Навигация
Часть первая. Общая характеристика IIА группы Периодической Системы элементов.
В этой группе располагаются следующие элементы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Они имеют общую электронную конфигурацию: (n-1)p6ns2, кроме Ве 1s22s2. В силу последнего, свойства Ве немного отличаются от свойств подгруппы в целом. Свойства магния тоже отличаются от свойств подгруппы, но в меньшей степени. В ряду Са – Sr – Ba – Ra свойства меняются последовательно. Относительная электроотрицательность в ряду Ве – Ra падает т.к. с увеличением размера атома валентные электроны отдаются охотнее. Свойства элементов IIА подгруппы определяются легкостью отдачи двух ns-электронов. При этом образуются ионы Э2+. При изучении дифракции рентгеновских лучей выяснилось, что в некоторых соединениях элементы IIА подгруппы проявляют одновалентность. Примером таких соединения являются ЭГ, которые получаются при добавлении Э к расплаву ЭГ2. Все элементы этого ряда не встречаются в природе в свободном состоянии ввиду высокой активности.
Часть вторая. Бериллий и магний.
История бериллия
Соединения бериллия в виде драгоценных камней были известны еще в древности. С давних пор люди искали и разрабатывали месторождения голубых аквамаринов, зеленых изумрудов, зеленовато-желтых бериллов и золотистых хризобериллов. Но только в конце 18 века химики заподозрили, что в бериллах есть какой-то новый неизвестный элемент. В 1798 году французский химик Льюис Николас Воклен выделил из берилла окись "La terree du beril", отличавшуюся от окиси алюминия. Эта окись придавала солям сладкий вкус, не образовывала квасцов, растворялась в растворе карбоната аммония и не осаждалась оксалатом калия. Металлический бериллий был впервые получен в 1829 году известным немецким ученым Веллером и одновременно французским ученым Бюсси, который получил порошок металлического бериллия восстановлением хлористого бериллия металлическим калием. Начало промышленного производства относится к 30-40 гг. прошлого столетия.
История магния
Свое название элемент получил по местности Магнезия в Древней Греции. Природные магнийсодержащие материалы магнезит и доломит издавна использовались в строительстве.
Первые попытки выделить металлическую основу магнезии в чистом виде были предприняты в начале XIX в. знаменитым английским физиком и химиком Гемфри Дэви (1778–1829) после того, как он подверг электролизу расплавы едкого кали и едкого натра и получил металлический Na и K. Он решил попытаться аналогичным образом осуществить разложение оксидов щелочноземельных металлов и магнезии. В своих первоначальных опытах Дэви пропускал ток через влажные оксиды, предохраняя их от соприкосновения с воздухом слоем нефти; однако при этом металлы сплавлялись с катодом и их не удавалось отделить.
Дэви пробовал применять множество различных методов, но все они по разным причинам оказывались малоуспешными. Наконец, в 1808 г. его постигла удача – он смешал влажную магнезию с оксидом ртути, поместил массу на пластинку из платины и пропустил через нее ток; амальгаму перенес в стеклянную трубку, нагрел, чтобы удалить ртуть, и получил новый металл. Тем же способом Дэви удалось получить барий, кальций и стронций. Промышленное производство магния электролитическим способом было начато в Германии в конце 19 века. Теоретические и экспериментальные работы по получению магния электролитическим способом в нашей стране были выполнены П.П. Федотьевым; процесс восстановления оксида магния кремнием в вакууме исследовал П.Ф. Антипин.
Распространение
Бериллий относится к числу не очень распространенных элементов: его содержание в земной коре составляет 0,0004 вес. %. Бериллий в природе находится в связанном состоянии. Важнейшие минералы бериллия: берилл- Be3Al2(SiO3)6, хризоберилл- Be(AlO2)2 и фенакит- Be2SiO4. Основная часть бериллия распылена в качестве примесей к минералам ряда других элементов, особенно алюминия. Бериллий содержится также в глубинных осадках морей и золе некоторых каменных углей. Некоторые разновидности берилла, окрашенные примесями в различные цвета, относятся к драгоценным камням. Таковы, например, зеленые изумруды, голубовато-зеленые аквамарины.
Магний – один из самых распространенных в земной коре элементов. Содержание магния составляет 1,4 %. К числу важнейших минералов относятся, в частности, углекислые карбонатные породы, образующие огромные массивы на суше и даже целые горные хребты – магнезит MgCO3 и доломит MgCO3CaCO3. Под слоями различных наносных пород совместно с залежами каменной соли известны колоссальные залежи и другого легкорастворимого магнийсодержащего минерала – карналлита MgCl2KCl6H2O. Кроме того, во многих минералах магний тесно связан с кремнеземом, образуя, например, оливин [(Mg, Fe)2SiO4] и реже встречающийся форстерит (Mg2SiO4). Другие магнийсодержащие минералы – это бруцит Mg(OH)2, кизерит MgSO4, эпсонит MgSO47H2O, каинит MgSO4KCl3H2O. На поверхности Земли магний легко образует водные силикаты (тальк, асбест и др.), примером которых может служить серпентин 3MgO2SiO22H2O. Из известных минералов около 13 % содержат магний. Однако природные соединения магния широко встречаются и в растворенном виде. Кроме различных минералов и горных пород, 0,13 % магния в виде MgCl2 постоянно содержатся в водах океана (его запасы здесь неисчерпаемы – около 61016 т) и в соленых озерах и источниках. Магний также входит в состав хлорофилла в количестве до 2 % и выступает здесь как комплексообразователь. Общее содержание этого элемента в живом веществе Земли оценивается величиной порядка 1011 тонн.
Получение
Основной (около 70%) способ получения магния – электролиз расплавленного карналлита или MgCl2 под слоем флюса для защиты от окисления. Термический способ получения магния (около 30%) заключается в восстановлении обожженного магнезита или доломита. Бериллиевые концентраты перерабатывают в оксид или гидроксид бериллия, из которых получают фторид или хлорид. При получении металлического бериллия осуществляют электролиз расплава BeCl2 (50 вес.%) и NaCl.Такая смесь имеет температуру плавления 300 оС против 400 оС для чистого ВеCl2. Также бериллий получают магний- или алюмотермически при 1000-12000C из Na2[BeF4]: Na2[BeF4] + 2Mg = Be + 2Na + МgF2. Особо чистый бериллий (в основном для атомной промышленности) получают зонной плавкой, дистилляцией в вакууме и электролитическим рафинированием.
Особенности
Бериллий является “чистым” элементом. В природе магний встречается в виде трех стабильных изотопов: 24Mg (78,60%), 25Mg (10,11%) и 26Mg (11,29%). Искусственно были получены изотопы с массами 23, 27 и 28.
Бериллий имеет атомный номер 4 и атомный вес 9,0122. Он находится во втором периоде периодической системы и возглавляет главную подгруппу 2 группы. Электронная структура атома бериллия - 1s22s2. При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается (что требует затраты 63 ккал/г×атом) и один из 2s-электронов переходит на 2р-орбиталь что определяет специфику химии бериллия: он может проявлять максимальную ковалентность, равную 4, образуя 2 связи по обменному механизму, и 2 по донорно-акцепторному. На кривой потенциалов ионизации бериллий занимает одно из верхних мест. Последнее соответствует его малому радиусу и характеризует бериллий как элемент не особенно охотно отдающий свои электроны, что в первую очередь определяет малую степень химической активности элемента. С точки зрения электроотрицательности бериллий может рассматриваться как типичный переходный элемент между электроположительными атомами металлов, легко отдающих свои электроны, и типичными комплексо-образователями, имеющими тенденцию к образованию ковалентной связи. Бериллий проявляет диагональную аналогию с алюминием в большей мере, чем Li c Mg и является кайносимметричным элементом. Бериллий и его соединения весьма токсичны. ПДК в воздухе - 2 мкг/м3.
В периодической системе элементов магний располагается в главной подгруппе II группы; порядковый номер магния – 12, атомный вес 24,312. Электронная конфигурация невозбужденного атома – 1s22s22p63s2; строение внешних электронных оболочек атома Mg (3s2) соответствует его нульвалентному состоянию. Возбуждение до двухвалентного 3s13p1 требует затраты 62 ккал/г-атом. Ионизационные потенциалы магния меньше, чем бериллия, поэтому соединения магния характеризуются большей долей ионности связи. По комплексообразовательной способности магний тоже уступает бериллию. Взаимодействие с элементами IIIВ группы с недостроенными d-оболочками имеет некоторые особенности. В эту группу входят Sc, Y, Ln, и Th. Эти элементы образуют с магнием ряд промежуточных фаз и хорошо растворяются в нем в жидком состоянии. Диаграммы состояния смесей этих элементов с магнием – эвтектического характера. Растворимость этих элементов в магнии в твердом состоянии не велика (2 – 5 % по массе). Со щелочноземельными и особенно со щелочными металлами магний не образует значительной области растворимости в твердом состоянии, что связано с большим различием атомных радиусов. Исключением является литий, атомный радиус которого отличается от атомного радиуса магния на 2 %. Системы магния с медью, серебром и золотом – эвтектического типа. Растворимость серебра при температуре эвтектики –16 % по массе.
Физические свойства
Бериллий – металл серебристо-белого цвета. Довольно тверд и хрупок. Обладает диамагнитными свойствами. На воздухе он покрывается тонкой окисной пленкой предающей металлу серый, матовый цвет и предохраняющей от дальнейшей коррозии. Сжимаемость бериллия очень мала. Меньше всех металлов (в 17 раз меньше Аl) задерживает рентгеновское излучение. Он кристаллизуется в ГПУ-структуре с периодами а=0,228 нм, и с=0,358 нм, КЧ=6. При 1254 оС гексагональная a-модификация переходит в кубическую b. Бериллий образует эвтектические сплавы с Al и Si.
Магний - также имеет серебристо-белый цвет. Относительно бериллия он более мягок и пластичен. На воздухе тускнеет за счет окисления. Магний хорошо растворяет водород. В отличие от бериллия парамагнитен. Пары магния содержат молекулы Mg2, энергия диссоциации которых оценивается в 7 ккал/моль. Сжимаемость Mg мала, под давлением в 100 тыс. атм его объем уменьшается до 0,85 исходного. Магний кристаллизуется в ГПУ-структуре. Для магния характерно перекрытие первой и второй зон Бриллюена.
Некоторые физические константы металлов приведены ниже в таблице:
| Be | Mg | |
| Атомный радиус, нм | 1,113 | 1,162 |
| Радиус иона Э2+, нм | 0,034 | 0,074 |
| Энергия ионизации, эв, Э0 ®Э+ | 9,32 | 7,64 |
| Э+ ® Э2+ | 18,21 | 15,03 |
| Энергия кр. решетки, мкДж\кмоль | 321,6 | 150,2 |
| Плотность (20 oC), г/см3 | 1,84 | 1,73 |
| Температура плавления., oC | 1287 | 650 |
| Температура кипения,oC | 2450 | 1103 |
| Теплота плавления, ккал/г-атом | 2,8 | 2,1 |
| Теплота испарения, ккал/г-атом | 74 | 31 |
| Теплота возгонки (при 25 oC), ккал/г-атом | 78 | 35 |
| Электропроводность (Hg=1) | 23 | 22 |
| ОЭО | 1,47 | 1,23 |
| Теплоемкость, Дж\(кг .К) | 1826 | 1047 |
С водным раствором аммиака бериллий не реагирует. Магний тоже почти не растворяется в аммиачном растворе, однако, постепенно растворяется в растворе солей аммония по схеме: 2NH4+ + Mg = Mg2+ + H2 + NH3. Ве из солей аммония растворяется лишь в крепком растворе NH4F по схеме: 4NH4F + Be = (NH4)2BeF4 + H2 + 2NH3. Различия в химизме растворения доказывают большую комплексообразовательную способность бериллия.
Химические свойства соединений элементов
Нормальные электродные потенциалы реакций Ве –2е = Ве2+ и Mg – 2е = Mg2+ равны соответственноj0=-1,7В и j0=-1,55В. Ниже представлены теплоты образования некоторых соединений магния и бериллия, рассчитанные в ккал на грамм-эквивалент металла:
|
| F | Cl | Br | I | O | S | N |
| Be | 121 | 59 | 44 | 20 | 72 | 28 | 23 |
| Mg | 134 | 77 | 62 | 43 | 72 | 42 | 19 |
| Отношение Be/Mg | 0,90 | 0,77 | 0,71 | 0,47 | 1,00 | 0,47 | 1,21 |
Из приведенных данных видно, что теплоты образования аналогичных производных бериллия и магния близки при сравнительно малых объемах металлоидных атомов (F, O, N) и сильно расходятся при больших (Cl, Br, I, S).
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 A, а у их индивидуальных молекул (в парах) – 1,33 и 1,75 A. 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: 2s2®2s12p1 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, MgBr2×6H2O). 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)2×6H2O 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(n¹0), 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 MgSO4×nH2O (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 – 5×10-3. В природе MgSO4 встречается в виде минералов: горькой соли - MgSO4×7H2O, кизерита - MgSO4×H2O, 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 иMgSO4 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 ВеCO3×4H2O MgCO3×nH2O(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 3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O - 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:
(NH4)2[Э(СО3)2] = 2NH3 + CО2 + ЭСО3¯ + Н2О .
BeCO3 растворим также в углекислых щелочах. К таким двойным карбонатам относится природный доломит - Са[Mg(СО3)2]. Применение нашел перхлорат магния (“ангидрон”) как отбеливатель и осушитель.
Ацетат бериллия получается только при нагревании ВеСl2 cбезводной уксусной кислотой. Эта соль не растворима в воде и медленно ею разлагается с образованием основных солей. При 300 оС начинает разлагается. Mg(CH3COO)2 растворим в воде. Оксалат бериллия – ВеС2О4.3Н2О, представляет собой порошок белого цвета; растворим в воде. При 100 оС теряет 2 молекулы Н2О. При 220 оС теряет последнюю молекулу воды и плавится, а при 350 оС разлагается: ВеС2О4 = СO2 + СО + BeО. Были получены комплексы типа Na2[Ве(С2О4)2]. MgС2О4.3Н2О малорастворим в воде. Взаимодействует с раствором оксалата аммония с образованием растворимой двойной соли:
(NH4)2С2О4 + MgС2О4 = (NH4)2[Mg(С2О4)2].
Одно-, двух-, трех- замещенные ортофосфаты бериллия и магния Be(H2PO4)2.2H2O, BeHPO4.3H2O, Be3(PO4)3.4H2O, Mg3(PO4)2.nH2O (n=8,6,4), MgHPO4.nH2O (n=1,2,7) мало растворимы в воде. Их можно получить растворением гидроокисей в соответствующих количествах Н3РО4, или обменными реакциями с х-замещенными ортофосфатами натрия. Следующей реакцией пользуются для открытия катионов Mg2+ и анионов фосфорной, мышьяковистой кислоты: MgCl2 + NH4OH + Na2HPO4 = H2O +2NaCl + MgNH4PO4¯.
Сульфиды Э получают прямым синтезом из элементов. ВеS представляет собой серовато-белые кристаллы. Он подвержен гидролизу в воде: ВеS + 2H2O = Be(OH)2 + H2S. MgS – бесцветные кубические кристаллы. Он плавится выше 2000 оС, в воде подвержен гидролизу: 3MgS + 2H2O = Mg(HS)2 + 2MgO + H2S.
Метанид бериллия получают прокаливанием ВеО с углем: 2ВеО + 3С = Ве2С + 2СО. Этот красновато-желтый порошок разлагает воду с выделением метана:
Ве2С + 4Н2О = СН4 + 2Ве(ОН)2¯.
Ацетилид бериллия получают прокаливанием тесной смеси Ве с углем. разлагает воду с выделением ацетилена: ВеС2 + 2Н2О = С2Н2 + Ве(ОН)2¯. Карбидные соединения Mg эндотермичны. MgC2 получают действуя на порошок магния ацетиленом или бензолом при нагревании: Mg + C2H2 = MgC2 + H2. Mg2C3 получают действуя пентаном на порошок магния. Водой MgC2 разлагается с выделением С2Н2, а Mg2C3 c выделением СН3-СºСН. Все карбиды Э реагируют с галогенами и серой и азотом при нагревании образуя соответственно ЭS, ЭCl2 и Э3N2. Нитриды Э образуются при нагревании порошков Э c азотом или аммиаком: 2NH3 + 3Э = Э3N2 + 3H2. Be3N2 – белый порошок устойчивый на воздухе. Может быть получен по схеме: 3Ве + 2KCN = Be3N2 + 2K + 2C. Mg3N2 – аморфный порошок зеленовато-желтого цвета, флюоресцирует оранжевым цветом. Реагирует с метанолом и окислами углерода:
Mg3N2 + 6CH3OH = NH3 + N(CH3)3 + 3Mg(OH)OCH3;
Mg3N2 + 3COx = 3MgO + N2 + 3COx-1
Оба нитрида гидролизуется водой и растворяются в кислотах:
Э3N2 + Н2О = NH3 + Mg(OH)2; Э3N2 + 8H+ = 2Э2+ + 2NH4+.
Mg3N2 является восстановителем.
Фосфиды Э образуются при действии паров фосфора на порошки соответствующих металлов. Они разлагаются водой до гидроокиси и фосфина. Также они горят выделяя ЭО, Р2О5 и много тепла.
Силициды известны лишь для магния (Mg2Si и Mg3Si2). Орто-силикат бериллия встречается в природе в виде минерала фенакита. Можно получить при нагревании BeO и SiO2 по схеме: 2BeO + SiO2 = Be2SiO4. Он нерастворим. Бериллий образует интерметаллические соединения: MoBe12, WBe12, TaBe12, UBe13, PuBe13 и др.
Бериллиды обладают высокой прочностью и температурой плавления. Так, NbBe2 имеет Тпл 1880 оС, Ta2Be17 – 1980 оС, а ZrBe13 – 1920 оС.
Кристаллические структуры интерметаллических соединений, по сравнению со многими системами на основании других металлов, значительно различаются между собой. В первом приближении все магниды можно разделить на две большие группы:
· магниды, имеющие структуры, типичные для металлов и сплавов;
· магниды, имеющие структуры, типичные для ионных или гетерополярных соединений.
Граница между этими группами условна, но, в общем, увеличение атомного номера в периоде сопровождается последовательным переходом от соединений металлического типа к валентным и ионным соединениям.
Существуют несколько способов получения магнидов; важнейшими из них являются следующие:
1. Синтез из компонентов по реакции общего вида: xMe + yMg ® MexMgy, реакция осуществляется сплавлением, спеканием (или горячим прессованием), дистилляцией. Этим методом можно получать все обнаруженные к настоящему времени магниды двойных или многокомпонентных систем;
2. Магнийтермическое восстановление: MeхOy + (y+z)Mg ® MeхMgz + yMgO. Применяется в случаях, когда прямое сплавление не дает должного результата;
Похожие работы
... (нитриды) 2Li + 2C → 2Li2C2(карбиды) Реагируют со спиртами и галогенопроизводными углеводородов (смотри "Органическую химию") 5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета: Li+ – карминово-красный Na+ – желтый K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Главную подгруппу II группы Периодической ...
... ), связанного с этим центральным атомом, определяется природой заместителя, занимающего противоположный конец диагонали». Особое место в химии платиновых металлов занимают хлоридные комплексы, наиболее часто встречающиеся в технологии и анализе. 3.1 Хлорокомплексы платиновых металлов Палладий. Палладий образует хлорокомплексы, в которых проявляет степени окисления +2 и +4. В хлоридных ...
... в поверхность очищаемого изделия. В результате на поверхности очищенного изделия образуется слой металла, восстановленного из оксидов. Энергозатраты на очистку 1 м2 в зависимости от степени загрязненности поверхности составляют 0,3 – 2,0 кВт/ч. Глава 3 АБРАЗИВНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ИЗ ОТХОДОВ ОГНЕВОЙ ЗАЧИСТКИ ПОВЕРХНОСТЕЙ Огневая зачистка поверхности стальных заготовок, болванок, брусков и плит, ...
... то уже под влиянием небольшой разности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е. возникает электрический ток. Наличием свободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясь в непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами и обмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в данной части металла вследствие ...
0 комментариев