166109 (740108), страница 2
Текст из файла (страница 2)
Гидрид Ве получают смешиванием гидрида лития с хлоридом Ве, или по схеме:
LiAlH4 + Be(CH3)2 = BeH2 + LiAlH2(CH3)3.
Гидрид магния получают непосредственно из элементов при нагревании и давлении, а также при нагревании Mg(C2H5)2
ЭH2 – белые твердые вещества, плохо растворимые в эфире. Выделяют водород из воды и спиртов: ЭН2 + 2Н2О = Э(ОН)2 + 2Н2 и ЭН2 + 2СН3ОН = Э(ОСН3)2 + 2Н2.
Окиси Ве и Mg – весьма тугоплавкие, белые, малорастворимые в воде вещества. Могут быть получены прокаливанием оксалатов, нитратов, карбонатов:
ЭСО3 = ЭО + СО2, 2Э(NO3)2 = 2ЭО + 4NO2 + O2, ЭС2О4 = СO2 + СО + ЭО.
Также могут быть получены сжиганием соответствующих металлов в кислороде. Растворимы в кислотах: ЭО + 2Н+ = Э2+ + Н2О.
ВеО растворяется в щелочах по схеме: BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OН)4]. Ядерные расстояния в кристаллах MgO (т. пл. 2850оС) и BеО (т. пл. 2580оС) равны соответственно 2,10 и 1,64 , а у их индивидуальных молекул (в парах) – 1,33 и 1,75 . Пары ЭO сильно диссоциированы на элементы. Охлаждение расплава 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 были предварительно прокалены. Такое снижение реакционной способности обусловлено в данном случае укрупнением кристаллов. При хранении на воздухе оксид магния постепенно поглощает влагу и CO2, переходя в Mg(OH)2 и в MgCO3. Окись магния изредка встречается в природе (минерал периклаз). Получаемая прокаливанием природного магнезита MgO является исходным продуктом для изготовления различных огнеупорных изделий.
Белые аморфные гидроокиси магния и бериллия мало растворимы в воде. Растворенная часть Mg(OH)2 диссоциирована по типу основания и является электролитом слабой силы, а Ве(ОН)2 имеет амфотерный характер и диссоциирует по суммарной схеме:
Ве2+ + 2ОН = Ве(ОН)2 = 2Н+ + ВеО22- .
Гидроокись бериллия вообще является единственным основанием в IIA группе, обладающей амфотерными свойствами. Осаждение Ве(OH)2 в процессе нейтрализации кислого раствора (по схеме: Э2++2ОН–=Э(ОН)2) наступает при pH=5,7, а Mg(OH)2 – при рН=10,5. Ве(ОН)2 – является полимерным соединением, поэтому его растворимость в воде ничтожна (рПР=22). Ввиду слабости кислотных свойств Ве(ОН)2 бериллаты сильно гидролизованы в водном растворе. При растворении Ве(ОН)2 в кислотах образуются тетраэдричекие аквакомплексы [Ве(Н2О)4]2+, в щелочах – гидроксокомплексы [Be(OH)4]2- (или [Be(OH)3]- )по схеме: Ве(ОН)2 + 2OH = [Be(OH)4]2-. Бериллий в беррилиат-ионе sp3-гибридизирован, а сам беррилат-ион имеет форму тетраэдра. КЧВе= 4. Ве(ОН)2 начинает терять воду уже при 2300С. Бериллаты типа К2ВеО2 существуют только в твердом состоянии. Они могут быть получены растворением порошка Ве на расплавы щелочей. Основные свойства у Ве(ОН)2 преобладают над кислотными, но выражены менее значительно, чем у Mg(ОН)2. Гидроокись магния встречается в природе (минерал брусит). рПР Mg(OH)2 = 11. Mg(ОН)2 обладает только основными свойствами. Однако, взаимодействием Mg(OH)2 c 65%-ным раствором NaOH при 1000С может быть получен неустойчивый в водной среде тетрагидроксомагнезат натрия – Na2[Mg(OH)4]. Помимо кислот, гидроксид магния растворим в растворах солей аммония по схеме: Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2О. Поэтому раствором аммиака нельзя полностью осадить гидроокись магния, например из хлорида, т.к. следующий процесс равновесный:
МgCl2 + NH4OH = NH4Cl + Mg(ОН)2.
При нагревании гидроокись магния реагирует с Р, Se, S (Х = Se, S):
6Mg(ОН)2 + 4P = 6MgО + 4РН3 + 3О2 и 2Mg(ОН)2 + 2Х = 2MgО + 2Н2Х + О2
Обе гидроокиси хорошо растворимы в кислотах: Э(ОН)2 + 2Н+ = Э2+ + 2H2О. Гидроксид магния в промышленности получают действуя на растворимые соли магния известковым молоком. Для магния известна аналогичная гидроокиси этоксидная производная Mg(OC2H5)2. Она может быть получена взаимодействием амальгамы магния со спиртом и представляет собой белый порошок, растворимый в спирте и разлагаемый водой. Взаимодействием свежеосажденной Mg(OH)2 с 30%-ной H2O2 может быть получена растворимая в воде гидратная перекись-окись магния MgO2.3MgO.nH2O, она применяется как антисептик, для желудка т.к. с водой дает Мg(ОН)2 и перекись водорода. Многие из солей бериллия и магния хорошо растворимы в воде. Ионы Э2+ бесцветны. Mg2+ сообщают раствору горький вкус, Ве2+- сладковатый. Соли Ве подвержены гидролизу при комнатной температуре и дают кислую среду, соли Mg – в меньшей степени. Например, гидролиз сульфатов и галогенидов проходит по схемам:
1. 2ЭSO4 + 2Н2О = (ЭОН)2SO4 + Н2SO4
2. (ЭОН)2SO4 + 2H2O = 2Э(OH)2 + Н2SO4
1. ЭГ2 + Н2О = HГ + ЭОНГ
2. ЭОНГ + 2Н2О = 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.nH2O (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 MgCl2.2Н2О, карналлита МgСl2.KCl.6H2O др. При образовании галогенидов бериллия, его атомы возбуждаются: 2s22s12p1 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 (ВеCl2.2H2O, ВеI2.4H2O, MgBr26H2O). 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)26H2O и Ве(NO3).4Н2О. Э(NO3).nН2О можно получить действуя азотной кислотой на соответствующие металлы, ЭО, Э(ОН)2, ЭСО3. Для Ве n бывает 4,3,2(n0), а для магния n может равняться 9,6,2 и 0. При нагревании они разлагаются, отщепляя воду, NO2 и О2:
2Э(NO3)2. nH2O = nH2O + 2ЭO + 4NO2 + О2.
Для сульфатов Ве и Mg характерны легкорастворимые кристаллогидраты ВеSO4. 4H2O и MgSO4nH2O (n=1,2,3,4,5,6,7,12). Первый полностью обезвоживается при 4000С, второй при 2000С. ВеSO4 получают действием разбавленной серной кислоты на окись или гидроокись бериллия. Раствор BeSO4 способен растворять Mg по схеме:
2ВеSO4 + Mg + 2H2O = H2 + (BeOH)2SO4 + MgSO4.
Под действием кислот MgSO4 переходит в кислый сульфат: MgSO4 + H2SO4 = Mg(HSO4)2. MgSO4 вступает при нагревании в следующие реакции: MgSO4 + 2С = МgS + 2CO2;
2MgSO4 + C = 2MgO + 2SO2 + CO2; MgSO4 + H2S = MgO + SO2 + S + H2O;
MgSO4 + SiO2 = MgSiO3 + SO3;
Термическое разложение BeSO4 и MgSO4 начинается соответственно при 5800С и 11240С: 2ЭSO4 = 2ЭО + 2SO2 + О2. Константа электролитической диссоциации MgSO4 – 510-3. В природе MgSO4 встречается в виде минералов: горькой соли - MgSO47H2O, кизерита - MgSO4H2O, полигалита - MgSO4.К2SO4.2СаSO4.2Н2О 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 и MgSO4 образуют двойные соли, для Ве типа M2[Be(SO4)2].2H2O, а для магния так называемые шениты состава M2[Mg(SO4)2]6H2O, где M – одновалентный металл. Шенитом K2[Mg(SO4)2]6H2O пользуются иногда в качестве калийного минерального удобрения. Нагреванием MgSO4 с крепкой серной кислотой могут быть получены соединения MgSO4.H2SO4, MgSO4.3H2SO4. Действуя аммиаком на спиртовой раствор MgSO4 могут быть получены следующие комплексы: [Mg(NH3)2(H2O)4]SO4, [Mg(NH3)3(H2O)3]SO4, [Mg(NH3)4(H2O)2]SO4.
Почти нерастворимые в воде нормальные карбонаты ВеCO34H2O MgCO3nH2O(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+ + 2СO32- + Н2О = СО2 + (ЭОН)2СО3. 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)2СО3 + 2KHCO3 = 2ЭСО3 + 2Н2О + К2СО3. MgCO3 распространен в природе. Белая магнезия – это основная соль приблизительного состава 3MgCO3Mg(OH)23H2O - используется в медицинских целях при повышенной кислотности желудка. Она выпадает в осадок если к нагретому раствору хлорида магния приливать раствор соды:
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = (MgOH)2CO3 + 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)2CO3 + 3СО2 + Н2О = 2Mg(HCO3)2.
ЭСО3 отщепляют углекислый газ уже при 100 и 5000С 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 + H2O = Mg(HCO3)2. ЭСО3 растворимы в растворе карбоната аммония по схеме: ЭСО3 + (NH4)2СО3 = (NH4)2[Э(СО3)2]. При кипячении раствора такой двойной соли, вновь выпадает осадок:
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
