التفاعلات الكيميائية مع ملغ. الخصائص الكيميائية المميزة لمعادن Be و Mg والقلوية الأرضية. الخصائص الفيزيائية للمواد البسيطة

تحتوي المجموعة IIA على معادن فقط - Be (البريليوم) و Mg (المغنيسيوم) و Ca (الكالسيوم) و Sr (السترونشيوم) و Ba (الباريوم) و Ra (الراديوم). تختلف الخصائص الكيميائية للممثل الأول لهذه المجموعة ، البريليوم ، بشدة عن الخواص الكيميائية للعناصر الأخرى في هذه المجموعة. وتتشابه خواصه الكيميائية من نواحٍ عديدة مع الألمنيوم أكثر من معادن المجموعة IIA الأخرى (ما يسمى بـ "التشابه القطري"). يختلف المغنيسيوم أيضًا من حيث الخصائص الكيميائية بشكل ملحوظ عن Ca و Sr و Ba و Ra ، ولكن لا يزال لديه خواص كيميائية أكثر تشابهًا مع البريليوم. نظرًا للتشابه الكبير بين الخصائص الكيميائية للكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم ، يتم دمجها في عائلة واحدة تسمى القلوية الترابية المعادن.

تنتمي جميع عناصر المجموعة IIA إلى س-العناصر ، أي تحتوي على كل إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم س-المستوى الفرعي. وبالتالي ، فإن التكوين الإلكتروني لطبقة الإلكترون الخارجية لجميع العناصر الكيميائية لهذه المجموعة له الشكل نانوثانية 2 ، أين ن- رقم الفترة التي يقع فيها العنصر.

نظرًا لخصائص التركيب الإلكتروني لمعادن المجموعة IIA ، فإن هذه العناصر ، بالإضافة إلى الصفر ، قادرة على الحصول على حالة أكسدة واحدة فقط ، تساوي +2. المواد البسيطة المكونة من عناصر المجموعة IIA ، عند المشاركة في أي تفاعلات كيميائية ، يمكن أن تتأكسد فقط ، أي تبرع بالإلكترونات:

أنا 0 - 2e - → أنا +2

الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم شديدة التفاعل. المواد البسيطة التي تشكلها هي عوامل اختزال قوية جدًا. المغنيسيوم هو أيضا عامل اختزال قوي. يخضع النشاط المختزل للمعادن للقوانين العامة للقانون الدوري لـ D.I. Mendeleev ويزيد أسفل المجموعة الفرعية.

التفاعل مع المواد البسيطة

بالأكسجين

بدون التسخين ، لا يتفاعل البريليوم والمغنيسيوم مع الأكسجين الجوي أو الأكسجين النقي بسبب حقيقة أنهما مغطيان بأغشية واقية رقيقة تتكون من أكاسيد BeO و MgO ، على التوالي. لا يتطلب تخزينها أي طرق خاصة للحماية من الهواء والرطوبة ، على عكس المعادن الأرضية القلوية ، التي يتم تخزينها تحت طبقة من سائل خامل لها ، وغالبًا ما يكون الكيروسين.

Be ، Mg ، Ca ، Sr ، عند حرقها في الأكسجين ، تشكل أكاسيد تكوين MeO ، و Ba - خليط من أكسيد الباريوم (BaO) وبيروكسيد الباريوم (BaO 2):

2Mg + O 2 \ u003d 2MgO

2Ca + O 2 \ u003d 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 \ u003d BaO 2

وتجدر الإشارة إلى أنه أثناء احتراق معادن الأرض القلوية والمغنيسيوم في الهواء ، فإن تفاعل هذه المعادن مع النيتروجين الجوي أيضًا يسير جنبًا إلى جنب ، ونتيجة لذلك ، بالإضافة إلى مركبات المعادن مع الأكسجين ، فإن النيتريد مع العام. يتم تشكيل الصيغة Me 3 N 2 أيضًا.

مع الهالوجينات

يتفاعل البريليوم مع الهالوجينات فقط في درجات حرارة عالية ، بينما تتفاعل بقية معادن المجموعة IIA بالفعل في درجة حرارة الغرفة:

Mg + I 2 \ u003d MgI 2 - يوديد المغنيسيوم

Ca + Br 2 \ u003d CaBr 2 - بروميد الكالسيوم

Ba + Cl 2 \ u003d BaCl 2 - كلوريد الباريوم

مع غير المعادن من مجموعات IV-VI

تتفاعل جميع معادن المجموعة IIA عند تسخينها مع جميع العناصر غير المعدنية من المجموعات IV-VI ، ولكن اعتمادًا على موضع المعدن في المجموعة ، بالإضافة إلى نشاط المواد غير المعدنية ، يتطلب الأمر درجة حرارة مختلفة. نظرًا لأن البريليوم هو الأكثر خاملًا كيميائيًا بين جميع معادن المجموعة IIA ، فإن تفاعلاته مع اللافلزات تتطلب المزيد بشكل ملحوظ ادرجة حرارة عالية.

وتجدر الإشارة إلى أن تفاعل المعادن مع الكربون يمكن أن يشكل كربيدات ذات طبيعة مختلفة. هناك كربيدات مرتبطة بالميثانيدات ومشتقات الميثان المعتبرة تقليديًا ، حيث يتم استبدال جميع ذرات الهيدروجين بمعدن. وهي ، مثل الميثان ، تحتوي على الكربون في حالة الأكسدة -4 ، وخلال التحلل المائي أو التفاعل مع الأحماض غير المؤكسدة ، الميثان هو أحد المنتجات. يوجد أيضًا نوع آخر من الكربيدات - الأسيتيلنيدات ، والذي يحتوي على أيون C2-2 ، وهو في الواقع جزء من جزيء الأسيتيلين. تشكل الكربيدات من نوع الأسيتيلنيد عند التحلل المائي أو التفاعل مع الأحماض غير المؤكسدة الأسيتيلين كأحد منتجات التفاعل. ما نوع الكربيد - الميثانيد أو الأسيتيلنيد - الذي سيتم الحصول عليه من خلال تفاعل معدن أو آخر مع الكربون يعتمد على حجم الكاتيون المعدني. كقاعدة عامة ، تتكون الميثانيدات من أيونات معدنية لها نصف قطر صغير ، وأسيتيل مع أيونات أكبر. في حالة معادن المجموعة الثانية ، يتم الحصول على الميثانيد عن طريق تفاعل البريليوم مع الكربون:

تشكل المعادن المتبقية من المجموعة الثانية أ أسيتيلنيدات بالكربون:

مع السيليكون ، تشكل معادن المجموعة IIA مبيدات السيليكات - مركبات من النوع Me 2 Si ، مع النيتروجين - النيتريد (Me 3 N 2) ، الفوسفور - الفوسفات (Me 3 P 2):

مع الهيدروجين

تتفاعل جميع معادن الأرض القلوية عند تسخينها بالهيدروجين. لكي يتفاعل المغنيسيوم مع الهيدروجين ، فإن التسخين وحده ، كما في حالة معادن الأرض القلوية ، لا يكفي ؛ بالإضافة إلى درجة الحرارة المرتفعة ، يلزم أيضًا زيادة ضغط الهيدروجين. لا يتفاعل البريليوم مع الهيدروجين تحت أي ظرف من الظروف.

التفاعل مع المواد المعقدة

مع الماء

تتفاعل جميع معادن الأرض القلوية بشكل فعال مع الماء لتكوين القلويات (هيدروكسيدات المعادن القابلة للذوبان) والهيدروجين. يتفاعل المغنيسيوم مع الماء فقط أثناء الغليان ، ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه عند تسخينه ، يذوب فيلم الأكسيد الواقي لـ MgO في الماء. في حالة البريليوم ، يكون فيلم الأكسيد الواقي شديد المقاومة: لا يتفاعل الماء معه سواء عند الغليان أو حتى عند درجة حرارة حمراء:

مع الأحماض غير المؤكسدة

تتفاعل جميع معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية مع الأحماض غير المؤكسدة ، لأنها موجودة في سلسلة النشاط على يسار الهيدروجين. في هذه الحالة ، يتم تكوين ملح من الحمض والهيدروجين المقابل. أمثلة على التفاعل:

كن + H 2 SO 4 (razb.) \ u003d BeSO 4 + H 2

ملغ + 2HBr \ u003d MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

مع الأحماض المؤكسدة

- حمض النيتريك المخفف

تتفاعل جميع معادن المجموعة IIA مع حمض النيتريك المخفف. في هذه الحالة ، تكون منتجات الاختزال بدلاً من الهيدروجين (كما في حالة الأحماض غير المؤكسدة) هي أكاسيد النيتروجين ، وأساسًا أكسيد النيتروجين (I) (N 2 O) ، وفي حالة حمض النيتريك المخفف للغاية ، نترات الأمونيوم ( NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3 ( رازب .) \ u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4 ملغ + 10HNO3 (مفصلة جدا)\ u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

- حامض النيتريك المركز

حمض النيتريك المركز عند درجة حرارة عادية (أو منخفضة) يخمد البريليوم ، أي لا تتفاعل معها. عند الغليان ، يكون التفاعل ممكنًا ويستمر بشكل أساسي وفقًا للمعادلة:

تتفاعل معادن المغنيسيوم والقلوية الأرضية مع حمض النيتريك المركز لتشكيل مجموعة واسعة من منتجات تقليل النيتروجين المختلفة.

- حامض الكبريتيك المركز

يتم تخميل البريليوم بحمض الكبريتيك المركز ، أي لا يتفاعل معها في الظروف العادية ، ومع ذلك ، يستمر التفاعل أثناء الغليان ويؤدي إلى تكوين كبريتات البريليوم وثاني أكسيد الكبريت والماء:

كن + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

يتم تخميل الباريوم أيضًا بواسطة حمض الكبريتيك المركز بسبب تكوين كبريتات الباريوم غير القابلة للذوبان ، ولكنه يتفاعل معه عند تسخينه ، وتذوب كبريتات الباريوم عند تسخينها في حمض الكبريتيك المركز بسبب تحويله إلى كبريتات هيدروجين الباريوم.

تتفاعل المعادن المتبقية من المجموعة الرئيسية IIA مع حامض الكبريتيك المركز تحت أي ظروف ، بما في ذلك في البرد. يمكن أن يحدث اختزال الكبريت إلى SO 2 و H 2 S و S ، اعتمادًا على نشاط المعدن ودرجة حرارة التفاعل وتركيز الحمض:

ملغ + ح 2 سو 4 ( اضرب .) \ u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3 ملغ + 4H2SO4 ( اضرب .) \ u003d 3MgSO 4 + S ↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H2SO4 ( اضرب .) \ u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

مع القلويات

لا تتفاعل معادن المغنيسيوم والقلوية الأرضية مع القلويات ، ويتفاعل البريليوم بسهولة مع كل من المحاليل القلوية والقلويات اللامائية أثناء الاندماج. علاوة على ذلك ، عندما يتم إجراء التفاعل في محلول مائي ، يشارك الماء أيضًا في التفاعل ، وتكون المنتجات عبارة عن رباعي هيدروكسي أوبيريلات من معادن أرضية قلوية أو قلوية وهيدروجين غازي:

كن + 2KOH + 2H 2 O \ u003d H 2 + K 2 - رباعي هيدروكسي أوبيريلات البوتاسيوم

عند إجراء التفاعل مع القلويات الصلبة أثناء الاندماج ، يتم تكوين البريلات من الفلزات الأرضية القلوية أو القلوية والهيدروجين.

كن + 2KOH \ u003d H 2 + K 2 BeO 2 - بيريلات البوتاسيوم

مع أكاسيد

يمكن أن تقلل معادن الأرض القلوية ، وكذلك المغنيسيوم ، المعادن الأقل نشاطًا وبعض المعادن غير الفلزية من أكاسيدها عند تسخينها ، على سبيل المثال:

تسمى طريقة استعادة المعادن من أكاسيدها بالمغنيسيوم المغنيسيوم الحراري.

التفاعل مع فوسفات هيدروجين الصوديوم. أ) ضع قطرات من المحلول في أنبوب اختبار ، أضف 2-3 قطرات من المحلول إلى الخليط الناتج. امزج محتويات أنبوب الاختبار جيدًا بقضيب زجاجي ثم أضفه إلى المحلول حتى يحدث تفاعل قلوي. يسقط راسب بلوري أبيض من فوسفات المغنيسيوم والأمونيوم:

أو في شكل أيوني:

ب) للكشف عن التنظير الدقيق في النموذج ، ضع قطرة من المحلول الذي تم تحليله على شريحة زجاجية. أضف إليه من ماصة شعيرية ، أولاً قطرة من المحلول ، ثم قطرة من المحلول المركز. أخيرًا ، أضف بلورة من فوسفات هيدروجين الصوديوم إلى المحلول. يوصى بتسخين الشريحة الزجاجية برفق على غطاء الحمام المائي. في هذه الحالة ، تتشكل البلورات على شكل نجوم سداسية الشعاع (الشكل 42).

تبرز بلورات من نوع مختلف من المحاليل المخففة (الشكل 43).

أرز. 42. بلورات معزولة من المحاليل المركزة.

أرز. 43. بلورات معزولة من المحاليل المخففة.

الراسب الناتج قابل للذوبان في الأحماض. يتم توجيه التفاعلات نحو تكوين إلكتروليتات ضعيفة: الهيدروفسفات وأيونات ثنائي هيدرو الفوسفات. تحت تأثير الأحماض القوية ، يتشكل حمض الفوسفوريك أيضًا:

يعتمد تكوين بعض منتجات التفاعل على حموضة المحلول ، أي على قوة وتركيز الحمض المأخوذ لإذابة الراسب. عند التعرض له ، يتشكل فقط ولا يتشكل ، لأن حمض الأسيتيك هو حمض أضعف من. لذلك ، يجب تمثيل تفاعل الذوبان في حمض الأسيتيك على النحو التالي:

ومع ذلك ، يجب ألا يغيب عن البال أنه عندما يذوب في الأحماض القوية ، يتشكل حمض الفوسفوريك في الغالب.

شروط رد الفعل. 1. ينصح هطول الأمطار في.

2. وكاتيونات أخرى (باستثناء الكاتيونات من المجموعة التحليلية 1) يجب إزالتها مسبقًا ، لأن معظم الكاتيونات من المجموعات التحليلية الأخرى تشكل فوسفات غير قابل للذوبان في ظل هذه الظروف.

عند إجراء تفاعل دقيق التبلور في وجود حامض الستريك المصاحب في كثير من الأحيان إلى محلول الاختبار.

هذا يجعل من الممكن تنفيذ رد الفعل في وجود.

3. عند الترسيب ، يجب إضافة فائض طفيف لتجنب ترسيب راسب غير متبلور في بيئة قلوية. ومع ذلك ، فإن الفائض الكبير يمنع الترسيب بسبب تكوين الأيونات المعقدة:

4. تسخين المحلول لصالح تكوين راسب بلوري.

5. الحلول عرضة للتشبع الفائق ، لذلك ، لتسريع الترسيب ، يوصى بفرك قضيب زجاجي على جدران أنبوب الاختبار.

6. مع المحتوى المنخفض أو عند العمل باستخدام المحاليل المخففة ، لا يمكن التوصل إلى الاستنتاج النهائي حول الوجود أو الغياب إلا بعد التفاعل.

التفاعل مع-أوكسي كينولين (أوكسين). ضع قطرة من المحلول المحتوي ، في أنبوب اختبار أو على لوح خزفي ، أضف قطرة من المحاليل وأوكسيكوينولين. هذا يشكل راسب بلوري أصفر مخضر من أوكسيكوينولات المغنيسيوم:

لا تترسب الأيونات مع α-hydroxyquinoline.

يستخدم هذا التفاعل للفصل عن بقية الكاتيونات من المجموعة الأولى ، بما في ذلك من ، وكذلك من أجل التحديد الكمي للمغنيسيوم.

شروط رد الفعل. 1. ينصح هطول الأمطار

تترسب أوكسي كينولات الأيونات الأخرى عند قيم مختلفة من:

2. يترسب الكاشف الكاتيونات للعديد من العناصر الأخرى ، لذلك يجب أن تكون الكاتيونات ، بالإضافة إلى المجموعات التحليلية الأولى والثانية ، غائبة.

3. إذا كان يجب إجراء التفاعل في وجود الكاتيونات الأخرى المترسبة بواسطة الأوكسيكوينولين ، يتم استخدام طرق إخفاء الأيونات المسببة للتداخل (انظر الفصل الثالث ، الفقرة 14).

4. من الأفضل أن يتم التهطال عن طريق التسخين.

التفاعل مع -nitrobenzolaresorcinol ("Magneson"). ضع 2-3 قطرات من المحلول المحايد أو الحمضي قليلاً المدروس على صفيحة التنقيط ، أضف 1-2 قطرات من محلول المغنيسون ، الذي له لون أحمر بنفسجي في وسط قلوي. إذا تحول المحلول إلى اللون الأصفر (يشير إلى الطبيعة الحمضية للوسط) ، أضف 1-3 قطرات من المحلول و KOH. في وجود أيونات المغنيسيوم ، يتحول المحلول إلى اللون الأزرق أو يترسب راسب من نفس اللون.

تعتمد آلية التفاعل على الترسيب ، مصحوبة بظاهرة امتزاز الصبغة على سطح هيدروكسيد المغنيسيوم. يصاحب امتصاص بعض الأصباغ لما يسمى بسلسلة الأنثراكينون تغير في اللون الأصلي للصبغة غير الممتصة. نظرًا لأن امتصاص الصبغة على السطح يستمر على الفور ، فإن هذه الظاهرة تعمل كوسيلة ممتازة للكشف عن أيونات المغنيسيوم. لا تتدخل في رد الفعل هذا. تمنع أملاح الأمونيوم الترسيب ، لذا يجب إزالتها أولاً.

تفاعل بالتنقيط N. A. Tananaeva. ضع قطرة من محلول الفينول فثالين وقطرة من محلول متعادل من مادة الاختبار وقطرة من محلول الأمونيا على ورق الترشيح. في هذه الحالة ، تظهر بقعة حمراء بسبب قلوية محلول الأمونيا وهيدروكسيد المغنيسيوم الناتج. ظهور تلطيخ لا يعطي حتى الآن أسبابًا لاستخلاص أي استنتاجات بشأن وجود. عندما تجف البقعة الرطبة فوق لهب الموقد ، يتبخر الفائض ، ويجف هيدروكسيد المغنيسيوم ، وتتغير لون البقعة الحمراء. إذا تم بعد ذلك ترطيب البقعة الجافة بالماء المقطر ، يظهر اللون الأحمر مرة أخرى بسبب التكوين.

الجدول 8. تأثير الكواشف على الكاتيونات من المجموعة التحليلية الأولى

استمرار الجدول. 8.

يجعل رد فعل لون Tananaev من الممكن فتح بحضور. يجب إزالة الكاتيونات من المجموعات التحليلية الأخرى. يظهر أداء التفاعل على ورق الترشيح في الشكل. 12 (انظر الفصل الثالث ، §5).

رد فعل مع هيبويود. يتحول الراسب الأبيض المترسب حديثًا إلى اللون البني الأحمر تحت تأثير hypoiodite بسبب امتزاز عنصر اليود على سطح راسب هيدروكسيد المغنيسيوم. يتغيّر اللون الأحمر المائل إلى البني عند معالجة المادة المترسبة باليود أو هيدروكسيد البوتاسيوم والكحول والمذيبات الأخرى التي تذوب اليود ، وكذلك عندما يعمل الكبريتيت أو الثيوسلفات على تقليل عنصر اليود.

2. أملاح الأمونيوم وأيونات المجموعات التحليلية III و IV و V يجب ألا تكون موجودة.

3. عوامل الاختزال تتداخل مع التفاعل.

4. تتداخل الفوسفات والأكسالات أيضًا مع التفاعل بسبب تكوين رواسب مضغوطة من أكسالات الفوسفات والمغنيسيوم ، والتي لا تستطيع امتصاص اليود العنصري ، على عكس السطح المتطور جيدًا للترسب غير المتبلور.

إلى الأسرة عناصر الأرض القلويةتشمل الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم. شملت D.I Mendeleev المغنيسيوم في هذه العائلة. تمت تسمية عناصر الأرض القلوية لسبب أن هيدروكسيداتها ، مثل هيدروكسيدات الفلزات القلوية ، قابلة للذوبان في الماء ، أي أنها قلويات. أوضح منديليف في كتابه أساسيات الكيمياء: "... يطلق عليها اسم ترابي لأنها توجد في الطبيعة في حالة المركبات التي تشكل كتلة غير قابلة للذوبان من الأرض ، ولها مظهر ترابي في شكل أكاسيد التناضح العكسي". .

الخصائص العامة لعناصر المجموعة IIa

تحتوي معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية على تكوين إلكتروني لمستوى الطاقة الخارجية ns² ، وهي عناصر s.

تبرع بسهولة بإلكترونين من إلكترونين التكافؤ ، وفي كل المركبات يكون لها حالة أكسدة تبلغ +2

عوامل الاختزال القوية

يزيد نشاط المعادن وقدرتها على الاختزال في السلسلة: Be – Mg – Ca – Sr – Ba

تشمل معادن الأرض القلوية الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم فقط ، وغالبًا ما يكون المغنيسيوم

يعتبر البريليوم أقرب إلى الألومنيوم في معظم الخصائص.

الخصائص الفيزيائية للمواد البسيطة

المعادن الأرضية القلوية (مقارنة بالمعادن القلوية) لديها أعلى درجة مئوية. و t ° الغليان ، جهد التأين ، الكثافة والصلابة.

الخواص الكيميائية للمعادن الأرضية القلوية + كن

1. التفاعل مع الماء.

في ظل الظروف العادية ، يكون سطح Be و Mg مغطى بطبقة أكسيد خاملة ، لذا فهي مقاومة للماء. في المقابل ، تذوب Ca و Sr و Ba في الماء مع تكوين القلويات:

Mg + 2H 2 O - t ° → Mg (OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

2. التفاعل مع الأكسجين.

جميع المعادن من أكاسيد RO ، بيروكسيد الباريوم - BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3 - تكوين مركبات ثنائية مع غير فلزات أخرى:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (هاليدات)

Ba + S → BaS (كبريتيد)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (نيتريد)

Ca + H 2 → CaH 2 (هيدرات)

Ca + 2C → CaC 2 (كربيدات)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (الفوسفيد)

يتفاعل البريليوم والمغنيسيوم ببطء نسبيًا مع اللافلزات.

4. جميع المعادن الأرضية القلوية تذوب في الأحماض:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 (ديسمبر) → MgSO 4 + H 2

5. يذوب البريليوم في المحاليل المائية للقلويات:

كن + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

6. المركبات المتطايرة من معادن الأرض القلوية تعطي اللهب لونًا مميزًا:

مركبات الكالسيوم - قرميد أحمر ، السترونتيوم - أحمر قرمزي ، وباريوم - أخضر مصفر.

البريليوم ، مثل الليثيوم ، هو عنصر s. يتم وضع الإلكترون الرابع الذي يظهر في ذرة Be في مدار 2s. طاقة تأين البريليوم أعلى من طاقة الليثيوم بسبب الشحنة النووية الأكبر. في القواعد القوية ، فإنه يشكل أيون BeO 2-2 beryllate. لذلك ، فإن البريليوم معدن ، لكن مركباته مذبذبة. على الرغم من أن البريليوم معدن ، إلا أنه أقل حساسية للكهرباء من الليثيوم.

تختلف طاقة التأين العالية لذرة البريليوم بشكل ملحوظ عن العناصر الأخرى في المجموعة الفرعية للسلطة الفلسطينية (معادن الأرض القلوية والمغنيسيوم). تشبه كيمياءها إلى حد كبير تلك الموجودة في الألومنيوم (تشابه قطري). وبالتالي ، يعد هذا عنصرًا مع وجود صفات مذبذبة في مركباته ، والتي لا تزال سائدة من بينها العناصر الأساسية.

يحتوي التكوين الإلكتروني لـ Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 على ميزة مهمة واحدة مقارنة بالصوديوم: يتم وضع الإلكترون الثاني عشر في مدار 2s ، حيث يوجد بالفعل 1e -.

أيونات المغنيسيوم والكالسيوم عناصر لا غنى عنها للنشاط الحيوي لأي خلية. يجب تحديد نسبتهم في الجسم بدقة. تشارك أيونات المغنيسيوم في نشاط الإنزيمات (على سبيل المثال ، الكربوكسيلاز) ، والكالسيوم - في بناء الهيكل العظمي والتمثيل الغذائي. زيادة محتوى الكالسيوم يحسن امتصاص الطعام. يثير الكالسيوم وينظم عمل القلب. فائضه يزيد بشكل حاد من نشاط القلب. يلعب المغنيسيوم دورًا في دور مضادات الكالسيوم. يؤدي إدخال أيونات Mg 2+ تحت الجلد إلى التخدير دون فترة من الإثارة وشلل العضلات والأعصاب والقلب. الوصول إلى الجرح على شكل معدن يسبب عمليات قيحية طويلة الأمد غير قابلة للشفاء. يسبب أكسيد المغنيسيوم في الرئتين ما يسمى بحمى المسبك. يؤدي التلامس المتكرر لسطح الجلد مع مركباته إلى التهاب الجلد. أملاح الكالسيوم الأكثر استخدامًا في الطب هي CaSO 4 كبريتات وكلوريد CaCL 2. الأول يستخدم للجبس ، والثاني يستخدم للحقن في الوريد وكعلاج داخلي. يساعد في محاربة التورم والالتهابات والحساسية ويخفف من تشنجات الجهاز القلبي الوعائي ويحسن تخثر الدم.

جميع مركبات الباريوم باستثناء BaSO 4 سامة. تسبب التهاب الطمث الدماغي مع تلف في المخيخ ، وتلف عضلات القلب الملساء ، والشلل ، وبجرعات كبيرة - التغيرات التنكسية في الكبد. في الجرعات الصغيرة ، تحفز مركبات الباريوم نشاط نخاع العظم.

عندما يتم إدخال مركبات السترونتيوم في المعدة ، يحدث اضطرابها ، والشلل ، والقيء. تتشابه الآفات في علامات آفات أملاح الباريوم ، لكن أملاح السترونشيوم أقل سمية. يثير القلق بشكل خاص ظهور النظير المشع للسترونشيوم 90 الأب في الجسم. يتم إفرازه ببطء شديد من الجسم ، وعمره النصفي الطويل ، وبالتالي ، فإن مدة العمل يمكن أن تسبب مرض الإشعاع.

الراديوم خطير على الجسم بإشعاعه وعمره النصفي الهائل (T 1/2 = 1617 سنة). في البداية ، بعد اكتشاف وإنتاج أملاح الراديوم في صورة نقية إلى حد ما ، بدأ استخدامها على نطاق واسع جدًا في التنظير الفلوري وعلاج الأورام وبعض الأمراض الخطيرة. الآن ، مع ظهور مواد أخرى يسهل الوصول إليها وأرخص سعرًا ، توقف استخدام الراديوم في الطب عمليًا. في بعض الحالات ، يتم استخدامه لإنتاج الرادون وكمادة مضافة للأسمدة المعدنية.

اكتمال ملء المدار 4s في ذرة الكالسيوم. جنبا إلى جنب مع البوتاسيوم ، فإنه يشكل زوجًا من العناصر s من الفترة الرابعة. هيدروكسيد الكالسيوم قاعدة قوية إلى حد ما. في الكالسيوم - الأقل نشاطًا بين جميع معادن الأرض القلوية - تكون طبيعة الرابطة في المركبات أيونية.

وفقًا لخصائصه ، يحتل السترونشيوم موقعًا وسيطًا بين الكالسيوم والباريوم.

خصائص الباريوم هي الأقرب إلى خصائص الفلزات القلوية.

يستخدم البريليوم والمغنيسيوم على نطاق واسع في السبائك. البرونز البريليوم عبارة عن سبائك نحاسية مرنة تحتوي على 0.5-3٪ بريليوم ؛ سبائك الطيران (كثافة 1.8) تحتوي على 85-90٪ مغنيسيوم ("إلكترون"). يختلف البريليوم عن المعادن الأخرى من المجموعة IIA - فهو لا يتفاعل مع الهيدروجين والماء ، ولكنه يذوب في القلويات ، لأنه يشكل هيدروكسيد مذبذب:

كن + H 2 O + 2NaOH \ u003d Na 2 + H 2.

يتفاعل المغنيسيوم بنشاط مع النيتروجين:

3 ملغ + ن 2 \ u003d ملغ 3 ن 2.

يوضح الجدول قابلية ذوبان الهيدروكسيدات لعناصر المجموعة الثانية.

مشكلة فنية تقليدية - عسر الماءيرتبط بوجود أيونات Mg 2+ و Ca 2+ فيه. تترسب كربونات المغنيسيوم والكالسيوم وكبريتات الكالسيوم على جدران غلايات وأنابيب التدفئة بالماء الساخن من البيكربونات والكبريتات. تتداخل بشكل خاص مع عمل المقطرات المختبرية.

تؤدي العناصر S في الكائن الحي وظيفة بيولوجية مهمة. يوضح الجدول محتواها.

يحتوي السائل خارج الخلية على 5 أضعاف أيونات الصوديوم الموجودة داخل الخلايا. يحتوي محلول متساوي التوتر ("سائل فسيولوجي") على 0.9٪ من كلوريد الصوديوم ، ويستخدم للحقن وغسل الجروح والعينين وما إلى ذلك. تستخدم المحاليل مفرطة التوتر (3-10٪ كلوريد الصوديوم) كمستحضرات في علاج الجروح القيحية (" تمتد »صديد). توجد 98٪ من أيونات البوتاسيوم في الجسم داخل الخلايا و 2٪ فقط في السائل خارج الخلوي. يحتاج الشخص 2.5-5 جرام من البوتاسيوم يوميًا. يحتوي 100 غرام من المشمش المجفف على ما يصل إلى 2 غرام من البوتاسيوم. في 100 غرام من البطاطس المقلية - ما يصل إلى 0.5 غرام من البوتاسيوم. في التفاعلات الأنزيمية داخل الخلايا ، يشارك ATP و ADP في شكل معقدات المغنيسيوم.

كل يوم يحتاج الشخص 300-400 مجم من المغنيسيوم. يدخل الجسم بالخبز (90 ملغ من المغنيسيوم لكل 100 غرام من الخبز) ، الحبوب (في 100 غرام من دقيق الشوفان حتى 115 ملغ من المغنيسيوم) ، المكسرات (حتى 230 ملغ من المغنيسيوم لكل 100 غرام من المكسرات). بالإضافة إلى بناء العظام والأسنان على أساس هيدروكسيلاباتيت Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 ، تشارك كاتيونات الكالسيوم بنشاط في تخثر الدم ، ونقل النبضات العصبية ، وتقلص العضلات. يحتاج البالغون إلى تناول حوالي 1 جرام من الكالسيوم يوميًا. 100 غرام من الجبن الصلب تحتوي على 750 ملغ من الكالسيوم ؛ في 100 غرام من الحليب - 120 ملغ من الكالسيوم ؛ في 100 غرام من الملفوف - ما يصل إلى 50 ملغ.

تتضمن المجموعة التحليلية الرابعة الكاتيونات Mg 2+ و Mn 2+ و Fe 2+ و Fe 3+.

هيدروكسيدات المجموعة الرابعة غير قابلة للذوبان في محلول القلويات والأمونيا الزائدة. يتم ترسيبها كميًا مع فائض من محلول NaOH ، في وجود بيروكسيد الهيدروجين ، وهو عبارة عن كاشف جماعي لأيونات هذه المجموعة. تشكل جميع الكاتيونات فوسفات وأوكسالات وكبريتيدات قابلة للذوبان بشكل ضئيل (باستثناء Mg 2+). Mn 2+ ، Fe 2+ ، Fe 3+ تظهر خصائص الأكسدة والاختزال.

تفاعلات أيونات المغنيسيوم

التفاعل مع القلويات.

تشكل القلويات الكاوية رواسب هلامية بيضاء من هيدروكسيد المغنيسيوم:

MgCl 2 + 2NaOH \ u003d Mg (OH) 2  + 2NaCl

هيدروكسيد المغنيسيوم قابل للذوبان في الأحماض وأملاح الأمونيوم ، ولكنه غير قابل للذوبان في القلويات الزائدة.

تفاعل بمحلول مائينيو هامبشاير 3 .

تشكل الأمونيا مع أيونات المغنيسيوم راسبًا لهيدروكسيد المغنيسيوم:

ملغ 2+ + 2NH 3 ˙ H 2 O \ u003d Mg (OH) 2  + 2NH 4 + ،

الذي لا يستقر بشكل كامل. في وجود أملاح الأمونيوم ، تفكك NH3 ˙ ينخفض ​​H 2 O بشكل كبير بحيث يصبح تركيز أيونات OH أقل من اللازم من أجل تجاوز منتج قابلية الذوبان لـ Mg (OH) 2. بعبارة أخرى ، يشكل NH4 Cl و NH 3 محلولًا منظمًا مع pH = 8.3 ، حيث لا يترسب هيدروكسيد المغنيسيوم.

3. التفاعل مع فوسفات هيدروجين الصوديوم.

MgCl 2 + Na 2 HPO 4 \ u003d MgHPO 4  + 2NaCl

فوسفات هيدروجين المغنيسيوم هو راسب أبيض غير متبلور ، قابل للذوبان في الأحماض المعدنية ، وعند تسخينه ، في حمض الأسيتيك.

تنفيذ رد فعل: عند إجراء التفاعل في وجود NH 3 ˙ يترسب H 2 O و NH 4 Cl راسب بلوري أبيض من المغنيسيوم وفوسفات الأمونيوم. يتم وضع 3-4 قطرات من ملح المغنيسيوم (المهام) في أنبوب اختبار ، ويضاف محلول الأمونيا إلى تعكر ضعيف ، ومحلول NH 4 Cl حتى يذوب ، و2-3 قطرات من محلول Na 2 HPO 4. الاختبار يتم تبريد الأنبوب تحت الماء البارد ، وفرك قضيب زجاجي بالجدران الداخلية لأنبوب الاختبار. في وجود أيونات المغنيسيوم ، يتشكل راسب بلوري أبيض بمرور الوقت:

MgCl 2 + Na 2 HPO 4 + NH 3 ˙ H 2 O \ u003d MgNH 4 PO 4  + 2NaCl + H 2 O

يمكن أيضًا إجراء التفاعل على شكل ميكروكريستالوسكوبي. قطرة من ملح المغنيسيوم (مهام) ، قطرة من NH4 Cl على شريحة زجاجية ، تُحفظ فوق زجاجة بمحلول مركز من NH 3 (منسدل) ، بلورة من Na 2 HPO 4 12H 2 O أضيفت وبعد دقيقة لوحظت بلورات MgNH 4 PO 4 في شكل تشعبات (أوراق) تحت المجهر.

التفاعل مع كربونات الأمونيوم.

2MgCl 2 + 2 (NH 4) 2 CO 3 + H 2 O \ u003d Mg 2 (OH) 2 CO 3  + 4NH 4 Cl + CO 2 

الراسب قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء ولا يترسب إلا عند الأس الهيدروجيني> 9. وهو قابل للذوبان في أملاح الأمونيوم ، والذي يمكن تفسيره بناءً على التوازن التالي: Mg 2 (OH) 2 CO 3 Mg 2 (OH) 2 CO 3  2 مجم 2+ + 2 أوه - + ثاني أكسيد الكربون 3 2–

مع إدخال NH 4 Cl ، فإنه يفصل NH 4 Cl  NH 4 + + Cl -. ترتبط أيونات NH 4 + بأيونات الهيدروكسيد في مركب منخفض الانفصال NH 3 ˙ H 2 O ، ونتيجة لذلك ينخفض ​​تركيز أيونات OH ولا يتم الوصول إليه ويذوب الراسب.

5. التفاعل مع 8-هيدروكسي كينولين.

8-هيدروكسي كينولين في وسط الأمونيا عند الأس الهيدروجيني 9.5-12.7 يشكل ترسبًا بلوريًا أصفر مخضر من الملح داخل المركب هيدروكسي كينولات المغنيسيوم Mg (C 9 H 6 NO) 2 2H 2 O مع أيونات المغنيسيوم:

مغ 2+ + 2 ج 9 س 6 نوه + 2NH 4 أوه \ u003d مغ (ك 9 س 6 لا) 2 + 2NH 4 +

الراسب قابل للذوبان في أحماض الأسيتيك والمعدنية. لا تتداخل الكاتيونات الفلزية القلوية والقلوية مع التفاعل.

تنفيذ رد فعل: يتم إضافة قطرتين من محلول الفينول فثالين ومحلول أمونيا 2 مولار بالتنقيط إلى 3-4 قطرات من محلول الاختبار حتى يظهر اللون الوردي. يتم تسخين محتويات الأنبوب حتى الغليان وتضاف 4-5 قطرات من محلول كحول 5٪ من 8-هيدروكسي كينولين. في وجود المغنيسيوم ، يتشكل راسب أصفر مخضر. لا تتدخل أيونات الفلزات القلوية والقلوية في التفاعلات.

من هذه المقالة سوف تتعلم ما هو المغنيسيوم وترى معجزة كيميائية حقيقية - حرق المغنيسيوم في الماء!

في القرن السابع عشر ، في مدينة إبسوم الإنجليزية ، تم عزل مادة مريرة من نبع معدني كان له تأثير ملين. تبين أن هذه المادة هي هيدرات كبريتات المغنيسيوم أو MgSO₄ 7H₂O. وبسبب الطعم الخاص ، أطلق الصيادلة على هذا المركب اسم "الملح المر". في عام 1808 ، حصل الكيميائي الإنجليزي همفري ديفي على مزيج من العنصر الثاني عشر باستخدام المغنيسيا والزئبق. بعد أحد عشر عامًا ، حصل الكيميائي الفرنسي أنطوان بوسي على المادة المعنية بمساعدة كلوريد المغنيسيوم والبوتاسيوم ، مما قلل من المغنيسيوم.

المغنيسيوم هو أحد أكثر العناصر وفرة في القشرة الأرضية. توجد معظم مركبات المغنيسيوم في مياه البحر. يلعب هذا العنصر دورًا مهمًا في حياة الإنسان والحيوان و.

كمعدن ، لا يستخدم المغنيسيوم في شكله النقي - فقط في السبائك (على سبيل المثال ، مع التيتانيوم). يسمح لك المغنيسيوم بإنشاء سبائك خفيفة للغاية.

الخصائص الفيزيائية للمغنيسيوم

إنه معدن خفيف ومرن ذو لون فضي فاتح مع لمعان معدني مميز.

يتأكسد المغنيسيوم بالهواء ، ويتشكل على سطحه غشاء MgO قوي بدرجة كافية ، مما يحمي المعدن من التآكل.

درجة انصهار المعدن الفضي هي 650 درجة مئوية ونقطة الغليان 1091 درجة مئوية.

الخواص الكيميائية للمغنيسيوم

هذا المعدن مغطى بطبقة أكسيد واقية. إذا تم تدميره ، فسوف يتأكسد المغنيسيوم بسرعة في الهواء. تحت تأثير درجة الحرارة ، يتفاعل المعدن بنشاط مع الهالوجينات والعديد من اللافلزات. يتفاعل المغنيسيوم مع الماء الساخن لتكوين هيدروكسيد المغنيسيوم على شكل راسب:

مغ + 2H₂O = مغ (أوه) ₂ + H₂

إذا تم إشعال مسحوق المغنيسيوم على موقد غاز في ملعقة كيميائية خاصة ثم تم إنزاله في الماء ، سيبدأ المسحوق في الاحتراق بشكل أكثر كثافة.

إليك كيف ستسير الأمور:

بسبب الهيدروجين المنطلق بشكل مكثف ، سيكون مصحوبًا. في هذه الحالة ، يتكون أكسيد المغنيسيوم ، ثم هيدروكسيده.

ينتمي المغنيسيوم إلى معادن نشطة ، وبالتالي يتفاعل بعنف مع الأحماض. ومع ذلك ، لا يحدث هذا بشكل عنيف كما هو الحال في معدن البوتاسيوم القلوي ، أي أن التفاعل يستمر بدون اشتعال. ولكن مع هسهسة مميزة ، يتم إطلاق فقاعات الهيدروجين بنشاط. وعلى الرغم من أن فقاعات الهيدروجين ترفع المعدن ، إلا أنه ليس خفيفًا بما يكفي ليبقى طافيًا.

معادلة تفاعل المغنيسيوم وحمض الهيدروكلوريك:

ملغ + 2HCl = MgCl₂ + H₂

عند درجات حرارة أعلى من 600 درجة مئوية ، يشتعل المغنيسيوم في الهواء ، وينبعث منه ضوء ساطع للغاية في الطيف بأكمله تقريبًا ، على غرار الشمس.

انتباه! لا تحاول تكرار هذه التجارب بنفسك!

يمكن لمثل هذا الفلاش المسبب للعمى أن يؤذي العينين: يمكن أن تصاب بحروق شبكية ، وفي أسوأ الحالات ، يمكن أن تفقد بصرك. لذلك ، فإن هذه التجربة ليست فقط من بين الأجمل ، ولكنها أيضًا من بين الأكثر خطورة. لا يوصى بإجراء هذه التجربة بدون نظارات واقية داكنة خاصة. ستجد تجربة حرق المغنيسيوم التي يمكن إجراؤها بأمان في المنزل.

أثناء التفاعل ، يتم تكوين مسحوق أبيض من أكسيد المغنيسيوم (يسمى أيضًا المغنيسيوم) ، وكذلك نيتريد المغنيسيوم. معادلات الاحتراق:

2Mg + O₂ = 2MgO ؛

3Mg + N₂ = Mg₃N₂.

يستمر المغنيسيوم في الاحتراق في الماء وفي جو من ثاني أكسيد الكربون ، لذا فإن إطفاء مثل هذا الحريق صعب للغاية. يؤدي الإطفاء بالماء فقط إلى تفاقم الوضع ، حيث يبدأ إطلاق الهيدروجين ، والذي يشتعل أيضًا.

استخدام غير عادي للمغنيسيوم كمصدر للضوء (1931)

العنصر الثاني عشر مشابه جدًا للمعدن القلوي. على سبيل المثال ، يتفاعل أيضًا مع النيتروجين لتكوين نيتريد:

3Mg + N₂ = Mg₃N₂.

أيضًا ، مثل الليثيوم ، يمكن أن يتحلل نيتريد المغنيسيوم بسهولة بالماء:

Mg₃N₂ + 6Н₂О = 3Mg (OH) ₂ + 2NH₃.