Реферат на тему "Щелочноземельные металлы"




Реферат на тему

текст обсуждение файлы править категориядобавить материалпродать работу




Реферат на тему Щелочноземельные металлы

скачать

Найти другие подобные рефераты.

Реферат *
Размер: 61.25 кб.
Язык: русский
Разместил (а): Саша Б.
Предыдущая страница 1 2 3 4 Следующая страница

добавить материал

Гидроокись бериллия вообще является единственным основанием в IIA группе, обладающей амфотерными свойствами. Осаждение Ве(OH)2 в процессе нейтрализации кислого раствора (по схеме: Э2++2ОН=Э(ОН)2) наступает при pH=5,7, а Mg(OH)2 – при рН=10,5. Ве(ОН)2 – является полимерным соединением, поэтому его растворимость в воде ничтожна (рПР=22). Ввиду слабости кислотных свойств Ве(ОН)2 бериллаты сильно гидролизованы в водном растворе. При растворении Ве(ОН)2 в кислотах образуются тетраэдричекие аквакомплексы [Ве(Н2О)4]2+, в щелочах –  гидроксокомплексы [Be(OH)4]2- (или [Be(OH)3]- )по схеме:   Ве(ОН)2 + 2OH- = [Be(OH)4]2-. Бериллий в  беррилиат-ионе sp3-гибридизирован, а сам беррилат-ион имеет форму тетраэдра. КЧВе= 4. Ве(ОН)2 начинает терять воду уже  при 2300С. Бериллаты типа К2ВеО2 существуют только в твердом состоянии. Они могут быть получены растворением порошка Ве на расплавы щелочей.  Основные свойства у Ве(ОН)2 преобладают над кислотными, но выражены менее значительно, чем у Mg(ОН)2. Гидроокись магния встречается в природе (минерал брусит). рПР Mg(OH)2 = 11. Mg(ОН)2 обладает только основными свойствами. Однако, взаимодействием Mg(OH)2 c 65%-ным раствором NaOH при 1000С может быть получен неустойчивый в водной среде тетрагидроксомагнезат натрия – Na2[Mg(OH)4]. Помимо кислот, гидроксид магния растворим в растворах солей аммония по схеме:                       Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2О. Поэтому раствором аммиака нельзя полностью осадить гидроокись магния, например из хлорида, т.к. следующий процесс равновесный:
МgCl2 + NH4OH = NH4Cl + Mg(ОН)2.
При нагревании гидроокись магния реагирует с Р, Se, S (Х = Se, S):
6Mg(ОН)2 + 4P = 6MgО + 4РН3 + 3О2 и 2Mg(ОН)2 + 2Х = 2MgО + 2Н2Х + О2
Обе гидроокиси хорошо растворимы в кислотах: Э(ОН)2 + 2Н+ = Э2+ + 2H2О. Гидроксид магния в промышленности получают действуя на растворимые соли магния известковым молоком. Для магния известна аналогичная гидроокиси этоксидная производная Mg(OC2H5)2. Она может быть получена взаимодействием амальгамы магния со спиртом и представляет собой белый порошок, растворимый в спирте и разлагаемый водой. Взаимодействием свежеосажденной Mg(OH)2 с 30%-ной H2O2 может быть получена растворимая в воде гидратная перекись-окись магния MgO2.3MgO.nH2O, она применяется как антисептик, для желудка т.к. с водой дает Мg(ОН)2 и перекись водорода.  Многие из солей бериллия и магния хорошо растворимы в воде. Ионы Э2+ бесцветны. Mg2+ сообщают раствору горький вкус, Ве2+- сладковатый. Соли Ве подвержены гидролизу при комнатной температуре и дают кислую среду, соли Mg – в меньшей степени. Например, гидролиз сульфатов и галогенидов проходит по схемам:
1. 2ЭSO4 + 2Н2О = (ЭОН)2SO4 + Н2SO4
2. (ЭОН)2SO4 + 2H2O = 2Э(OH)2 + Н2SO4
1. ЭГ2 + Н2О = HГ + ЭОНГ
2. ЭОНГ + 2Н2О = Э(ОН)2 + НГ.
Причем гидролиз идет в основном по первой стадии до образования основных солей. Отношение заряда к радиусу у Be2+ - велико, в результате чего он обладает высокой поляризующей способностью и его комплексообразовательные свойства повышены.
Почти все галоидные соли бериллия и магния бесцветны, расплываются на воздухе   и легкорастворимы в воде за исключением МgF2, растворимость которого весьма мала (0,08 г/л). Для хлорида магния характерны кристаллогидраты MgCl2.nH2O (n=1,2,4,6,8,12). Для хлорида бериллия характерны соединения типа ВеCl2.2R (R-ацетон, ацетальдегид, диэтиламин, этиловый эфир, этилендиамин, пиридин и др.) Оба хлорида присоединяют аммиак с образованием ЭCl2.nNH3 (n=2,4,6).  MgCl2 широко распространен в природе в виде минералов – бишофита MgCl2.2О, карналлита МgСl2.KCl.6H2O др. При образовании галогенидов бериллия, его атомы возбуждаются: 2s2®2s12p1 при этом за счет распаривания возникают две ковалентные связи и происходит sp-гибридизация: валентные электроны образуют два sp-гибридных облака лежащих на одной прямой и вытянутых в противоположенных направлениях. Таким образом молекулы ВеГ2 – имеют линейное строение. ВеF2 получают нейтрализацией плавиковой кислоты гидроокисью бериллия а MgF2 непосредственно из элементов или обменной реакцией: Мg2+ + 2F= MgF2¯. Хлорид Ве можно получить по следующим схемам при нагревании:
ВеО + С + Сl2 = BeCl2 + СО; 2ВеО + СOCl2 = ВеCl2 + CO2.
ВеCl2 – имеет полимерное строение. Большинство солей выделяется из растворов в виде кристаллогидратов (ВеCl2.2H2O, ВеI2.4H2O, MgBr2×6H2O). При их нагревании происходит отщепление части НГ и остаются труднорастворимые в воде основные соли. Реакции присоединения характерны главным образом для фторидов, образующих комплексы типов M[ЭГ3]и  M2[ЭГ4], где М-одновалентный металл, например Tl2[BeCl4], Na2[BeCl4
Нитраты Ве и Мg легкорастворимы не только в воде, но и в спирте. Mg(NO3)2 встречается в природе. Кристаллизуются они обычно в виде Mg(NO3)2×6H2O и Ве(NO3).2О. Э(NO3).2О можно получить действуя азотной кислотой на соответствующие металлы, ЭО, Э(ОН)2, ЭСО3. Для Ве n бывает 4,3,2(n¹0), а для  магния n может равняться 9,6,2 и 0. При нагревании они разлагаются, отщепляя воду, NO2 и О2:
2Э(NO3)2. nH2O = nH2O + 2ЭO + 4NO2 + О2.
Для сульфатов Ве и Mg характерны легкорастворимые кристаллогидраты ВеSO4. 4H2O и MgSO4×nH2O (n=1,2,3,4,5,6,7,12). Первый полностью обезвоживается при 4000С, второй при 2000С. ВеSO4 получают действием разбавленной серной кислоты на окись или гидроокись бериллия. Раствор BeSO4 способен растворять Mg по схеме:
2ВеSO4 + Mg + 2H2O = H2­ + (BeOH)2SO4 + MgSO4.
 Под действием кислот MgSO4 переходит в кислый сульфат: MgSO4 + H2SO4 = Mg(HSO4)2. MgSO4 вступает при нагревании в следующие реакции: MgSO4 + 2С = МgS + 2CO2;
2MgSO4 + C = 2MgO + 2SO2 + CO2; MgSO4 + H2S = MgO + SO2 + S + H2O;
MgSO4 + SiO2 = MgSiO3 + SO3;
Термическое разложение BeSO4 и MgSO4 начинается соответственно при 5800С и 11240С: 2ЭSO4 = 2ЭО + 2SO2 + О2. Константа электролитической диссоциации MgSO4 – 5×10-3. В природе MgSO4 встречается в виде минералов: горькой соли - MgSO4×7H2O, кизерита - MgSO4×H2O, полигалита - MgSO4.К2SO4.2СаSO4.2О и др. Кизерит может  служить хорошим материалом для получения MgO и SO2, т.к. при накаливании с углем разлагается по схеме: MgSO4 + C + 64ккал = CO + SO2 + MgO. Горькая соль применяется в текстильной и бумажной промышленности, а также в медицине.
С сульфатами некоторых одновалентных металлов BeSO4 и MgSO4 образуют двойные соли, для Ве типа M2[Be(SO4)2].2H2O, а для магния так называемые шениты состава M2[Mg(SO4)2]×6H2O, где M – одновалентный металл. Шенитом K2[Mg(SO4)2]×6H2O пользуются иногда в качестве калийного минерального удобрения. Нагреванием MgSO4 с крепкой серной кислотой могут быть получены соединения MgSO4.H2SO4, MgSO4.3H2SO4. Действуя аммиаком на спиртовой раствор MgSO4 могут быть получены следующие комплексы: [Mg(NH3)2(H2O)4]SO4, [Mg(NH3)3(H2O)3]SO4, [Mg(NH3)4(H2O)2]SO4.
Почти нерастворимые в воде нормальные карбонаты ВеCO3×4H2O MgCO3×nH2O(n=5,3) могут быть получены только при одновременном присутствии в растворе большого избытка CO2. В противном случае осаждаются также почти нерастворимые основные  соли. Так, при действии соды на соли Э имеет место процесс: Э2+ + 2СO32- + Н2О = СО2­ + (ЭОН)2СО3¯. Основные карбонаты Э растворимы в минеральных кислотах, в уксусной кислоте и  растворах солей аммония. Нагревание такого осадка с кислым карбонатом калия приведет к образованию нормального карбоната: (ЭОН)2СО3 + 2KHCO3 = 2ЭСО3 + 2Н2О + К2СО3. MgCO3 распространен в природе. Белая магнезия – это основная соль приблизительного состава 3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O - используется в медицинских целях при повышенной кислотности желудка. Она выпадает в осадок если к нагретому раствору хлорида магния приливать раствор соды:
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = (MgOH)2CO3¯ + CO2­+ 4NaCl. Интересно отметить, что сначала, когда в растворе еще недостаток СО2 и среда щелочная, процесс идет с образованием белой магнезии, а когда в растворе появляется избыток СО2 и среда становится кислой из белой магнезии образуется гидрокарбонат устойчивый в растворе по схеме:
(MgOH)2CO3 + 3СО2 + Н2О = 2Mg(HCO3)2.
ЭСО3 отщепляют углекислый газ уже при 100 и 5000С соответственно для Ве и Mg. На этом основано использование магнезита для получения СО2. При пропускании СО через взвесь MgCO3 осадок может быть растворен: MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2. ЭСО3 растворимы в растворе карбоната аммония по схеме: ЭСО3 + (NH4)2СО3 = (NH4)2[Э(СО3)2]. При кипячении раствора такой двойной соли, вновь выпадает осадок:
(NH4)2[Э(СО3)2] = 2NH3­ + CО2­ + ЭСО3¯ + Н2О .
BeCO3 растворим также в углекислых щелочах. К таким двойным карбонатам относится природный доломит - Са[Mg(СО3)2]. Применение нашел перхлорат магния (“ангидрон”) как отбеливатель и осушитель.
Ацетат бериллия получается только при нагревании ВеСl2 c безводной уксусной кислотой. Эта соль не растворима в воде и медленно ею разлагается с образованием основных солей. При 300 оС начинает разлагается. Mg(CH3COO)2 растворим в воде. Оксалат бериллия – ВеС2О4.2О, представляет собой порошок белого цвета; растворим в воде. При 100 оС теряет 2 молекулы Н2О. При 220 оС теряет последнюю молекулу воды и плавится, а при 350 оС разлагается: ВеС2О4 = СO2 + СО + BeО. Были получены комплексы типа   Na2[Ве(С2О4)2]. MgС2О4.2О малорастворим в воде. Взаимодействует с раствором оксалата аммония с образованием растворимой двойной соли:
(NH4)2С2О4 + MgС2О4 = (NH4)2[Mg(С2О4)2].
Одно-, двух-, трех- замещенные ортофосфаты бериллия и магния Be(H2PO4)2.2H2O, BeHPO4.3H2O, Be3(PO4)3.4H2O, Mg3(PO4)2.nH2O (n=8,6,4), MgHPO4.nH2O (n=1,2,7) мало растворимы в воде. Их можно получить растворением гидроокисей в соответствующих количествах Н3РО4, или обменными реакциями  с х-замещенными ортофосфатами натрия.  Следующей реакцией пользуются для открытия катионов Mg2+ и анионов фосфорной, мышьяковистой кислоты: MgCl2 + NH4OH + Na2HPO4 = H2O +2NaCl + MgNH4PO4¯.
Сульфиды Э получают прямым синтезом из элементов. ВеS представляет собой серовато-белые кристаллы. Он подвержен гидролизу в воде: ВеS + 2H2O = Be(OH)2 + H2S. MgS – бесцветные кубические кристаллы. Он плавится выше 2000 оС, в воде подвержен гидролизу: 3MgS + 2H2O = Mg(HS)2 + 2MgO + H2S.
 Метанид бериллия получают прокаливанием ВеО с углем: 2ВеО + 3С = Ве2С + 2СО. Этот красновато-желтый порошок разлагает воду с выделением метана: 
Ве2С + 4Н2О = СН4­ + 2Ве(ОН)2¯.
Ацетилид бериллия получают прокаливанием тесной смеси Ве с углем. разлагает воду с выделением ацетилена: ВеС2 + 2Н2О = С2Н2­ + Ве(ОН)2¯. Карбидные соединения Mg эндотермичны. MgC2 получают действуя на порошок магния ацетиленом или бензолом при нагревании: Mg + C2H2 = MgC2 + H2. Mg2C3 получают действуя пентаном на порошок магния. Водой MgC2 разлагается с выделением С2Н2, а Mg2C3 c выделением СН3-СºСН.                                   Все карбиды Э реагируют с галогенами и серой и азотом при нагревании образуя соответственно ЭS, ЭCl2 и Э3N2. Нитриды Э образуются при нагревании порошков Э c азотом или аммиаком: 2NH3 + 3Э = Э3N2 + 3H2. Be3N2 – белый порошок устойчивый на воздухе. Может быть получен по схеме: 3Ве + 2KCN = Be3N2 + 2K + 2C. Mg3N2 – аморфный порошок зеленовато-желтого цвета, флюоресцирует оранжевым цветом. Реагирует с метанолом  и окислами углерода:
Mg3N2 + 6CH3OH = NH3 + N(CH3)3 + 3Mg(OH)OCH3;
Mg3N2 + 3COx = 3MgO + N2 + 3COx-1
 Оба нитрида гидролизуется водой и растворяются в кислотах:
Э3N2 + Н2О = NH3 + Mg(OH)2; Э3N2 + 8H+ = 2Э2+ + 2NH4+.
Mg3N2 является восстановителем.
Фосфиды Э образуются при действии паров фосфора на порошки соответствующих металлов. Они разлагаются водой до гидроокиси и фосфина. Также они горят выделяя ЭО, Р2О5 и много тепла.
Силициды известны лишь для магния (Mg2Si и Mg3Si2). Орто-силикат бериллия встречается в природе в виде минерала фенакита. Можно получить при нагревании BeO и SiO2 по схеме: 2BeO + SiO2 = Be2SiO4. Он нерастворим.  Бериллий образует интерметаллические соединения: MoBe12, WBe12, TaBe12, UBe13, PuBe13 и др.
Бериллиды обладают высокой прочностью и температурой плавления. Так, NbBe2 имеет Тпл 1880 оС, Ta2Be17 – 1980 оС, а  ZrBe13 – 1920 оС. 
Кристаллические структуры интерметаллических соединений, по сравнению со многими системами на основании других металлов, значительно различаются между собой. В первом приближении все магниды можно разделить на две большие группы:
·  магниды, имеющие структуры, типичные для металлов и сплавов;
·  магниды, имеющие структуры, типичные для ионных или гетерополярных соединений.
Граница между этими группами условна, но, в общем, увеличение атомного номера в периоде сопровождается последовательным переходом от соединений металлического типа к валентным и ионным соединениям.
Существуют несколько способов получения магнидов; важнейшими из них являются следующие:
    1. Синтез из компонентов по реакции общего вида: xMe + yMg ® MexMgy, реакция осуществляется сплавлением, спеканием (или горячим прессованием), дистилляцией. Этим методом можно получать все обнаруженные к настоящему времени магниды двойных или многокомпонентных систем;
    2. Магнийтермическое восстановление: MeхOy + (y+z)Mg ® MeхMgz + yMgO. Применяется в случаях, когда прямое сплавление не дает должного результата;
    3. Электрохимический способ (электролитическое выделение);
    4. Пиролиз, например, по схеме: MgB2 800–960  C® MgB4 970  C® MgB6 >1200  C®MgB12.
Применение бериллия.
Малая плотность, высокая Тпл, необычайно высокий модуль упругости (300 ГПа), уникальная теплоемкость (1826 Дж\(кг.К)) и высокие значения электрической проводимости и теплопроводности  обусловили применение Ве в различных областях техники.  Бериллий потребляется атомной промышленностью как отражатель и замедлитель нейтронов и как конструкционный материал. Он широко применяется в точных приборах: системах наведения и управления, в авиа- и ракетостроении. Также Ве применяют для легирования различных сплавов. Бериллиевые бронзы (сплавы Ве с Cu) нашли применение для изготовления контактов, зажимов и др. аппаратуры. Они обладают хорошей электропроводностью и механическими свойствами. Окись бериллия нашла применение как отражатель и замедлитель нейтронов, а также для изготовления оболочек ТВЭЛов и тиглей.
Применение магнидов в технике.
Практический интерес представляют сплавы Mg–Zr, поскольку сравнительно небольшая добавка циркония существенно уменьшает размер зерна магния и таким образом улучшает механические свойства материала. Такие сплавы применяются, например, в качестве материала для оболочек тепловыделяющих элементов реактора с графитовым замедлителем и теплоносителем CO2.
Неконструкционное применение магния.
 Магний обладает  большим сродством к кислороду.  На этом свойстве магния основана магнийтермия, открытая Бекетовым как способ получения других металлов вытеснением их магнием из соединений. Она приобрела большое значение для современной металлургии. В качестве примера можно указать, что магнийтермия стала основным способом в производстве таких металлов, как бериллий и титан. Относительно легкая воспламеняемость дисперсного магния и способность его гореть ослепительным белым пламенем долгое время использовалась в фотографии. Магниевый порошок стали применять также в качестве высококалорийного горючего в современной ракетной технике. Введение небольшого количества металлического магния в чугун позволило значительно улучшить его механические (в частности, пластические) свойства.
Глубокая очистка магния от примесей, достигнутая в последнее время, позволила использовать его в качестве одного из компонентов при синтезе полупроводниковых соединений.
Конструкционное применение магния.
Основное преимущество металлического магния – его легкость (магний – самый легкий из конструкционных металлов). Технически чистый магний обладает невысокой механической прочностью, однако введение в него в небольшом количестве других элементов (алюминия, цинка, марганца) может значительно улучшить его механические свойства почти без увеличения удельного веса. На основе этих свойств магния был создан сплав “электрон”, содержащий, помимо магния, 6% алюминия, 1% цинка и 0,5% марганца. (В настоящее время под техническим названием “электрон” понимаются вообще все сплавы, в которых магний является главной составной частью). Плотность этого сплава – 1,8 г/см3; прочность на разрыв – до 32 кГ/мм2; твердость по Бринеллю – 40–55 кГ/мм2. Этот, а также многие другие сплавы на основе магния широко применяются в авиа- и автостроении. Основной недостаток магния – низкая коррозионная стойкость. Магний сравнительно устойчив в сухом атмосферном воздухе,  в дистиллированной воде, но быстро разрушается в воздухе, насыщенном водными парами и загрязненном примесями, в особенности сернистым газом. Ниже приведена таблица коррозионной устойчивости магния и его сплавов. ”-” – неустойчив, ”+” – устойчив.
Предыдущая страница 1 2 3 4 Следующая страница


Щелочноземельные металлы

Скачать реферат бесплатно


Постоянный url этой страницы:
http://referatnatemu.com/?id=135&часть=2



вверх страницы

Рейтинг@Mail.ru
Copyright © 2010-2015 referatnatemu.com