63. Щелочноземельные металлы. Общая характеристика оксидов, гидроксидов и солей. Известь и ее применение.

Ответ. Большинство неорганических соединений бериллия (II) в обычных условиях полимерны и являются кристаллическими веществами белого цвета. Независимо от типа кристаллических решёток соединений координационное число бериллия 4. В кислых водных растворах ионы Ве2+ находятся в виде прочных аквакомплексов [Ве(Н 2О)4]2+; в сильнощелочных растворах – в виде ионов [Ве(ОН) 4]2–. Оксид бериллия ВеО имеет структуру типа вюрцита, отличается высокой энергией кристаллической решётки и высокой энергией образования. Он тугоплавок (Тпл = 2530 °С), теплопроводен, в прокалённом состоянии химически неактивен. Применяют ВеО в качестве химически стойкого и огнеупорного материала для изготовления тиглей и специальной керамики, в атомной энергетике – как замедлитель и отражатель нейтронов. Входит в состав некоторых стеклообразующих смесей. Будучи амфотерным, ВеО взаимодействует при сплавлении с основными и кислотными оксидами: ВеО + SiO2 = BeSiO3, ВеО + Na2O = Na2BeO2. При нагревании ВеО взаимодействует с кислотами и щелочами: BeO + H2SO4 = BeSO4 + H2O, BeO + 2NaOH(р-р) + Н2О = Na2[Be(OH)4]. Прокаливание оксида бериллия при температурах выше 1800 °С приводит к практически полной утрате им реакционной способности. После такого прокаливания ВеО растворяется только в концентрированной плавиковой кислоте (с образованием фторида), а также в расплавленных щелочах и карбонатах щелочных металлов (с образованием бериллатов): BeO + 2HF = BeF2 + H2O, BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O, BeO + Na2CO3 = Na2BeO2 + CO2. Выше 1000 °С оксид бериллия взаимодействует с хлором: 2BeO + 2Cl2 = 2BeCl2 + O2. В присутствии угля данная реакция происходит при гораздо меньших температурах (600–800 °С): BeO + C(графит) + Cl2 = BeCl2 + CO. Гидроксид бериллия Ве(ОН)2 – полимерное соединение, в воде не растворяется. В зависимости от среды диссоциирует по основному и кислотному типу: OH– OH– [Be(H2O)4]2+ ↔ Be(OH)2 ↔ [Be(OH) 4]2–. H3O+ H3O+ Как показывает схема, в кислой среде (избыток ионов Н3O+) устойчивы аквакомплексы бериллия (II), в щелочной (избыток ионов ОН–) – гидроксобериллат (II)-комплексы. При кристаллизации соединений из кислых водных растворов аквакомплексы переходят в состав кристаллогидратов с четырьмя молями воды: BeSO 4·4H2O, ВеСl2·4Н2O, Be(NO 3)2·4H2O и др. Выделение кристаллогидратов с меньшим или большим числом молекул воды свидетельствует об образовании производных многоядерных комплексов. Сульфид бериллия BeS – кристаллическое вещество со структурой типа сфалерита. Образуется взаимодействием простых веществ. В горячей воде полностью гидролизуется. Амфотерная природа BeS проявляется при сплавлении с основными и кислотными сульфидами: Na2S + BeS = Na2BeS2, BeS + SiS2 = BeSiS3. Сульфидобериллаты (II) разрушаются водой. Из галогенидов бериллия наибольшее значение имеют фторид и хлорид. Фторид BeF2 существует в нескольких модификациях, легко переходит в стеклообразное состояние. Стекловидный BeF 2 получают термическим разложением (NH4)2BeF4. Вследствие координационной структуры температура плавления соответствующих модификаций BeF2 выше (800 °С), чем остальных галогенидов Be (II). Галогениды ВеСl2, ВеВr2 и ВеI2 гигроскопичны и на воздухе расплываются. При их растворении в воде выделяется теплота. Растворимы они также в органических растворителях. Амфотерность ВеНаl2 наиболее отчётливо проявляется у фторида. Так, при нагревании BeF 2 с основными фторидами образуются фторобериллаты, например: 2KF + BeF2 = K2[BeF4]. При взаимодействии BeF2 с кислотными фторидами образуются соли бериллия: BeF2 + SiF4 = Be[SiF6]. Структурное сходство между BeF2 и SiO2 распространяется и на их производные. Полимерные фторобериллаты по структуре аналогичны оксосиликатам: например, NaBeF3 имеет одинаковое строение с CaSiO 3; Na2BeF4 c Ca2SiO4. Другие галогениды Ве (II) также полиморфны. Одна из модификаций ВеС12 имеет волокнистое строение. Представляет собой белое с зеленоватым оттенком, легкоплавкое, низкокипящее вещество. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). В горячей воде образует осадок основной соли. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается электролитически. Хлорид бериллия реагирует со щелочами и водным раствором аммиака с образованием нерастворимого гидроксида бериллия. ВеСl2 + 2NaOH = Ве(ОН)2 + 2NaCl, ВеСl2 + 2NH4OH = Ве(ОН)2 + 2NH4Cl. Хлорид бериллия может быть получен при восстановлении металлическим бериллием хлора при температурах от 500 до 700 °C. Be + Cl2 = ВеСl2. Хлорид бериллия также образуется при взаимодействии оксида бериллия с хлором при температуре выше 1000 °С. При этом в присутствии угля данная реакция идёт легче и при гораздо меньших температурах (600–800 °С): 2ВеО + 2Сl2 = 2ВеСl2 + О2, ВеО + Сl2 + С = ВеСl2 + СО. Нитрид бериллия Be3N2 – кристаллическое вещество, бесцветен, очень твёрд, тугоплавок (Тпл. = 2200 °С). Образуется при нагревании бериллия в атмосфере азота выше 1000 °С. Нитрид бериллия реагирует с минеральными кислотами с образованием соответствующих солей: Be3N2 + 8HCl = 3ВеСl2 + 2NH4Cl. С холодной водой реагирует медленно, в горячей – быстро гидролизуется с образованием гидроксида бериллия и аммиака: Ве3N2 + 6Н2O = 3Ве(ОН)2 + 2NH3. Соли бериллия и кислородсодержащих кислот выделяются из растворов обычно в виде кристаллогидратов, которые по структуре и свойствам существенно отличаются от безводных производных. Большинство солей бериллия растворимо в воде, нерастворимы ВеСО 3, Ве3(РO4)2 и некоторые другие. Для бериллия весьма характерны двойные соли – бериллаты со сложными лигандами, например: Na2SО4 + BeSО4 = Na2[Be(SO4)2]. Все соединения бериллия ядовиты. Оксид магния используют в производстве цементов, огнеупорного кирпича, в резиновой промышленности. Пероксид магния применяют для отбелки тканей. Оксид и соли магния применяется в медицине (аспаркам, сульфат магния, цитрат магния, минерал бишофит). Бишофитотерапия использует биологические эффекты природного магния в лечении и реабилитации широкого круга заболеваний, в первую очередь опорно-двигательного аппарата, нервной и сердечно-сосудистой систем. MgSO4·7H2O – «английская соль» – применяется в качестве слабительного средства, а при внутримышечных или внутривенных вливаниях снимает судорожное состояние, уменьшает спазмы сосудов. Большинство солей магния растворимы в воде. Труднорастворимыми солями являются Mg 3(PO4)2, MgCO3, MgF2. В водных растворах ионы Mg 2+ находятся в виде бесцветных гексааквакомплексов [Mg(OH 2)6]2+, которые входят в состав ряда его кристаллогидратов: MgCl2·6H2O, Mg(NO 3)2·6H2O, Mg(ClO4)·6H2O и др. Безводные соли Mg (II) весьма гигроскопичны, в особенности Mg(ClO4)2, который энергично поглощает влагу (до 60 % от своей массы). Вследствие такой гигроскопичности Mg(ClO 4)2 (под названием ангидрон) широко используется для осушения газов (H2, CO2, O 2, H 2S и др.). Анионные комплексы для Mg (II) не характерны, но весьма разнообразны двойные соединения типа двойных карбонатов CaCO 3·MgCO3 (доломит), нитридов Li 3N·Mg3N2. Весьма характерны кристаллогидраты типа KCl·MgCl2·6H2O (карналлит), M 2SO4·MgSO4·6H2O (шеениты) и др. Доломит применяется в качестве облицовочного материала. Оксид магния МgО (жжёная магнезия) – тугоплавкое (Тпл = 2800 °С) белое мелкокристаллическое вещество, нерастворимое в воде при обычных условиях. При нагревании растворимость оксида повышается, так как повышается растворимость гидроксида магния: МgО + Н2O = Мg(OН)2. Обладает основными свойствами. Хорошо растворяется в кислотах: МgО + Н2SO4 = МgSO4 + Н2О. При нагревании реагирует с кислотными оксидами: МgО + SiO2 = МgSiO3. В лаборатории оксид магния можно получить сжиганием металлического магния или прокаливанием его гидроксида: Mg(ОН)2 = МgО + Н2О. В промышленности МgО получают термическим разложением кaрбоната магния: МgСО3 = МgО + СО2. Основная масса оксида магния расходуется строительной промышленностью на изготовление магнезитового цемента и магнезитовых огнеупоров, в качестве наполнителя в производстве резины, для очистки нефтепродуктов. Гидроксид магния Мg(ОН)2 – кристаллическое вещество белого цвета со слоистой полимерной структурой, нерастворимое в воде, но легко растворимое в кислотах: Мg(ОН)2 + Н2SО4 = МgSO4 + 2Н2О. При пропускании избытка углекислого газа через суспензию гидроксида магния последний растворяется с образованием гидрокарбоната магния: Мg(ОН)2 + СО2 = МgCО3 + Н2О, МgСО3 + СО2 + Н2О = Мg(НСО3)2. Гидроксид магния получают действием щелочей или аммиака на растворы солей магния: МgСl2 + 2КОН = Мg(ОН)2 + 2КСl, МgCl2 + 2NН4ОН = Мg(ОН)2 + 2NН4Сl. Хлорид магния MgCl2 (хлоромагнезит, бишофит) – белое кристаллическое вещество, плавится без разложения, перегоняется в токе водорода. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Проявляет все общие свойства средних солей. Бромид магния MgBr2 по своим свойствам очень близок MgCl2. Так же как хлорид, бромид магния кристаллизуется из водных растворов при обычной температуре в виде расплывающихся кристаллов гексагидрата. MgBr 2·6H2О изоморфен гексагидрату хлорида магния. Иодид магния MgI2 из водных растворов при обычной температуре кристаллизуется в виде октагидрата и в виде декагидрата. MgI2 – белый, расплывающийся на воздухе, очень хорошо растворимый в воде порошок; применяется в медицине (против сифилиса, золотухи, ревматизма). Карбонат магния MgCO3 (магнезит) – белое кристаллическое вещество, при умеренном нагревании разлагается. Труднорастворим в холодной воде. Разлагается в горячей воде, разбавленных сильных кислотах, концентрированной фтороводородной кислоте. Реагирует с СО2 в растворе, образуется гидрокарбонат Mg(HCO3)2 (известный только в растворе), который определяет временную жёсткость природных вод. Переводится в раствор действием карбоната аммония: MgCO3 = MgO + СО2, 2MgCО3 + Н2О(гор.) = (MgОH)2CО3 + CО 2, (MgОH)2CО3 + CО2 = 2MgCО3 + H2O, MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + CO2 + H2O. Нитрат магнияMg(NО3)2 – магнезиевая селитра, нитромагнезит (гидрат), белый порошок, рентгеноаморфный. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной азотной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует со щелочами: 2Mg(NО3)2 = 2MgO + 4NО2 + О2, Mg(NО3)2 + 6Н2О = [Mg(H2О)6]2+ + 2NO 3–, [Mg(H2О)6]2+ + Н2О = [Mg(H 2О)5(ОH)]+ + Н3O+, Mg(NO3)2 + 2NaOH = Mg(OH)2 + 2NaNO3. Оксид кальция СаО (негашёная известь) – белое кристаллическое вещество, плавящееся при температуре около 3000 °С, с ярко выраженными основными свойствами. Хорошо взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами: СаО + 2НСl = СаСl2 + H2О, СаО + СО2 = СаСО3. Процесс взаимодействия оксида кальция с водой называется гашением извести и сопровождается выделением большого количества энергии: СаО + Н2О = Са(ОН)2. Гашёная известь в смеси с песком и водой образует известковый раствор, используемый в строительстве для скрепления кирпичей при кладке стен, для штукатурных работ и др. На воздухе гашёная известь поглощает углекислый газ и превращается в карбонат кальция. В лабораторных условиях оксид кальция можно получить окислением кальция, а также термическим разложением его карбоната. В промышленности СаО получают обжигом известняка в печах при 1000–1100 °С. Поэтому его называют ещё жжёной или негашёной известью: СаСО3 = СаО + Н2О. Гидроксид кальция Са(ОН)2 – твёрдое белое вещество, малорастворимое в воде (в 1 л воды при 20 °С растворяется 1,56 г Са(ОН)2). При обработке оксида кальция горячей водой получается мелкораздробленый гидроксид кальция – пушонка. Насыщенный водный раствор Са(ОН)2 называется известковой водой. На воздухе он мутнеет вследствие взаимодействия с углекислым газом и образования карбоната кальция. Гидроксид кальция является щёлочью. Он легко реагирует с кислотами, кислотными оксидами и солями (если выполняется условие реакций обмена): Са(ОН)2 + 2НСl = СаСl2 + 2H2О, Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О, 3Сa(ОН)2 + 2FеСl3 = 3СаСl2 + 2Fе(ОН)3. Фторид кальция CaF2 – бесцветные диамагнитные кристаллы (в измельчённом состоянии белые). До температуры 1151 °C существует α-CaF2 с кубической решёткой, выше 1151 °C – разупорядоченная модификация тетрагональной сингонии, температура плавления у этой модификации – 1418 °C. Плохо растворим в воде (16 мг/л при 18 °C). В природе CaF2 встречается в виде минерала флюорита (плавиковый шпат), который содержит до 90–95 % CaF2 и 3,5–8 % SiO2. Является основным источником фтора в мире. В лабораторных условиях фторид кальция обычно получают из карбоната кальция и плавиковой кислоты: СаСО3 + 2HF = CaF2 + СО2 + Н2О. Разбавленная плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кальция: СаО + 2HF = CaF2 + Н2О. Сульфид кальция CaS – белые кристаллы c кубической гранецентрированной решёткой типа NaCl. При плавлении разлагается. В кристалле каждый ион S2− окружён октаэдром, состоящим из шести ионов Са 2+, в то время как каждый ион Са2+ окружён шестью ионами S2−. Малорастворим в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Как и многие другие сульфиды, сульфид кальция в присутствии воды подвергается гидролизу и имеет запах сероводорода. Сульфид кальция можно получить различными способами: прямым синтезом из простых веществ, а также из соединений кальция при взаимодействии их с сероводородом или сероводородной водой: Са + S = СaS; СаН2 + H2S = CaS + 2Н2; СаСО3 + H2S = CaS + Н2О + СО2; В кипящей воде полностью гидролизуется: CaS + 2Н2О = Са(ОН)2 + H2S. Оксид стронция SrO получают прокаливанием карбоната или дегидратацией гидроксида при температуре красного каления. Энергия кристаллической решётки и температура плавления этого соединения очень высоки. Он входит в состав стекла кинескопов цветных телевизоров (поглощает рентгеновское излучение), высокотемпературных сверхпроводников, пиротехнических смесей. Его применяют как исходное вещество для получения металлического стронция. Гидроксид стронция Sr(OH)2 считают умеренно сильным основанием. Он не очень хорошо растворим в воде, поэтому его можно осадить при действии концентрированного раствора щёлочи: SrCl2 + 2KOH(конц.) = Sr(OH)2 + 2KCl. Проявляет свойства щелочей. Гидроксид стронция может применяться для выделения сахара из патоки, однако обычно используют более дешёвый гидроксид кальция. Карбонат стронция SrCO3 малорастворим в воде (2·10–3 г в 100 г воды при 25 °С). В присутствии избытка углекислого газа в растворе он превращается в гидрокарбонат Sr(HCO 3)2. При нагревании карбоната стронция он разлагается: SrCO3 = SrO + CO2. Взаимодействует с кислотами с выделением оксида углерода (IV) и образованием соответствующих солей: SrCO3 + 2HNO3 = Sr(NO3)2 + CO2 + H 2O. Нитрат стронция Sr(NO3)2 хорошо растворим в воде (70,5 г в 100 г при 20 °С). Его получают взаимодействием металлического стронция, оксида, гидроксида или карбоната стронция с азотной кислотой. Нитрат стронция – компонент пиротехнических составов для сигнальных, осветительных и зажигательных ракет. Он окрашивает пламя в карминово-красный цвет. Разлагаясь в пламени, он выделяет свободный кислород. При этом сначала образуется нитрит стронция, который затем превращается в оксиды стронция и азота. Сульфат стронция SrSO4 малорастворим в воде (0,0113 г в 100 г при 0 °С). При нагревании выше 1580 °С он разлагается: SrSO4 = SrО + SO3. Его получат осаждением из растворов солей стронция сульфатом натрия. Сульфат стронция используется как наполнитель при изготовлении красок и резины и утяжелитель в буровых растворах. Хромат стронция SrCrO4 осаждается в виде жёлтых кристаллов при смешивании растворов хромовой кислоты и гидроксида бария. Дихромат стронция SrCr2O7 образуется при действии кислот на хромат, хорошо растворим в воде. Для перевода хромата стронция в дихромат достаточно такой слабой кислоты, как уксусная: 2SrCrO4 + 2CH3COOH = SrCr2O7 + (CH 3COO)2Sr + H 2O. Фторид стронция SrF2 малорастворим в воде (чуть более 0,1 г в 1 л воды при комнатной температуре). Он не взаимодействует с разбавленными кислотами, но переходит в раствор под действием горячей соляной кислоты. В криолитовых копях Гренландии найден минерал ярлит NaF·3SrF2·3AlF3, содержащий фторид стронция. Фторид стронция используется в качестве оптического и ядерного материала, компонента специальных стёкол и люминофоров. Хлорид стронция SrCl2 хорошо растворим в воде (34,6 % по массе при 20 °С). Из водных растворов при температуре ниже 60,34 °С кристаллизуется гексагидрат SrCl 2·6H2O, расплывающийся на воздухе. При более высоких температурах он теряет сначала 4 молекулы воды, затем ещё одну, а при 250 °С полностью обезвоживается. Бромид стронция SrBr2 гигроскопичен. В насыщенном водном растворе его массовая доля составляет 50,6 % при 20 °С. При температуре ниже 88,62 °С из водных растворов кристаллизуется гексагидрат SrBr 2·6H2O, выше этой температуры – моногидрат SrBr 2·H2O. Оксид бария ВаО получают непосредственным синтезом из простых веществ. Кроме того, используют термическое разложение гидроксида, пероксида, карбоната или нитрата бария. Оксид бария представляет собой кубические (решётка типа NaCl) или гексагональные бесцветные кристаллы или белый аморфный порошок, весьма гигроскопичный, с плотностью 5,72 г/см3 (для кубической модификации) и 5,32 г/см 3 (для гексагональной) и твёрдостью 3,3 по шкале Mooca (Тпл = 1923 °С, Т кип = 2000 °С). ВаО люминесцирует под действием ультрафиолетовых лучей и фосфоресцирует в рентгеновских лучах. Гидроксид бария Ва(ОН)2 – белый порошок с плотностью 4,495 г/см 3 (T пл = 408 °C). В катодных лучах гидрокcид бария фосфоресцирует жёлто-оранжевым цветом. Растворяется в воде, трудно растворим в ацетоне и метилацетате. Получают Ba(ОН)2 при взаимодействии металлического бария или ВаО с водой: Ва + 2Н2O = Ba(ОН)2 + Н2, ВаО + Н2O = Ba(ОН)2. В промышленности применяют действие перегретого водяного пара на сульфид бария: ВаS + 2Н2O(пар) = Ba(ОН)2 + Н2S. Проявляет все свойства щелочей. Фторид бария BaF2 получают непосредственным синтезом из простых веществ, действием фтороводорода на оксид, гидроксид, карбонат или хлорид бария, обработкой баритовой воды фтороводородной кислотой. Плотность фторида 4,83 г/см3 (Тпл = 1280 °С, Ткип = 2137 °С), кристаллы мало растворимы в воде (растворимость составляет 1,63 г/л при 18 °C), растворяются в соляной, фтороводородной и азотной кислотах. Применяется для изготовления эмалей и оптических стёкол. Область применения извести: Побелка. Известь, разведённая водой, очень активно применяется для побелки деревьев, бордюров, стен, собственно, чего угодно. Яркий белый цвет, который придаёт известь побелённым поверхностям, внутри помещений держится достаточно долго. А вот на улице побелка смывается, поэтому её приходится регулярно обновлять. Очень популярна побелка стен подвалов — это дезинфицирует помещение, дёшево и достаточно долговечно. Садоводство и огородничество. Известкование почвы часто используется для снижения кислотности, это хорошее удобрение. Кроме того, известь помогает бороться с вредителями. Животноводство. Гашёную известь применяют в производстве кормов для скота и птицы. Строительство и ремонт. Добавление извести в строительные растворы позволяет увеличить их эластичность, работать становится удобней. В частности, негашёную известь добавляют в готовые сухие строительные смеси, применяют в производстве силикатных кирпичей. Гашёную известь используют в процессе оштукатуривания стен, это дополнительный вяжущий компонент. Если соединить пушонку с опилками и гипсом, можно получить недорогой и экологически чистый утеплитель, которым заполняются пустоты. Негашёная известь, если она хранится в открытой ёмкости, со временем впитает влагу из воздуха и станет гашёной. Более активно и широко применяется гашёная известь. Лучший вариант — купить готовую пушонку, производители всегда указывают, какой вид извести продают. Однако, если вы решили погасить известь своими руками, следует знать, что она делится на три вида: Сам процесс: Надевается защитная одежда, перчатки и очки. Вы же помните, что известь — материал едкий. Кроме того, при добавлении воды в негашёную известь идёт выработка тепла, причём температура может подняться до +150 °C. Будут брызги и пена, поэтому защита необходима. Берётся подходящая ёмкость нужного размера, способная выдержать высокую температуру. Например, металлическое ведро, но без ржавчины, бочка, ящик. Если вам нужна пушонка, то на 1 килограмм негашёной извести потребуется 1 литр воды. Если необходимо известковое тесто, то количество воды уменьшается в два раза. Нельзя просто залить воду и ждать, нужно всё время тщательно перемешивать. Мешайте известь с водой аккуратно, старайтесь не дышать поднимающимися парами. Тщательно перемешанную смесь нужно выдержать не меньше суток перед использованием. А для штукатурки гашёную известь выдерживают порядка месяца, для кладки кирпича — две недели. Хранится гашёная известь в тёмном помещении. Выдерживание гашёной извести важно, потому что неправильно приготовленный раствор затем может стать причиной появления пузырей и трещин в процессе застывания. Как видим, известь — многогранный, в ряде случаев незаменимый материал, который благодаря своей доступности и широкой области применения пользуется высокой популярностью.