Химические реакции с mg. Характерные химические свойства Be, Mg и щелочноземельных металлов

Свойства MgS

MgS получают:

1. Mg+S=MgS (реакция происходит в фарфоровой трубке при 8000С).

2. 2Mg + S + H2S = 2MgS + H2

3. MgO + CS2 = 2MgS + CO2 (температура 700-9000С).

4. MgO + C + S = MgS + CO

5. MgSO4 +2C = MgS + 2 CO2 (температура 9000С).

MgS представляет собой бесцветные (или розовато-красные из-за примесей) кубические кристаллы с решеткой типа NaCl (межатомные расстояния 2,89 А) и плотностью 2,79 гр/см3. Они плавятся при температуре 20000С, фосфоресцируют, вызывают красное катодное свечение, трудно растворимы в воде, реагируют с холодной водой:

3MgS + 2HOH = Mg (HS)2 + 2MgO + H2S

При гидролизе MgS в теплой воде образуется окись магния и сероводород:

MgS + HOH = MgO + H2S

Разбавленные кислоты, такие как HF, HCl, H2SO4, реагируют с MgS, образуя соли и H2S. Cl, Br, I энергично реагируют с нагретым выше 3000С MgS, образуя соответствующие галогениды.

Двуокись углерода под давлением 50-100 мм.рт.ст. реагирует с MgS, нагретым выше 6600С:

MgS + CO2 = MgO + COS

1.1.2. Фазовое равновесие в системе Y-S.

Существуют следующие сульфидные фазы иттрия YS, Y5S7, d-Y2S3, γ‑Y2S3, YS2.

Результаты изучения кристаллохимических характеристик и некоторых физических свойств сульфидов собраны в табл.1. Данные по диаграмме состояния системы Y-S не обнаружены.

Предложение о фазовой диаграмме состояния можно сделать на основе кристаллохимических данных, имеющихся по системе Y-S. Моносульфид YS кристаллизуется в структурном типе NaCl. На основе YS существует дефектный твердый раствор типа вычитания серы до состава YS0,75 (Y4S3), при этом период решетки a уменьшается от 5,493 (YS) до 5,442 A° (Y4S3).

Соединение Y5S7 содержит две формульные единицы в элементарной ячейке. Полуторный сульфид d-Y2S3 кристаллизуется в структурном типе моноклинного Ho2S3 с 6 формульными единицами в ячейке. В ячейке дисульфида (полисульфида) иттрия содержится. 8 формульных единиц YS2.

Тетрагональный YS2 существует при температуре выше 500°C в интервале давлений 15-35 кбар. Кубический же YS2 образуется в интервале давлений 35-70 кбар.

Стехиометрический дисульфид иттрия даже в условиях высоких давлений и температур (500-1200°C) не существует.

1.1.3. Кристаллохимическая характеристика фаз в системе Mg-S, Y‑S.

Табл.1 Кристаллохимические свойства сульфидов иттрия и магния .

		Сингония	Пространственная группа	Структурный тип	Период решетки, Å			Плотность г/см3
		кубическая
	Рубиново красный	кубическая
	Сине-черный	моноклинная
		моноклинная
		Кубическая
	коричнево-фиолетовый от темно серого до черного	тетрагональная кубическая

ЭКОФИСК (Ekofisk) , газонефтяное месторождение в норвежском секторе Северного м.; входит в Центральноевропейский нефтегазоносный бассейн. Открыто в 1969. Залежи на глубине 3,1-3,3 км. Начальные запасы 230 млн. т. Плотность нефти 0,85 г/см3.

БРОНЕНОСЕЦ, боевой корабль во 2-й пол. 19 - нач. 20 вв. с башенной артиллерией крупного калибра (до 305 мм) и мощной броней. В русском флоте существовали эскадренные броненосцы, предназначенные для ведения морского боя в составе эскадры, и броненосцы береговой обороны. После русско-японской войны 1904-05 корабли типа эскадренных броненосцев стали называться линейными кораблями.

ЛАВРОВСКИЙ Константин Петрович (1898-1972) , российский химик-органик, член-корреспондент АН СССР (1953). Основные труды по химии нефти и технологии ее переработки.

Реакция с гидрофосфатом натрия . а) Поместите в пробирку по капли растворов , прибавьте к полученной смеси 2-3 капли раствора . Тщательно перемешайте содержимое пробирки стеклянной палочкой и затем добавьте к раствору до щелочной реакции. Выпадает белый кристаллический осадок магний-аммоний фосфата :

или в ионной форме:

б) Для микрокристаллоскопического обнаружения в виде поместите каплю анализируемого раствора на предметное стекло. К ней прибавьте из капиллярной пипетки сначала каплю раствора , затем каплю концентрированного раствора . Наконец, внесите в раствор кристаллик гидрофосфата натрия . Предметное стекло рекомендуется осторожно нагреть на крышке водяной бани. При этом образуются кристаллы в виде шестилучевых звезд (рис. 42).

Из разбавленных растворов выделяются кристаллы иного вида (рис. 43).

Рис. 42. Кристаллы , выделяемые из концентрированных растворов.

Рис. 43. Кристаллы , выделяемые из разбавленных растворов.

Образующийся осадок растворяется в кислотах. Реакции направляются в сторону образования слабых электролитов: ионов гидрофосфата и дигидрофосфата . При действии сильных кислот образуется также ортофосфорная кислота :

Образование тех или иных продуктов реакции зависит от кислотности раствора, т. е. от силы и концентрации кислоты, взятой для растворения осадка. При действии на образуются только и и не образуется , так как уксусная кислота более слабая кислота, чем . Поэтому реакцию растворения в уксусной кислоте следует представлять так:

Однако следует иметь в виду, что при растворении в сильных кислотах образуется преимущественно фосфорная кислота.

Условия проведения реакции. 1. Осаждение рекомендуется проводить при .

2. и другие катионы (кроме катионов I аналитической группы) должны быть предварительно удалены, потому что большинство катионов других аналитических групп образует в этих условиях нерастворимые фосфаты.

При проведении микрокристаллоскопической реакции в присутствии , часто сопутствующего , в исследуемый раствор прибавляют лимонную кислоту.

Это дает возможность проводить реакцию в присутствии .

3. При осаждении следует добавлять небольшой избыток во избежание выпадения в щелочной среде аморфного осадка . Однако большой избыток препятствует осаждению вследствие образования комплексных ионов :

4. Нагревание раствора до благоприятствует образованию кристаллического осадка.

5. Растворы склонны к пересыщению, поэтому для ускорения выпадения осадка рекомендуется потереть стеклянной палочкой о стенки пробирки.

6. При малом содержании или при работе с разбавленными растворами окончательный вывод о присутствии или отсутствии можно сделать лишь через после проведения реакции.

Реакция с -оксихинолином (оксином) . Поместите каплю раствора, содержащего , в пробирку или на фарфоровую пластинку, добавьте по капле растворов и -оксихинолина. При этом образуется зеленовато-желтый кристаллический осадок оксихинолята магния:

Ионы не дают осадков с -оксихинолином.

Эту реакцию применяют для отделения от остальных катионов I группы, в том числе и от , а также для количественного определения магния.

Условия проведения реакции. 1. Осаждение рекомендуется проводить при

Оксихиноляты других ионов осаждаются при различных значениях :

2. Реактив осаждает катионы многих других элементов, поэтому катионы, помимо I и II аналитических групп, должны отсутствовать.

3. Если реакцию приходится вести в присутствии других катионов, осаждаемых оксихинолином, то применяют методы маскировки мешающих ионов (см. гл. III, § 14).

4. Осаждение лучше проводить при нагревании.

Реакция с -нитробензолазорезорцином («магнезон»). Поместите 2-3 капли исследуемого нейтрального или слабокислого раствора на капельную пластинку, прибавьте 1-2 капли раствора магнезона, обладающего в щелочной среде красно-фиолетовой окраской. Если раствор окрашивается в желтый цвет (что указывает на кислый характер среды), добавьте 1-3 капли раствора и КОН. В присутствии ионов магния раствор окрашивается в синий цвет или выпадает такого же цвета осадок.

Механизм реакции основан на осаждении , сопровождающемся явлением адсорбции красителя на поверхности гидроокиси магния. Адсорбция некоторых красителей так называемых и антрахинонового ряда сопровождается изменением первоначального цвета неадсорбированного красителя. Так как адсорбция красителя на поверхности протекает мгновенно, то это явление служит прекрасным средством для обнаружения ионов магния. не мешают этой реакции. Соли аммония препятствуют осаждению , поэтому их необходимо предварительно удалить.

Капельная реакция Н. А. Тананаева. Поместите на фильтровальную бумагу каплю раствора фенолфталеина, каплю нейтрального раствора испытуемого вещества и каплю раствора аммиака. При этом появляется красное пятно, обусловленное щелочностью аммиачного раствора и образующейся гидроокиси магния. Появление окрашивания еще не дает оснований сделать какие-либо выводы относительно присутствия . При подсушивании мокрого пятна над пламенем горелки избыток улетучивается, гидроокись магния обезвоживается и красное пятно обесцвечивается. Если затем смочить высушенное пятно дистиллированной водой, то вновь появляется красная окраска, обусловленная образованием .

Таблица 8. Действие реактивов на катионы первой аналитической группы

Продолжение табл. 8.

Цветная реакция Тананаева дает возможность открывать в присутствии . Катионы других аналитических групп должны быть удалены. Выполнение реакции на фильтровальной бумаге показано на рис. 12 (см. гл. III, § 5).

Реакция с гипоиодитом. Свежеосажденный белый осадок окрашивается в красно-бурый цвет при действии гипоиодита вследствие адсорбции элементарного иода на поверхности осадка гидроокиси магния. Красно-бурая окраска обесцвечивается при обработке осадка иодидом или гидроокисью калия, спиртом и другими растворителями, растворяющими иод, а также при действии сульфита или тиосульфата, восстанавливающими элементарный иод.

2. Соли аммония и ионы III, IV и V аналитических групп должны отсутствовать.

3. Восстановители мешают реакции.

4. Фосфаты и оксалаты также мешают реакции вследствие образования компактных осадков фосфата и оксалата магния, не способных адсорбировать элементарный иод в отличие от хорошо развитой поверхности аморфного осадка .

Из этой статьи вы узнаете, что такое магний, и увидите настоящее химическое чудо - горение магния в воде!

В XVII веке в английском городке Эпсом из минерального источника было выделено горьковатое вещество, которое обладало слабительным действием. Этим веществом оказался кристаллогидрат сульфата магния или Mg­SO₄∙7H₂O. Из-за специфического вкуса аптекари окрестили это соединение «горькой солью». В 1808 году английский химик Гемфри Дэви с помощью магнезии и ртути получил амальгаму двенадцатого элемента. Одиннадцать лет спустя французский химик Антуан Бюсси получил рассматриваемое вещество с помощью хлорида магния и калия, восстановив магний.

Магний - один из самых распространенных элементов в земной коре. Больше всего соединений магния находится в морской воде. Этот элемент играет важную роль в жизни человека, животных и .

Как металл, магний не используют в чистом виде - только в сплавах (например, с титаном). Магний позволяет создавать сверхлегкие сплавы.

Физические свойства магния

Представляет собой легкий и пластичный металл серебристо-светлого цвета c характерным металлическим блеском.

Магний окисляется воздухом, на его поверхности образуется достаточно прочная пленка MgO, которая защищает металл от коррозии.

Температура плавления серебристого метала составляет 650 °C, а кипения - 1091 °C.

Химические свойства магния

Этот металл покрыт защитной оксидной пленкой. Если ее разрушить, магний быстро окислится на воздухе. Под температурным воздействием металл активно взаимодействует с галогенами и многими неметаллами. Магний реагирует с горячей водой, образуя гидроксид магния в виде осадка:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂

Если на газовой горелке в специальной химической ложке поджечь порошок магния, а затем опустить его в воду, порошок начнет гореть интенсивнее.

Вот как это происходит:

Из-за интенсивно-выделяющегося водорода будет сопровождаться . При этом образуется оксид магния, а затем его гидроксид.

Магний относится к активным металлам, а потому бурно взаимодействует с кислотами. Однако это происходит не так бурно, как в случае с щелочным металлом калием, то есть реакция проходит без воспламенения. Зато с характерным шипением активно выделяются пузырьки водорода. И хотя пузырьки водорода поднимают металл, он не настолько легкий, чтобы оставаться на плаву.

Уравнение реакции магния и соляной кислоты:

Mg + 2HCl = Mg­Cl₂ +H₂

При температуре выше 600 °C магний воспламеняется на воздухе, испуская при этом крайне яркий свет практически во всем спектре, подобно Солнцу.

Внимание! Не пытайтесь повторить эти опыты самостоятельно!

Такая ослепительная вспышка может травмировать глаза: можно получить ожог сетчатки, а в худшем случае - потерять зрение. Поэтому подобный опыт относится не только к самым красивым, но и к самым опасным. Не рекомендуется проводить этот опыт без специальных защитных темных очков. вы найдте эксперимент с горением магния, который можно безопасно проводить дома.

В процессе реакции образуются белый порошок оксида магния (его еще называют магнезией), а также нитрид магния. Уравнения горения:

2Mg + O₂ = 2MgO;

3Mg + N₂ = Mg₃N₂.

Магний продолжает гореть как в воде, так и в атмосфере углекислого газа, поэтому потушить такой огонь довольно сложно. Тушение водой только усугубляет ситуацию, так как начинает выделяться водород, который также воспламеняется.

Необычное применение магния как источника света (1931 г.)

12-й элемент очень похож на щелочной металл . Например, он также взаимодействует с азотом, образуя нитрид:

3Mg +N₂ = Mg₃N₂.

Также, подобно литию, нитрид магния можно легко разложить с помощью воды:

Mg₃N₂ + 6Н₂О = 3Mg(ОН)₂ + 2NН₃.

IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами .

Все элементы IIA группы относятся к s -элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s -подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns 2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме 0 – 2e — → Ме +2

Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO 2):

2Mg + O 2 = 2MgO

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me 3 N 2 .

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:

Мg + I 2 = MgI 2 – иодид магния

Са + Br 2 = СаBr 2 – бромид кальция

Ва + Cl 2 = ВаCl 2 – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно бо льшая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C 2 2- , фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me 2 Si, с азотом – нитриды (Me 3 N 2), фосфором – фосфиды (Me 3 P 2):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

Взаимодействие со сложными веществами

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

Ве + Н 2 SO 4(разб.) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

c кислотами-окислителями

− разбавленной азотной кислотой

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N 2 O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3( разб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3(сильно разб.) = 4Mg(NO 3) 2 + NН 4 NO 3 + 3H 2 O

− концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:

Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

− концентрированной серной кислотой

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.

Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы может происходить до SO 2 , H 2 S и S в зависимости от активности металла, температуры проведения реакции и концентрации кислоты:

Mg + H 2 SO 4( конц .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4( конц .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4( конц .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 — тетрагидроксобериллат калия

При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 — бериллат калия

с оксидами

Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

К семейству щёлочноземельных эле­ментов относят кальций, стронций, барий и радий. Д. И. Менделеев включал в это семей­ство и магний. Щёлочноземельными элементы именуются по той причине, что их гидроксиды, подобно гидро­ксидам щелочных металлов, раство­римы в воде, т. е. являются щелочами. «…Земельными же они названы пото­му, что в природе они встречаются в состоянии соединений, образующих нерастворимую массу земли, и сами в виде окисей RO имеют землистый вид», - пояснял Менделеев в «Основах химии».

Общая характеристика элементов II а группы

Металлы главной подгруппы II группы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами.

Легко отдают два валентных электрона, и во всех соединениях имеют степень окисления +2

Сильные восстановители

Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний

Бериллий по большинству свойств ближе к алюминию

Физические свойства простых веществ

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства щелочноземельных металлов + Be

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием щелочей:

Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2 ­

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ­

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. С другими неметаллами образуют бинарные соединения:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нитриды)

Ca + H 2 → CaH 2 (гидриды)

Ca + 2C → CaC 2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ­

Mg + H 2 SO 4 (разб.) → MgSO 4 + H 2 ­

5. Бериллий растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 ­

6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:

соединения кальция - кирпично-красный, стронция - карминово-красный, а бария - желтовато-зелёный.

Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО 2- 2 . Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.

Электронная конфигурация Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е — .

Ионы магния и кальция ‑ незаменимые элементы жизнедеятельности любой клетки. Их соотношение в организме должно быть строго определённым. Ионы магния участвуют в деятельности ферментов (например, карбоксилазы), кальция – в построении скелета и обмена веществ. Повышение содержания кальция улучшает усвоение пищи. Кальций возбуждает и регулирует работу сердца. Его избыток резко усиливает деятельность сердца. Магний играет отчасти роль антагониста кальция. Введение ионов Mg 2+ под кожу вызывает наркоз без периода возбуждения, паралич мышц, нервов и сердца. Попадая в рану в форме металла, он вызывает долго незаживающие гнойные процессы. Оксид магния в лёгких вызывает так называемую литейную лихорадку. Частый контакт поверхности кожи с его соединениями приводит к дерматитам. Самые широко используемые в медицине соли кальция: сульфат СаSO 4 и хлорид CaCL 2 . Первый используется для гипсовых повязок, а второй применяется для внутривенных вливаний и как внутреннее средство. Он помогает бороться с отёками, воспалениями, аллергией, снимает спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови.

Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Вызывают менегоэнцефалит с поражением мозжечка, поражение гладких сердечных мышц, паралич, а в больших дозах – дегенеративные изменения печени. В малых же дозах соединения бария стимулируют деятельность костного мозга.

При введении в желудок соединений стронция наступает его расстройство, паралич, рвота; поражения по признакам сходны с поражениями от солей бария, но соли стронция менее токсичны. Особую тревогу вызывает появление в организме радиоактивного изотопа стронция 90 Sr. Он исключительно медленно выводится из организма, а его большой период полураспада и, следовательно, длительность действия могут служить причиной лучевой болезни.

Радий опасен для организма своим излучением и огромным периодом полураспада (Т 1/2 = 1617 лет). Первоначально после открытия и получения солей радия в более или менее чистом виде его стали использовать довольно широко для рентгеноскопии, лечения опухолей и некоторых тяжёлых заболеваний. Теперь с появлением других более доступных и дешевых материалов применение радия в медицине практически прекратилось. В некоторых случаях его используют для получения радона и как добавку в минеральные удобрения.

В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода. Гидроксид кальция ‑ довольно сильное основание. У кальция - наименее активного из всех щелочноземельных металлов - характер связи в соединениях ионный.

По своим характеристикам стронций занимает промежуточное положение между кальцием и барием.

Свойства бария наиболее близки к свойствам щелочных металлов.

Бериллий и магний широко используют в сплавах. Бериллиевые бронзы – упругие сплавы меди с 0,5-3% бериллия; в авиационных сплавах (плотность 1,8) содержится 85-90% магния («электрон»). Бериллий отличается от остальных металлов IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

Be+H 2 O+2NaOH=Na 2 +H 2 .

Магний активно реагирует с азотом:

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.

Традиционная техническая проблема – жесткость воды , связанная с наличием в ней ионов Mg 2+ и Ca 2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов.

S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице приведено их содержание.

Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п. Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов калия в организме находится внутри клеток и только 2% во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия. В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов.

Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов). Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция. В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг.