен в природе. Белая магнезия – это основная соль приблизительного состава 3MgCO3 ×Mg(OH)2 ×3H2 O - используется в медицинских целях при повышенной кислотности желудка. Она выпадает в осадок если к нагретому раствору хлорида магния приливать раствор соды:
2MgCl2 + 2Na2 CO3 + H2 O = (MgOH)2 CO3 ¯ + CO2 + 4NaCl. Интересно отметить, что сначала, когда в растворе еще недостаток СО2 и среда щелочная, процесс идет с образованием белой магнезии, а когда в растворе появляется избыток СО2 и среда становится кислой из белой магнезии образуется гидрокарбонат устойчивый в растворе по схеме:
(MgOH)2 CO3 + 3СО2 + Н2 О = 2Mg(HCO3 )2 .
ЭСО3 отщепляют углекислый газ уже при 100 и 5000 С соответственно для Ве и Mg. На этом основано использование магнезита для получения СО2 . При пропускании СО2 через взвесь MgCO3 осадок может быть растворен: MgCO3 + CO2 + H2 O = Mg(HCO3 )2 . ЭСО3 растворимы в растворе карбоната аммония по схеме: ЭСО3 + (NH4 )2 СО3 = (NH4 )2 [Э(СО3 )2 ]. При кипячении раствора такой двойной соли, вновь выпадает осадок:
(NH4 )2 [Э(СО3 )2 ] = 2NH3 + CО2 + ЭСО3 ¯ + Н2 О .
BeCO3 растворим также в углекислых щелочах. К таким двойным карбонатам относится природный доломит - Са[Mg(СО3 )2 ]. Применение нашел перхлорат магния (“ангидрон”) как отбеливатель и осушитель.
Ацетат бериллия получается только при нагревании ВеСl2 cбезводной уксусной кислотой. Эта соль не растворима в воде и медленно ею разлагается с образованием основных солей. При 300 о С начинает разлагается. Mg(CH3 COO)2 растворим в воде. Оксалат бериллия – ВеС2 О4 . 3Н2 О, представляет собой порошок белого цвета; растворим в воде. При 100 о С теряет 2 молекулы Н2 О. При 220 о С теряет последнюю молекулу воды и плавится, а при 350 о С разлагается: ВеС2 О4 = СO2 + СО + BeО. Были получены комплексы типа Na2 [Ве(С2 О4 )2 ]. MgС2 О4 . 3Н2 О малорастворим в воде. Взаимодействует с раствором оксалата аммония с образованием растворимой двойной соли:
(NH4 )2 С2 О4 + MgС2 О4 = (NH4 )2 [Mg(С2 О4 )2 ].
Одно-, двух-, трех- замещенные ортофосфаты бериллия и магния Be(H2 PO4 )2 . 2H2 O, BeHPO4 . 3H2 O, Be3 (PO4 )3 . 4H2 O, Mg3 (PO4 )2 . nH2 O (n=8,6,4), MgHPO4 . nH2 O (n=1,2,7) мало растворимы в воде. Их можно получить растворением гидроокисей в соответствующих количествах Н3 РО4 , или обменными реакциями с х-замещенными ортофосфатами натрия. Следующей реакцией пользуются для открытия катионов Mg2+ и анионов фосфорной, мышьяковистой кислоты: MgCl2 + NH4 OH + Na2 HPO4 = H2 O +2NaCl + MgNH4 PO4 ¯.
Сульфиды Э получают прямым синтезом из элементов. ВеS представляет собой серовато-белые кристаллы. Он подвержен гидролизу в воде: ВеS + 2H2 O = Be(OH)2 + H2 S. MgS – бесцветные кубические кристаллы. Он плавится выше 2000 о С, в воде подвержен гидролизу: 3MgS + 2H2 O = Mg(HS)2 + 2MgO + H2 S.
Метанид бериллия получают прокаливанием ВеО с углем: 2ВеО + 3С = Ве2 С + 2СО. Этот красновато-желтый порошок разлагает воду с выделением метана:
Ве2 С + 4Н2 О = СН4 + 2Ве(ОН)2 ¯.
Ацетилид бериллия получают прокаливанием тесной смеси Ве с углем. разлагает воду с выделением ацетилена: ВеС2 + 2Н2 О = С2 Н2 + Ве(ОН)2 ¯. Карбидные соединения Mg эндотермичны. MgC2 получают действуя на порошок магния ацетиленом или бензолом при нагревании: Mg + C2 H2 = MgC2 + H2 . Mg2 C3 получают действуя пентаном на порошок магния. Водой MgC2 разлагается с выделением С2 Н2 , а Mg2 C3 c выделением СН3 -СºСН. Все карбиды Э реагируют с галогенами и серой и азотом при нагревании образуя соответственно ЭS, ЭCl2 и Э3 N2 . Нитриды Э образуются при нагревании порошков Э c азотом или аммиаком: 2NH3 + 3Э = Э3 N2 + 3H2 . Be3 N2 – белый порошок устойчивый на воздухе. Может быть получен по схеме: 3Ве + 2KCN = Be3 N2 + 2K + 2C. Mg3 N2 – аморфный порошок зеленовато-желтого цвета, флюоресцирует оранжевым цветом. Реагирует с метанолом и окислами углерода:
Mg3 N2 + 6CH3 OH = NH3 + N(CH3 )3 + 3Mg(OH)OCH3 ;
Mg3 N2 + 3COx = 3MgO + N2 + 3COx-1
Оба нитрида гидролизуется водой и растворяются в кислотах:
Э3 N2 + Н2 О = NH3 + Mg(OH)2 ; Э3 N2 + 8H+ = 2Э2+ + 2NH4 + .
Mg3 N2 является восстановителем.
Фосфиды Э образуются при действии паров фосфора на порошки соответствующих металлов. Они разлагаются водой до гидроокиси и фосфина. Также они горят выделяя ЭО, Р2 О5 и много тепла.
Силициды известны лишь для магния (Mg2 Si и Mg3 Si2 ). Орто-силикат бериллия встречается в природе в виде минерала фенакита. Можно получить при нагревании BeO и SiO2 по схеме: 2BeO + SiO2 = Be2 SiO4 . Он нерастворим. Бериллий образует интерметаллические соединения: MoBe12 , WBe12 , TaBe12 , UBe13 , PuBe13 и др.
Бериллиды обладают высокой прочностью и температурой плавления. Так, NbBe2 имеет Тпл 1880 о С, Ta2 Be17 – 1980 о С, а ZrBe13 – 1920 о С.
Кристаллические структуры интерметаллических соединений, по сравнению со многими системами на основании других металлов, значительно различаются между собой. В первом приближении все магниды можно разделить на две большие группы:
· магниды, имеющие структуры, типичные для металлов и сплавов;
· магниды, имеющие структуры, типичные для ионных или гетерополярных соединений.
Граница между этими группами условна, но, в общем, увеличение атомного номера в периоде сопровождается последовательным переходом от соединений металлического типа к валентным и ионным соединениям.