Общая характеристика элементов

К s -элементам II группы относятся: бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra.

Полные электронные формулы этих элементов:

₄ Be  1 s ² 2 s ²;

₁₂ Mg 1 s ²2 s ²2 p ⁶ 3 s ²;

₂₀ Ca 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶ 4 s ²;

₃₈ Sr 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ¹⁰4 p ⁶ 5 s ²;

₅₆ Ba 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ¹⁰4 p ⁶5 s ²4 d ¹⁰5 p ⁶ 6 s ²;

₈₈ Ra 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ¹⁰4 p ⁶5 s ²4 d ¹⁰5 p ⁶6 s ²4 f ¹⁴5 d ¹⁰6 p ⁶ 7 s ².

На внешнем электронном уровне атомов 2 электрона. Сокращенная электронная конфигурация … ns ². Электронно-графические схемы в невозбужденном и возбужденном состояниях:

В соединениях металлы проявляют единственную степень окисления +2.

Ca, Sr, Ba, Ra называют щелочноземельными металлами.

Основные характеристики s -элементов II группы представлены в табл. 6.1. Значения, указанные в скобках, получены методом полуэмпирического расчета.

Таблица 6.1

Основные характеристики s -элементов II группы

Характеристика	Be	Mg	Ca	Sr	Ba
Металлический радиус атома, нм	0,113	0,160	0,197	0,215	0,221
	Увеличение
Энергия ионизации I 1, кДж/моль	899,5	737,75	589,83	549,47	502,85
	Уменьшение
Сродство к электрону Ее ^_, кДж/моль	(–18,3)	(–21,2)	2,374	4,63	13,952
Температура плавления,^оС	1287	650	842	777	727
Температура кипения,^оС	2471	1090	1484	1382	1897
Электроотрицательность χ (по шкале Полинга)	1,57	1,31	1,00	0,95	0,89
	Уменьшение
Плотность ρ, г/см^3	1,85	1,74	1,54	2,6	3,76
Стандартный электродный потенциал Е , В	–1,847	–2,372	–2,868	–2,899	–2,912
	Усиление восстановительных свойств

С ростом атомного номера элемента наблюдается последовательное возрастание радиусов атомов и уменьшение энергий ионизации. Следовательно, в ряду Be – Ba металлические свойства элементов усиливаются. Металлический характер элементов подтверждается и низкими значениями относительной электроотрицательности атомов.

Для s -элементов II группы температуры плавления и кипения изменяются немонотонно. Это объясняется неодинаковым типом кристаллической решетки рассматриваемых металлов.

Распространение в природе: Ca – 2,96 масс. %, Mg – 2,4 масс. %. В свободном состоянии Be, Mg и щелочноземельные металлы не существуют. Важнейшие минералы, содержащие s -элементы II группы:

Ве		3BeO · Al2O3 · 6SiO2 – берилл;
Mg		MgCO3 – магнезит; CaCO3 · MgCO3 – доломит; KCl · MgSO4 · 3H2O – каинит; KCl · MgCl2 · 6H2O – карналлит;
Ca		CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.); Ca3(PO4)2 – апатит, фосфорит; CaSO4 · 2H2O – гипс; CaSO4 – ангидрит; CaF2 – плавиковый шпат (флюорит).

Получение. Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF₂ + Mg  Be + MgF₂

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al 3Ba + Al₂O₃

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов. В электролизере происходят следующие электродные реакции:

катод ⊝: Ca²⁺ + 2e^– = Ca;

анод ⊕: 2Cl^– – 2e^– = Cl₂;

CaCl₂  Ca + Cl₂.

Физические свойства. Металлы II А группы – это серебристо-белые металлы, быстро тускнеющие на воздухе. Металлы II А группы тверже и тяжелее, чем щелочные металлы. Однако их плотность меньше 5 г/см³, поэтому они относятся к легким металлам.

Химические свойства. Металлы главной подгруппы II группы – сильные восстановители. С увеличением радиусов и уменьшением энергии ионизации элементов их восстановительная способность увеличивается по ряду Be – Mg – Ca – Sr – Ba.

Металлы II А группы довольно реакционноспособны, хотя в меньшей степени, чем щелочные металлы. Химическая активность наиболее высока у бария (примерно такая же, как у лития). Химические свойства бериллия во многом похожи на свойства алюминия (диагональное сходство в периодической системе). Например, подобно алюминию, бериллий растворяется в щелочах и пассивируется в HNO_3(конц.).

С кислородом щелочноземельные металлы соединяются при обычных условиях, бериллий и магний – при нагревании:

2Ca + O₂ = 2CaO;

2Mg + O₂  2MgO.  

С водородом щелочноземельные металлы и магний соединяются при нагревании, образуя гидриды:

Ca + H₂  CaH .

Бериллий с водородом не взаимодействует.

Гидриды – сильные восстановители. Они разлагаются водой и кислотами с выделением водорода:

CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + 2H₂↑;

CaH₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂↑.

Легко окисляются при слабом нагревании:

CaH₂ + O₂  Ca(OH)₂.

С галогенами реагируют при нагревании:

Ca + Cl₂  CaCl₂.

При нагревании металлы IIА группы реагируют с серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием:

Сa + S  СaS^–2;

3Са + N₂  Са₃N₂^–3 ;

3Сa + 2P  Сa₃P ;

Ca + 2C  CaC ;

2Ca + Si  Ca₂Si^–4.

Нитриды, фосфиды, карбиды и силициды разлагаются водой и кислотами, например:

Ca₂Si^–4 + 4HCl = 2CaCl₂ + Si⁺⁴H ↑.

С водой щелочноземельные металлы реагируют при комнатной температуре с образованием щелочей:

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑.

Бериллий в водой не реагирует. Магний реагирует с водой при нагревании:

Mg + 2H₂O  Mg(OH)₂ + H₂↑.

С кислотами-неокислителями:

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂;

Mg + H₂SO_4(разб) = MgSO₄ + H₂.

С концентрированной серной кислотой:

4Са + 5H₂SO_4(конц) = 4СаSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O.

С азотной кислотой взаимодействие металлов протекает по-разному, в зависимости от концентрации кислоты:

Са + 4HNO_3(60%) = Са(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O;

3Са + 8HNO_3(30%) = 3Са(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O;

4Са + 10HNO_3(20%) = 4Са(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O;

5Са + 12HNO_3(10%) = 5Са(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O;

4Са + 10HNO_3(2–3%) = 4Са(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Бериллий растворяется в водных растворах щелочей:

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

Кальций используют для получения некоторых неметаллов и металлов из оксидов (кальцийтермия):

3Сa + Cr₂O₃  2Cr + 3CaO;

2Ca + SiO₂  2CaO + Si;

2Ca + CO₂  2CaO + C.

При нагревании в парах аммиака образуют нитриды:     

3Са + 2NH_3(газ)  Са₃N₂ + 3H₂↑.

Качественная реакция на катионы металлов IIА группы – окрашивание пламени: кальций – в оранжевый цвет; барий – в зеленый.

Катион Ba²⁺ можно обнаружить обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl;

Ba²⁺+ SO  = BaSO₄↓.

Сульфат бария BaSO₄ – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

Физические свойства оксидов и гидроксидов металлов II группы главной подгруппы. Все соединения щелочноземельных металлов имеют ионный характер. Оксиды – белые тугоплавкие вещества. ВеО в воде не растворим, MgO растворяется только при нагревании. Остальные оксиды достаточно хорошо растворимы в воде с образованием соответствующих щелочей.

Гидроксиды – белые порошкообразные вещества, гигроскопичны, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов. Растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера элемента.

Химические свойства оксидов и гидроксидов металлов II группы главной подгруппы. С увеличением металлических свойств элементов усиливается основный характер их оксидов и гидроксидов:

BeO	MgO	CaO	SrO	BaO
Be(OН)2	Mg(OН)2	Ca(OН)2	Sr(OН)2	Ba(OН)2
Основные свойства усиливаются

Химические свойства оксидов

BeO – амфотерный оксид,проявляет как кислотные, так и основные свойства, в воде нерастворим:

BeO + Na2O = Na2BeO2;	BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O;
BeO + SiO2 = BeSiO3;	BeO + 2NaOH  Na2BeO2 + H2O;
BeO + H2O ≠;	BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4].

Oстальные оксиды – основные. С увеличением основности возрастает растворимость в воде:

MgO + H₂O  Mg(OH)₂;

CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

Все оксиды легко растворимы в кислотах, взаимодействуют с кислотными оксидами:

CaO + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O;

CaO + SO₃ = CaSO₄.