166431 (Металлы), страница 2

Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IIA группы.

Как видно из табл. 13.2, металлы IIА группы относительно легкоплавки. Самым тугоплавким является Ве. Все эти металлы сравнительно легкие.

Первый потенциал ионизации (ПИ₁), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность по Полингу атомов элементов группы IIA.

Металлы от кальция до радия могут взаимодействовать с водой, давая гидроксиды, растворимые в воде (т.е. щелочи), поэтому их называют щелочноземельными:

Me + 2 H₂O = Me(OH)₂ + H₂­.

Щелочноземельные металлы самые активные после щелочных металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочноземельных металлов "стремятся отдавать валентные электроны, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа". Из данных табл. следует, что это не совсем так. Чтобы у атома металла отнять даже один электрон и превратить его в положительно заряженный ион

Me - e + ПИ₁ = Me⁺

необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ₁. Чтобы у иона Ме⁺ отнять еще один электрон, необходимо затратить еще большую энергию ПИ₂:

Me⁺ -e + ПИ₂ = Ме²⁺.

Эта большая, (по химическим масштабам) затрата энергии будет компенсирована прежде всего электростатическим взаимодействием с противоположно заряженными ионами. При переходе от Be к Ra и ПИ₁, и ПИ₂ уменьшаются, и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается. Типичные степени окисления элементов IIA группы в различных соединениях +2.

Получение

Be, Mg, Ca и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов:

MeCl₂ = Me²⁺ + 2Cl^-,
катод: Me²⁺ + 2e = Me; анод: 2Cl^- -2e = Cl₂,

а Ва - электролизом его окислов.

Используя относительно меньшую, чем у Al, С, Si, температуру кипения, можно получать эти металлы восстановлением их из оксидов и фторидов при высоких температурах:

4МеO + 2Al Ме(AlO₂)₂+ 3Me­
(Ме = Ca, Sr, Ba),
MeO + C CO + Me­,
2MeO + CaO + Si CaSiO₃ + 2Me­,
BeF₂ + Mg = MgF₂ + Be.

Свойства

Хранят Са, Sr, Ва под слоем керосина, так как при обычной температуре они окисляются кислородом воздуха.

Металлы IIA группы (Ме) - сильные восстановители. Они сравнительно легко реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду (кроме Ве и Мg), растворяются в кислотах. В общем виде эти реакции будут выглядеть так:

Me + H₂ MeH₂(гидриды),
Me + Г₂ MeГ₂ (галогениды),
Me + S MeS (сульфиды),
3Me + 2P Me₃P₂ (фосфиды),
3Me + N₂ Me₃N₂(нитриды),
Me + 2H₂O = Me(OH)₂ + H₂­ (кроме Be и Mg),
Ме + 2НГ = МеГ₂ + Н₂­.

Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом:

MeH₂ + 2H₂O = Me(OH)₂ + 2H₂­,
MeH₂ + O₂ = Me(OH)₂ (кроме Be и Mg).

Галогениды (Г) Be и Mg сильно гидролизуются, давая оксосоли:

MeГ₂ + H₂O = Me(OH)Г + HГ

Mg и Ca применяют для получения Ti, U и редкоземельных металлов. Основная масса производимого Ве используется в атомной промышленности. Бериллиевые сплавы обладают высокой химической стойкостью. Магниевые сплавы используют в авиационной промышленности. Для осушки и очистки ряда веществ (CaCl₂) и в других областях.

Оксиды и пероксиды металлов IIA группы

Атомы металлов IIA группы в соединениях двухвалентны. Поэтому общая формула оксидов - MeO и пероксидов - MeO₂ (ВеО₂ - не получен).

Получение

Оксиды получают при нагревании:

2Me + O₂ = 2 MeO,
Me(OH)₂ MeO + H₂O (Me = Be, Mg)
MeCO₃ MeO + CO₂­ (Me = Be, Mg, Ca, Sr)
2Me(NO₃)₂ 2MeO + 4NO₂­ + O₂­

Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н₂О₂:

Me(OH)₂ + H₂O₂ = MeO₂ + 2H₂O (кроме BaO₂),
2BaO + O₂ 2BaO₂.

Свойства

Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, а ВеО проявляет амфотерные свойства. Оксиды реагируют с водой:

МеO + H₂O = Ме(OH)₂ (кроме ВеО),

легко растворяются в кислотах:

MeO + 2HCl = MeCl₂ + H₂O,

а ВеО взаимодействует и со щелочами:

BeO + 2NaOH Na₂BeO₂ + H₂O,
BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Be(OH)₄],
BeO + Na₂CO₃ = Na₂BeO₂ + CO₂­.

Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:

MeO₂ + 2H₂O = Me(OH)₂ + H₂O₂,
BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + H₂O₂ (в лаборатории),

легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:

MeO₂ + H₂CO₃ = MeCO₃ + H₂O₂.

Пероксиды являются сильными окислителями:

MeO₂ + 2NaI + 2H₂O ® Me(OH)₂ + 2NaOH + I₂¯,

но могут и сами окисляться.

Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

MeO + SO₃ = MeSO₄,
MeO + 2HNO₃ = Me(NO₃)₂ + H₂O.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН)₂.

Получение

Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой:

MeO + H₂O = Me(OH)₂.

Be(OH)₂ и Mg(OH)₂ получают с помощью обменных реакций:

BeГ₂ + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)₂¯.

Свойства

Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли:

Cl₂ + Ca(OH)₂ = Ca(ClO)Cl + H₂O
(хлорная известь),
Me(OH)₂ + 2HCl = MeCl₂ + 2H₂O,
2NH₄Cl + Me(OH)₂ = MeCl₂ + 2NH₃­ + 2H₂O,
CuCl₂ + Me(OH)₂ = Cu(OH)₂¯ + MeCl₂,
Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃¯ + 2H₂O,
Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃Ї + H₂O,
Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄Ї + 2 H₂O.

Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.

Известняк и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшения структуры. Гипс (CaSO₄·2H₂O) при нагревании превращается в алебастр (CaSO₄·0.5H₂O). Они широко используются в строительном деле:.

CaSO₄·0,5H₂O + 1,5H₂O = CaSO₄·2H₂O.

Катионы кальция и магния обуславливают жесткость воды. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:

Ca(HCO₃)₂ CaCO₃¯ + H₂O + CO₂­

и образуется накипь, что приводит к взрыву паровых катлов. Для борьбы с карбонатной жесткостью воду подвергают предварительному кипячению либо обрабатывают гашеной известью. Некарбонатная жесткость воды устраняется с помощью соды.

Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃¯ ,
Mg²⁺ + CO₃^2- = MgCO₃¯.

Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применение ионнообменных смол. Важнейший строительный материал - цемент - это силикат и алюмосиликат кальция.

Переходные металлы.

Общая характеристика.

Переходные элементы расположены в Периодической системе в рядах с 4 по 7. Те переходные элементы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-переходными элементами, а те элементы, символы которых расположены в низу таблицы, называют лантаноидами и актиноидами или f-переходными элементами. Отстановимся на получении и свойствах соединений элементов Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, и Ag. История открытия этих элементов.

Все эти элементы в свободном состоянии - металлы. На внешней электронной оболочке, номер которой совпадает с номером периода, расположены, как правило, два электрона. С ростом заряда ядра (при переходе в ряду слева на право) происходит заполнение d-орбиталей предыдущего электронного слоя. Несмотря на то, что d- и f-электроны расположены во внутреннем электронном слое, они в момент заполнения электронной оболочки могут как валентные электроны участвовать в образовании химической связи.

Электронные конфигурации атомов переходных элементов:

При заполнении электронной оболочки у атома хрома правило Клечковского (минимум энергии атома определяется минимумом суммы квантовых чисел n+l) конкурирует с правилом Хунда (минимуму энергии отвечает максимальный суммарный спин электронов у атома). У Cr победило правило Хунда.

У Zn полностью завершена электронная оболочка внутренних электронных слоев, а на s-подуровне внешнего электронного слоя находятся два электрона, поэтому цинк проявляет в соединениях только одну степень окисления: +2. Незавершенность d-подуровня и один электрон на внешнем s-подуровне указывают на способность химического элемента проявлять в соединениях несколько степеней окисления.

Хром и его соединения

Хром - серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природе в виде хромита железа Fe(CrO₂)₂ и хромата свинца PbCrO₄.

Получение

Хром получают восстановлением:

Fe(CrO₂)₂ + 4C = Fe + 2Cr + 4CO­,
K₂Cr₂O₇ + 2C = Cr₂O₃ + K₂CO₃ + CO­,
Cr₂O₃ + 2Al = 2Cr + Al₂O₃.