Презентация на тему s-елементи ІІ А групи: Берилій, Магній і лужноземельні елементи. Властивості елементів ІІ А групи

лужноземельні елементи

порівнянні з лужними металами) володіють вищими t°пл. і t°кип.,

потенціалами іонізації, щільністю і твердістю
  Знаходження в природі
 Be 3BeO • Al2O3 • 6SiO2 – берил
 Mg MgCO3 – магнезит
CaCO3 • MgCO3 – доломіт
Ca CaCO3 – кальцит (вапняк, мармур і ін.)
Ca3(PO4)2 – апатит
CaSO4 • 2H2O – гіпс
CaF2 – плавиковий шпат (флюорит)
 Sr SrSO4 – целестин

 Ba BaSO4 – барит
BaCO3 – вітерит

(t°)→  Be + MgF2

 Барій отримують відновленням оксиду:
 3BaO + 2Al (t°)→ 

3Ba + Al2O3

 Решта металів отримує електролізом розплавів хлоридів:
 CaCl2 → Ca + Cl2
катод: Ca2+ + 2e → Ca0
анод: 2Cl- – 2e → Cl02

s-елементи ІІА групи

сильні відновники. Активність металів і їх відновна здатність збільшується

в ряду: –Be–Mg–Ca–Sr–Ba→
 1.  Реакція з водою:
У звичайних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі по відношенню до води. На відміну від них Ca, Sr і Ba розчиняються у воді з утворенням гідроксидів, які є сильними основами: 
Mg + 2H2O  (t°)→  Mg(OH)2 + H2 ↑
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 ↑

2.  Реакція з киснем: Всі метали утворюють оксиди RO, барій-пероксид – BaO2:
2Mg + O2 → 2MgO
Ba + O2 → BaO2

s-елементи ІІА групи

(при нагрів.):
Be + Cl2 → BeCl2 (галогеніди)
Ba +

S → BаS (сульфіди)
3Mg + N2 → Mg3N2 (нітриди)
Ca + H2 → CaH2 (гідриди)
Ca + 2C → CaC2 (карбіди)
3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфіди)
 Берилій і магній порівняно поволі реагують з неметалами
4.  Всі метали розчиняються в кислотах - неокисниках:
Ca + 2HCl → CaCl2 + H2
Mg + H2SO4(розв.)→ MgSO4 + H2

 Берилій також розчиняється у водних розчинах лугів (амфотерні властивості):
 Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4]+ H2

s-елементи ІІА групи

катіони лужноземельних металів – забарвлення полум'я в наступні кольори:

Ca2+

- темно-оранжевий
Sr2+- темно-червоний
Ba2+ - ясно-зелений
 

який утворює пероксид)
2)  Термічне розкладання нітратів або карбонатів:
 CaCO3  (t°)→ 

CаO + CO2
2Mg(NO3)2 (t°)→  2MgO + 4NO2 + O2
 
Хімічні властивості
 Типові основні оксиди. Реагують з водою (окрім BеO), кислотними оксидами і кислотами:
 (палена магнезія) MgO + H2O → Mg(OH)2
(негашене вапно) 3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2
BeO + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O
 BeO - амфотерний оксид, розчиняється в лугах:
 BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4]

s-елементи ІІА групи

або їх оксидів з водою:

Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2
CаO+ H2O → Ca(OH)2 (гашене вапно)
 
Хімічні властивості
 Гідроксиди R(OH)2 - білі кристалічні речовини, у воді розчинні гірше, ніж гідроксиди лужних металів: Be(OH)2 – нерозчинний у воді, розчиняється в лугах. Основність R(OH)2 збільшується із збільшенням атомного номера:
Be(OH)2 – амфотерний гідроксид, Mg(OH)2 – слабка основа,  решта гідроксидів - сильні основи (луги)
 

s-елементи ІІА групи

з кислотними оксидами:  
Ca(OH)2 + SO2 → CaSO3↓ +

H2O
Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 ↓ + H2O
 
2)  Реакції з кислотами:
 Mg(OH)2 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Mg + 2H2O
Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O

3)  Реакції обміну з солями:  
Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2KOH
 4)  Реакція гідроксиду берилію з лугами:
 Be(OH)2 + 2NaOH → Na2[Be(OH)4] 

s-елементи ІІА групи

(фармакопейна реакція) , якщо є водний розчин аміаку і

NH4Cl, утворює білий кристалічний осад MgNH4PO4 ⋅ 6H2O: Mg2+ + HPO42– + NH3 + 6H2O = MgNH4PO4 ⋅ 6H2O↓
Сіль амонію додають для того, щоб не випав осад Mg(OH)2. Реакції заважають іони Ba2+, Ca2+ та інших важких металів.
Характерні реакції іонів Ва2+ :
Калій хромат або біхромат утворюють з іонами Ва2+ жовтий кристалічний осад Барій хромату, нерозчинний в ацетатній кислоті, але розчинний у мінеральних кислотах: Ва2+ + CrО42– = ВаCrО4↓
Амоній карбонат осаджує з нейтральних або лужних розчинів солей Барію білий аморфний осад BaCO3, який під час нагрівання переходить у кристалічний: Ba2+ + CO32– = BaCО3↓
Барій карбонат розчиняється в ацетатній та мінеральних (крім H2SO4) кислотах.
Сульфатна кислота (розведена) і розчинні сульфати (фармакопейна реакція за ДФУ ) осаджують з розчинів солей Барію білий дрібнокристалічний осад BaSO4: Ba2+ + SO42– = BaSO4↓

s-елементи ІІА групи

реакція. Іони Sr2+ з іонами Cu2+ в ацетатному середовищі

у присутності Калій нітриту утворюють синьо-зелені кристали кубічної форми:
Sr2+ + Cu2+ + 6NO2– + 2K+ → K2Sr[Cu(NO2)6]↓






Сульфатна кислота і розчинні сульфати утворюють білий осад SrSO4 практично нерозчинний в кислотах: Sr2+ + SO42– = SrSO4↓
Виявленню іонів Sr2+ заважають іони Ba2+ та Ca2+, тому що вони осаджуються у вигляді сульфатів.

s-елементи ІІА групи

з іонами Ca2+ білий кристалічний осад Кальцій оксалату:
Ca2+

+ C2O42– = CaC2O4↓
Осад CaC2O4 розчиняється у мінеральних кислотах, але не розчиняється в ацетатній кислоті.
Мікрокристалоскопічна реакція. Сульфатна кислота, взаємодіючи з розчинними солями Кальцію, утворює характерні білі кристали гіпсу CaSO4 ⋅ 2H2O у формі голок. Можна виявити іони Ca2+ за наявності іонів Ba2+ і Sr2+.





Калій гексаціаноферат (ІІ) (фармакопейна реакція) осаджує іони Кальцію в присутності NH3 і NH4Cl з концентрованих розчинів або в присутності етанолу у вигляді білого осаду Кальцій-амоній гексаціаноферату (ІІ):
Ca2+ + 2NH4+ + [Fe(CN)6]4- → Ca(NH4)2[Fe(CN)6]↓

s-елементи ІІА групи

та Ca2+
[T] = ммоль·екв/л
- 1 ммоль⋅екв кальцієвої твердості дорівнює

вмісту 20,04 мг Ca2+ в 1 л води

- 1 ммоль⋅екв магнієвої твердості дорівнює вмісту 12,15 мг Mg2+ в 1 л води

Тзаг = ТCa2+ + TMg2+ = Ттимч + Тпост

m – маса речовини, мг;
МЕ – молярна маса еквівалента речовини;
V – об’єм розчину, л

Т = 4 ммоль·екв/л – вода м’ягка
Т > 12 ммоль·екв/л – вода тверда

= СаСО3↓ + Н2О + СО2↑
Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ +

Н2О + СО2↑
Під час нагрівання йони Са2+ і Mg2+ виводяться з розчину у вигляді нерозчинних карбонатів.

Постійну твердість води, зумовлену сульфатами та хлоридами Кальцію і Магнію, неможливо усунути кип’ятінням, оскільки ці солі не розкладаються. Її усувають введенням у воду деяких реагентів — натрій карбонату (кальцинована сода), кальцій гідроксиду (вапняна вода), натрій ортофосфату. Одночасно усувається як тимчасова, так і постійна, тобто загальна твердість води. Наприклад: метод осадження

Ca(HCO3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О
MgSO4 + Na2СО3 = MgCO3↓ + Na2SO4
Ca(HCO3)2 + Na2СО3 = СаСО3↓ + 2NaHCO3
3CaSO4 + 2Na3РО4 = Са3(РО4)2↓ + 3Na2SO4
Існує іонообмінний метод

Алюміній

– аморфний бор;
г – кристалічний бор у вигляді

порошку

Зовнішній вигляд бору :
2 модифікації

в

а

характер елементів (В – неметал; інші – метали).
2.  Бор

значно відрізняється за властивостями від інших елементів (високі т.пл., т.кип., твердість; інертність).
Решта елементів – легкоплавкі метали, In і Tl - дуже м'які
БОР
Неметал, проте властивості бору відрізняються від його важких аналогів. Хімічні і фізичні властивості бору і його складних сполук, в склад яких він входить, зближують його не з алюмінієм, а з силіцієм (діагональна подібність). Правило діагоналі – спостерігається подібність у властивостях простих і складних сполук бору, який має менший розмір атома і менший ступінь окиснення (+3), і силіцію, який має більші розміри, але і більший ступінь окиснення (+4).
Електронна оболонка бору має таку будову: 1s22s22p1
Бор схильний утворювати ковалентні зв’язки.
Не збуджений стан :

р-Елементи ІІІА групи

такі зміни – один електрон з 2s- енергетичного підрівня

переходить на 2р-підрівень:

БОР

Поширення в природі

Бура (борат натрію) — кристали, температура плавлення бури — tпл = 60,8°С. В природі — мінерал класу боратів, хімічний осад бороносних соляних озер. Кристали бури — прозорі, без кольору, мають жирний блиск, розчинні у воді.

Борна кислота -

або кристалічний бор. Аморфний бор має вигляд коричневого порошку,

кристалічний бор – сіро-чорний, з металічним блиском. Твердість кристалічного бору майже така як у алмазу.
Аморфний бор отримують за реакціями:

B2O3 + 3Mg → 3MgO + 2B
Na2B4O7 + 12Na → 4B + 7Na2O

Кристалічний бор отримують піролізом ВJ3, термолізом або відновленням BBr3 воднем на танталовій нитці при 1300-15000С, а також кристалізацією розплаву аморфного бору (наприклад, із розплаву Al)

Добування:

вищій за 7000С з утворенням борного ангідриду:
4В +

3О2 → 2В2О3
2. При ще вищій температурі бор реагує з азотом, хлором:
2B + N2 → 2BN
2B + 3Cl2 → 2BCl3
3. З металами взаємодіє з утворенням боридів.
4. Розбавлені кислоти на бор не діють. Нітратна кислота окиснює бор до ортоборної кислоти:


5.Сплавлення бору з лугами в присутності окисника приводить до одержання боратів:
В + NаОН + Н2 О2 = NаВО2 + Н2О

БОР Хімічні властивості

складом вуглеводнів. Так, отримані борани насиченого (BnH2n+2) і ненасиченого

(BnHn) рядів. Найпростіший бороводень ВН3 димерізується у диборан – В2О6
Борани отримують дією кислот і води на бориди деяких металів:
Mg3B2 + 6HCl → B2H6 + 3MgCl2

Борани – безколірні гази і летючі рідини, рідше тверді речовини.
На повітрі суміш боранів самозапалюється з утворенням Н2О і В2О3, а при їх взаємодії з водою утворюється борна кислота і молекулярний водень:
В2Н6 + 6Н2О → 2Н3ВО3 + 3Н2↑

БОР Хімічні властивості

відноситься ортоборна кислота Н3ВО3. Це безколірні, пластинчаті, блискучі кристали,

які розкладаються при температурі вищій за 1850С. При нагріванні ортоборна кислота піддається дегідратації:
Н3ВО3 ↔ НВО2 + Н2О
4НВО2 ↔ Н2В4О7 + Н2О
Н2В4О7 ↔ 2В2О3 + Н2О
Процес дегідратації Н3ВО3 оборотний

БОР Хімічні властивості

Структурна формула борної кислоти

Кристалічна борна кислота

3% розчин борної кислоти (антибактеріальний засіб)

властивості виражені слабко. Раніше дисоціацію Н3ВО3 розглядали, як дисоціацію

трьохосновної кислоти. За сучасними даними борна кислота одноосновна. Вважають, що краще її будову передає формула В(ОН)3 Тому, що кислотність викликана не відщепленням іону водню, а приєднанням гідроксильного іону із води:
В(ОН)3 + Н2О ↔ В(ОН)4– + Н+
Борна кислота веде себе як трьохосновна в присутності сульфатної кислоти з етанолом і утворює борно-етиловий ефір:
B(OH)3 + 3C2H5OH = B(OC2H5)3↑ + 3H2O
Борно-етиловий ефір – летка сполука і забарвлює полум’я в характерне зелене забарвлення

Кислота борна
Хімічні властивості

Її солі – тетраборати - Na2В4О7, або Na2О⋅2В2О3



Борати

утворюються при нейтралізації борної кислоти:



Тетраборати розчинні у воді, тому гідролізуються :


Тетраборати взаємодіють з сульфатною кислотою:

Тетраборат натрію (бура)
Хімічні властивості

звичайних умовах це газоподібні речовини або легкоплавкі рідини. Всі

тригалогеніди бору мають структуру плоского трикутника (sp2 –гібридизація ат. бору)з атомом бору в центрі:



Галогеніди бору при гідролізі утворюють дві кислоти:
BCl3 + 3H2O ↔ B(OH)3 + 3HCl
2BF3 + 3H2O → B(OH)3 + HBF4 + 2HF
Фтороборна кислота сильніша за плавикову (HF) та існує тільки у розчині. При спробі виділити HBF4 з розчину вона розпадається на HF і BF3. Проте солі тетрафтороборної кислоти – тетрафтороборати – стійкі

Галогеніди бору
Хімічні властивості

кисню та кремнію. Основним джерелом для виробництва алюмінію є

мінерал боксит (гідроксид алюмінію), частково дегідратований. Боксит – осадова порода. Його склад описується формулою Al2O3∙ zH2O (z≈2).
Велика кількість алюмінію входить до складу різновидностей глини (вторинний мінерал). Основою глини є каолініт Al2O3∙2SiO2∙2H2O.

1)очищення бокситу Al2O3∙zH2O від домішок заліза і SiO2;
2) очищений

розчин алюмінату натрію розбавляють водою для гідролізу: Na[Al(OH)4] + H2O → NaOH + Al(OH)3↓ і піддають “викручуванню”;
3) фільтрація кристалічного гідроксиду Al(OH)3∙aq і термічна обробка при температурі 1100-12000С → Al2O3;
4) електроліз Al2O3 (проводять при температурі 900-9500С; склад електроліту: 85-90% Na3AlF6, 10-15% Al2O3, сила струму 130000 А, напруга 4-5В) з метою одержання металічного алюмінію.

АЛЮМІНІЙ

Алюміній в чистому вигляді – м’який метал. Проявляє виражені

відновні властивості
Хімічні властивості алюмінію
На поверхні алюмінію є оксидна плівка:4Al + 3O2 → 2Al2O3
Взаємодіє з :
Алюміній, взаємодіючи з водою, витісняє водень:
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2↑ (після зняття плівки)
Проявляє амфотерні властивості:



Не взаємодіє з конц. нітратною та сірчаною кислотами, тільки – при нагріванні

АЛЮМІНІЙ

модифікація α- Al2O3 – корунд. Він плавиться при 2070С

і кипить при 35000С. За шкалою Мооса твердість корунду = 9. Рубін та сапфір – це корунд з домішками заліза та хрому
Al2O3 належить до класичних амфотерних оксидів і дає два види сполук:
солі, в яких Al (ІІІ) виконує роль катіона
2) алюмінати, де Al (ІІІ) виконує роль аніоноутворювача

Амфотерні властивості

ОКСИД АЛЮМІНІЮ

з аміаком:
Al2(SO4)3 + 6NH4OH → 2Al(OH)3↓ + 3(NH4)2SO4

Гідроксид

Al(OH)3 розчиняється в кислотах і лугах, що свідчить про його амфотерність.
Розчинення в кислотах є наслідком процесу нейтралізації: 2Al(OH)3+3H2SO4→Al2(SO4)3+ 6H2O
Розчинення в лугах є наслідком процесу комплексоутворення:
Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4]
Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6]
Алюмінати типу МеАlO2 утворюються при спіканні гідратованого в розчині Al(OH)3 з лугами або содою:
2Al(OH)3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O

ГІДРОКСИД АЛЮМІНІЮ

+ 3HCl + 3H2O
з поступовим перетворенням Al(ОН)3 в Al2О3.
Солі

Al (ІІІ), утворені слабкими кислотами, піддаються гідролізу, й існувати в гідратованому стані не можуть. Із водних розчинів, які містять, наприклад, AlCl3 i Na2S сульфід алюмінію добути не можливо. Дійсно, AlCl3 i Na2S, сумісно перебуваючи у водному розчині, “доводять” гідроліз один одного до кінця, і сульфід Al2S3 не утворюється:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

СОЛІ АЛЮМІНІЮ