Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка15/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   11   12   13   14   15   16   17   18   ...   23

IIA група

Берилій

Особливості електронної будови атома. Другий зовні електронний шар атома берилію побудований інакше, ніж у решти елементів підгрупи: він має склад 1s2, тоді як Mg, Ca, Sr, Ba – s2p6. Обидва валентні електрони берилію знаходяться у стані 2s. 2s-електрони лише частково екранують один одного, що разом із збільшенням заряду ядра атома берилію порівняно із зарядом ядра атома літію приводить до двох ефектів: 1)радіус атома берилію значно менший, ніж у літію, 2)потенціали іонізації берилію 9.32 і 18.21 еВ, набагато більші, ніж у літію (5.39 еВ), роблять берилій значно менш електропозитивним порівняно з літієм. Малий радіус і велике значення іонного потенціалу z/r (z – заряд іона, r – радіус), а також наявність у іоні Ве2+ лише однієї (гелієвої) електронної оболонки приводять до того, що берилій істотно відрізняється від решти елементів групи.

При хімічній взаємодії атом берилію збуджується і один з 2s-електронів промотує на 2р-орбиталь. Берилій може виявляти максимальну ковалентність, рівну 4: 2 зв'язки за обмінним механізмом і 2 – за донорно-акцепторним.

Значна поляризуюча дія Ве2+ на аніони приводить до того, що у сполуках берилію з'являється значна частка ковалентного зв'язку.

Діагональна аналогія берилію з алюмінієм значно більша, ніж у літію з магнієм.

Поширення берилію. Берилій - дуже рідкісний елемент, трапляється лише у зв'язаному виді. Найбільш важливим мінералом берилію є берил - алюмосилікат складу Be3[Al2(SiO3)6], або 3BeO.Al2O3.6SiO2, що часто трапляється у вигляді великих гексагональних призм і має забарвлення, що залежить від малих домішок. Інтенсивно забарвлені різновиди берилу: смарагд - зелений різновид берилу - містить 0,3 % Cr2O3, найдорожчий після алмазу з дорогоцінних каменів; аквамарин - модифікація берилу кольору морської хвилі - містить домішку Fe3+, також дорогоцінний камінь.

Крім алюмосилікатів трапляються мінерали на основі силікату або алюмінату берилію. Наприклад:

Be2SiO4 - фенакіт,

Be(AlO2)2, або (BeO.Al2O3) - хризоберил.

Хризоберил жовтуватий або жовтувато-зеленого кольору, його різновид олександрит - смарагдово-зеленого кольору, а при штучному висвітленні - фіолетово-червоного. Вони містять домішку Cr3+, кристалізуються в ромбічній системі та використовуються як дорогоцінні камені.

Добування берилію. Основна сировина берилієвої промисловості - берил. Одне з головних завдань технології переробки берилу - відокремлення берилію від алюмінію, близького за властивостями. Для добування металевого берилію берил переробляють кількома способами.

1) Спосіб Копо. Берил нагрівають з гексафторосилікатом натрію:

700оС

Na2SiF6  2NaF + SiF4.

Дуже міцна кристалічна структура берилу руйнується:

BeF2 + 2NaF = Na2[BeF4],

AlF3 + 3NaF = Na3[AlF6].

Кріоліт нерозчинний у воді, а фторидний комплекс берилію - розчинний. Тому вищолочування водою продукту спікання берилу з Na2SiF6 дозволяє відокремити берилій від алюмінію. Для подальшого очищення берилію від алюмінію використовують карбонатний комплекс берилію або сублімацію його оксіацетату.

2) Сірчанокислотна переробка. Берил обробляють концентрованою H2SO4 при температурі 300оС, утвореній спік вищолочують водою. До сульфатів берилію та алюмінію, що перейшли у водний розчин, додають розчинну у воді сіль калію. Внаслідок цього викристалізовується відносно погано розчинний алюмокалієвий галун KAl(SO4)2.12H2O. Так відокремлюють основну частину алюмінію, подальше очищення проводять, як у способі Копо.

3) Лужна переробка. Берил спікають з поташем К2СО3. Алюмінати і берилати, що утворилися, вищолочують водою, потім обробляють сірчаною кислотою. Це дозволяє відокремити кремнієву кислоту, а потім алюміній у формі галуну. Подальша переробка - як у попередніх випадках.

Добування металевого берилію: 1) Концентрат, що містить берил, спікають з вапном, добутий сплав обробляють сірчаною кислотою та витягають BeSO4, з якого готують Ве(ОН)2. Далі гідроксид переводять в оксид ВеО та хлорують його в суміші з вугіллям до BeCl2. Суміш BeCl2 з NaCl у розплавленому стані (350оС) піддають електролізу.

2) Берилій добувають також металотермічним відновленням фториду або хлориду берилію, змішаного із фторидом або хлоридом лужного металу. Як відновник можна застосовувати натрій, магній, лужноземельні метали та алюміній:

BeF2 + Mg = MgF2 + Be,

Na2BeF4 + 2Mg = Be + 2Na + 2MgF2,

K2BeF4 + 2Na = Be + 2NaF + 2KF.

Фізичні властивості. Берилій - легкий блискучий метал сіро-сталевого кольору, має щільну гексагональну кристалічну решітку, дуже твердий (дряпає скло) та крихкий. У розжареному стані стає ковким. Для нього характерні низька електропровідність та теплопровідність. На відміну від багатьох металів берилій - діамагнетик. Він має мінімальну поглинальну здатність щодо рентгенівських променів.

Хімічні властивості берилію

У сполуках берилій має ступінь окиснення +2. За хімічними властивостями берилій багато в чому схожий з алюмінієм (діагональна схожість у періодичній системі елементів). Як і алюміній, на повітрі берилій вкривається тонкою оксидною плівкою, що додає йому матовий відтінок та зумовлює дещо знижену хімічну активність. Тому при кімнатній температурі він стійкий до дії кисню і води. Берилій загоряється на повітрі лише при сильному розжарюванні:

2Be + O2 = 2BeO.

При згорянні на повітрі разом з оксидом утворюється нітрид Be3N2. Берилій легко взаємодіє з галогенами, при нагріванні окиснюється сіркою, вуглецем та фосфором (утворюються відповідно BeГ2, BeS, Be2C, Ве3Р2). З воднем безпосередньо не реагує. Практично не взаємодіє з водою, не піддається дії водяної пари навіть при температурі червоного каління. У кислотах-неокисниках легко розчиняється з виділенням водню:

Be + 2HCl = BeCl2 + H2.

У концентрованих холодних H2SO4 та HNO3 берилій, як і алюміній, пасивується. Від решти металів головної підгрупи II групи берилій відрізняється своєю розчинністю у концентрованих розчинах гідроксидів лужних металів, що зумовлене амфотерним характером гідроксиду берилію:

Be + 2H2O + 2KOH = K2[Be(OH)4] + H2.

Берилій легко розчиняється у концентрованому розчині фториду або гідрофториду амонію внаслідок утворення міцного фторидного комплексу:

Be + 4NH4F + 2H2O = (NH4)2[BeF4] + 2NH3.H2O + H2.

З металами берилій утворює інтерметалеві сполуки.

Гідроксид берилію

Be(OH)2 можна добути лише непрямим шляхом – з розчинів солей берилію при додаванні розчинів, що містять гідроксид-іони:

Ве2+ + 2ОН- = Ве(ОН)2.

Гідроксид берилію - полімерна сполука, тому у воді не розчиняється (ДР = 10-22). Являє собою драглистий білий осад, схожий на гідроксид алюмінію. Аналогічно оксиду BeO, гідроксид Be(OH)2 має ясно виражений амфотерний характер, чим різко відрізняється від гідроксидів інших елементів IIA групи. Дисоціює за сумарною схемою:

Be2+ + 2OH- « Be(OH)2 º [Be(OH)4]2- « 2H+ + BeO22-.

Розчиняється як у кислотах, так і у лугах:

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O,

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

Проте основні властивості для гідроксиду берилію характерніші. Берилати типу Na2BeO2 існують лише у твердому стані.

Солі берилію та берилати, їхній гідроліз. Оскільки гідроксид берилію належить до слабких основ, солі Ве2+ піддаються помітному гідролізу вже при звичайних температурах і мають кислу реакцію. При гідролізі утворюються різні продукти. Маленький за розмірами іон Ве2+, гідратуючись, сильно поляризує воду, що оточує його, і перетворює її на досить сильну кислоту (рК2):

[Be(H2O)4]2+ + H2O  [Be(OH)(H2O)3]+ + H3O+.

Залежно від концентрації розчину і типу присутніх у розчині аніонів механізми гідролізу істотно розрізняються. Зокрема, гідроксоаквакомплекси [Be(OH)(H2O)3]+, [Be2(OH)(H2O)6]3+, що утворюються при гідролізі, потім полімеризуються у багатоядерні комплекси, наприклад [Be3(OH)3(H2O)6]3+, ймовірно, циклічної будови:

3Ве2+ + 3НОН  [Be3(OH)3]3+ + 3Н+, рК = -8.66.

Оскільки кислотні властивості гідроксиду берилію виражені ще слабкіше основних, гідроксоберилати сильно гідролизовані, їх добувають у спиртових розчинах. У водних розчинах вони існують лише при великому надлишку лугу, а у нейтральному середовищі майже цілком гідролізуються.

Важлива особливість розчинів як звичайних солей берилію, так і берилатів – їхня здатність виділяти осад Be(OH)2 при кип'ятінні розчинів. Це властивість солей берилію відрізняє їх від розчинів солей алюмінію, які при нагріванні осаду Al(OH)3 не виділяють.

Основні та комплексні карбонати берилію

При взаємодії з содою Na2CO3 розчинні солі берилію утворюють осад основних карбонатів берилію змінного складу xBe(OH)2.yBeCO3, або (Be2O)CO3.nH2O:

2BeCl2 + 2Na2CO3 = (Be2O)CO3 + 4NaCl + CO2.

Якщо розчин Na2CO3 замінити на розчин (NH4)2CO3, що є сіллю слабкої основи та характеризується меншою на кілька порядків концентрацією іонів ОН-, ніж у розчині Na2CO3 тієї ж концентрації, то конкурентоспроможність карбонатних іонів значно збільшиться. Тому при додаванні до солі Be(II) перших порцій (NH4)2CO3, осідає основний карбонат, але в надлишку реагенту осад розчиняється внаслідок комплексоутворення:

BeSO4 + 2(NH4)2CO3 « (NH4)2[Be(CO3)2] + (NH4)2SO4.

Основний ацетат берилію

При кип'ятінні гідроксиду або основного карбонату берилію з карбоновими кислотами утворюються сполуки загальної формули Be4O(RCOO)6:

2(BeOH)2CO3 + 6CH3COOH = Be4O(CH3COO)6 + 2CO2 + 5H2O,

4Be(OH)2 + 6CH3COOH = Be4O(CH3COO)6 + 7H2O.

Магній

Поширення магнію. Магній – один з десяти найпоширеніших елементів у літосфері Землі. У дуже невеликих кількостях він знайдений у самородному стані. Сполуки магнію численні та різноманітні, вони містяться у різних мінералах і гірських породах, що утворюють значні відклади, у природних водах, а також у рослинних та тваринних організмах. Магній трапляється у вигляді силікатів, алюмосилікатів, хлоридів, карбонатів і сульфатів.

У земній корі магній перебуває головним чином у вигляді силікатів, серед них переважає

Mg2SiO4, або 2MgO.SiO2 - олівін (основна складова мантії Землі).

Трапляються також

MgSiO3, або Mg2Si2O6 - енстатит,

Mg3[Si4O10](OH)2, або 3MgO.4SiO2.H2O - тальк (стеатит),

Mg4[Si6O15](OH)2.6H2O - сепіоліт (морська пінка),

Mg6[Si4O11](OH)6.H2O - серпентин (хризотил-азбест).

У зовнішніх шарах літосфери магній найчастіше трапляється у вигляді осадових порід:

MgCO3 - магнезит,

MgCO3.CaCO3, або CaMg(CO3)2 - доломіт.

Сульфат і хлорид магнію входять до складу калійних мінералів:

KCl.MgCl2.6H2O - карналіт,

KCl.MgSO4.3H2O - каїніт,

K2SO4.MgSO4.2CaSO4.2H2O - полігаліт,

K2SO4.MgSO4.6H2O - шеніт,

а також до складу мінералів:

Na2SO4.MgSO4.4H2O - астраханіт,

MgCl2.6H2O - бішофіт,

MgSO4.7H2O - епсоміт,

MgSO4.H2O - кізерит,

Mg[B14O26]Cl2 - борацит.

Оксидні мінерали:

(MgAl2)O4, або Mg.Al2O3 - шпінель (благородна),

(MgCr2)O4 - магнезіохроміт,

(MgFe2)O4 - магнезіоферит.

Внаслідок механічного руйнування, дії силікобактерій, гідролізу та дії СО2 сполуки магнію переходять у річкову воду, а з рік потрапляють до океану. У природних водах магній міститься у вигляді гідрокарбонату, хлориду, сульфату. У морській воді міститься 0,1297 % Mg2+ (океан).

Хлорофіл зелених рослин є комплексною сполукою магнію. Організми також містять магній у вигляді розчинів солей, що відіграють важливу роль у регулюванні дії ферментів.

У природі магній перебуває у вигляді трьох стабільних ізотопів: 24Mg (78,6 %), 25Mg (10,11 %), 26Mg (11,29 %). Добуто також штучні ізотопи.

Добування магнію. Магній в основному добувають електролізом розплаву MgCl2 або збезводненого карналіту. Для добування магнію можуть служити також реакції:

1200oC

Si + 2MgO + 2CaO  2CaO.SiO2 + 2Mg ,

2000oC

C + MgO  CO + Mg (процесс Піджеона),

1200oC

CaC2 + MgO  CaO + 2C + Mg.

Магній виділяється у вигляді пари, яку швидко охолоджують. Відновником може служити також алюміній.

В основному у виробництві металевого магнію використовують магнезит, доломіт та карналіт.

Фізичні властивості. Магній - блискучий сірувато-білий метал, що на повітрі покривається плівкою оксиду, яка захищає його від хімічної дії навколишнього середовища. Кристалізується в гексагональній решітці з щільною упаковкою. Магній дуже легкий. Він має дуже хороші механічні властивості: є ковким, міцним, м’якший та більш пластичний від берилію. Однак він погано піддається литтю, зварюванню та паянню. На відміну від берилію, магній парамагнітний. Він має високу електропровідність, яка дорівнює приблизно 1/3 від електропровідності срібла.
Хімічні властивості магнію

У магнію металеві властивості виражені сильніше, ніж у берилію. З іншого боку, магній у багатьох відношеннях відрізняється від лужноземельних металів Ca, Sr та Ba, які мають дуже схожі хімічні властивості.

У сполуках магній має ступінь окиснення +2, це хімічно активний метал. Завдяки наявності найтоншої оксидної плівки магній довго зберігає металевий блиск, при кімнатній температурі стійкий до дії кисню та води. Він легко взаємодіє з галогенами, при нагріванні до 650оС згоряє на повітрі, при цьому разом з оксидом утворюється нітрид, також при нагріванні окиснюється вуглецем, сіркою та фосфором:

Mg + Cl2 = MgCl2,

2Mg + O2 = 2MgO,

3Mg + N2 = Mg3N2,

Mg + 2C = MgC2,

Mg + S = MgS,

3Mg + 2P = Mg3P2.

З воднем магній реагує лише при високому тиску у присутності каталізатора - I2, утворюється MgH2.

Магній реагує з гарячою водою, а амальгама магнію реагує з водою навіть при кімнатній температурі:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2.

Також при кімнатній температурі магній реагує з розчинами солей амонію:

Mg + 2NH4Cl + 2H2O = MgCl2 + 2NH3.H2O + H2.

Він легко розчиняється у розбавлених розчинах кислот:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2,

Mg + Н24 = MgSО4 + H2,

Mg + 2СН3СООН = Mg(СН3СОО)2 + H2.

Магній стійкий до дії фосфорної та концентрованої плавикової кислот, на нього не діють луги.

Магній – дуже активний відновник:

2Mg + SiO2 = 2MgO + Si,

3Mg + В2О3 = 3MgO + 2В,

2Mg + СO2 = 2MgO + С,

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.

Магній, що горить, не можна гасити водою або піском, його гасять дрібною залізною стружкою.

Оксид магнію MgO утворюється при нагріванні карбонату або гідроксиду та навіть із сульфату при сильному нагріванні:

MgCO3 = MgO + CO2

або за реакцією хлориду магнію з гарячою водяною парою:

MgCl2 + H2O(г) = MgO + 2HCl.

MgO являє собою білий пухкий порошок з малою позірною густиною (палена магнезія), дуже тугоплавкий (tпл = 2800 оС).

Дрібнокристалічний MgO хімічно активний, є основною сполукою: взаємодіє з водою, поглинає CO2, легко розчиняється у кислотах (навіть у СН3СООН). Після сильного прожарювання MgO стає дуже твердим та втрачає хімічну активність.

З оксидами Al, Fe, Zn, Cr оксид магнію утворює подвійні оксиди із структурою шпінелі: MgAl2O4, MgFe2O4.

Гідроксид магнію

Завдяки низькій розчинності Mg(OH)2 можна виділити з розчинів солей Mg2+ у вигляді білого пластівчастого осаду:

MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2 + 2NaCl.

На відміну від гідроксиду берилію гідроксид магнію має лише основні властивості, будучи основою середньої сили, слабкішою, ніж гідроксиди Ca - Ra.

Дія сильних мінеральних кислот призводить до миттєвого розчинення гідроксиду:

Mg(ОН)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2О.

У лугах Mg(ОН)2 не розчиняється, розчиняється у розчинах солей амонію:

Mg(ОН)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3.H2О.

Перебіг даного процесу зліва направо зумовлений тим, що Mg(ОН)2 сильніша основа, ніж NH3.H2О. Магній бурхливо реагує з водою при додаванні NH4Cl з витісненням Н2, оскільки NH4Cl видаляє з поверхні магнію захисну плівку з Mg(ОН)2.

При температурі темно-червоного каління гідроксид магнію дегідратується, перетворюючись на оксид магнію.

Добування безводних галогенідів магнію

Чисті безводні галогеніди MgГ2 не можна добути нагріванням на повітрі кристалогідратів солей, оскільки при цьому відбувається гідроліз солі та утворюється продукт, що містить домішку оксиду-галогеніду, наприклад Mg2OCl2. Зазвичай безводні MgГ2 добувають, нагріваючи відповідні кристалогідрати у струмі галогеноводню.

Безводні MgCl2 добувають також з MgCO3 шляхом його прожарювання та подальшого спікання утвореного MgO з вугіллям у струмі хлору (відновне хлорування):

MgO + C + Cl2 = MgCl2 + CO.

Гідроліз розчинних солей магнію. Оскільки гідроксид магнію не є сильною основою, солі магнію гідролизуються у розчині, наприклад:

MgCl2 + H2O  MgOHCl + HCl.

В результаті гідролізу в розчині окрім іонів MgOH+ утворюються іони [Mg2OH]3+, [Mg4(OH)4]4+ тощо і реакція водного розчину солі магнію стає слабкокислою. Помітнішим гідроліз стає при нагріванні розчинів. Сульфати магнію MgSO4.7H2O і MgSO4.6H2O легко розчинні у воді, але гідролизуються менше, ніж хлорид і нітрат.

Схильність солей магнію до гідролізу використовується в техніці, зокрема, у виробництві магнезійного цементу.
Магнезійний цемент

Магнезійний цемент (цемент Сореля) – суміш 30%-ного водного розчину MgCl2 із заздалегідь прожареним при 800 оС MgO. Добута глиноподібна маса через декілька годин твердне у міцний, твердий як мармур моноліт білого кольору, стійкий по відношенню до кислот та лугів:

MgO + MgCl2 + H2O = 2MgOHCl.

Основна сіль, що спочатку утворюється, потім полімеризується в ланцюги складу HOMgO(-Mg-O-)nMgCl.

Фосфат магнію

Більшість солей Mg(II) розчинні у воді. Погано розчинні солі слабких кислот: MgF2, MgCO3, (MgOH)2CO3, MgC2O4, Mg3(PO4)2, силікат, арсенат. Особливо погано розчинний фосфат магнію-алюмінію; на цьому оснований метод виявлення та якісного визначення Mg2+:

MgCl2 + NH3.H2O + Na2HPO4 + 5H2O = MgNH4PO4,6H2O¯ + 2NaCl.

Кристали MgNH4PO4.6H2O білого кольору випадають у присутності хлориду амонію, який перешкоджає випаданню Mg(OH)2. Кількісне визначення здійснюють шляхом прожарення добутого осаду, внаслідок чого він перетворюється на пірофосфат магнію Mg2P2O7, який зважують.

Сульфат магнію MgSO4.7H2O («епсомська сіль», або «англійська сіль») використовують як проносний засіб, в ін'єкціях – для зняття спазмів судин. У текстильній та паперовій промисловості він служить протравою при фарбуванні матеріалів.
1   ...   11   12   13   14   15   16   17   18   ...   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка