Métaux du second groupe. Oxydes de métaux alcalino-terreux. Calcium et ses composés
Propriétés des métaux alcalino-terreux
Propriétés physiques
Les métaux alcalino-terreux (par rapport aux métaux alcalins) ont une t╟pl plus élevée. et t╟bullition, potentiels d'ionisation, densités et dureté.
Propriétés chimiques
1. Très réactif.
2. Posséder une valence positive +2.
3. Réagir avec l'eau à température ambiante (sauf Be) pour libérer de l'hydrogène.
4. Ils ont une forte affinité pour l'oxygène (agents réducteurs).
5. Avec l'hydrogène, formez des hydrures de type sel EH 2.
6. Les oxydes ont la formule générale EO. La tendance à la formation de peroxydes est moins prononcée que pour les métaux alcalins.
Être dans la nature
3BeO ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2 béryl
Mg
Magnésite MgCO 3
Dolomite de CaCO 3 ∙ MgCO 3
KCl ∙ MgSO 4 ∙ 3H 2 O kaïnite
KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O carnallite
Calcite CaCO 3 (calcaire, marbre, etc.)
Apatite de Ca 3 (PO 4) 2, phosphorite
Gypse CaSO 4 ∙ 2H 2 O
Anhydrite de CaSO 4
Spath fluor CaF 2 (fluorite)
SrSO 4 célestine
Strontianite SrCO 3
BaSO 4 barytine
Withérite BaCO 3
Recevoir
Le béryllium est obtenu par réduction du fluorure:
BeF 2 + Mg t Be + MgF 2
Le baryum est obtenu par réduction des oxydes:
3BaO + 2Al t 3Ba + Al 2 O 3
Le reste des métaux est obtenu par électrolyse du chlorure fondu:
CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2 ╜
cathode: Ca 2+ + 2ē \u003d Ca 0
anode: 2Cl - - 2ē \u003d Cl 0 2
MgO + C \u003d Mg + CO
Les métaux du sous-groupe principal du groupe II sont des agents réducteurs puissants; les composés ne présentent que l'état d'oxydation +2. L'activité des métaux et leur pouvoir réducteur augmentent dans l'ordre: Be Mg Ca Sr Ba╝
1. Réaction avec l'eau.
Dans des conditions normales, la surface de Be et Mg est recouverte d'un film d'oxyde inerte, de sorte qu'ils résistent à l'eau. En revanche, Ca, Sr et Ba se dissolvent dans l'eau pour former des hydroxydes, qui sont des bases fortes:
Mg + 2H 2 O t Mg (OH) 2 + H 2
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 ╜
2. Réaction avec l'oxygène.
Tous les métaux forment des oxydes RO, du peroxyde de baryum BaO 2:
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
Ba + O 2 \u003d BaO 2
3.Les composés binaires sont formés avec d'autres non-métaux:
Be + Cl 2 \u003d BeCl 2 (halogénures)
Ba + S \u003d BaS (sulfures)
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 (nitrures)
Ca + H 2 \u003d CaH 2 (hydrures)
Ca + 2C \u003d CaC 2 (carbures)
3Ba + 2P \u003d Ba 3 P 2 (phosphures)
Le béryllium et le magnésium réagissent relativement lentement avec les non-métaux.
4. Tous les métaux se dissolvent dans les acides:
Ca + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 ╜
Mg + H 2 SO 4 (dil.) \u003d MgSO 4 + H 2 ╜
Le béryllium se dissout également dans les solutions aqueuses d'alcalis:
Be + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2 ╜
5. Réaction qualitative aux cations des métaux alcalino-terreux - coloration de la flamme dans les couleurs suivantes:
Ca 2+ - orange foncé
Sr 2+ - rouge foncé
Ba 2+ - vert clair
Le cation Ba 2+ est généralement ouvert par une réaction d'échange avec l'acide sulfurique ou ses sels:
Le sulfate de baryum est un précipité blanc, insoluble dans les acides minéraux.
Oxydes de métaux alcalino-terreux
Recevoir
1) Oxydation des métaux (sauf pour le Ba, qui forme du peroxyde)
2) Décomposition thermique des nitrates ou carbonates
CaCO 3 ═ t ═ CaO + CO 2 ╜
2Mg (NO 3) 2 t 2MgO + 4NO 2 ╜ + O 2 ╜
Propriétés chimiques
Oxydes basiques typiques. Réagit avec l'eau (sauf BeO), les oxydes acides et les acides
MgO + H 2 O \u003d Mg (OH) 2
3CaO + P 2 O 5 \u003d Ca 3 (PO 4) 2
BeO + 2HNO 3 \u003d Be (NO 3) 2 + H 2 O
BeO - oxyde amphotère, soluble dans les alcalis:
BeO + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2
Hydroxydes de métaux alcalino-terreux R (OH) 2
Recevoir
Réactions des métaux alcalino-terreux ou de leurs oxydes avec l'eau: Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2
CaO (chaux vive) + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 (chaux vive)
Propriétés chimiques
Les hydroxydes de R (OH) 2 sont des substances cristallines blanches, moins solubles dans l'eau que les hydroxydes de métaux alcalins (la solubilité des hydroxydes diminue avec le numéro de série décroissant; Be (OH) 2 est insoluble dans l'eau, soluble dans les alcalis). La basicité de R (OH) 2 augmente avec l'augmentation du numéro atomique:
Be (OH) 2 - hydroxyde amphotère
Mg (OH) 2 - base faible
le reste des hydroxydes sont des bases fortes (alcalis).
1) Réactions avec les oxydes acides:
Ca (OH) 2 + SO 2 \u003d CaSO 3 ¯ + H 2 O
Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 ¯ + H 2 O
2) Réactions avec les acides:
Mg (OH) 2 + 2CH 3 COOH \u003d (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O
Ba (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Ba (NO 3) 2 + 2H 2 O
3) Réactions d'échange avec les sels:
Ba (OH) 2 + K 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ¯ + 2KOH
4) Réaction de l'hydroxyde de béryllium avec les alcalis:
Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2
Dureté de l'eau
L'eau naturelle contenant des ions Ca 2+ et Mg 2+ est dite dure. Lorsqu'elle est bouillie, l'eau dure forme du tartre, les produits alimentaires ne s'y résorbent pas; les détergents ne mousse pas.
La dureté carbonatée (temporaire) est due à la présence de bicarbonates de calcium et de magnésium dans l'eau, la dureté non carbonatée (permanente) est due aux chlorures et sulfates.
La dureté totale de l'eau est considérée comme la somme des carbonates et des non-carbonates.
L'élimination de la dureté de l'eau est réalisée par précipitation des ions Ca 2+ et Mg 2+ à partir d'une solution:
1) par ébullition:
Ca (HCO 3) 2 t CaCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O
Mg (HCO 3) 2 t MgCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O
2) ajout de lait de citron vert:
Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaCO 3 ¯ + 2H 2 O
3) ajout de soude:
Ca (HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ¯ + 2NaHCO 3
CaSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ¯ + Na 2 SO 4
MgCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d MgCO 3 ¯ + 2NaCl
Pour supprimer la rigidité temporaire, les quatre méthodes sont utilisées, et pour le permanent - seulement les deux dernières.
Décomposition thermique des nitrates.
E (NO3) 2 \u003d t \u003d EO + 2NO2 + 1 / 2O2
Caractéristiques de la chimie et du béryllium.
Be (OH) 2 + 2NaOH (g) \u003d Na2
Al (OH) 3 + 3NaOH (g) \u003d Na3
Soyez + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2
Al + 3NaOH + 3H2O \u003d Na3 + 3 / 2H2
Be, Al + HNO3 (Conc) \u003d passivation
Le deuxième groupe du tableau périodique de D.I. Mendeleev contient un groupe d'éléments qui sont très similaires dans leurs propriétés aux métaux alcalins, mais inférieurs à eux en activité. Il comprend le béryllium et le magnésium, ainsi que le calcium, le strontium, le baryum et le radium. Ils sont collectivement appelés éléments alcalino-terreux. Dans notre article, nous nous familiariserons avec leur distribution dans la nature et leur application dans l'industrie, ainsi que nous étudierons les propriétés chimiques les plus importantes des métaux alcalino-terreux.
caractéristiques générales
Tous les atomes des éléments énumérés ci-dessus contiennent deux électrons sur la couche d'énergie externe. Interagissant avec d'autres substances, ils abandonnent toujours leurs particules négatives, passant à l'état de cations avec une charge de 2+. Dans les réactions redox, les éléments se comportent comme des agents réducteurs puissants. À mesure que la charge nucléaire augmente, les propriétés chimiques des métaux alcalino-terreux et leur activité augmentent. A l'air, ils s'oxydent rapidement, formant un film d'oxyde à leur surface. La formule générale pour tous les oxydes est RO. Ils correspondent à des hydroxydes de formule R (OH) 2. Leurs propriétés de base et leur solubilité dans l'eau augmentent également avec l'augmentation du nombre ordinal de l'élément.
Propriétés spéciales du béryllium et du magnésium
Dans certaines de leurs propriétés, les deux premiers représentants du sous-groupe principal du deuxième groupe sont quelque peu différents des autres éléments alcalino-terreux. Cela se manifeste notamment lors de leur interaction avec l'eau. Par exemple, les propriétés chimiques du béryllium sont telles qu'il ne réagit pas du tout avec H 2 O. Le magnésium, par contre, n'interagit avec l'eau que lorsqu'il est chauffé. Mais tous les éléments alcalino-terreux réagissent facilement avec lui à des températures ordinaires. Quelles substances se forment dans ce cas?
Bases en métal alcalino-terreux
Étant des éléments actifs, le calcium, le baryum et d'autres membres du groupe déplacent rapidement l'hydrogène de l'eau, ce qui entraîne leurs hydroxydes. L'interaction des métaux alcalino-terreux avec l'eau se déroule violemment, avec dégagement de chaleur. Les solutions de bases de calcium, de baryum, de strontium sont savonneuses au toucher; au contact de la peau et des muqueuses des yeux, elles provoquent de graves brûlures. Les premiers soins dans de tels cas seront le traitement de la surface de la plaie avec une solution faible d'acide acétique. Il neutralise les alcalis et réduit le risque de nécrose des tissus endommagés.
Propriétés chimiques des métaux alcalino-terreux
L'interaction avec l'oxygène, l'eau et les non-métaux est la liste principale des propriétés des métaux inclus dans le deuxième groupe du système périodique des éléments chimiques. Par exemple, le calcium, même dans des conditions normales, réagit avec les halogènes: fluor, chlore, brome et iode. Lorsqu'il est chauffé, il se combine avec le soufre, le carbone et l'azote. Oxydation dure - combustion, se termine par la formation d'oxyde de calcium: 2Ca + O 2 \u003d 2 CaO. L'interaction des métaux avec l'hydrogène conduit à la formation d'hydrures. Ce sont des substances réfractaires blanches avec des réseaux cristallins ioniques. Les propriétés chimiques importantes des métaux alcalino-terreux comprennent leur interaction avec l'eau. Comme discuté précédemment, le produit de cette réaction de substitution est l'hydroxyde métallique. Notons également que dans le sous-groupe principal du deuxième groupe, le calcium occupe la place la plus importante. Par conséquent, arrêtons-nous plus en détail sur ses caractéristiques.
Calcium et ses composés
La teneur en élément de la croûte terrestre peut atteindre 3,5%, ce qui indique sa large répartition dans la composition des minéraux tels que le calcaire, la craie, le marbre et la calcite. Le calcium naturel contient six types d'isotopes. On le trouve également dans les sources d'eau naturelles. Les composés de métaux alcalins sont étudiés en détail au cours de la chimie inorganique. Par exemple, en 9e année, les élèves apprennent que le calcium est un métal blanc argenté léger mais solide. Son point de fusion et d'ébullition est supérieur à celui des éléments alcalins. La principale méthode de production est l'électrolyse d'un mélange de sels fondus de chlorure de calcium et de fluorure. Ses principales propriétés chimiques comprennent ses réactions avec l'oxygène, l'eau et les non-métaux. Parmi les composés de métaux alcalins, l'oxyde et la base de calcium sont de la plus grande importance pour l'industrie. Le premier composé est obtenu à partir de craie ou de calcaire en les brûlant.
En outre, l'hydroxyde de calcium est formé à partir d'oxyde de calcium et d'eau. Un mélange de celui-ci avec du sable et de l'eau est appelé mortier de construction. Il continue d'être utilisé comme enduit et pour assembler des briques lors de la pose de murs. Une solution d'hydroxyde de calcium, appelée eau de chaux, est utilisée comme réactif pour détecter le dioxyde de carbone. Lorsque le dioxyde de carbone est passé à travers une solution aqueuse transparente de Ca (OH) 2, sa turbidité est observée en raison de la formation d'un précipité insoluble de carbonate de calcium.
Magnésium et ses caractéristiques
La chimie des métaux alcalino-terreux étudie les propriétés du magnésium, en se concentrant sur certaines de ses caractéristiques. C'est un métal blanc argenté très léger. Le magnésium fondu dans une atmosphère très humide absorbe activement les molécules d'hydrogène de la vapeur d'eau. En refroidissant, le métal les libère presque complètement dans l'air. Il réagit très lentement avec l'eau en raison de la formation d'un composé peu soluble - l'hydroxyde de magnésium. Les alcalis n'affectent pas du tout le magnésium. Le métal ne réagit pas avec certains acides: sulfate concentré et fluorhydrique, du fait de sa passivation et de la formation d'un film protecteur en surface. La plupart des acides minéraux dissolvent le métal, ce qui s'accompagne d'un violent dégagement d'hydrogène. Le magnésium est un réducteur puissant, il remplace de nombreux métaux de leurs oxydes ou sels:
BeO + Mg \u003d MgO + Be.
Le métal, avec le béryllium, le manganèse et l'aluminium, est utilisé comme ajout d'alliage à l'acier. Les alliages contenant du magnésium - les électrons - ont des propriétés particulièrement précieuses. Ils sont utilisés dans la construction aéronautique et automobile, ainsi que dans les pièces de technologie optique.
Le rôle des éléments dans la vie des organismes
Donnons des exemples de métaux alcalino-terreux dont les composés sont communs dans la nature. Le magnésium est l'atome central des molécules de chlorophylle des plantes. Il participe au processus de photosynthèse et fait partie des centres actifs du pigment vert. Les atomes de magnésium fixent l'énergie lumineuse, la convertissant ensuite en énergie de liaisons chimiques de composés organiques: glucose, acides aminés, glycérol et acides gras. L'élément joue un rôle important en tant que composant essentiel des enzymes qui régulent le métabolisme dans le corps humain. Le calcium est un macronutriment qui assure le passage efficace des impulsions électriques à travers le tissu nerveux. La présence de ses sels de phosphate dans la composition des os et de l'émail dentaire leur confère dureté et solidité.
Le béryllium et ses propriétés
Les métaux alcalino-terreux comprennent également le béryllium, le baryum et le strontium. Considérez le béryllium. L'élément n'est pas largement distribué dans la nature, principalement dans la composition des minéraux, par exemple le béryl. Ses variétés, contenant des impuretés multicolores, forment des pierres précieuses: émeraudes et aigues-marines. Une caractéristique des propriétés physiques est la fragilité et la dureté élevée. Une caractéristique distinctive de l'atome d'un élément est la présence au deuxième niveau d'énergie extérieur, non pas huit, comme tous les autres métaux alcalino-terreux, mais seulement deux électrons.
Par conséquent, le rayon de l'atome et de l'ion est disproportionnellement petit, l'énergie d'ionisation est grande. Cela détermine la résistance élevée du réseau cristallin du métal. Les propriétés chimiques du béryllium le distinguent également des autres éléments du deuxième groupe. Il réagit non seulement avec les acides, mais également avec les solutions alcalines, en déplaçant l'hydrogène et en formant des hydroxyberyllates:
Be + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2.
Le métal a un certain nombre de caractéristiques uniques. En raison de sa capacité à transmettre des rayons X, il est utilisé pour fabriquer des fenêtres pour tubes à rayons X. Dans l'industrie nucléaire, l'élément est considéré comme le meilleur modérateur et réflecteur de neutrons. En métallurgie, il est utilisé comme additif d'alliage précieux qui augmente les propriétés anticorrosion des alliages.
Strontium et baryum
Les éléments sont assez communs dans la nature et, comme le magnésium de métal alcalino-terreux, font partie des minéraux. Appelons-les: barytine, célestine, strontianite. Le baryum a l'apparence d'un métal plastique blanc argenté. Comme le calcium, il est représenté par plusieurs isotopes. Dans l'air, il interagit activement avec ses composants - l'oxygène et l'azote, formant de l'oxyde et du nitrure de baryum. Pour cette raison, le métal est stocké sous une couche de paraffine ou d'huile minérale, évitant le contact avec l'air. Les deux métaux forment des peroxydes lorsqu'ils sont chauffés à 500 ° C.
Parmi ceux-ci, le peroxyde de baryum, utilisé comme agent de blanchiment des tissus, a une application pratique. Les propriétés chimiques des métaux alcalino-terreux - baryum et strontium - sont similaires à celles du calcium. Cependant, leur interaction avec l'eau est beaucoup plus active et les bases résultantes sont plus fortes que l'hydroxyde de calcium. Le baryum est utilisé comme additif aux liquides de refroidissement métalliques, ce qui réduit la corrosion, dans l'optique, dans la fabrication d'appareils électroniques sous vide. Le strontium est demandé dans la production de photocellules et de luminophores.
Réactions qualitatives utilisant des ions de métaux alcalino-terreux
Les composés de baryum et de strontium sont des exemples de métaux alcalino-terreux largement utilisés en pyrotechnie en raison de leur coloration ionique brillante des flammes. Ainsi, le sulfate ou le carbonate de strontium donne une lueur rouge carmin de la flamme et les composés de baryum correspondants - jaune-vert. Pour détecter les ions calcium en laboratoire, plusieurs grains de chlorure de calcium sont versés sur la flamme du brûleur, la flamme devient rouge brique.
La solution de chlorure de baryum est utilisée en chimie analytique pour détecter les ions du résidu acide d'acide sulfate dans la solution. Si, lors de la vidange des solutions, un précipité blanc de sulfate de baryum se forme, cela signifie qu'il y avait des particules de SO 4 2- dedans.
Dans notre article, nous avons étudié les propriétés des métaux alcalino-terreux et donné des exemples de leur utilisation dans diverses industries.
Tutoriel vidéo 1: Chimie inorganique. Métaux: alcalins, alcalino-terreux, aluminium
Tutoriel vidéo 2: Métaux de transition
Conférence: Propriétés chimiques typiques et production de substances simples - métaux: alcalins, alcalino-terreux, aluminium; éléments de transition (cuivre, zinc, chrome, fer)
Propriétés chimiques des métaux
Tous les métaux dans les réactions chimiques se manifestent comme des agents réducteurs. Ils se séparent facilement des électrons de valence, s'oxydant dans le processus. Rappelons que plus le métal est situé à gauche dans la série électrochimique de tension, plus il est réducteur puissant. Par conséquent, le plus fort est le lithium, le plus faible est l'or et vice versa, l'or est l'oxydant le plus fort et le lithium est le plus faible.
Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Cr → Zn → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au
Tous les métaux déplacent d'autres métaux de la solution saline, c.-à-d. les restaurer. Tout sauf les alcalins et les alcalino-terreux, car ils interagissent avec l'eau. Les métaux situés avant H le déplacent des solutions d'acides dilués, et ils s'y dissolvent eux-mêmes.
Considérez certaines des propriétés chimiques générales des métaux:
- L'interaction des métaux avec l'oxygène forme des oxydes basiques (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O, etc.) ou amphotères (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, etc.).
- L'interaction des métaux avec les halogènes (le sous-groupe principal du groupe VII) forme des acides halohydriques (HF - fluorure d'hydrogène, HCl - chlorure d'hydrogène, etc.).
- L'interaction des métaux avec les non-métaux forme des sels (chlorures, sulfures, nitrures, etc.).
- L'interaction des métaux avec les métaux forme des composés intermétalliques (MgB 2, NaSn, Fe 3 Ni, etc.).
- L'interaction des métaux actifs avec l'hydrogène forme des hydrures (NaH, CaH 2, KH, etc.).
- L'interaction des métaux alcalins et alcalino-terreux avec l'eau forme des alcalis (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2, etc.).
- L'interaction des métaux (uniquement ceux appartenant à la série électrochimique jusqu'à H) avec les acides forme des sels (sulfates, nitrites, phosphates, etc.). Il faut garder à l'esprit que les métaux réagissent avec les acides plutôt à contrecœur, alors qu'ils interagissent presque toujours avec les bases et les sels. Pour que la réaction d'un métal avec un acide ait lieu, il est nécessaire que le métal soit actif et que l'acide soit fort.
Propriétés chimiques des métaux alcalins
Le groupe des métaux alcalins comprend les éléments chimiques suivants: lithium (Li), sodium (Na), potassium (K), rubidium (Rb), césium (Cs), francium (Fr). En se déplaçant de haut en bas dans le groupe I du tableau périodique, leurs rayons atomiques augmentent, ce qui signifie que leurs propriétés métalliques et réductrices augmentent.
Considérez les propriétés chimiques des métaux alcalins:
- Ils ne présentent aucun signe d'amphotéricité, car ils ont des valeurs négatives de potentiels d'électrode.
- L'agent réducteur le plus puissant de tous les métaux.
- Les composés ne présentent qu'un état d'oxydation de +1.
- En donnant un seul électron de valence, les atomes de ces éléments chimiques sont convertis en cations.
- Forme de nombreux composés ioniques.
- Presque tout le monde se dissout dans l'eau.
Interaction des métaux alcalins avec d'autres éléments:
1. Avec l'oxygène, formant des composés individuels, l'oxyde ne forme donc que du lithium (Li 2 O), le sodium forme du peroxyde (Na 2 O 2) et des superoxydes de potassium, de rubidium et de césium (KO 2, RbO 2, CsO 2).
2. Avec de l'eau, formant un alcali et de l'hydrogène. N'oubliez pas que ces réactions sont explosives. Seul le lithium réagit avec l'eau sans explosion:
2Li + 2Í 2 О → 2LiO Í + Í 2.
3. Avec des halogènes, formant des halogénures (NaCl - chlorure de sodium, NaBr - bromure de sodium, NaI - iodure de sodium, etc.).
4. Avec de l'hydrogène lorsqu'il est chauffé, formant des hydrures (LiH, NaH, etc.)
5. Avec du soufre lorsqu'il est chauffé, formant des sulfures (Na 2 S, K 2 S, etc.). Ils sont incolores et très solubles dans l'eau.
6. Avec le phosphore chauffé, formant des phosphures (Na 3 P, Li 3 P, etc.), ils sont très sensibles à l'humidité et à l'air.
7. Avec le carbone, lorsqu'ils sont chauffés, les carbures ne forment que du lithium et du sodium (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), tandis que le potassium, le rubidium et le césium ne forment pas de carbures, ils forment des composés binaires avec le graphite (C 8 Rb, C 8 Cs, etc.) ...
8. Dans des conditions normales, seul le lithium réagit avec l'azote, formant du nitrure de Li 3 N, avec le reste des métaux alcalins, la réaction n'est possible que lorsqu'il est chauffé.
9. Ils réagissent de manière explosive avec les acides, il est donc très dangereux d'effectuer de telles réactions. Ces réactions sont ambiguës, car le métal alcalin réagit activement avec l'eau, formant un alcali, qui est ensuite neutralisé avec de l'acide. Cela crée une concurrence entre l'alcali et l'acide.
10. Avec l'ammoniac, formant des amides - analogues d'hydroxydes, mais des bases plus fortes (NaNH 2 - amide de sodium, KNH 2 - amide de potassium, etc.).
11. Avec des alcools, formant des alcoolates.
Le francium est un métal alcalin radioactif, l'un des éléments radioactifs les plus rares et les moins stables. Ses propriétés chimiques ne sont pas bien comprises.
Obtenir des métaux alcalins:
Pour obtenir des métaux alcalins, on utilise principalement l'électrolyse des fondus de leurs halogénures, le plus souvent des chlorures, qui forment des minéraux naturels:
- NaCl → 2Na + Cl 2.
Le sodium peut également être obtenu par calcination de la soude avec du charbon dans des creusets fermés:
- Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.
- 2Li 2 O + Si + 2CaO → 4Li + Ca 2 SiO 4.
- KCl + Na → K + NaCl.
Propriétés chimiques des métaux alcalino-terreux
Les métaux alcalino-terreux comprennent des éléments du sous-groupe principal du groupe II: calcium (Ca), strontium (Sr), baryum (Ba), radium (Ra). L'activité chimique de ces éléments augmente de la même manière que pour les métaux alcalins, c'est-à-dire avec une augmentation dans le sous-groupe.
Propriétés chimiques des métaux alcalino-terreux:
- En donnant deux électrons de valence, les atomes de ces éléments chimiques sont convertis en cations.
- Les composés présentent un état d'oxydation de +2.
- Les charges des noyaux atomiques sont une unité plus élevées que celles des éléments alcalins des mêmes périodes, ce qui entraîne une diminution du rayon des atomes et une augmentation des potentiels d'ionisation.
La structure des coques de valence des atomes de ces éléments est ns 2.
Interaction des métaux alcalino-terreux avec d'autres éléments:
1. Avec l'oxygène, tous les métaux alcalino-terreux, à l'exception du baryum, forment des oxydes, le baryum forme du peroxyde BaO 2. Parmi ces métaux, le béryllium et le magnésium, recouverts d'un mince film d'oxyde protecteur, n'interagissent avec l'oxygène qu'à une t très élevée. Les oxydes basiques de métaux alcalino-terreux réagissent avec l'eau, à l'exception de l'oxyde de béryllium BeO, qui possède des propriétés amphotères. La réaction de l'oxyde de calcium et de l'eau s'appelle la réaction d'extinction. Si le réactif est CaO, de la chaux vive se forme, si Ca (OH) 2 est éteint. En outre, les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides et les acides. Par exemple:
- 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .
2. Avec l'eau, les métaux alcalino-terreux et leurs oxydes forment des hydroxydes - des substances cristallines blanches qui, par rapport aux hydroxydes de métaux alcalins, sont moins solubles dans l'eau. Les hydroxydes de métaux alcalino-terreux sont des alcalis, à l'exception du Be amphotère (OH ) 2 et base faibleMg (OH) 2. Puisque le béryllium ne réagit pas avec l'eau, Be (OH ) 2 peut être obtenu par d'autres méthodes, par exemple par hydrolyse du nitrure:
- Être 3 N 2+ 6H 2 O → 3 Être (OH) 2+ 2N H 3.
3. Dans des conditions normales, je réagis avec les halogènes à l'exception du béryllium. Ce dernier ne réagit qu'à t élevé. Il se forme des halogénures (MgI 2 - iodure de magnésium, CaI 2 - iodure de calcium, CaBr 2 - bromure de calcium, etc.).
4. Tous les métaux alcalino-terreux, à l'exception du béryllium, réagissent avec l'hydrogène lorsqu'ils sont chauffés. Il se forme des hydrures (BaH 2, CaH 2, etc.). Pour la réaction du magnésium avec l'hydrogène, en plus d'un t élevé, une pression accrue d'hydrogène est également nécessaire.
5. Formez des sulfures avec du soufre. Par exemple:
- Ca + S → СaS.
Les sulfures sont utilisés pour produire de l'acide sulfurique et les métaux correspondants.
6. Les nitrures sont formés avec de l'azote. Par exemple:
- 3Être + N 2 → Être 3 N 2.
7. Avec des acides, formant des sels de l'acide correspondant et de l'hydrogène. Par exemple:
- Be + H 2 SO 4 (dil.) → BeSO 4 + H 2.
Ces réactions se déroulent de la même manière que dans le cas des métaux alcalins.
Obtention de métaux alcalino-terreux:
Le béryllium est obtenu par réduction du fluorure:
- BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2
- 3BaO + 2Al –t о → 3Ba + Al 2 O 3
- CaCl 2 → Ca + Cl 2
Propriétés chimiques de l'aluminium
L'aluminium est un métal actif et léger, numéro 13 dans le tableau. Le plus abondant de tous les métaux dans la nature. Et des éléments chimiques, il prend la troisième position en termes de distribution. Chaleur élevée et conducteur électrique. Résistant à la corrosion car il est recouvert d'un film d'oxyde. Le point de fusion est de 660 0 С.
Tenez compte des propriétés chimiques et de l'interaction de l'aluminium avec d'autres éléments:
1. Dans tous les composés, l'aluminium est à l'état d'oxydation +3.
2. Il présente des propriétés réductrices dans presque toutes les réactions.
3. Le métal amphotère présente à la fois des propriétés acides et basiques.
4. Réduit de nombreux métaux des oxydes. Cette méthode d'obtention des métaux est appelée alumothermie. Un exemple d'obtention de chrome:
2Al + Cr 2 О 3 → Al 2 О 3 + 2Cr.
5. Réagit avec tous les acides dilués pour former des sels et dégager de l'hydrogène. Par exemple:
2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2;
2Al + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.
Dans HNO 3 et H 2 SO 4 concentrés, l'aluminium est passivé. Grâce à cela, il est possible de stocker et de transporter ces acides dans des conteneurs en aluminium.
6. Interagit avec les alcalis, car ils dissolvent le film d'oxyde.
7. Interagit avec tous les non-métaux sauf l'hydrogène. Pour la réaction avec l'oxygène, de l'aluminium finement broyé est nécessaire. La réaction n'est possible qu'à t élevé:
- 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .
Du point de vue de son effet thermique, cette réaction est exothermique. L'interaction avec le soufre forme le sulfure d'aluminium Al 2 S 3, avec le phosphure de phosphore AlP, avec le nitrure d'azote AlN, avec le carbure de carbone Al 4 C 3.
8. Réagit avec d'autres métaux pour former des aluminures (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7, etc.).
Production d'aluminium:L'aluminium métallique est obtenu par électrolyse d'une solution d'alumine Al 2 O 3 dans la cryolithe fondue Na 2 AlF 6 à 960–970 ° C.
- 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2.
Propriétés chimiques des éléments de transition
Les éléments de transition comprennent des éléments de sous-groupes secondaires du tableau périodique. Considérez les propriétés chimiques du cuivre, du zinc, du chrome et du fer.
Propriétés chimiques du cuivre
1. Il est situé à droite de H dans la rangée électrochimique, donc ce métal est inactif.
2. Agent réducteur faible.
3. Dans les composés, il présente des états d'oxydation +1 et +2.
4. Réagit avec l'oxygène lorsqu'il est chauffé pour former:
- oxyde de cuivre (I) 2Cu + O 2 → 2CuO(à t 400 0 C)
- ou oxyde de cuivre (II): 4Cu + O 2 → 2Cu 2 O (à t 200 0 C).
Les oxydes ont des propriétés de base. Lorsqu'il est chauffé dans une atmosphère inerte, le Cu 2 O est disproportionné:Cu 2 O → CuO + Cu... L'oxyde de cuivre (II) CuO forme des cuprates lors de réactions avec des alcalis, par exemple: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
5. L'hydroxyde de cuivre Cu (OH) 2 est amphotère, les principales propriétés y prévalent. Il se dissout facilement dans les acides:
- Cu (OH) 2 + 2HNO 3 → Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O,
et dans des solutions concentrées d'alcalis avec difficulté:
- Сu (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.
6. L'interaction du cuivre avec le soufre dans différentes conditions de température forme également deux sulfures. Lorsqu'il est chauffé à 300-400 0 С sous vide, du sulfure de cuivre (I) se forme:
- 2Cu + S → Cu 2 S.
À température ambiante, en dissolvant le soufre dans le sulfure d'hydrogène, vous pouvez obtenir du sulfure de cuivre (II):
- Cu + S → CuS.
7. Parmi les halogènes, il interagit avec le fluor, le chlore et le brome, formant des halogénures (CuF 2, CuCl 2, CuBr 2), de l'iode, formant de l'iodure de cuivre (I) CuI; n'interagit pas avec l'hydrogène, l'azote, le carbone, le silicium.
8. Il ne réagit pas avec les acides - non oxydants, car ils n'oxydent que les métaux situés avant l'hydrogène dans la série électrochimique. Cet élément chimique réagit avec les acides - agents oxydants: nitrique dilué et concentré et sulfurique concentré:
3Cu + 8HNO 3 (décomposition) → 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;
Cu + 4HNO 3 (conc) → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
Cu + 2H 2 SO 4 (conc) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
9. Interagissant avec les sels, le cuivre déplace de leur composition les métaux situés à sa droite dans la série électrochimique. Par exemple,
2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .
On voit ici que le cuivre s'est dissous et le fer (III) a été réduit en fer (II). Cette réaction est d'une importance pratique et est utilisée pour éliminer le cuivre pulvérisé sur du plastique.
Propriétés chimiques du zinc
2. Possède des propriétés réductrices et amphotères prononcées.
3. Dans les composés, il présente un état d'oxydation de +2.
4. Dans l'air, il est recouvert d'un film d'oxyde de ZnO.
5. L'interaction avec l'eau est possible à une température de chaleur rouge. En conséquence, de l'oxyde de zinc et de l'hydrogène se forment:
- Zn + H 2 O → ZnO + H 2.
6. Réagit avec les halogènes, formant des halogénures (ZnF 2 - fluorure de zinc, ZnBr 2 - bromure de zinc, ZnI 2 - iodure de zinc, ZnCl 2 - chlorure de zinc).
7. Forme des phosphures avec le phosphore Zn 3 P 2 et ZnP 2.
8. Avec du chalcogénure de ZnS gris.
9. Ne réagit pas directement avec l'hydrogène, l'azote, le carbone, le silicium et le bore.
10. Réagit avec les acides non oxydants, formant des sels et déplaçant l'hydrogène. Par exemple:
- H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
- Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2.
Il réagit également avec les acides - agents oxydants: avec conc. l'acide sulfurique forme du sulfate de zinc et du dioxyde de soufre:
- Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
11. Réagit activement avec les alcalis, car le zinc est un métal amphotère. Forme des tétrahydroxozincates avec des solutions alcalines et libère de l'hydrogène:
- Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .
Sur les granulés de zinc, après réaction, des bulles de gaz apparaissent. Avec les alcalis anhydres, lorsque la fusion forme des zincates et libère de l'hydrogène:
- Zn + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2.
Propriétés chimiques du chrome
1. Dans des conditions normales, il est inerte, lorsqu'il est chauffé, il est actif.
2.
3. Forme des composés colorés.
4. Dans les composés, il présente des états d'oxydation +2 (oxyde basique CrO noir), +3 (oxyde amphotère Cr 2 O 3 et hydroxyde Cr (OH) 3 vert) et +6 (oxyde de chrome (VI) acide CrO 3 et acides: chrome H 2 CrO 4 et H 2 Cr 2 O 7 bichromique, etc.).
5. Il interagit avec le fluor à t 350-400 0 C, formant du fluorure de chrome (IV):
- Cr + 2F 2 → CrF 4.
6. Avec oxygène, azote, bore, silicium, soufre, phosphore et halogènes à t 600 0 C:
- composé avec de l'oxygène forme de l'oxyde de chrome (VI) CrO 3 (cristaux rouge foncé),
- connexion avec azote - nitrure de chrome CrN (cristaux noirs),
- composé avec du bore - borure de chrome CrB (cristaux jaunes),
- composé avec du silicium - siliciure de chrome CrSi,
- composé avec du carbone - carbure de chrome Cr 3 C 2.
7. Réagit avec la vapeur d'eau, étant à l'état rouge, formant de l'oxyde de chrome (III) et de l'hydrogène:
- 2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2 .
8. Il ne réagit pas avec les solutions alcalines, mais il réagit lentement avec leur fusion, formant des chromates:
- 2Cr + 6KOH → 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.
9. Il se dissout dans les acides forts dilués, formant des sels. Si la réaction a lieu dans l'air, des sels de Cr 3+ se forment, par exemple:
- 2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 .
- Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2.
10. Avec les acides sulfurique et nitrique concentrés, ainsi qu'avec l'aqua regia, il ne réagit que lorsqu'il est chauffé, car à faible t, ces acides passivent le chrome. Les réactions avec les acides lorsqu'ils sont chauffés ressemblent à ceci:
2Сr + 6Н 2 SO 4 (conc) → Сr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6Н 2 О
Cr + 6НNО 3 (conc) → Сr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О
Oxyde de chrome (II) CrO - un solide, noir ou rouge, insoluble dans l'eau.
Propriétés chimiques:
- Possède des propriétés basiques et régénérantes.
- Lorsqu'il est chauffé à 100 0 С dans l'air, il est oxydé en Cr 2 O 3 - oxyde de chrome (III).
- Il est possible de réduire le chrome avec de l'hydrogène à partir de cet oxyde: CrO + H 2 → Cr + H 2 O ou coke: CrO + C → Cr + CO.
- Réagit avec l'acide chlorhydrique en libérant de l'hydrogène: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
- Ne réagit pas avec les alcalis, les acides sulfurique et nitrique dilués.
Oxyde de chrome (III) Cr 2 O 3 - une substance réfractaire, de couleur vert foncé, insoluble dans l'eau.
Propriétés chimiques:
- Possède des propriétés amphotères.
- Comment l'oxyde basique réagit-il avec les acides: Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
- Comment l'oxyde acide interagit avec les alcalis: Cr 2 O 3 + 2KON → 2KCrO 3 + H 2 O.
- Les oxydants forts s'oxydent Cr 2 O 3 pour chromater H 2 CrO 4.
- Les agents réducteurs puissants restaurentCr out Cr 2 O 3.
Hydroxyde de chrome (II) Cr (OH) 2 - un solide jaune ou brun, peu soluble dans l'eau.
Propriétés chimiques:
- Base faible, montrant les propriétés de base.
- En présence d'humidité dans l'air, il est oxydé en Cr (OH) 3 - hydroxyde de chrome (III).
- Réagit avec les acides concentrés pour former des sels de chrome bleu (II): Cr (OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O.
- Ne réagit pas avec les alcalis et les acides dilués.
Hydroxyde de chrome (III) Cr (OH) 3 - une substance de couleur gris-vert, insoluble dans l'eau.
Propriétés chimiques:
- Possède des propriétés amphotères.
- Comment l'hydroxyde basique interagit avec les acides: Cr (OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
- Comment l'hydroxyde d'acide interagit avec les alcalis: Cr (OH) 3 + 3NaОН → Na 3 [Cr (OH) 6].
Propriétés chimiques du fer
1. Métal actif hautement réactif.
2. Possède des propriétés réductrices, ainsi que des propriétés magnétiques prononcées.
3. Dans les composés, il présente des états d'oxydation basiques +2 (avec des oxydants faibles: S, I, HCl, solutions salines), +3 (avec des oxydants forts: Br et Cl) et moins caractéristiques +6 (avec O et H 2 O). Dans les oxydants faibles, le fer prend l'état d'oxydation +2, dans les plus forts, +3. L'état d'oxydation +2 correspond à l'oxyde noir FeO et à l'hydroxyde vert Fe (OH) 2, qui ont des propriétés basiques. L'état d'oxydation +3 correspond à l'oxyde brun-rouge Fe 2 O 3 et à l'hydroxyde brun Fe (OH) 3, qui ont des propriétés amphotères faiblement exprimées. Fe (+2) est un agent réducteur faible, et Fe (+3) est plus souvent un agent oxydant faible. Lorsque les conditions redox changent, les états d'oxydation du fer peuvent changer les uns avec les autres.
4. Dans l'air à t 200 0 C, il est recouvert d'un film d'oxyde. Dans des conditions atmosphériques normales, il se corrode facilement. P lorsque l'oxygène passe à travers la fonte de fer, de l'oxyde de FeO se forme.Lorsque le fer brûle dans l'air, l'oxyde Fe 2 O 3 se forme. Lorsqu'il est brûlé dans de l'oxygène pur, un oxyde se forme - échelle de fer:- 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.
5. Réagit avec les halogènes lorsqu'il est chauffé:
- le composé avec le chlore forme le chlorure de fer (III) FeCl 3,
- composé avec brome - bromure de fer (III) FeBr 3,
- composé avec iode - iodure de fer (II, III) Fe 3 I 8,
- composé avec fluor - fluorure de fer (II) FeF 2, fluorure de fer (III) FeF 3.
- composé avec le soufre forme le sulfure de fer (II) FeS,
- connexion avec azote - nitrure de fer Fe 3 N,
- composé avec du phosphore - phosphures FeP, Fe 2 P et Fe 3 P,
- composé avec du silicium - siliciure de fer FeSi,
- composé avec du carbone - carbure de fer Fe 3 C.
9. Il ne réagit pas avec les solutions alcalines, mais réagit lentement avec les alcalins fondus, qui sont des agents oxydants puissants:
- Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O.
10. Restaure les métaux situés dans la rangée électrochimique à droite:
- Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.
- 3Fe 2 O 3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4,
- Fe 3 O 4 + CO → CO 2 + 3FeO,
- FeO + CO → CO 2 + Fe.
Oxyde de fer (II) FeO - une substance cristalline noire (wustite), qui ne se dissout pas dans l'eau.
Propriétés chimiques:
- Possède des propriétés de base.
- Réagit avec l'acide chlorhydrique dilué: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O.
- Réagit avec l'acide nitrique concentré:FeO + 4HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
- Ne réagit pas avec l'eau et les sels.
- Avec l'hydrogène à t 350 0 C, il est réduit en métal pur:FeO + H 2 → Fe + H 2 O.
- Il est également réduit en métal pur lorsqu'il est combiné avec du coke: FeO + C → Fe + CO.
- Cet oxyde peut être obtenu de différentes manières, l'une d'elles étant le chauffage de Fe à basse pression O: 2Fe + O 2 → 2FeO.
Oxyde de fer (III)Fe 2 O 3 - poudre brune (hématite), une substance insoluble dans l'eau. Autres noms: oxyde de fer, plomb rouge, colorant alimentaire E172, etc.
Propriétés chimiques:
- Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
- Il ne réagit pas avec les solutions alcalines, réagit avec leur fusion, formant des ferrites: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O.
- Lorsqu'il est chauffé à l'hydrogène, il présente des propriétés oxydantes:Fe 2 O 3 + H 2 → 2FeO + H 2 O.
- Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.
Oxyde de fer (II, III) Fe 3 O 4 ou FeO Fe 2 O 3 - solide noir grisâtre (magnétite, minerai de fer magnétique), une substance qui ne se dissout pas dans l'eau.
Propriétés chimiques:
- Se décompose en chauffant plus de 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
- Réagit avec les acides dilués: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
- Ne réagit pas avec les solutions alcalines, réagit avec leur fusion: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
- Lorsqu'il réagit avec l'oxygène, il s'oxyde: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
- Avec l'hydrogène, lorsqu'il est chauffé, il est réduit:Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O.
- Il est également réduit lorsqu'il est associé au monoxyde de carbone: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.
Hydroxyde de fer (II) Fe (OH) 2 - substance cristalline blanche, rarement verdâtre, insoluble dans l'eau.
Propriétés chimiques:
- Il a des propriétés amphotères avec une prédominance de propriétés basiques.
- Il entre dans la réaction de neutralisation de l'acide non oxydant, montrant les principales propriétés: Fe (OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O.
- Lorsqu'il interagit avec les acides nitrique ou sulfurique concentré, il présente des propriétés réductrices, formant des sels de fer (III): 2Fe (OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
- Lorsqu'il est chauffé, il réagit avec des solutions alcalines concentrées: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.
Hydroxyde de fer (I je I) Fe (OH) 3 - substance cristalline ou amorphe brune, insoluble dans l'eau.
Propriétés chimiques:
- Il a des propriétés amphotères douces avec une prédominance des principales.
- Réagit facilement avec les acides: Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O.
- Forme des hexahydroxoferrates (III) avec des solutions alcalines concentrées: Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3.
- Forme des ferrates avec des bases alcalines:2Fe (OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
- En milieu alcalin à oxydants forts, il présente des propriétés réductrices: 2Fe (OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.
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Le sous-groupe principal du deuxième groupe du système périodique comprend les éléments: béryllium, magnésium, calcium, strontium, baryum et radium. Selon les principaux représentants de ce sous-groupe - calcium, strontium et baryum - connus sous le nom général de métaux alcalino-terreux, l'ensemble du sous-groupe principal du deuxième groupe est également appelé sous-groupe métaux alcalino-terreux.
Le nom «alcalino-terreux» de ces métaux (parfois on leur ajoute du magnésium) ont été obtenus car leurs oxydes dans leurs propriétés chimiques sont intermédiaires, d'une part, entre les alcalis, c'est-à-dire les oxydes ou hydroxydes de métaux alcalins et, d'autre part, terres ", c'est-à-dire les oxydes de ces éléments, dont un représentant typique est l'aluminium - le composant principal des argiles. En raison de cette position intermédiaire, les oxydes de calcium, de strontium et de baryum ont reçu le nom «alcalino-terreux».
Le premier élément de ce sous-groupe, le béryllium (si l'on ne tient pas compte de sa valence), dans ses propriétés est beaucoup plus proche de l'aluminium que des analogues supérieurs du groupe supérieur auquel il appartient. Le deuxième élément de ce groupe, le magnésium, est également à certains égards sensiblement différent des métaux alcalino-terreux au sens étroit du terme. Certaines réactions le rapprochent d'éléments d'un sous-groupe secondaire du second groupe, en particulier le zinc; ainsi, les sulfates de magnésium et de zinc, contrairement aux sulfates de métaux alcalino-terreux, sont facilement solubles, isomorphes l'un par rapport à l'autre et forment des sels doubles de composition similaire. Auparavant, une règle a été indiquée, selon laquelle le premier élément présente des propriétés transitoires vers le sous-groupe principal suivant, le second - vers un sous-groupe secondaire du même groupe; et généralement seul le troisième élément possède les propriétés caractéristiques du groupe; cette règle est particulièrement évidente dans le groupe des métaux alcalino-terreux.
Le plus lourd des éléments du deuxième groupe - le radium - dans ses propriétés chimiques, bien sûr, correspond aux représentants typiques des métaux alcalino-terreux, mais il n'est généralement pas habituel de l'inclure dans le groupe des métaux alcalino-terreux dans un sens plus étroit. En raison des particularités de sa distribution dans la nature, ainsi que de sa propriété la plus caractéristique - la radioactivité, il est plus opportun de lui donner une place particulière. Dans la discussion des propriétés générales des éléments de ce sous-groupe, le radium ne sera pas pris en compte, car les propriétés physico-chimiques correspondantes n'ont pas encore été suffisamment étudiées.
À l'exception du radium, tous les éléments du sous-groupe alcalino-terreux sont des métaux légers. Les métaux sont appelés légers si leur densité n'excède pas 5. En termes de dureté, les métaux du sous-groupe principal du groupe II sont nettement supérieurs aux métaux alcalins. Le plus mou de ceux-ci, le baryum (dont les propriétés sont les plus proches des métaux alcalins) a approximativement la dureté du plomb. Les points de fusion des métaux de ce groupe sont nettement plus élevés que ceux des métaux alcalins.
Le point commun à tous les éléments du sous-groupe principal du groupe II est leur propriété de présenter une valence positive 2 dans leurs composés, et ce n'est que dans des cas tout à fait exceptionnels qu'ils sont positivement monovalents. Leur valence typique 2+, ainsi que les nombres ordinaux des éléments, forcent sans aucun doute ces métaux à être attribués au sous-groupe principal du deuxième groupe. De plus, ils présentent tous un caractère fortement électropositif, qui est déterminé par leur position sur le côté gauche de la série électrochimique de tensions, ainsi que par leur forte affinité pour les éléments électronégatifs.
Conformément à l'ampleur des potentiels normaux des éléments du sous-groupe principal du deuxième groupe, tous les métaux énumérés ci-dessus décomposent l'eau; cependant, l'effet du béryllium et du magnésium sur l'eau est très lent en raison de la faible solubilité des hydroxydes résultant de cette réaction, par exemple pour le magnésium:
Mg + 2HOH \u003d Mg (OH) 2 + H 2
Formés à la surface du métal, les hydroxydes Be et Mg empêchent le déroulement ultérieur de la réaction. Par conséquent, même les plus petites erreurs de magnésium doivent être maintenues à température normale en contact avec l'eau pendant plusieurs jours avant d'être complètement converties en hydroxyde de magnésium. Le reste des métaux alcalino-terreux réagit avec l'eau beaucoup plus vigoureusement, ce qui s'explique par la meilleure solubilité de leurs hydroxydes. L'hydroxyde de baryum est le plus facile à dissoudre; le potentiel normal de Ba a la valeur la plus faible par rapport aux autres éléments du groupe, il réagit donc très vigoureusement avec l'eau, ainsi qu'avec l'alcool. La résistance des métaux alcalino-terreux à l'action de l'air diminue du magnésium au baryum. Conformément à la position dans la série de contraintes, ces métaux déplacent tous les métaux lourds des solutions de leurs sels.
En tant que produits de la combustion des métaux alcalino-terreux, on obtient toujours des oxydes normaux M II O. Les peroxydes de métaux alcalino-terreux sont beaucoup moins stables que dans la série des métaux alcalins.
Les oxydes de métaux alcalino-terreux se combinent avec l'eau pour former des hydroxydes, de plus, l'énergie de cette réaction augmente très sensiblement dans le sens de BeO à BaO. La solubilité des hydroxydes est également fortement augmentée par l'hydroxyde de béryllium et l'hydroxyde de baryum; mais même la solubilité de ce dernier à température normale est très faible. Le caractère basique de ces composés augmente dans le même ordre - de l'hydroxyde de béryllium amphotère au baryum caustique fortement basique.
Il est intéressant de noter la forte affinité des éléments du sous-groupe principal du deuxième groupe pour l'azote. La tendance à former des composés avec de l'azote augmente dans ces éléments avec l'augmentation du poids atomique (malgré le fait que les chaleurs de formation de nitrures dans cette direction diminuent); dans les métaux alcalino-terreux proprement dits, la tendance à la formation de nitrures est si grande que ces derniers se combinent lentement avec l'azote même à température ordinaire.
Métaux alcalino-terreux comme les métaux alcalins, ils se combinent avec l'hydrogène, formant des hydrures, par exemple:
Ca + H 2 \u003d CaH 2.
Les hydrures ethniques sont également de nature saline, et il faut donc considérer que, comme dans les hydrures de métaux alcalins, l'hydrogène est un constituant électronégatif.
Il est plus difficile d'obtenir du MgH 2 directement à partir des éléments, alors que BeH 2 n'a pas du tout été synthétisé de cette manière. MgH 2 et BeH 2 sont des composés solides et non volatils, comme les hydrures de métaux alcalino-terreux, mais contrairement à ces derniers, ils n'ont pas un caractère salin prononcé.
Tous les éléments du sous-groupe principal du deuxième groupe forment des ions incolores avec une charge positive de 2: Be 2+, Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Ra 2+. Le béryllium forme également les anions incolores [BeO 2] 2+ et [Be (OH) 4] 2+. Tous les sels M II X 2 des éléments indiqués sont également incolores, s'ils ne sont pas des dérivés d'anions colorés.
Les sels de radium eux-mêmes sont également incolores. Cependant, certains d'entre eux, comme le chlorure et le bromure de radium, se colorent progressivement par le rayonnement du radium qu'ils contiennent et finissent par devenir brun à noir. Une fois recristallisés, ils redeviennent blancs.
De nombreux sels de métaux alcalino-terreux sont difficiles à dissoudre dans l'eau. Un certain modèle se trouve souvent dans le changement de solubilité de ces sels: par exemple, la solubilité des sulfates diminue rapidement avec une augmentation du poids atomique du métal alcalino-terreux. La solubilité des chromites change approximativement de la même manière. La plupart des sels formés par des métaux alcalino-terreux avec des acides faibles et des acides de force moyenne se dissolvent avec difficulté, par exemple les phosphates, les oxalates et les carbonates; certains d'entre eux, cependant, sont facilement solubles; ces derniers comprennent les sulfures, cyanures, thiocyanates et acétates. Du fait de l'affaiblissement du caractère basique des hydroxydes en passant de Ba à Be, le degré d'hydrolyse de leurs carbonates augmente dans la même séquence. Leur stabilité thermique change également dans le même sens: alors que le carbonate de baryum, même à la chaleur blanche, se décompose loin d'être complètement, le carbonate de calcium peut être complètement décomposé en CaO et CO2 déjà avec une calcination relativement faible, et le carbonate de magnésium se décompose encore plus facilement.
Du point de vue de la théorie de Kossel, la raison de la bivalence des éléments du groupe alcalino-terreux est le fait que dans le tableau périodique, ils sont tous retirés des gaz inertes correspondants avec: 2 éléments, donc chacun d'eux a 2 électrons de plus que le gaz inerte précédent. En raison de la tendance des atomes à accepter la configuration des gaz inertes dans les éléments du groupe alcalino-terreux, deux électrons sont facilement éliminés, mais pas plus, car une élimination supplémentaire aurait déjà provoqué la destruction de la configuration des gaz inertes.
Partie un. caractéristiques généralesIIEt les groupes du tableau périodique des éléments.
Les éléments suivants sont situés dans ce groupe: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Ils ont une configuration électronique commune: (n-1) p 6 ns 2, sauf pour Be 1s 2 2s 2. En raison de ce dernier, les propriétés de Be diffèrent légèrement des propriétés du sous-groupe dans son ensemble. Les propriétés du magnésium diffèrent également de celles du sous-groupe, mais dans une moindre mesure. Dans la série Ca - Sr - Ba - Ra, les propriétés changent séquentiellement. L'électronégativité relative dans la série Be-Ra diminue car avec une augmentation de la taille atomique, les électrons de valence sont donnés plus facilement. Les propriétés des éléments du sous-groupe IIA sont déterminées par la facilité de dégager deux électrons ns. Dans ce cas, des ions E 2+ se forment. Dans l'étude de la diffraction des rayons X, il s'est avéré que dans certains composés, les éléments du sous-groupe IIA présentent une équivalence. Un exemple de tels composés est EG, qui est obtenu en ajoutant E à la masse fondue EG2. Tous les éléments de cette série ne se trouvent pas dans la nature à l'état libre en raison de leur forte activité.
Deuxième partie. Béryllium et magnésium.
L'histoire du béryllium
Les composés du béryllium sous forme de pierres précieuses sont connus depuis l'antiquité. Pendant longtemps, les gens ont recherché et développé des gisements d'aigues-marines bleues, d'émeraudes vertes, de béryl jaune verdâtre et de chrysobéryl doré. Mais ce n'est qu'à la fin du XVIIIe siècle que les chimistes soupçonnaient que le béryl contenait un nouvel élément inconnu. En 1798, le chimiste français Lewis Nicolas Vauquelin isola l'oxyde "La terree du beril" du béryl, qui était différent de l'alumine. Cet oxyde conférait un goût sucré aux sels, ne formait pas d'alun, se dissolvait dans une solution de carbonate d'ammonium et ne précipitait pas avec l'oxalate de potassium. Le béryllium métallique a été obtenu pour la première fois en 1829 par le célèbre scientifique allemand Weller et en même temps le scientifique français Bussy, qui a obtenu de la poudre de béryllium métallique en réduisant le chlorure de béryllium avec du potassium métallique. Le début de la production industrielle remonte aux années 30-40. le siècle dernier.
Histoire du magnésium
L'élément tire son nom de la région de la magnésie dans la Grèce antique.Les matériaux naturels contenant du magnésium, la magnésite et la dolomite ont longtemps été utilisés dans la construction.
Les premières tentatives pour isoler la base métallique de la magnésie sous sa forme pure ont été faites au début du 19ème siècle. le célèbre physicien et chimiste anglais Humphrey Davy (1778-1829) après avoir soumis à l'électrolyse des fondus d'hydroxyde de potassium et de soude caustique et obtenu du Na et du K. métalliques.Il décida d'essayer de la même manière de procéder à la décomposition des oxydes de métaux alcalino-terreux et de magnésie. Dans ses premières expériences, Davy a fait passer un courant à travers les oxydes humides, les empêchant d'entrer en contact avec l'air avec une couche d'huile; cependant, dans ce cas, les métaux étaient alliés à la cathode et ne pouvaient pas être séparés.
Davy a essayé de nombreuses méthodes différentes, mais toutes, pour diverses raisons, ont échoué. Finalement, en 1808, il eut de la chance - il mélangea de la magnésie humide avec de l'oxyde de mercure, déposa la masse sur une plaque de platine et y passa un courant; L'amalgame a été transféré dans un tube en verre, chauffé pour éliminer le mercure, et un nouveau métal a été obtenu. De la même manière, Davy a réussi à obtenir du baryum, du calcium et du strontium. La production industrielle de magnésium par la méthode électrolytique a commencé en Allemagne à la fin du XIXe siècle. Des travaux théoriques et expérimentaux sur la production de magnésium par la méthode électrolytique dans notre pays ont été réalisés par P.P. Fedot'ev; le processus de réduction de l'oxyde de magnésium par le silicium sous vide a été étudié par P.F. Antipin.
Propagé
Le béryllium est l'un des éléments peu communs: sa teneur dans la croûte terrestre est de 0,0004 wt. %. Le béryllium dans la nature est dans un état lié. Les minéraux les plus importants du béryllium: béryl - Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, chrysobéryl - Be (AlO 2) 2 et phénakite - Be 2 SiO 4. La majeure partie du béryllium est pulvérisée sous forme d'impuretés sur les minéraux d'un certain nombre d'autres éléments, en particulier l'aluminium. Le béryllium se trouve également dans les sédiments des grands fonds marins et dans les cendres de certains charbons. Certaines variétés de béryl, colorées avec des impuretés de différentes couleurs, sont classées comme pierres précieuses. Ce sont, par exemple, des émeraudes vertes, des aigues-marines vert bleuâtre.
Le magnésium est l'un des éléments les plus abondants de la croûte terrestre. La teneur en magnésium est de 1,4%. Parmi les minéraux les plus importants figurent notamment les roches carbonatées carboniques, qui forment d'immenses massifs terrestres et même des chaînes de montagnes entières - magnésiteMgCO 3 et dolomieMgCO 3 -CaCO 3. Des dépôts colossaux d'un autre minéral contenant du magnésium facilement soluble sont connus sous des couches de diverses roches alluviales, ainsi que des dépôts de sel gemme - carnalliteMgCl 2 -KCl-6H 2 O. De plus, dans de nombreux minéraux, le magnésium est étroitement associé à la silice, formant, par exemple, olivine [(Mg, Fe) 2 SiO 4] et moins courants forstérite (Mg 2 SiO 4). D'autres minéraux contenant du magnésium comprennent bruciteMg (OH) 2 , kieseriteMgSO 4 , epsoniteMgSO 4 -7H 2 O , caïniteMgSO 4 -KCl-3H 2 O . À la surface de la Terre, le magnésium forme facilement des silicates hydratés (talc, amiante, etc.), dont un exemple est serpentin 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. Parmi les minéraux connus, environ 13% contiennent du magnésium. Cependant, les composés naturels de magnésium sont largement trouvés sous forme dissoute. Outre divers minéraux et roches, 0,13% de magnésium sous forme de MgCl 2 est constamment contenu dans les eaux océaniques (ses réserves sont inépuisables ici - environ 6 à 10 16 tonnes) et dans les lacs et sources salés. Le magnésium fait également partie de la chlorophylle en une quantité allant jusqu'à 2% et agit ici comme agent complexant. Le contenu total de cet élément dans la matière vivante de la Terre est estimé à environ 10 11 tonnes.
Recevoir
La principale méthode (environ 70%) de production de magnésium est l'électrolyse de la carnallite fondue ou MgCl 2 sous une couche de flux pour la protéger de l'oxydation. La méthode thermique d'obtention du magnésium (environ 30%) consiste à récupérer de la magnésite ou de la dolomie cuite. Les concentrés de béryllium sont transformés en oxyde ou hydroxyde de béryllium, à partir duquel du fluorure ou du chlorure est obtenu. Lors de l'obtention du béryllium métallique, on procède à l'électrolyse d'une masse fondue de BeCl 2 (50% en poids) et de NaCl. Ce mélange a un point de fusion de 300 ° C contre 400 ° C pour le BeCl 2 pur. De plus, le béryllium est obtenu par magnésium ou alumothermie à 1000-1200 0 C à partir de Na 2: Na 2 + 2Mg \u003d Be + 2Na + MgF2. Le béryllium très pur (principalement pour l'industrie nucléaire) est produit par fusion de zone, distillation sous vide et raffinage électrolytique.
Traits:
Le béryllium est un élément «pur». Le magnésium se présente naturellement sous la forme de trois isotopes stables: 24 mg (78,60%), 25 mg (10,11%) et 26 mg (11,29%). Des isotopes de masses 23, 27 et 28 ont été obtenus artificiellement.
Le béryllium a un numéro atomique 4 et un poids atomique de 9,0122. Il est dans la deuxième période du système périodique et dirige le sous-groupe principal du groupe 2. La structure électronique de l'atome de béryllium est 1s 2 2s 2. Lors de l'interaction chimique, l'atome de béryllium est excité (ce qui nécessite un coût de 63 kcal / g × atome) et l'un des 2s-électrons est transféré vers l'orbitale 2p, ce qui détermine les spécificités de la chimie du béryllium: il peut présenter une covalence maximale de 4, formant 2 liaisons par le mécanisme d'échange, et 2 pour donneur-accepteur. Le béryllium occupe l'une des positions supérieures de la courbe de potentiel d'ionisation. Ce dernier correspond à son petit rayon et caractérise le béryllium comme un élément qui n'est pas particulièrement disposé à donner ses électrons, ce qui détermine principalement le faible degré d'activité chimique de l'élément. Du point de vue de l'électronégativité, le béryllium peut être considéré comme un élément de transition typique entre les atomes métalliques électropositifs, qui donnent facilement leurs électrons, et les agents de formation de complexes typiques, qui ont tendance à former une liaison covalente. Le béryllium présente une analogie diagonale avec l'aluminium dans une plus grande mesure que le LicMg et est un élément kainosymétrique. Le béryllium et ses composés sont hautement toxiques. MPC dans l'air - 2 μg / m 3.
Dans le tableau périodique des éléments, le magnésium est situé dans le sous-groupe principal du groupe II; le nombre ordinal du magnésium est 12, poids atomique 24,312. La configuration électronique d'un atome non excité est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; la structure des couches électroniques externes de l'atome de Mg (3s 2) correspond à son état de valence zéro. L'excitation au bivalent 3s 1 3p 1 nécessite un coût de 62 kcal / g-atome. Les potentiels d'ionisation du magnésium sont inférieurs à ceux du béryllium; par conséquent, les composés de magnésium sont caractérisés par une proportion plus élevée d'ionicité des liaisons. En termes de capacité de complexation, le magnésium est également inférieur au béryllium. L'interaction avec des éléments du groupe IIIB avec des d-shells non finis présente certaines particularités. Ce groupe comprend Sc, Y, Ln et Th. Ces éléments forment un certain nombre de phases intermédiaires avec le magnésium et s'y dissolvent bien à l'état liquide. Les diagrammes d'état des mélanges de ces éléments avec du magnésium sont de nature eutectique. La solubilité de ces éléments dans le magnésium à l'état solide n'est pas grande (2 à 5% en poids). Avec les alcalino-terreux et en particulier avec les métaux alcalins, le magnésium ne forme pas une région de solubilité significative à l'état solide, ce qui est associé à une grande différence de rayons atomiques. L'exception est le lithium, dont le rayon atomique diffère de 2% du rayon atomique du magnésium. Les systèmes de magnésium avec cuivre, argent et or sont du type eutectique. Solubilité de l'argent à une température eutectique de –16% en poids.
Propriétés physiques
Béryllium - métal blanc argenté. Assez dur et fragile. Il a des propriétés diamagnétiques. Dans l'air, il est recouvert d'un mince film d'oxyde qui donne au métal une couleur grise et mate et le protège d'une corrosion supplémentaire. La compressibilité du béryllium est très faible. Le moindre de tous les métaux (17 fois moins que Al) retarde le rayonnement X. Il cristallise dans la structure hcp avec des périodes a \u003d 0,228 nm et c \u003d 0,358 nm, CN \u003d 6. À 1254 ° C, la modification a hexagonale se transforme en b cubique. Le béryllium forme des alliages eutectiques avec Al et Si.