Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Берилий и Магний.Распространение.Способы добыванияСтр 1 из 12Следующая ⇒
Оксиды бериллия и магния Окси́д бери́ллия — амфотерный оксид, имеющий химическую формулу BeO. В зависимости от способа получения, при стандартных условиях, оксид бериллия представляет собой белое кристаллическое или аморфное вещество без вкуса и запаха, очень малорастворимое в воде. Растворяется в концентрированных минеральных кислотах и щелочах, хорошо растворим в щелочных расплавах.[2][3] Оксид бериллия является единственным бинарным соединением бериллия с кислородом, хотя в паровой фазе над ВеО при температуре около 2000°С было отмечено присутствие полимеров типа (ВеО)3 и (ВеО). Химические свойства Реакционная способность оксида бериллия зависит от способа его получения и от степени прокаливания. Повышение температуры при прокаливании ведет к увеличению размера зерен (то есть к уменьшению удельной поверхности), а, следовательно, и к уменьшению химической активности соединения. Прокаленный при температуре не выше 500°С, оксид бериллия растворяется в водных растворах кислот и щелочей (даже разбавленных), образуя соответствующие соли и гидроксобериллаты. Например: BeO+2NaOH [Be( ] BeO+2HCl Be + O Оксид бериллия, прокаленный при температуре от 1200 до 1300°С растворим в растворах концентрированных кислот. Например, прокаленный таким образом ВеО реагирует с горячей концентрированной серной кислотой: BeO+ Be + O Прокаливание оксида бериллия при температурах выше 1800° С приводит к практически полной утрате им реакционной способности. После такого прокаливая ВеО растворяется только в концентрированной плавиковой кислоте (с образованием фторида) и в расплавленных щелочах, карбонатах и пиросульфатах щелочных металлов (с образованием бериллатов) BeO+2HF Be + O BeO+2NaOH + O BeO+ +
Выше 1000°С оксид бериллия реагирует с хлором, при этом в присутствии угля данная реакция идет легче и при гораздо меньших температурах (600—800°С):[2] 2BeO+2 + BeO+ +C Be +CO При температуре выше 1000°С оксид бериллия ступает в обратимую реакцию гидрохлорирования (понижение температуры системы вызывает обратный процесс разложения образовавшегося хлорида бериллия) BeO+2HCl 2Be + O При нагревании оксид бериллия способен реагировать со многими хлорсодержащими соединениями. В частности уже при 500°С начинается реакция с фосгеном
BeO+CO + Хлорирование тетрахлорметаном протекает при температуре 450—700°С:[2] 2BeO+ 2Be + Гораздо труднее оксид бериллия взаимодействует с бромом, сведений же о взаимодействии ВеО с иодом нет. Оксид бериллия реагирует далеко не всеми обычно применяемыми восстановителями. В частности, для восстановления бериллия из оксида применимы лишь кальций, магний, титан и уголь (при высокой температуре). Кальций и магний могут быть использованы в качестве восстановителя при температуре ниже 1700°С и атмосферном давлении, титан применим при давлении ниже 0,001 мм рт. ст. и 1400°С. BeO+Ca Be+CaO 4BeO+Ti 2Be+Ti В обоих случаях бериллий получается загрязненным, так как технически очень трудно разделить продукты реакции.
Использование угля более предпочтительно, но реакция с ним идет лишь при температурах выше 2000°С: BeO+C Be+CO Оксид бериллия при температурах ниже 800°С устойчив по отношению к расплавленным щелочным металлам (литию, натрию и калию) и почти совсем не реагирует с церием, платиной, молибденом, торием и железом; только при 1800° взаимодействует с никелем, кремнием, титаном и цирконием. Окси́д ма́гния (жжёная магнезия, периклаз) — химическое соединение с формулой MgO, белые кристаллы, нерастворимые в воде, пожаро- и взрывобезопасен. Основная форма — минерал периклаз. Химические свойства Легко реагирует с разбавленными кислотами и водой с образованием солей и Mg(OH)2 MgO+2HCl + O MgO+ O Mg( Получение Сульфат бериллия может быть получен взаимодействием в водном растворе любой соли бериллия с серной кислотой с последующим выпариванием и кристаллизацией продукта реакции. Получаемый гидрат может быть разложен на воду и безводную соль при нагревании до 400 °C[4]. Нитрат бериллия — химическое соединение с формулой Be(NO3)2. Представляет собой среднюю соль бериллия и азотной кислоты.
Химические свойства Вступает в большинство обменных реакций, свойственных другим нитратам. С карбонатами и сульфидами щелочных металлов и аммония реагирует с образованием гидроксида бериллия: Нитрат бериллия в водных растворах частично гидролизируется с образованием основного нитрата: При нагревании в вакууме возгоняется,образуя летучий оксонитрат[1]: Термическое разложение Be(NO3)2 происходит при 1000°С, при этом образуется оксид бериллия, кислород и оксиды азота:
Фосфат бериллия — неорганическое соединение, кислая соль металлабериллия и ортофосфорной кислоты с формулой Be3(PO4)2, бесцветные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты. Получение: обработка растворов солей бериллия избытком раствора гидрофосфата натрия Карбонат магния, магний углекислый, MgCO3 — магниеваясоль угольной кислоты. Свойства Белые кристаллы, плотность 3,037 г/см³. При 500 °C заметно, а при 650 °C полностью разлагается на MgO и CO2. Растворимость карбоната магния в воде незначительна (22 мг/л при 25 °C) и уменьшается с повышением температуры. При насыщении CO2 водной суспензии MgCO3 последний растворяется вследствие образования гидрокарбоната Мg(HCO3)2. Из водных растворов в отсутствие избытка CO2выделяются основные карбонаты магния. С карбонатами ряда металлов карбонат магния образует двойные соли, к которым относится и природный минерал доломит MgCO3·CaCO3. Сульфат магния — неорганическое вещество, соль металла магния и серной кислоты с формулой MgSO4, белый порошок, образует несколько кристаллогидратов. В медицине используется при лечении ожирения как солевое слабительное, для достижения так называемого магниевого стресса. Химические свойства · При нагревании выше температуры плавления разлагается: · С концентрированной серной кислотой образует гидросульфаты: при нагревании выпадают сольваты состава MgSO4•H2SO4 и MgSO4•3H2SO4. · При нагревании взаимодействует с сероводородом, двуокисью кремния, углеродом: Нитрат магния Mg(NO3)2 — бесцветные гигроскопичные кристаллы с кубической решеткой (а = 0,748 нм, пространств. группа Ра3); температура плавления 426 °C (с разложением); С°р 141,9 Дж/(моль. К); DH0обр −792,8 кДж/моль, DG0обр −591,4 кДж/моль. Выше 300 °C начинает разлагаться на MgO и оксиды азота. Растворимость в воде (г в 100 г): 73,3 (20 °C), 81,2 (40 °C), 91,9 (60 °C). Растворим также в этаноле, метаноле, жидком NH3. Из водных растворов в зависимости от концентрации кристаллизуются нона-, гекса- и дигидраты. Магния нитрат образует с N2O4 аддукт состава Mg(NO3)2.N2O4, разлагающийся выше 50 °C, а также аммины [Mg(NH3)J(NO3)2 и двойные соли с нитратами др. металлов. Безводный магния нитрат получают взаимодействием Mg с N2O4 с последующим отщеплением N2O4, гидратированный — реакцией MgCO3 или MgO с разбавлением HNO3. Гексагидрат — исходное соединение при синтезе MgO особой чистоты, нитратов др. металлов, а также разложении соединений Mg Ортофосфат магния — неорганическое соединение,соль магния и ортофосфорной кислоты с формулой Mg3(PO4)2. Бесцветные кристаллы почти не растворимые в воде. Образует несколько кристаллогидратов. Нахождение в природе Содержание бария в земной коре составляет 0,05 % по массе; в морской воде среднее содержание бария составляет 0,02 мг/литр. Барий активен, он входит в подгруппу щелочноземельных металлов и в минералах связан достаточно прочно. Основные минералы: барит(BaSO4) и витерит (BaCO3).
Редкие минералы бария: цельзиан или бариевый полевой шпат (алюмосиликат бария), гиалофан (смешанный алюмосиликат бария и калия), нитробарит (нитрат бария) и пр. Ра́дий — элемент главной подгруппы второй группы, седьмого периодапериодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 88. Обозначается символом Ra (лат. Radium). Простое вещество радий (CAS-номер: 7440-14-4) — блестящий щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета, быстро тускнеющий на воздухе. Обладает высокой химической активностью. Радиоактивен; наиболее устойчив нуклид 226Ra (период полураспада около 1600 лет). Нахождение в природе Радий довольно редок. За прошедшее с момента его открытия время — более столетия — во всём мире удалось добыть всего только 1,5 кг чистого радия. Одна тонна урановой смолки, из которой супруги Кюри получили радий, содержит лишь около 0,0001 г радия-226. Весь природный радий является радиогенным — возникает при распадеурана-238, урана-235 или тория-232; из четырёх найденных в природе наиболее распространённым и долгоживущим изотопом (период полураспада 1602 года) является радий-226, входящий в радиоактивный ряд урана-238. В равновесии отношение содержания урана-238 и радия-226 в руде равно отношению их периодов полураспада: (4,468·109 лет)/(1602 года)=2,789·106. Таким образом, на каждые три миллиона атомов урана в природе приходится лишь один атом радия или 1,02 мкг/т (кларк в земной коре). Химические свойства Взаимодействие ионных гидридов с водой: Получение Ионные гидриды получают взаимодействием простых веществ: Галогени́ды (галоиды) — соединения галогенов с другими химическими элементами или радикалами. При этом галоген, входящий в соединение, должен быть электроотрицательным; так, оксид брома не является галогенидом. По участвующему в соединении галогену галогениды также называются фторидами, хлоридами, бромидами,иодидами и астатидами. Наиболее известны под этим названием галогениды серебра благодаря массовому распространению плёночной галогеносеребряной фотографии.
Соединения галогенов между собой называются интергалогенидами, или межгалоидными соединениями (например,пентафторид иода IF5). В галогенидах галоген имеет отрицательную степень окисления, а элемент — положительную. Сульфиды: · Неорганические сульфиды — бинарные соединения элементов с серой (S), где она имеет степень окисления −2. · Органические сульфиды (тиоэфиры) — соединения общей формулы R'-S-R, где R' и R — органические радикалы. · Нитриды — соединения азота с менее электроотрицательными элементами, например, с металлами (AlN;TiNx;Na3N;Ca3N2;Zn3N2; и т. д.) и с рядом неметаллов (NH3, BN, Si3N4). · Соединения азота с металлами чаще всего являются тугоплавкими и устойчивыми при высоких температурах веществами, например, эльбор. Нитридные покрытия придают изделиям твёрдость, коррозионную стойкость; находят применение в энергетике, космической технике.
Получение Нитриды ионного типа получаются при взаимодействии металлов с азотом при температурах 700—1200 °C. Другие нитриды можно получить взаимодействием металла с азотом или аммиаком или восстановлением оксидов, хлоридов металла углеродом в присутствии азота или аммиака при высоких температурах. Нитриды образуются также в плазме в дуговых, высокочастотных и сверхвысокочастотных плазмотронах. В последнем случае нитриды образуются как ультрадисперсные порошки с размером частиц 10-100 нм. Химические свойства Нитриды ионного типа легко разлагаются водой и кислотами, проявляя основные свойства: Нагревание нитридов элементов V, VI и VIII групп приводит к их разложению с выделением азота, низших нитридов и твердых растворов азота в металлах. Нитриды бора, кремния, алюминия, индия, галлия и переходных металлов IV группы при нагревании в вакууме не разлагаются. Окисление нитридов кислородом приводит к образованию оксидов металлов и азота. Взаимодействие нитридов с углеродом приводит к карбидам и карбонитридам. Карби́ды — соединения металлов и неметаллов с углеродом. Традиционно к карбидам относят соединения, где углерод имеет большую электроотрицательность, чем второй элемент (таким образом из карбидов исключаются такие соединения углерода, как оксиды, галогениды и т.п.) Свойства Карбиды — тугоплавкие твёрдые вещества, не растворимы[ источник не указан 1764 дня ] ни в одном из известных растворителей. Карбиды бора и кремния (В4С и SiC), титана, вольфрама, циркония (TiC, WC и ZrC соответственно) обладают высокой твёрдостью, жаростойкостью, химической инертностью. Берилий и Магний.Распространение.Способы добывания Бери́ллий — элемент главной подгруппы второй группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 4. Обозначается символом Be (лат. Beryllium). Высокотоксичный элемент. Простое вещество бериллий (CAS-номер: 7440-41-7) — относительно твёрдый металл светло-серого цвета, имеет весьма высокую стоимость.
Среднее содержание бериллия в земной коре 3,8 г/т и увеличивается от ультраосновных (0,2 г/т) к кислым (5 г/т) и щелочным (70 г/т) породам. Основная масса бериллия в магматических породах связана с плагиоклазами, где бериллий замещает кремний. Однако наибольшие его концентрации характерны для некоторых тёмноцветных минералов и мусковита (десятки, реже сотни г/т). Если в щелочных породах бериллий почти полностью рассеивается, то при формировании кислых горных пород он может накапливаться в постмагматических продуктах — пегматитах и пневматолито-гидротермальных телах. В кислых пегматитах образование значительных скоплений бериллия связано с процессами альбитизации и мусковитизации. В пегматитах бериллий образует собственные минералы, но часть его (ок. 10 %) находится в изоморфной форме в породообразующих и второстепенных минералах (микроклине, альбите, кварце, слюдах, и др.). В щелочных пегматитах бериллий устанавливается в небольших количествах в составе редких минералов: эвдидимита, чкаловита, анальцима и лейкофана, где он входит в анионную группу. Постмагматические растворы выносят бериллий из магмы в виде фторсодержащих эманаций и комплексных соединений в ассоциации с вольфрамом, оловом, молибденом и литием. Содержание бериллия в морской воде чрезвычайно низкое — 6·10−7 мг/л.[5] Известно более 30 собственно бериллиевых минералов, но только 6 из них считаются более-менее распространёнными: берилл, хризоберилл, бертрандит, фенакит, гельвин, даналит. Промышленное значение имеет в основном берилл, в России (Республика Бурятия) разрабатывается фенакит-бертрандитовое Ермаковское месторождение. Разновидности берилла считаются драгоценными камнями: аквамарин — голубой, зеленовато-голубой, голубовато-зелёный; изумруд — густо-зелёный, ярко-зелёный; гелиодор — жёлтый; известны ряд других разновидностей берилла, различающихся окраской (темно-синие, розовые, красные, бледно-голубые, бесцветные и др.). Цвет бериллу придают примеси различных элементов. Месторождения минералов бериллия присутствуют на территории Бразилии, Аргентины, Африки, Индии, России (Ермаковское месторождение, Бурятия, Сибирь) и др. В виде простого вещества в XIX веке бериллий получали действием калия на безводный хлорид бериллия: Be +2K Be+2KCl
В настоящее время бериллий получают, восстанавливая его фторид магнием: Be +Mg Be +Mg либо электролизом расплава смеси хлоридов бериллия и натрия. Исходные соли бериллия выделяют при переработке бериллиевой руды. Ма́гний — элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12. Обозначается символом Mg (лат. Magnesium). Простое вещество магний (CAS-номер: 7439-95-4) — лёгкий, ковкий металл серебристо-белого цвета. Кларк магния 19 кг/т. Это один из самых распространённых элементов земной коры. Большие количества магния находятся в морской воде. Главными видами нахождения магнезиального сырья являются: морская вода — (Mg 0,12-0,13 %), карналлит — MgCl2 • KCl • 6H2O (Mg 8,7 %), бишофит — MgCl2 • 6H2O (Mg 11,9 %), кизерит — MgSO4 • H2O (Mg 17,6 %), эпсомит — MgSO4 • 7H2O (Mg 16,3 %), каинит — KCl • MgSO4 • 3H2O (Mg 9,8 %), магнезит — MgCO3 (Mg 28,7 %), доломит — CaCO3·MgCO3 (Mg 13,1 %), брусит — Mg(OH)2 (Mg 41,6 %). Магнезиальные соли встречаются в больших количествах в солевых отложениях самосадочных озёр. Месторождения ископаемых солей карналлита осадочного происхождения известны во многих странах. Магнезит образуется преимущественно в гидротермальных условиях и относится к среднетемпературным гидротермальным месторождениям. Доломит также является важным магниевым сырьём. Месторождения доломита широко распространены, запасы их огромны. Они ассоциируют с карбонатными толщами и большинство из них имеет докембрийский или пермский возраст. Доломитовые залежи образуются осадочным путём, но могут возникать также при воздействии на известняки гидротермальных растворов, подземных или поверхностных вод. Природные источники магния: ископаемые минеральные отложения (магнезиальные и калийно-магнезиальные карбонаты: доломит, магнезит), морская вода, рассолы (рапа соляных озёр). Большая часть мировой добычи магния сосредоточена в США (43 %), странах СНГ (26 %) и Норвегии (17 %), возрастает доля Китая.
Обычный промышленный метод получения металлического магния — это электролиз расплава смеси безводных хлоридов магния MgCl2 (бишофит), натрия NaCl и калия KCl. В расплаве электрохимическому восстановлению подвергается хлорид магния: MgCl2 (электролиз) = Mg + Cl2. Расплавленный металл периодически отбирают из электролизной ванны, а в неё добавляют новые порции магнийсодержащего сырья. Так как полученный таким способом магний содержит сравнительно много (около 0,1 %) примесей, при необходимости «сырой» магний подвергают дополнительной очистке. С этой целью используют электролитическое рафинирование, переплавку в вакууме с использованием специальных добавок — флюсов, которые «отнимают» примеси от магния или перегонку (сублимацию) металла в вакууме. Чистота рафинированного магния достигает 99,999 % и выше. Разработан и другой способ получения магния — термический. В этом случае для восстановления оксида магния при высокой температуре используют кремний или кокс: MgO + C = Mg + CO Применение кремния позволяет получать магний из такого сырья, как доломит CaCO3·MgCO3, не проводя предварительного разделения магния и кальция. С участием доломита протекают реакции: CaCO3·MgCO3 = CaO + MgO + 2CO2, 2MgO + CaO + Si = CaSiO3 + 2Mg. Преимущество термического способа состоит в том, что он позволяет получать магний более высокой чистоты. Для получения магния используют не только минеральное сырьё, но и морскую воду.
|
|||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-02-10; просмотров: 268; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.221.13.173 (0.057 с.) |