Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Общая характеристика элементов I А группы. Особенности лития и его соединений.





Гвоздева Н.А.

 

Курс лекций для студентов специальностей

КМ, АТП и МА

Часть II

«Неорганическая химия»

 

 

Минск 2013


Содержание

ЛЕКЦИЯ 1 Тема: s - Элементы I группы  
1. Общая характеристика элементов I А группы.  
Особенности лития и его соединений  
2. Водород. Получение. Физические и химические свойства. Особенности положения в периодической системе  
3. Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение воды  
4. Пероксид водорода. Окислительно-восстановительная двойственность Н2О2  
5. Биогенные свойства элементов I А группы  
ЛЕКЦИЯ 2 Тема: s – Элементы II группы  
1. Общая характеристика элементов II А группы. Физические и химические свойства щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) их бинарных соединений, гидроксидов и солей. Способы получения  
2. Особенности соединений бериллия  
3. Жесткость воды и ее влияние на живые организмы  
4. Важнейшие соединения (в практическом отношении) элементов II А группы  
5. Биогенная роль элементов II-А группы. Применение в сельском хозяйстве  
ЛЕКЦИЯ 3 Тема: p – Элементы III группы  
1. Общая характеристика элементов III-A группы  
2. Бор. Получение. Химические свойства  
3. Алюминий  
4. Биогенная роль элементов  
ЛЕКЦИЯ 4 Тема: р - Элементы IV группы  
1. Общая характеристикаIV-A группы  
2 Химия углерода  
3. Химия кремния  
4.Химия германия, олова, свинца (Ge, Sn, Pb)  
5. Биогенная роль  
ЛЕКЦИЯ 5 Тема: р - Элементы V группы  
1. Общая характеристика элементов V-А группы  
2. Химия азота  
3. Химия фосфора  
4. Биогенная роль  
ЛЕКЦИЯ 6 Тема: р - Элементы VI группы  
1. Общая характеристика элементов VI-A группы  
2. Химия кислорода  
3. Химия серы  
4. Биогенная роль  
ЛЕКЦИЯ 7 Тема: р - Элементы VII группы (галогены)  
1.Общая характеристика элементовVII-A  
2.Особые свойства фтора, как наиболее электроотрицательного элемента  
3.Способы получения галогеноводородов и их свойства  
4.Кислородсодержащие соединения галогенов  
5.Биогенная роль (фтор и йод как микроэле­менты)  
Перечень рекомендуемой литературы  

ЛЕКЦИЯ 1



Тема: s - Элементы I группы

Общая характеристика элементов I А группы. Особенности лития и его соединений.

В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns1, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1.

 

Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней.

В группах по мере увеличения числа энергетических уровней атомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион , сопровождается уменьшением радиуса, поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать.

Энергия ионизации– это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns1, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается.

С ростом заряда ядра от Na к Fr усиливаются восстановительные свойства, это самые активные металлы. Их стандартные электродные потенциалы j° отрицательные и имеют большое абсолютное значение. Наиболее отрицателен j° лития равный -3,02 В по сравнению с ионами других щелочных металлов (ион Li+ имеет среди них наименьший радиус), хороший комплексообразователь. Энтальпия гидратации катионов лития велика (∆Н° гидрат.= - 486,6 кДж/моль). Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li+ самый слабый окислитель.

Оксиды и гидроксиды

 

Li2O   Na2O   K2O   Rb2O   Cs2O   Fr2O растворимость LiOH
       
   


NaOH

 

KOH

 

RbOH

 

CsOH

 

FrOH

сила оснований

 

Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr.

ЭОH ® Э+ + OH-

Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы.

2Ме + 2Н2О = 2МеОН + Н2

Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н2О со взрывом.

 

Свойства гидроксидов

 

Все растворимы в воде – щелочи.

Электролиз

2LiCl ® 2Li + Cl2

Расплав

K ( -) Li+ + 1e →Li0

A (+) 2Cl- - 2e →Cl2

Электролизом водных растворов щелочных металлов их получить нельзя.

2) Остальные металлы получают в основном:

а) металлотермиейиз расплавов солей или оксидов;

t

LiCl + Na ® Li + NaCl

t

CsCl + Na ® Cs + NaCl

Na – получить трудно, т.к. tпл Na и NaCl близки, и для понижения tпл необходимы добавки.

Наиболее чистый Na, K получают

б) электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов.

электролиз

2NaCl ® 2Na + Cl2расплав

электролиз

4NaOH ® 4Na + O2 ­ + 2H2O

Реже используется восстановление соединений щелочных металлов Al, Si или коксом; полученные при этом металлы не отличаются высокой чистотой из-за частичного образования алюминатов, карбидов, силицидов. Процесс ведут в инертной атмосфере.

t электролиз

6KOH + 2Al ® 2Al2O3 + 6K­ + 3H2O

t

3Li2O + 2Al ® 6Li­ + Al2O3

t

Na2CO3 + 2C ® 2Na­ + 3CO­

t

2Na2O + Si ® 4Na­ + SiO2­

Возможность протекания этих реакций объясняется более высокой летучестью щелочных металлов по сравнению с Si, С, Al (tкипения(Al) = 2467°C, а tкипения (Na) = 983°C).

Электролиз

2H2O → 2H2 + O2

Физические свойства. В обычных условиях водород – это самый легкий газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде.

Атомарный водород гораздо активнее молекулярного, для которого нужны дополнительные затраты энергии на распаривание электронов.

По электроотрицательности занимает промежуточное положение между неметаллами и металлами. И в реакциях с неметаллами и кислородсодержащими веществами играет роль восстановителя.

Химические свойства Н2

Водород легко соединяется с кислородом, горит на воздухе или в атмосфере чистого кислорода бледно-синим пламенем.

t

1) 2H2 + O2 = 2H2O

Если состав смеси приближается к стехиометрическому (2 объема Н2 и 1 объем кислорода), то смесь называется “гремучим газом”, т.к. реакция имеет в этом случае взрывной характер.

Водородно-кислородное пламя, имеющее температуру 2500°-2800°С используют для плавления тугоплавких металлов и автогенной сварки.

2) 3H2 + N2 ↔ 2NH3 (при температуре 450 – 5000С и повышенном давлении, в присутствии катализатора).

t

3) CuO + H2 = Cu + H2O(при нагревании).

4) CO + 2H2 = CH3OH (при повышении температуры и давления, в присутствии катализатора).

5) 2Na + H2 = 2NaH (с очень активными металлами водород взаимодействует непосредственно как окислитель, превращаясь в ион Н- (гидрид-ион).

3. Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение Н2О

Три изотопа водорода и три стабильных изотопа кислорода 16О, 17О, 18О в различных сочетаниях могут образовывать 18 изотопических разновидностей воды с молекулярными массами от 18 до 24 (Т218О). В тяжелой воде вещества растворяются хуже, растворы меньше проводят электрический ток. Она гигроскопична, жадно поглощает влагу из воздуха. Помещенные в нее без предварительной подготовки живые существа (рыбы, черви и т.п.) погибают, семена в ней не прорастают, микробы не живут. Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Согласно с современными представлениями происхождение жизни связано с водной средой. Во всяком живом организме в воде протекают химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма.

Физические свойства. Чистая вода бесцветная, прозрачная жидкость, без запаха и вкуса. Плотность воды при переходе из твердого состояния в жидкое не уменьшается, как у всех других веществ, а возрастает и максимальной плотностью обладает вода при 4°С, а при дальнейшем нагревании плотность ее уменьшается.

Вода обладает аномально большой теплоемкостью равной 4,18 , песок = 0,79, NaCl = 0,88 (Дж/(г×К).

Поэтому это имеет большое значение для жизни. При переходе от лета к зиме, ото дня к ночи она остывает медленно и является регулятором температуры на земном шаре.

Она имеет самую высокую температуру кипения в ряду

 

Н2О – Н2S – H2Se – H2Te,

Tкипения, °С 100 -60 -41 -2

Если от H2Te к Н2S температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от Н2S к Н2О резко увеличивается. Это объясняется наличием водородной связи между молекулами воды, вследствие кулоновского взаимодействия положительно заряженного атома водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом кислорода другой молекулы

Такое взаимодействие затрудняет отрыв молекул друг от друга, т.е. уменьшает их летучесть, а, следовательно, повышает температуру кипения.

Молекула воды из-за sp3-гибридизации орбиталей атома кислорода имеет угловую конфигурацию, а атомы водорода, соединенные с сильно-электроотрицательным атомом кислорода, определяют ее способность к установлению четырех водородных связей с соседними молекулами.

 


104°5’

Химические свойства Н2О

Вода – очень активный реагент по следующим причинам:

а) за счет ориентационного взаимодействия с полярными молекулами других веществ;

б) существования межмолекулярных водородных связей;

в) проявления донорных свойств со стороны атома кислорода по отношению к частицам – акцепторам электронных пар;

г) электролитической диссоциации при обычных условиях (ионы Н+ гидратируются, образуя ионы гидроксония Н3О+ ).

1. При температуре выше 3000°С диссоциация водяного пара, но равновесие сдвинуто в сторону воды.

2H2O D 2H2 + O2

2. Оксиды металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты (гидрооксиды).

Cl2O7 + H2O = 2HClO4

K2O + H2O = 2KOH

3. Некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты. При растворении веществ с ионной структурой молекулы растворителя удерживаются около иона силами электростатического притяжения, т.е. за счет ион -дипольного взаимодействия.

Например: кристаллогидрат сульфата натрия Na2SO4×10H2O (глауберова соль), Na2CO3×10H2O - кристаллическая сода.

Гидраты, образующиеся в результате донорно-акцепторного взаимодействия (где ионы растворенного вещества выступают обычно в качестве акцепторов, а молекулы растворителя в качестве доноров электронных пар) представляют собой частный случай комплексных соединений.

Аквакомплексы– лигaндами является вода, [Co(H2O)6]Cl2, [Al(H2O)6]Cl3, [Cr(H2O)6]Cl3 и др. Некоторые аквакомлексы в кристаллическом состоянии удерживают кристаллизационную воду [Cu(H2O)4]SO4×H2O – медный купорос.

 

4. Пероксид водорода. Окислительно-восстановительная двойственость Н2О2

1. Строение молекулы. Структурная формула Н–О–О–Н. Энергия связи О-О (210 кДж/моль) почти в 2 раза меньше энергии связи О–Н (468 кДж/моль). Из-за несимметричного распределения связей Н–О молекула Н2О2 сильно полярна. Между молекулами Н2О2 возникает довольно прочная водородная связь, поэтому в обычных условиях Н2О2 – сиропообразная светло-голубая жидкость с высокой температурой кипения равной 150°С. Температура плавления 0,41°С. Почти в 1.5 раза тяжелее воды, поверхностное натяжение (σ) больше, чем у Н2О.

В молекуле Н2О2 связи между атомами кислорода и водорода полярны (вследствие смещения общих электронных пар к кислороду). В водных растворах – это слабая кислота, хоть и в незначительной степени распадается на ионы: _

H2O2 «H+ + HO-2 I ступень К1 = 2,6×10-12.

HO-2 « H+ + O2-2 II ступень практически не протекает, т.к. подавляется диссоциацией Н2О, которая протекает в большей степени, чем Н2О2. Сместить диссоциацию по 2-й ступени можно введением щелочи.

2. С некоторыми основаниями Н2О2 взаимодействует, непосредственно образуя соли, что подтверждает его кислотные свойства.

Ba(OH)2 + H2O2 = BaO2 + 2H2O

Соль пероксида водорода

3. В отличие от воды пероксид водорода – непрочное соединение, разлагается даже при комнатной температуре (диспропорционирует на свету)

Н2О2 + Н2О2 = О2+ 2Н2О

Н2О2 = Н2О+ О

Неустойчивость Н2О2 обусловлена непрочностью связи О - О.

Атомы кислорода в молекуле Н2О2 связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. Связи О–Н полярны. Поэтому молекула Н2О2 также полярна.

Пероксиды относят к классу солей. Как соли они могут вступать в реакцию обмена с кислотами:

ВаО2 + Н2SO4 = BaSO4¯ + H2O2

в отличие от оксидов

SnO2 + 2H2SO4 = Sn(SO4)2 + 2H2O

Этой реакцией пользуются для различия оксидов и пероксидов.

 

 

0,95А°    
Н 0.95 А0 = 0,095нм

1,48 А0 = 0,148нм

1,48А°
120°

О О

95°

 

 

Н

ЕО-О = 210 кДж/моль ЕО-Н = 468 Дж/моль

 

Молекула нелинейна, две связи О–Н расположены не симметрично, а в 2-х плоскостях под углом 120°. Поэтому полярность mН2О2 > mН2О.

4. Окислительно-восстановительная двойственность Н2О2

Н2О2 + 2КI = I2 + 2KOH

Окислитель восстановитель

Н2О2 + Ag2O = 2Ag + O2 + H2O

Восстановитель окислитель

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

H2O2 + 2KI + H2SO4 → 2H2O + I2 + K2SO4

Na2O2 и K2O2 – используют для регенерации кислорода в подводных лодках и в изолирующих противогазах.

2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2

Наличие атомарного кислорода сообщает Н2О2 и Na2O2 сильные окислительные свойства. Na2O2 способен гидролизоваться с образованием H2O2 по реакции

Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2

В связи с этим они находят применение для отбеливания шерсти, шелка, мехов.

Аптечная перекись водорода – 3% водный раствор Н2О2, применяется как дезинфицирующее средство, (30% раствор называется пергидроль).

Литий.

Недостаток лития в пищевом рационе способствует заболеваемости маниакально-депрессивными психозами, шизофренией и др. Для депрессивных больных характерен избыток, а для страдающих маниями – недостаток натрия в клетках. Роль же лития важна для выравнивания натрий-калиевого баланса в организмах больных.

 

Натрий

Содержание натрия в организме человека массой 70 кг составляет 60г. Из этого 44% натрия находится во внеклеточной жидкости и 9% - во внутриклеточной. Концентрация Na+ внутри клетки приблизительно в 15 раз меньше, чем во внеклеточной жидкости. Наоборот, концентрация К+ приблизительно в 35 раз выше внутри клетки, чем вне ее.

Остальное количество находится в костной ткани, являющейся местом депонирования иона Na+ в организме (около 40%). Натрий – основной внеклеточный ион, в организме находится в виде растворимых солее NaCl, Na3PO4, NaHCO3, распределен в сыворотке крови, спинномозговой жидкости, по всему организму, глазной жидкости, пищеварительных соках, желчи, почках, легких, мозге. Натрий поддерживает постоянство осмотического давления и кислотно-основное равновесие (фосфатная буферная система Na2HPO4 + NaH2PO4).

Натрий содержится в поваренной соли, овощах. Натрий концентрируют в больших количествах водоросли, ламинарии, фукусы. Высокие содержания натрия способна переносить сахарная свекла.

В поддержании кислотно - щелочного равновесия в организме важнейшая роль принадлежит натрию. Его главная обязанность поддерживать нормальное кровяное давление, защищать организм от потери жидкости, влиять на мышечную активность.

Радиоактивный 24Na используется в качестве метки для определения скорости кровотока и для лечения некоторых форм лейкимии.

NaCl – основной источник соляной кислоты для желудочного сока. Непрерывное, избыточное появление NaCl в организме способствует развитию гипертонии. Около 90% потребляемого натрия выводится мочой, а остальные – с потом и калом.

Изотонический раствор NaCl (0,9%) для инъекций вводят подкожно, внутривенно при обезвоживании организма и при интоксикациях, а также применяют для промывания глаз, слизистой оболочки носа, а также для растворения лекарственных препаратов.

Гипертонические растворы NaCl (3-5-10%) применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. Применение таких компрессов способствует, по законам осмоса, отделению гноя из ран и плазмолизу бактерий.

NaCl – используется для консервирования продукции сельского хозяйства (соления, квашения овощей).

NaOH – (каустическая сода) используется в мыловаренной, кожевенной, фармацевтической, текстильной промышленность и в сельском хозяйстве, 10%-ый раствор входит в состав силамина, применяемого в ортопедической практике для отливки огнеупорных моделей.

NaHCO3 (питьевая, чайная сода) – применяют в виде полосканий, промываний при воспалительных заболеваниях глаз, слизистых оболочек верхних дыхательных путей. Действие основано на гидролизе, раствор имеет слабощелочную среду.

NaHCO3 + H2O ↔ NaOH + H2CO3.

При воздействии щелочей на микробные клетки происходит осаждение клеточных белков и вследствие этого гибель микроорганизмов. NaHCO3 применяется в кондитерском деле, в медицине, в лабораторной практике.

NaHCO3 – используют при повышенной кислотности (ацидоз), взаимодействует с кислыми продуктами, образуя натриевые соли органических кислот, которые выводятся с мочой, а СО2 с выдыхаемым воздухом.

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2

– нейтрализуется избыточная соляная кислота. Слишком большая доза NaHCO3 приводит к алкалозу, что не менее вредно, чем ацидоз.

Na2CO3 – (кальцинированная сода).

Na2CO3 • 10H2O – (кристаллическая сода), потребляется мыловаренной, стекольной, текстильной, бумажной, нефтяной промышленностью.

Na2SO4 • 10H2O – глауберова соль (мирабилит) или слабительное.

Na2B4O7 · 10H2O -(бура) применяется наружно, как антисептическое средство для полосканий, спринцеваний, смазываний. Антисептическое действие аналогично NaHCO3 и связано с гидролизом и с образованием противомикробного лекарственного средства борной кислоты.

Na2B4O7 + 7H2O ↔ 4H3BO3 + 2NaOH

NaNO3 – натриевая (чилийская) селитра, азотное удобрение с нитратной формой азота.

Na3[AlF6] – криолит

Наибольшее практическое значение среди соединений натрия имеют: NaOH – каустическая сода, NaHCO3 – питьевая сода, Na2CO3 - кальцинированная сода, Na2CO3×10H2O – кристаллическая сода.

 

Калий.

Содержание калия в организме 70 кг приблизительно 160г. Калий - основной внутриклеточный катион, распространен по всему организму: печень, почки, сердце, костная ткань, мышцы, кровь, мозг. Ионы К+ играют важную роль в физиологических процессах – сокращении мышц, функционировании сердца, проведении нервных импульсов. Калий антагонист натрия. Калий в отличие от натрия «работает» внутри клеток, где участвует в регулировании водного баланса. Необходим калий для нормальной работы сердечной мышцы.

Почти все соли калия хорошо растворимы в воде, но в отличие от солей натрия не содержат кристаллизационной воды. Вместе с азотом и фосфором, калий – один из основных элементов питания растений, при отсутствии его они погибают.

Забирают из почвы калий подсолнечник, лен, конопля и калий накапливается в их стеблях. Калий участвует в процессе фотосинтеза, приводит к снижению содержания сахаров в корнеплодах свеклы и крахмала в зерне, отмиранию листьев растений, снижению всхожести семян, восприимчивости к грибковым заболеваниям.

Na и К присутствуют в почвах в трех основных формах – необменной, обменной, водорастворимой. Основная масса щелочных металлов (более 99 %) в необменной форме. В обменной форме калия больше чем натрия, т.к. калий прочнее удерживается почвенными ионообменниками. Натрий входит в почвенный покровтолько в солонцах и засоленных почвах. В почвенных растворах натрий преобладает над калием. Катионы Na+ слабо удерживаются почвенными массами, мигрируют на далекие расстояния. Накапливаются в океанах, морях, соленых озерах.

Особенно велика биогенная роль калия. В культурных растениях большие содержания калия обнаружены в картофеле, свекле, табаке, изюме, черносливе, цветной капусте, редьке, абрикосах, подсолнечнике. В животных организмах калий имеется в печени, селезенке. Велико содержания калия в эритроцитах, крови животных. В организмах калий находится в виде минеральных солей органических кислот (щавелевой, лимонной, пировиноградной). Установлено, что соли калия не могут быть заменены в организме никакими другими солями.

При недостатке калия в почвах растения поражаются грибковыми и бактериальными болезнями, листья их бледнеют и отмирают.

При нарушении деятельности почек у животных калий накапливается в крови, что приводит к тяжелым расстройствам функций сердца, мышц, центральной нервной системы. Калий играет большую роль в обмене веществ и фотосинтезе. Ферсман сказал о значении калия для организмов «Калий – основа жизни растений».

KCl – концентрированное калийное удобрение, является сырьем для получения сильвинита (KCl ×NaCl).

KNO3– калийная селитра, сложное удобрение, содержит два элемента питания растений – калий и азот, используется в производстве тугоплавкого стекла и черного пороха.

KPO3 – метафосфат, сложное удобрение содержит – два элемента калий и фосфор.

K2SO4– самое дорогое из калийных удобрений, т.к. методы получения дороги.

K2CO3 (поташ) – зола, необходим в мыловарении, стекольном производстве, в фотографии, при крашении тканей.

K2O×Al2O3×6H2O– полевой шпат (ортоклаз).

 

ЛЕКЦИЯ 2

ГПУ ГКУ ОЦКУ

Температуры плавления и кипения бериллия, а также твердость значительно превосходят эти величины для остальных элементов подгруппы в связи с тем, что бериллий образует наиболее прочную кристаллическую решетку. Стандартный электродный потенциал уменьшается сверху вниз соответственно. Восстановительная активность увеличивается от Ве к Ra, но они менее активные восстановители, чем щелочные металлы.

Незакономерное изменение физических свойств: плотности, температуры плавления, температуры кипения обусловлены существенными различиями в строении пространственных кристаллических решеток.

В свободном состоянии это легкие металлы, тверже щелочных, самый мягкий барий, имеют серебристо-белый цвет.

Для элементов II-A группы характерна степень окисления +2, соединения со степенью окисления +1 – неустойчивы.

Все окисляются на воздухе и бериллий, и магний покрываются плотной пленкой оксидов, защищающей их от воздействий. Но остальные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха более энергично, поэтому хранят также как и щелочные.

При нагревании все металлы сгорают на воздухе с образованием оксидов.

t

2Э + О2 = 2ЭО

При высоких температурах взаимодействуют с азотом, образуя нитриды.

t

3Э + N2 = Э3N2

Са + S = CaS

3Ca + 2P = Ca3P2

Ca + 2C = CaC2

2Ba + O2 = 2 BaO

Ca + H2 = CaH2

 

Взаимодействуют с водой, вытесняя водород, все кроме бериллия, магний реагирует медленно и только при высоких температурах, а остальные бурно, т.к. в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее водорода.

Э + 2H2O= Э(OH)2 + H2

Магний сначала образует оксид, а затем гидроксид.

t

Mg + H2O = Mg(OH)2 + H2

Магний покрыт оксидной плёнкой MgO, который растворяется в H2O при нагревании. t

MgO + H2O = Mg(OH)2

t

Mg(OH)2 ® MgO + H2O

t

MgCO3 ® MgO + CO2

Гидролиз бинарных соединений (при нагревании)

 

СаS + 2H2O → Ca(OH)2 + H2S↑

Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3

CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Mg2Si + 4H2O → 2Mg(OH)2 + SiH4

Ca, Sr, Ba легко взаимодействуют с водородом, а Be, Mg – не взаимодействуют.

Наряду с обычными оксидами в отличие от Be и Mg образуют пероксиды

Ca(OH)2 + H2O2 → CaO2 + 2H2O

BaO + 1/2O2 → BaO2

Гидроксиды щелочноземельных металлов – сильные основания (щелочи). Be(OH)2 - aмфолит.

Mg(OH)2 – как основание средней силы хорошо растворяется в кислотах и в растворах солей аммония

Mg(OH)2 + 2NH4Cl → MgCl2 + 2NH4OH .

С ростом ионных радиусов Э2+ в ряду Be-Ba растет растворимость гидроксидов и усиливаются основные свойства в ряду Са(ОН)2 – Sr(OH)2 –Ba(OH)2. Об этом можно судить по значениям образования ЭСО3 в реакции:

Э(ОН)2 + СО2 = ЭСО3 + Н2О

 

BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3

,кДж/моль 25,1 -38,1 -74,9 -110,0 -128,0

Малорастворимые гидроксиды бериллия и магния получают с помощью реакций обмена между солями этих металлов и щелочами.

MgCl2 + 2KOH → Mg(OH)2↓ + 2KCl

 

Гидроксиды рассматриваемых элементов разлагаются при нагревании.

Ba(OH)2 = BaO + H2O

Из разбавленых кислот (кроме HNO3) эти металлы вытесняют водород

2HCl + Э = ЭCl2 + H2

H2SO4 + Э = ЭSO4 + H2;

разбавленную HNO3 восстанавливают до иона аммония, концентрированную как активные металлы до N2О

 

4Э + 10HNO3 = 4Э(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

 

Способы получения

Получение бериллия.

1. Из оксидов, фторидов пирометаллургическим методом, т.е. при высокой температуре (восстановители – CO, C, Mg).

BeO + CO ® Be + CO2

BeO + C ® Be + CO

BeF2 + Mg ® Be + MgF2

 

2. Электролиз расплавов солей.

Получение магнияиз оксидов восстановлением C и Si

Ca - электролизом расплавов солей, Sr и Ba- алюмотермией

3

 

Растворимость солей:

Хорошо растворимы: хлориды, бромиды, иодиды и нитраты.

Плохо растворимы сульфаты (кроме MgSO4), карбонаты, фосфаты, силикаты. Сульфиты – малорастворимы в воде и сильно гидролизуются.

Все соли бария токсичны, применяются в сельском хозяйстве как инсектициды – яды для борьбы с вредными насекомыми (BaCl2, BaCO3).

 

Кис. осн.

2BeS + SiS2 → Be2[SiS4]

Осн. кис.

BeF2 + 2NaF → Na2[BeF4]

Кис. осн.

BeF2 + SiF4 → Be[SiF6]

Осн. кис.

Амфотерен и гидроксид бериллия

Be(OH)2 + 2HCl + 2H2O = [Be(H2O)4]Cl2

Be(OH)2 + 2KOH = K2[Be(OH)4]

Соль бериллия, образованную слабой кислотой, можно получить только непосредственно соединением элементов, но нельзя получить смешиванием водных растворов, так как идет совместный гидролиз солей.

Все соединения Ве токсичны. С учетом особенностей его свойств, применяется в атомной технике, электронике.

Получение бора

1. Термическое разложение гидридов бора:

B2H6 2B + 3H2

2. Магнийтермией из оксида бора:

B2O3 + 3Mg 3MgO + 2B

B2O3 + 3Zn 3ZnO + 2B

3. Из хлорида бора:

2BCl3 + 3Zn 3ZnCl2 + 2B

Непосредственно активно бор реагирует только со фтором, однако при нагревании протекает взаимодействие с кислородом, азотом, углеродом.

B + 2F2 → BF4

4B + 3O2 2B2O3

2B + N2 2BN

4B + 3C B4C3

Бор реагирует с горячими концентрированными кислотами H24 и HNO3

2B + 3H2SO4конц. → 2H3BO3 + 3SO2

B + 3HNO3конц. → H3BO3 + 3NO2

Со щелочами реагирует только в присутствии сильных окислителей:

2B + 2NaOH + 3H2O2 → 2NaBO2 + 4H2O

Однако аморфный бор может реагировать со щелочами при кипячении:

2Bаморфн. + 2NaOH 2NaBO2 + H2

3SiO2 + 4B → 3Si + 2B2O3

Галогениды бора

BF3 BCl3 BBr3 BI3

газ газ жидкость твердый

Ecвязи кДж 644 443 376 284

устойчивость падает

ВСl3 образуется посредством взаимодействия трех электронов атома бора в возбужденном состоянии. Образуется три связи по спин-валентному (обменному) механизму.

Тип гибридизации бора – sp2
B*   3Cl

Так как в галогениде BГal3 имеется свободная орбиталь за счет атома бора, то в этом случае молекула BГal3 может быть акцептором электронной пары и участвовать в образовании связи по донорно-акцепторному механизму.

 
 


Ион имеет тетраэдрическую структуру

 
 
BF3 + NH3 → BF3 · NH3 (валентность бора = 4)


Галогениды бора имеют кислотный характер и гидролизуются:

BCl3 + 3H2O → H3BO3 + 3HCl

BF4 + HF → H[BF4] (сильная кислота)

Кислотные галогениды реагируют с основными галогенидами:

ВF3 + NaF = Na[BF4]

С водородом бор непосредственно не реагирует. Гидриды бора получают не прямым взаимодействием с водородом, а косвенным путем.

Например, действием соляной кислоты на борид магния.

Мg3В2 + 6HCl ® В2Н6­ +3МgCl2

Получается смесь бороводородов (боранов). Бораны известны газообразные, жидкие и твердые.

В2Н6 – диборан – газ

В4Н10 тетраборан – жидкость

В10Н14– твердый боран.

Они имеют неприятный запах и очень ядовиты. Большинство из них самовоспламеняются и разлагаются водой.

4Н10 + 11 О2 = 4В2О3 + 10 Н2О

В2Н6 + 6 Н2О = 2Н3ВО3 + 6Н2 ­

В молекулах бороводородов атомы бора связаны водородными «мостиками».









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.