Бериллий Be
магний Mg
кальций Ca,
стронций Sr,
барий Ba и
радий Ra.
Хотя бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, а магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них.
Все щелочноземельные металлы — вещества серого цвета и гораздо более твердые, чем щелочные металлы.
Бериллий Be устойчив на воздухе. Магний и кальций (Mg и Ca) устойчивы в сухом воздухе. Стронций Sr и барий Ba хранят под слоем керосина.
Общая характеристка щелочноземельных металлов
От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:
- атомного радиуса,
- металлических, основных, восстановительных свойств,
- реакционной способности.
Уменьшается
- электроотрицательность,
- энергия ионизация,
- сродство к электрону.
Общая характеристика подгруппы бериллия. Неорганическая химия. Видеоурок #26
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 2 электрона на внешнем уровне ns 2 :
Be — 2s 2
Mg —3s 2
Ca — 4s 2
Sr — 5s 2
Ba — 6s 2
Ra — 7s 2
Нахождение в природе щелочноземельных металлов
Как правило, щелочноземельные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др.
Основные минералы, в которых присутствуют щелочноземельные металлы:
Способы получения щелочноземельных металлов
Магний
- Магний получают электролизом солей, чаще всего хлоридов: расплавленного карналлита (KCl·MgCl26H2O) или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:
- восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:
2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca2SiO4
Кальций
Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:
Барий
Барий получают алюмотермическим способом — восстановление оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:
Химические свойства щелочноземельных металлов
Качественные реакции
- Окрашивание пламени солями щелочных металлов
Цвет пламени:
§15, 9 кл. Берилий, магний и щелочно-земельные металлы
Sr — карминово-красный (алый)
Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами
С кислородом
С кислородом взаимодействуют при нагревании с образованием оксидов
С галогенами
Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами при нагревании с образованием галогенидов .
С водородом
Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании с образованием гидридов:
Бериллий с водородом не взаимодействует.
Магний реагирует только при повышенном давлении:
С серой
Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с серой с образованием сульфидов сульфидов:
Ca + 2C → CaC2 (карбиды)
С азотом
При комнатной температуре с азотом взаимодействует только магний с образованием нитрида:
Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.
С углеродом
Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
Бериллий при нагревании с углеродом с образует карбид — метанид:
С фосфором
Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с фосфором с образованием фосфидов:
Взаимодействие со сложными веществами
С водой
Кальций, стронций и барий взаимодействуют с водой при комнатной температуре с образованием щелочи и водорода:
Магний реагирует с водой при кипячении, а бериллий с водой не реагирует.
С кислотами
с концентрированной серной:
с разбавленной и концентрированной азотной:
С водными растворами щелочей
В водных растворах щелочей растворяется только бериллий:
С солями
В расплаве щелочноземельные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:
Запомните! В растворе щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.
С оксидами
Щелочноземельные металлы могут восстанавливать из оксидов такие неметаллы как кремний, бор, углерод:
2Ca + SiO2 → 2CaO + Si
Магний сгорает в атмосфере углекислого газа с образованием оксида магния и сажи (С):
2Mg + CO2 → 2MgO + C
Рубрики
- ОБЩАЯ ХИМИЯ
- Основные понятия и законы химии
- Строение атомов элементов
- Периодический закон Д.И.Менделеева
- Химическая связь и строение молекул
- Основы термодинамики
- Химическая кинетика и равновесие химической реакции
- Растворы
- Окислительно-восстановительные реакции
- Электролиз
- Коррозия металлов
- Комплексные соединения
- Дисперсные системы. Коллоидные растворы
- I группа (щелочные металлы)
- II группа (щелочноземельные металлы)
- III группа (алюминий)
- IV группа (углерод, кремний)
- V группа (азот, фосфор)
- VI группа (кислород, сера)
- VII группа (галогены)
- Краткая история органической химии
- Теория строения А.М. Бутлерова
- Классификация органических соединений
- Изомерия и номенклатура органических соединений
- Типы химических реакций
- Алканы
- Алкены, алкадиены
- Алкины
- Спирты
- Простые эфиры
- Альдегиды, кетоны
- Карбоновые кислоты и сложные эфиры
Источник: zadachi-po-khimii.ru
Бериллий, свойства атома, химические и физические свойства
Бериллий, свойства атома, химические и физические свойства.
Поделитесь информацией:
9,012182(3) 1s 2 2s 2
Бериллий — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 4. Расположен во 2-й группе (по старой классификации — главной подгруппе второй группы), втором периоде периодической системы.
Общие сведения:
| 100 | Общие сведения | |
| 101 | Название | Бериллий |
| 102 | Прежнее название | |
| 103 | Латинское название | Beryllium |
| 104 | Английское название | Beryllium |
| 105 | Символ | Be |
| 106 | Атомный номер (номер в таблице) | 4 |
| 107 | Тип | Металл |
| 108 | Группа | Амфотерный, щёлочноземельный, редкий, лёгкий, цветной металл |
| 109 | Открыт | Луи-Николя Воклен, Франция, 1798 г. |
| 110 | Год открытия | 1798 г. |
| 111 | Внешний вид и пр. | Относительно твёрдый, хрупкий металл светло-серого цвета |
| 112 | Происхождение | Природный материал |
| 113 | Модификации | |
| 114 | Аллотропные модификации | 2 аллотропные модификации бериллия: |
— α-бериллий с гексагональной плотноупакованной кристаллической решёткой,
Свойства атома бериллия :
| 200 | Свойства атома | |
| 201 | Атомная масса (молярная масса) | 9,012182(3) а.е.м. (г/моль) |
| 202 | Электронная конфигурация | 1s 2 2s 2 |
| 203 | Электронная оболочка | K2 L2 M0 N0 O0 P0 Q0 R0 |
Химические свойства бериллия:
| 300 | Химические свойства | |
| 301 | Степени окисления | 0, +1, +2 |
| 302 | Валентность | I, II |
| 303 | Электроотрицательность | 1,57 (шкала Полинга) |
| 304 | Энергия ионизации (первый электрон) | 899,5 кДж/моль (9,322699(7) эВ) |
| 305 | Электродный потенциал | Be 2+ + 2e — → Be, E o = -1,847 В |
| 306 | Энергия сродства атома к электрону | -48(20) кДж/моль (-0,5(2) эВ) – предположительно |
Физические свойства бериллия:
| 400 | Физические свойства | |
| 401 | Плотность* | 1,85 г/см 3 (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – кристаллы, твердое тело), |
10 Па (при 1608 K),
100 Па (при 1791 K),
1 кПа (при 2023 K),
10 кПа (при 2327 K),
Кристаллическая решётка бериллия:
| 500 | Кристаллическая решётка | |
| 511 | Кристаллическая решётка #1 | α-бериллий |
| 512 | Структура решётки | Гексагональная плотноупакованная |
Дополнительные сведения:
| 900 | Дополнительные сведения | |
| 901 | Номер CAS | 7440-41-7 |
Примечание:
206* Ковалентный радиус бериллия согласно [1] и [3] составляет 96±3 пм и 90 пм соответственно.
401* Плотность бериллия согласно [3] составляет 1,848 г/см 3 (при 0 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело).
402* Температура плавления бериллия согласно [3] составляет 1278 °C (1551 K, 2332 °F).
403* Температура кипения бериллия согласно [3] составляет 2970 °C (3243 K, 5378 °F).
407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл) бериллия согласно [3] и [4] составляет 12,21 кДж/моль и 14,7 кДж/моль соответственно.
408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип) бериллия согласно [3] составляет 309 кДж/моль.
410* Молярная теплоемкость бериллия согласно [3] составляет 16,44 Дж/(K·моль).
- https://en.wikipedia.org/wiki/Beryllium
- https://de.wikipedia.org/wiki/Beryllium
- https://ru.wikipedia.org/wiki/Бериллий
- http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1https://chemicalstudy.ru/berilliy-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/» target=»_blank»]chemicalstudy.ru[/mask_link]
55. Общая характеристика подгруппы бериллия
К подгруппе бериллия относятся: бериллий и щелочноземельные металлы: магний, стронций, барий, кальций и радий . Наиболее распространены в природе в виде соединений, причем в основном магния и кальция. Первые два элемента подгруппы занимают в ней несколько обособленное положение – бериллий по свойствам близок к алюминию, а магний – к цинку. Последний элемент подгруппы – радий – имеет радиоактивные изотопы. Кроме бериллия, все элементы подгруппы обладают металлическими свойствами, более твердые по сравнению с щелочными металлами, с высокими температурами плавления. Относятся к легким металлам (кроме радия).
На электронном уровне элементов имеют два электрона (s2), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2. По химической активности щелочноземельные металлы уступают щелочным. Они окисляются на воздухе, вытесняют водород из воды, но бериллий и магний взаимодействуют с ней медленно.
У щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличивается от магния к барию. Сжигая щелочноземельные металлы, можно получить оксиды. Перекиси щелочноземельных металлов менее стойки, чем перекиси щелочных металлов. С водородом образуют гидриды. Способность взаимодействовать с азотом возрастает с увеличением атомного веса, в результате образуются нитриды.
Соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде.
Бериллий – открыт Л. Н. Вокленом в 1798 г . Содержание в земной коре составляет 3,8 ·10-4%. Используется для изготовления окон к рентгеновским установкам, добавляется к сплавам для увеличения твердости и электропроводности.
Магний – открыт Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 1,87 %. Используется для получения сплавов (дюралюминия), улучшения качества чугуна, в качестве восстановителя для получения редких металлов и некоторых неметаллов.
Кальций – открыт Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 3,3 %. Используется в металлургии для очистки, в производстве редких металлов.
Стронций – получен Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 0,034 %. Соединения используются в пиротехнике, сахарной промышленности.
Барий – открыт К. В. Шееле в 1774 г. и Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 0,065 %. Соединения используются в лабораторной практике, для получения пероксида водорода, пиротехнике.
Радий открыт М. и П. Кюри совместно с Ж. Белебном в 1898 г. Содержание в земной коре составляет 10–10%. Обладает естественной радиоактивностью. Соединения используются в исследованиях и для получения радона.
56. Кальций
Кальций (Са) – химический элемент 2-й группы периодической системы, является щелочноземельным элементом. Природный кальций состоит из шести стабильных изотопов. Конфигурация внешней электронной оболочки 4s2; имеет степень окисления +2, реже +1. Содержание в земной коре составляет 3,38 %. Встречается исключительно в виде соединений, в основном солей кислородсодержащих кислот.
Большое количество кальция находится в природных водах. Значительное количество кальция содержится в организмах многих животных.
Общие свойства. Кальций – серебристо-белый металл. Существует в двух аллотропных модификациях. На воздухе, имеющем пары воды, кальций быстро образует оксид СаО и гидроксид Са (ОН)2 . Вступает в реакцию с кислородом, образуя СаО; при повышении температуры в кислороде и на воздухе воспламеняется.
Из воды вытесняет водород Н2 , при этом образуется Са(ОН)2 , в холодной воде скорость реакции уменьшается. Взаимодействует с галогенами, образуя СаХ2. СН 2 при нагревании кальция дает гидрид СаН2 , в котором водород является анионом.
Кальций, нагреваемый в атмосфере азота, загорается и образует нитрид Ca3N2 . С углеродом образует кальция карбид СаС2 , с бором – борид СаВ6 . Образует соединения с металлами (Ag, Au, Al, Cu, Mg, Rb), вытесняет их из расплавов солей. Кальций растворим в жидком аммиаке NH3 с образованием синего раствора. Соли получают при взаимодействии кислотных оксидов с оксидом кальция. Они хорошо растворимы, способны образовывать кристаллогидраты.
В водных растворах образуются комплексы преимущественно с кислотосодержащими лигандами, имеющие в своем составе ион Са2+. На основе этих комплексов основано действие умягчителей воды – полифосфатов натрия. Ион Са2+в неводных растворах образует комплексы с молекулами растворителя.
Получение. Промышленное получение кальция состоит в алюмотермическом восстановлении оксида кальция и электролизе расплава хлорида кальция (75–85 %) и хлорида калия. Безводный хлорид кальция получают путем хлорирования его оксида в присутствии угля или обезвоживая кристаллогидрат хлорида кальция. По мере выделения кальция в расплаве в него добавляют хлорид кальция. Электролиз проводят, используя графитовый анод и в качестве катода – жидкий расплав кальция (62–65 %) и меди.
Применение . Кальций используют при ме-таллотермическом получении U, Th, Ti, Z r, Cs, Rb и некоторых лантаноидов, для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сплавов, обезвоживания органических жидкостей, очистки Аr от примеси N2. Используются и соединения кальция, например, в качестве вяжущих материалов.
Источник: studfile.net