Глава 13. ЭЛЕМЕНТЫ II ГРУППЫ



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Глава 13. ЭЛЕМЕНТЫ II ГРУППЫ



 

IIА-группа: берил­лий Be 2s2, магний Mg 3s2 и элементы подгруппы кальция (щелочно-земельные металлы) – кальций Са 4s2, стронций Sr 5s2, барий Ва 6s2, радий Ra 7s2. Элементы проявляют степень окисления +2. Как и в других главных подгруппах, с увеличением атомного номера энергия ионизации атомов уменьшается, радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усилива­ются.

IIВ-группа (подгруппа цинка): цинк Zn 3d104s2, кадмий Cd 4d105s2, ртуть Hg 5d106s2.

 

Бериллий

 

Во всех устойчивых соединениях степень окисления бериллия +2.

Содержание бериллия в земной коре невелико. Важнейшие минералы: берилл Be3Al2(SiO3)6, фенакит Be2SiO4; окрашенные примесями прозрачные разновидности берилла (зеленые изумруды, голубые аквамарины и др.) – драгоценные камни (в настоящее время их получают искусственно).

Соединения бериллия ядовиты.

Простое вещество. Be (бериллий) – светло-серый, легкий, достаточно твердый, хрупкий металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированных серной и азотной кислотах. Восстановитель, реагирует с кипящей водой, разбавленными кислотами, концентрированными щелочами, неметаллами, аммиаком, оксидами металлов, при нагревании сгорает в кислороде и на воздухе. С металлами бериллий образует интерметаллические соединения. Бериллиды ряда d-элементов состава MBe12 (М – Ti, Nb, Та, Mo), МВе11 (М = Nb, Та) и другие имеют высокую температуру плавления и не окисляются при нагревании до 1200–1600°С.

2Be + 3H2O(кип.) = BeO↓ + Be(OH)2↓ + 2H2

Be + 2HCl(разб.) = BeCl2 + H2

Be + 2HNO3(разб., гор.) = Be(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Be + 2NaOH(конц.) + H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

2Be + O2(900°С) = 2BeO

Be + Hal2(нагр.) = 2BeHal2

3Be + C2H2 = BeC2 + H2

Be + MgO = BeO + Mg

Получение и применение.Бериллий получают электролизом расплава ВеСl2 (с добавкой NaCl при 300°С) или магнийтермическим восстановлением ВеНаl2.

Бериллий используют в качестве легирующей добавки к сплавам, придающей им повышенную коррозионную стойкость, высокую проч­ность и твердость. Наиболее ценны сплавы Cu–Be (бериллиевые брон­зы), содержащие до 2,5% Be. Сплавы бериллия применяют в самолетостроении, электротехнике и др.

В атомных реакторах бериллий используется как замедлитель и отражатель нейтронов. В смеси с препаратами радия он служит источ­ником нейтронов, образующихся при действии на 9Ве альфа-частиц: 9Ве + 4Не = 12С + 1n.

Соединения бериллия (II). Большинство неорганических соедине­ний бериллия (II) в обычных условиях полимерны и являются крис­таллическими веществами белого цвета. В кислых водных растворах ионы Ве2+ находятся в виде прочных аква-комплексов [Ве(Н2О)4]2+; в сильно щелочных растворах – в виде ионов [Ве(ОН)4]2–.

Оксид ВеО – амфолит, при сплавлении взаимодействует и с основными, и с кислотными оксидами:

ВеО + SiО2 = BeSiО3; ВеО + Na2О = Na2BeО2

При нагревании ВеО взаимодействует со щелочами и кислотами:

ВеО + 2HCl(конц.) = BeCl2

ВеО + 2NaОН + Н2О = Na2[Ве(ОН)4]

ВеО применяют в качестве химически стойкого и огнеупорного материала для изготовления тиглей и специальной керамики, а в атомной энергетике – как замедлитель и отражатель нейтронов.

Гидроксид Ве(ОН)2 – полимерное соединение, и поэтому в воде не растворяется, амфолит.

Ве(ОН)2 + 2NaОН(конц.) = Na2[Ве(ОН)4]

ВеО + 2HCl + 3Н2О = [Ве(Н2О)4]Cl2

Амфотерностъ ВеНа12 наиболее отчетливо проявляется у фторида. Так, при нагревании BeF2 с основными фторидами образуются фторобериллаты (другие галогенобериллаты не характерны): 2KF + BeF2 = K2[BeF4]

При взаимодействии BeF2 с кислотными фторидами образуются соли бериллия:

BeF2 + SiF4 = Be[SiF6]

Гидрид ВеН2 – сильный восстановитель; при его разложении водой выделяется водород: ВеН2 + 2Н2О = Ве(ОН)2↓ + Н2

Большинство солей бериллия растворимо в воде, нераствори­мы ВеСО3, Ве3(РО4)2 и некоторые другие. Для бериллия весьма ха­рактерны двойные соли – бериллаты со сложными лигандами, например:

Na24 + BeSО4 = Na2[Be(SО4)2]

(NH4)23 + BeCО3 = (NH4)2[Be(CО3)2]

 

Магний

 

Магний – один из наиболее распространенных элементов на Земле, входит в состав силикатных минералов (среди них преобладает оливит Mg2SiО4), карбонатных минералов – доломита CaMg(CО3)2, цезита MgCО3. Важное техническое значение имеет минерал карналлит KCl∙MgCl2∙6H2O. Большое количество магния содержится в морской воде и в воде некоторых озер, придавая ей горький вкус. Магний выступает комплексообразователем в хлорофилле.

Простое вещество. Mg (магний) – серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий ме­талл. На воздухе покрыт оксидной пленкой. Пассивируется в холодной воде, концентрированных серной и фтороводородной кислотах. Не реагирует со щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами, неметаллами. Переводится в раствор солями аммония.

Mg + 2H2O(гор.) = Mg(OH)2↓ + H2

Mg + 2HCl(разб.) = MgCl2 + H2

4Mg + 10HNO3(разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

Mg + H2(нагр., кат.) = MgH2

2Mg + O2 = MgO; 3Mg + N2 = Mg3N2 (сгорание на воздухе)

Получение и применение.Основную массу производимого магния получают электролизом расплавленного карналлита или MgCl2 (c добавлением NaCl или других хлоридов для понижения температуры плавления), а также металлотермическим и углетермическим методами:

2(CaO∙MgO) + Si = Ca2SiО4 + 2Mg

MgO + С(кокс) = Mg + СО

Магний в основном используется для производства «сверхлегких» сплавов, в металлотермии (для производства Ti, Zr, V, U и др.). Смеси порошка магния с окислителями применяются для осветительных и зажи­гательных ракет, снарядов, в фото- и осветительной технике.

Соединения магния (II). Бинарные соединения Mg в зависимости от электро­отрицательного элемента могут быть соединениями от металлических до ионных. Так, Mg3Al2 – типично металлическое соединение, a MgCl2 – ионное.

По химической природе соединения Mg( II) преимущественно ос­нóвные. Некоторые из них, например, MgCl2, MgSО4, Mg(NО3)2, в обычных условиях гидролизу не подвергаются, другие создают слабо­щелочную среду.

Анионные комплексы для Mg (II) не характерны, но весьма разно­образны двойные соединения типа смешанных карбоната СаСО3∙MgCО3 (доломит), нитрида Li3N∙Mg3N2 (LiMgN) и др.

Оксид MgO (жженая магнезия) – оснóв­ное соединение, взаимодействует с водой, поглощает СО2, легко растворяется в кислотах, но сильно прокаленный MgO теряет химическую активность. Жженую магнезию применяют в производстве магния, в качестве наполнителя в производстве резины, для очистки нефтепродуктов, в производстве огнеупоров, строительных материалов и др.

MgO + Н2О = Mg(OH)

Важное промышленное значение имеет MgCl2, получаемый хлорированием MgO, в присутствии угля: MgO + Сl2 + С = MgCl2 + СО или обезвоживанием MgCl2∙6Н2О, добываемого из морской воды. Дихлорид магния в основном применяется для получения магния и в производстве магнезиального цемента. Последний получают смешиванием пред­варительно прокаленного MgO с 30%-ным водным раствором MgCl2.

 

Подгруппа кальция(кальций, стронций, барий, радий)

Кальций – один из наиболее распространенных элементов на Зем­ле. Большая его часть содержится в виде силикатов и алюмосиликатов в изверженных горных породах (граниты, гнейсы и др.). Из других пород наиболее распространены известняк и мел, состоящие в основ­ном из минерала кальцита СаСО3; значительно реже встречается кристаллизованная форма кальцита – мрамор. Широко распространены ангидрит CaSО4 и гипс CaSО4∙2H2О. Важны для промышленнос­ти минералы флюрорит CaF2, апатит Са5(РО4)3 (F, Cl, ОН) и др. В качестве продуктов выветривания минералов соединения кальция содержатся в большинстве природных вод и в основном обусловливают их жесткость. Важнейшие минералы стронция и бария – стронцианит SrCО3, витерит ВаСО3, целестин SrSО4, барит (тяжелый шпат) BaSО4. Радий обычно содержится в урановых рудах.

Простые вещества. Са (кальций) – серебристо-белый, пластичный, достаточно твердый, щелочноземельный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет. Реакционноспособный, реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими неметаллами при нагревании. Сильный восстановитель; реагирует с водой, разбавленными кислотами, аммиаком.

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Ca + 2HCl(разб.) = CaCl2 + H2

4Ca + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2↓ + N2O↑ + 5H2O

Ca + H2 = CaH2

Ca + Hal2 = CaHal2

Ca + 2C = CaC2

Sr (стронций) – светло-желтый, ковкий щелочноземельный металл. На воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в ярко-красный цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими неметаллами при нагревании. Сильный восстановитель; окисляется водой, разбавленными кислотами, аммиаком.

Ba (барий) – серебристо-белый, ковкий, пластичный щелочноземельный металл. На воздухе покрывается темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в желто-зеленый цвет. Реакционноспособный; реагирует с кислородом, азотом, водородом, галогенами и другими неметаллами. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, сероводородом, аммиаком.

Ra (радий) – белый, блестящий, мягкий щелочноземельный металл. Радиоактивен. Реакционноспособный; на воздухе покрывается темной оксидно-нитридной пленкой. Окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами, хлором, серой.

Щелочно-земельные металлы (кроме радия) хранят под керосином в запаянных сосудах (кальций – в плотно закрывающихся металлических банках).

Получение и применение.Общий способ получения кальция, стронция, бария и радия – электролиз их расплавленных хлоридов и алюмотермия в вакууме.

Кальций применяют для восстановления из соединений ряда металлов (U, Cr, Zr, Cs, Rb), для удаления из стали кислорода и серы. Кроме того, кальций служит легирующим компонентом некоторых свинцовых сталей. Практически важен карбид кальция CaC2, получаемый карботермически из оксида кальция.

Природные соединения кальция широко при­меняются в производстве вяжущих материалов. Последние пред­ставляют собой порошкообразные вещества, образующие при смеше­нии с водой пластичную массу, затвердевающую в твердое прочное тело. Вяжущие материалы для изготовления бетона, строительных деталей и конструкций. К вяжущим веществам относятся цементы, гипсовые материалы, известь и др. По химическому составу цементы представляют собой главным образом силикаты и алюминаты кальция. Силикатные цементы получают обжигом до спекания тонкоизмельченной смеси известняка и богатой SiО2 глины. Гипсовые материалы – прежде всего жженый гипс (але­бастр) 2CaSО4∙H2О получают обжигом гипса CaSО4∙2H2О; при взаимодействии с водой происходит закристаллизовывание, сопровождающееся отвердеванием всей массы:

2[CaSO4∙0,5H2O] + 3Н2О = 2[CaSО4∙2H2О]

Кальций, стронций и барий применяют как газопоглотители в вакуумной технике. Кроме того, стронций и барий используют в сплавах, их соли – в производстве красок, эмалей, в медицине. Радиоактивные свойства радия нашли практическое применение в медицине и технике.

Соединения кальция (II), стронция (II), бария (II). Неорганические соединения кальция и его аналогов представляют собой кристалличес­кие вещества, в большинстве с высокими температурами плавления.

Оксиды получают термическим разложением соответствующих карбонатов или нитратов:

СаСО3 = СаО + СО2

2Ba(NО3)2 = 2ВаО + 4NО2 + О2

Оксиды энергично взаимодействуют с водой, образуя более или менее растворимые основания Э(ОН)2.

Гидроксиды Э(ОН)2 – сильные основания, по силе уступаю­щие лишь гидроксидам элементов IА-группы.

Из солей и солеподобных соединений в воде хорошо растворимы лишь ЭСl2, ЭBr2, ЭI2, Э(NO3)2; более или менее растворимы ЭS, Э(ОН)2, а также большинство кислых солей.

Высокая активность кальция и его аналогов проявляется также в их способности образовывать многочисленные перекисные соединения, например, пероксиды ЭО2, надпероксиды Э(О2)2, персульфиды ЭSn (n = 2–5), перкарбиды ЭС2.

Жесткость воды.Наличие в природной воде солей кальция и магния обусловливает ее жесткость. Различают временную и постоянную жесткость воды. Временную жесткость придают воде гидрокарбонаты, постоянную – сульфаты и хлориды Са (II) и Mg (II).

Жесткость воды устраняют физическими и химическими методами. Временная жесткость устраняется кипячением воды. При этом гидро­карбонаты переходят в нерастворимые карбонаты:

Са(НСО3)2 = СаСО3↓ + СО2 + Н2О

При химическом умягчении природную воду обра­батывают гашеной известью или содой:

CaSО4 + Na2(CО3) = СаСО3↓ + Na24

Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О

MgSО4 + Са(ОН)2 = Mg(ОH)2↓ + CaSО4

Для удаления ионов Са2+ и Mg2+ можно применять также фосфаты натрия, буру, поташ и др. В методе устранения жесткости воды путем ионообмена используются высокомоле­кулярные соединения – иониты (катиониты и аниониты). Катиониты представляют собой алюмосиликаты типа цеолитов, например Na2[Al2Si2О8]∙nH2О.

 

Подгруппа цинка(цинк, кадмий, ртуть)

Для элементов подгруппы цинка характерна степень окисления +2, в производных Hg22+ степень окисления ртути равна +1.

Содержание элементов в земной коре невелико. Важнейшие цинковые руды: цинковая обманка ZnS и галмей ZnCO3. Кадмий сопутствует цинку в полиметаллических сульфидных рудах и редко образует самостоятельное месторождение CdS (гринокит). Киноварь Hg2S является главной рудой в производстве ртути; изредка встречает­ся самородная ртуть.

Простое вещество и производные ртути чрезвычайно ядовиты.

Простые вещества. Zn (цинк) – белый с голубоватым оттенком, мягкий, хрупкий (из-за примесей) металл. Во влажном воздухе покрывается устойчивой гидроксидно-карбонатной пленкой. В воде пассивируется. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислородом, галогенами, халькогенами, нитратами металлов в щелочной среде.

Zn + 2HCl(разб.) = ZnCl2 + H2

Zn + 2H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2

Zn + 5H2SO4(конц.) = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

Zn + 4HNO3(конц., гор.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

4Zn + 10HNO3(разб., гор.) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

4Zn + 10HNO3(оч. разб., гор.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

2Zn + О2 (свыше 225° C) = 2ZnО

Zn + Hal2 (60° C) = ZnHal2

4Zn + 7NaOH(конц.) + NaNO3 + 6H2O = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3

Cd (кадмий) – серебристо-белый, тяжелый, низкоплавкий, мягкий, ковкий металл. Во влажном воздухе покрывается устойчивой оксидной пленкой. Не реагирует со щелочами. Восстановитель; реагирует с водяным паром, сильными кислотами, кислородом, галогенами, халькогенами и другими неметаллами, сероводородом, нитратом аммония. Вытесняет благородные металлы из их солей в растворе.

Hg (ртуть) – серебристо-белый, жидкий при комнатной температуре металл. Не окисляется в сухом воздухе, покрывается серой оксидной пленкой во влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, щелочами, гидратом аммония. Переводится в раствор иодоводородной кислотой за счет комплексообразования. Слабый восстановитель; реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», галогенами, халькогенами. Со многими металлами (Na, K, Ca, Ba, Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Pb и др.) образует амальгамы (жидкие и твердые) – интерметаллические соединения или сплавы.

Получение и применение.Для получения цинка и кадмия их сульфидные концентраты подвергают обжигу, затем проводят карботермическое восстановление.

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

ZnO + C = Zn = CO

Наряду с пирометаллургическим методом, цинк и кадмий получают и гидрометаллургическим способом; руду в виде оксидов растворяют в разбавленной серной кислоте и подвергают электролизу. Кроме того, кадмий из сульфатных растворов обычно вытесняют металлическим цинком.

Большая часть добываемого цинка используется для оцинкования железа (предохранения от ржавления), а также для получения различ­ных сплавов – латунь (60% Cu, 40% Zn), томпак (90% Cu, 10% Zn), нейзильбер (65% Cu, 20% Zn, 15% Ni). Из кадмия изготовляют регулирующие стержни атомных реакторов; его применяют для получения легкоплавких сплавов, гальванических покрытий, электродов щелочных аккумуляторов, механически прочных медно-кадмиевых сплавов для электропроводов и т. д. Ртуть широко используется как катод при электрохимическом получении гидроксида натрия и хлора, как катализатор в органичес­ком синтезе (например, в производстве уксусной кислоты), для изго­товления выпрямителей, ламп дневного света, ртутных манометров.

Применение соединений цинка и его аналогов весьма разнообразно. Так, их сульфиды используются в производстве минеральных красок; HgCl2 (сулема), Hg2Cl2 (каломель) и др. препараты ртути, а также цинка – в медицине. Концентрированный раствор ZnCl2, растворяющий клетчатку, используется в производстве пергамента.

Соединения цинка (II), меди (II), ртути (II). В подгруппе цинка с увеличением атомного номера элемента устойчивость однотипных бинарных соединений уменьшается. Так, Zn(ОН)2 и Cd(ОН)2 устойчивы, а гидроксид Hg (II) неизвестен, так как уже при получении разлагается на ртуть и воду:

Hg(NO3)2 + 2КОН = HgO + 2КNO3 + Н2O

Малоустойчивы также Hg3N2 и HgC2, распадающиеся со взрывом.

Из соединений цинка и его аналогов в воде растворяются галогениды (кроме ZnF2, HgBr2, HgI2), сульфаты, нитраты и некоторые другие.

При растворении соединений Э (II) в воде, а также при взаимодей­ствии ЭО или Э(ОН)2 с кислотами образуются устойчивые аквакомплексы типа [Э(H2O)4]2+, [Э(H2O)6]2+. Поэтому для Zn (II), Cu (II), Hg (II) характерны кристаллогидраты. Из других катионных комплексов наиболее устойчи­вы амминокомплексы [Э(NН3)4]2+ и [Э(NН3)6]2+, легко образую­щиеся действием аммиака на растворы солей и Э(ОН)2:

ZnSO4 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]SO4

Cd(ОН)2 + 6NH3 = [Cd(NH3)6](ОН)2

Цинк и в меньшей степени кадмий образуют различного рода цинкаты и кадматы. Так, амфотерный Zn(ОН)2 легко раство­ряется в щелочах за счет образования растворимых гидроксоцинкатов:

Zn(ОН)2 + 2КОН = К2[Zn(ОН)4]

Наиболее прочны комплексы с лигандами CNтипа [Э(СN)4]2–, которые легко образуются при действии на растворы солей Э (II) оснóвного цианида (образующиеся вначале осадки Э(CN)2 растворяются в избытке оснóвного цианида):

2KCN + Э(CN)2 = K2[Э(CN)4]

Комплексные галогениды Zn (II) по устойчивости относятся к двойным солям, а комплексы Hg (II) очень устойчивы и легко образуются в растворах. Так, нерастворимый в воде HgI2 легко растворяется при избытке оснóвного иодида:

2КI + Hg(NO3)2 = HgI2↓+ 2КNO3

2КI + HgI2 = К2[HgI 4]

Производные ртути (II) проявляют окислительные свойства, так:

Hg+2(NO3)2 + Hg0 = Hg2+1(NO3)2

HgCl2 + SO2 + 2H2O = Hg + H2SO4 + 2HCl

Соединения ртути (I). Известны оксид Hg2О, галогениды Hg2Наl2, некоторые соли. Наиболее устойчивы Hg2Сl2 и Hg2SO4 (распадаются при небольшом нагревании и интенсивном освещении). В зависимости от условий соединения Hg22+ проявляют восстанови­тельные и окислительные свойства:

Hg2Сl2 + Сl2 = 2HgСl2

Hg2Сl2 + SnСl2 = 2Hg + SnСl4

Соединения Hg22+ склонны к диспропорционированию с выделе­нием свободной ртути и образованием соответствующих соединений ртути (II):

Hg2+1Сl2 = Hg0 + Hg+2Сl2



Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; 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 - 3.235.223.5 (0.014 с.)