Reakcje chemiczne z mg. Charakterystyczne właściwości chemiczne Be, Mg i metali ziem alkalicznych. Właściwości fizyczne substancji prostych

Grupa IIA zawiera wyłącznie metale – Be (beryl), Mg (magnez), Ca (wapń), Sr (stront), Ba (bar) i Ra (rad). Właściwości chemiczne pierwszego przedstawiciela tej grupy, berylu, najbardziej różnią się od właściwości chemicznych pozostałych pierwiastków tej grupy. Jego Właściwości chemiczne pod wieloma względami są jeszcze bardziej podobne do aluminium niż do innych metali z grupy IIA (tzw. „podobieństwo diagonalne”). Magnez w swoich właściwościach chemicznych również znacznie różni się od Ca, Sr, Ba i Ra, ale nadal ma z nimi znacznie bardziej podobne właściwości chemiczne niż beryl. Ze względu na znaczne podobieństwo właściwości chemicznych wapnia, strontu, baru i radu, łączy się je w jedną rodzinę zwaną ziemia alkaliczna metale.

Do grupy IIA należą wszystkie elementy S-elementy, tj. zawierają wszystkie swoje elektrony walencyjne S-podpoziom Zatem konfiguracja elektronowa zewnętrznej warstwy elektronowej wszystkich pierwiastki chemiczne tej grupy ma postać ns 2 , Gdzie N– numer okresu, w którym znajduje się element.

Ze względu na specyfikę struktury elektronowej metali grupy IIA pierwiastki te oprócz zera mogą mieć tylko jeden stopień utlenienia równy +2. Proste substancje utworzone przez elementy Grupa IIA, z udziałem w dowolnym reakcje chemiczne są zdolne jedynie do utleniania, tj. oddaj elektrony:

Ja 0 – 2e — → Ja +2

Wapń, stront, bar i rad mają niezwykle wysoką reaktywność chemiczną. Tworzone przez nie proste substancje są bardzo silnymi środkami redukującymi. Magnez jest także silnym środkiem redukującym. Aktywność redukcyjna metali jest zgodna z ogólnymi prawami okresowego prawa D.I. Mendelejewa i wzrasta w dół podgrupy.

Interakcja z substancjami prostymi

z tlenem

Bez ogrzewania beryl i magnez nie reagują ani z tlenem atmosferycznym, ani z czystym tlenem, ponieważ są pokryte cienkimi filmami ochronnymi składającymi się odpowiednio z tlenków BeO i MgO. Ich przechowywanie nie wymaga specjalnych metod ochrony przed powietrzem i wilgocią, w przeciwieństwie do metali ziem alkalicznych, które przechowywane są pod warstwą obojętnej dla nich cieczy, najczęściej nafty.

Be, Mg, Ca, Sr po spaleniu w tlenie tworzą tlenki o składzie MeO i Ba - mieszaninę tlenku baru (BaO) i nadtlenku baru (BaO 2):

2Mg + O2 = 2MgO

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

Ba + O2 = BaO2

Należy zauważyć, że gdy metale ziem alkalicznych i magnez spalają się w powietrzu, zachodzi również uboczna reakcja tych metali z azotem z powietrza, w wyniku której oprócz związków metali z tlenem powstają azotki o ogólnym wzorze Me 3 N Tworzą się także 2.

z halogenami

Beryl reaguje z halogenami dopiero w wysokich temperaturach, a pozostałe metale z grupy IIA – już w temperaturze pokojowej:

Mg + I 2 = Mg I 2 – Jodek magnezu

Ca + Br 2 = CaBr 2 – bromek wapnia

Ba + Cl 2 = BaCl 2 – chlorek baru

z niemetalami z grup IV–VI

Wszystkie metale z grupy IIA reagują po ogrzaniu ze wszystkimi niemetalami z grup IV–VI, ale w zależności od pozycji metalu w grupie, a także aktywności niemetali, wymagany jest różny stopień ogrzewania. Ponieważ beryl jest najbardziej obojętny chemicznie spośród wszystkich metali grupy IIA, podczas przeprowadzania reakcji z niemetalami wymagane jest znaczne jego zastosowanie. O podwyższona temperatura.

Należy zauważyć, że w reakcji metali z węglem mogą powstawać węgliki o różnym charakterze. Istnieją węgliki należące do metanowców i powszechnie uważane za pochodne metanu, w których wszystkie atomy wodoru zastąpiono metalem. Podobnie jak metan zawierają węgiel na stopniu utlenienia -4, a gdy ulegają hydrolizie lub wchodzą w interakcję z kwasami nieutleniającymi, jednym z produktów jest metan. Istnieje również inny rodzaj węglików - acetylenki, które zawierają jon C 2 2-, będący w rzeczywistości fragmentem cząsteczki acetylenu. Węgliki, takie jak acetylenki, po hydrolizie lub interakcji z kwasami nieutleniającymi, tworzą acetylen jako jeden z produktów reakcji. Rodzaj węglika – metanowiec lub acetylenek – powstający w wyniku reakcji danego metalu z węglem, zależy od wielkości kationu metalu. Jony metali o małym promieniu zwykle tworzą metanidy, a większe jony tworzą acetylenki. W przypadku metali drugiej grupy metanowiec otrzymuje się w wyniku oddziaływania berylu z węglem:

Pozostałe metale z grupy II A tworzą acetylenki z węglem:

Z krzemem metale grupy IIA tworzą krzemki - związki typu Me 2 Si, z azotem - azotki (Me 3 N 2), z fosforem - fosforki (Me 3 P 2):

z wodorem

Wszystkie metale ziem alkalicznych reagują z wodorem po podgrzaniu. Aby magnez przereagował z wodorem, samo ogrzewanie, jak w przypadku metali ziem alkalicznych, nie wystarczy, oprócz wysokiej temperatury wymagane jest również podwyższone ciśnienie wodoru. Beryl w żadnych warunkach nie reaguje z wodorem.

Interakcja z substancjami złożonymi

z wodą

Wszystkie metale ziem alkalicznych aktywnie reagują z wodą, tworząc zasady (rozpuszczalne wodorotlenki metali) i wodór. Magnez reaguje z wodą tylko po zagotowaniu, ponieważ po podgrzaniu ochronny film tlenkowy MgO rozpuszcza się w wodzie. W przypadku berylu ochronna warstwa tlenku jest bardzo odporna: woda nie reaguje z nią ani podczas wrzenia, ani nawet w wysokich temperaturach:

z kwasami nieutleniającymi

Wszystkie metale z głównej podgrupy grupy II reagują z kwasami nieutleniającymi, ponieważ znajdują się w szeregu aktywności na lewo od wodoru. W tym przypadku powstaje sól odpowiedniego kwasu i wodoru. Przykłady reakcji:

Be + H 2 SO 4 (rozcieńczony) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr2 + H2

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

z kwasami utleniającymi

− rozcieńczony kwas azotowy

Wszystkie metale z grupy IIA reagują z rozcieńczonym kwasem azotowym. W tym przypadku produktami redukcji zamiast wodoru (jak w przypadku kwasów nieutleniających) są tlenki azotu, głównie tlenek azotu (I) (N 2 O), a w przypadku silnie rozcieńczonego kwasu azotowego – amon azotan (NH 4NO 3):

4Ca + 10HNO3 ( razb .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO3 (bardzo niewyraźne)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4NO 3 + 3H 2 O

− stężony kwas azotowy

Stężony kwas azotowy w zwykłej (lub niskiej) temperaturze pasywuje beryl, tj. nie reaguje z tym. Podczas wrzenia reakcja jest możliwa i przebiega głównie zgodnie z równaniem:

Magnez i metale ziem alkalicznych reagują ze stężonym kwasem azotowym, tworząc szeroką gamę różnych produktów redukcji azotu.

− stężony kwas siarkowy

Beryl pasywuje się stężonym kwasem siarkowym, tj. nie reaguje z nim w normalnych warunkach, ale reakcja zachodzi podczas wrzenia i prowadzi do powstania siarczanu berylu, dwutlenku siarki i wody:

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

Bar jest również pasywowany stężonym kwasem siarkowym w wyniku tworzenia nierozpuszczalnego siarczanu baru, ale reaguje z nim po podgrzaniu; siarczan baru rozpuszcza się po podgrzaniu w stężonym kwasie siarkowym w wyniku jego konwersji do wodorosiarczanu baru.

Pozostałe metale z grupy głównej IIA reagują ze stężonym kwasem siarkowym w każdych warunkach, także na zimno. Redukcja siarki może nastąpić do SO 2, H 2 S i S w zależności od aktywności metalu, temperatury reakcji i stężenia kwasu:

Mg + H2SO4 ( stęż. .) = MgSO4 + SO2 + H2O

3Mg + 4H2SO4 ( stęż. .) = 3MgSO4 + S↓ + 4H2O

4Ca + 5H2SO4 ( stęż. .) = 4CaSO4 +H2S + 4H2O

z alkaliami

Magnez i metale ziem alkalicznych nie oddziałują z alkaliami, a beryl łatwo reaguje podczas stapiania zarówno z roztworami alkalicznymi, jak i bezwodnymi zasadami. Ponadto, gdy reakcję prowadzi się w roztworze wodnym, w reakcji uczestniczy również woda, a produktami są tetrahydroksoberylany metali alkalicznych lub metali ziem alkalicznych oraz gazowy wodór:

Być + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - tetrahydroksoberylan potasu

Podczas przeprowadzania reakcji ze stałą zasadą podczas stapiania powstają berylany metali alkalicznych lub metali ziem alkalicznych i wodór

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - berylan potasu

z tlenkami

Metale ziem alkalicznych, a także magnez, po podgrzaniu mogą redukować mniej aktywne metale i niektóre niemetale z ich tlenków, na przykład:

Metodę redukcji metali z ich tlenków za pomocą magnezu nazywa się magnezem.

Reakcja z wodorofosforanem sodu. a) Krople roztworów umieścić w probówce, do powstałej mieszaniny dodać 2-3 krople roztworu. Zawartość probówki dokładnie wymieszać szklaną pałeczką, a następnie dodawać do roztworu aż do uzyskania odczynu zasadowego. Wytrąca się biały krystaliczny osad fosforanu amonowo-magnezowego:

lub w formie jonowej:

b) W celu wykrycia mikrokrystaloskopowego umieścić kroplę roztworu testowego na szkiełku. Dodać do niego z pipety kapilarnej najpierw kroplę roztworu, następnie kroplę stężonego roztworu. Na koniec do roztworu dodać kryształ wodorofosforanu sodu. Zaleca się delikatne podgrzanie szkiełka na pokrywie łaźni wodnej. W tym przypadku kryształy powstają w postaci sześciopromienistych gwiazd (ryc. 42).

Z rozcieńczonych roztworów wyróżniają się kryształy innego typu (ryc. 43).

Ryż. 42. Kryształy izolowane ze stężonych roztworów.

Ryż. 43. Kryształy izolowane z rozcieńczonych roztworów.

Powstały osad rozpuszcza się w kwasach. Reakcje ukierunkowane są na powstawanie słabych elektrolitów: jonów wodorofosforanowych i diwodorofosforanowych. Pod wpływem silnych kwasów powstaje również kwas ortofosforowy:

Tworzenie się niektórych produktów reakcji zależy od kwasowości roztworu, tj. od mocy i stężenia kwasu użytego do rozpuszczenia osadu. Pod wpływem działania nie tworzy się, ponieważ kwas octowy jest słabszym kwasem. Dlatego reakcję rozpuszczania w kwasie octowym należy przedstawić w następujący sposób:

Należy jednak pamiętać, że po rozpuszczeniu w mocnych kwasach powstaje głównie kwas fosforowy.

Warunki reakcji. 1. Opady zaleca się przeprowadzać o godz.

2. i inne kationy (z wyjątkiem kationów I grupy analitycznej) należy najpierw usunąć, ponieważ większość kationów innych grup analitycznych tworzy w tych warunkach nierozpuszczalne fosforany.

Podczas prowadzenia reakcji mikrokrystalicznej w obecności, często towarzyszącej, do roztworu testowego dodaje się kwas cytrynowy.

Umożliwia to prowadzenie reakcji w obecności .

3. Podczas wytrącania należy dodać niewielki nadmiar, aby w środowisku zasadowym nie utworzył się amorficzny osad. Jednak duży nadmiar zapobiega wytrącaniu się z powodu tworzenia się jonów złożonych:

4. Ogrzewanie roztworu aż do sprzyjania tworzeniu się krystalicznego osadu.

5. Roztwory są podatne na przesycenie, dlatego w celu przyspieszenia wytrącania zaleca się pocierać szklanym prętem o ścianki probówki.

6. Przy niskich stężeniach lub podczas pracy z rozcieńczonymi roztworami ostateczny wniosek na temat obecności lub nieobecności można wyciągnąć dopiero po przeprowadzeniu reakcji.

Reakcja z -hydroksychinoliną (oksyną). Umieść kroplę roztworu zawierającego w probówce lub na porcelanowej płytce, dodaj kroplę roztworów i -hydroksychinoliny. W tym przypadku tworzy się zielonkawo-żółty krystaliczny osad hydroksychinolanu magnezu:

Jony nie powodują wytrącania -hydroksychinoliny.

Reakcja ta stosowana jest do oddzielania od innych kationów grupy I, w tym od, a także do ilościowego oznaczania magnezu.

Warunki reakcji. 1. Opady zaleca się przeprowadzać o godz

Hydroksychinolany innych jonów wytrącają się przy różnych wartościach:

2. Odczynnik wytrąca kationy wielu innych pierwiastków, zatem kationy inne niż grupy analityczne I i II powinny być nieobecne.

3. Jeżeli reakcja musi być prowadzona w obecności innych kationów wytrąconych przez hydroksychinolinę, stosuje się metody maskowania jonów zakłócających (patrz rozdział III, § 14).

4. Opady najlepiej przeprowadzać po podgrzaniu.

Reakcja z -nitrobenzenazoresorcynolem („magnezonem”). Na płytce kroplowej umieść 2-3 krople badanego roztworu obojętnego lub lekko kwaśnego, dodaj 1-2 krople roztworu magnezonu, który w środowisku zasadowym ma czerwono-fioletową barwę. Jeżeli roztwór zmieni kolor na żółty (co wskazuje na kwaśny charakter podłoża), dodać 1-3 krople roztworu i KOH. W obecności jonów magnezu roztwór zmienia kolor na niebieski lub tworzy się osad o tym samym kolorze.

Mechanizm reakcji opiera się na wytrącaniu, któremu towarzyszy zjawisko adsorpcji barwnika na powierzchni wodorotlenku magnezu. Adsorpcji niektórych barwników z tzw. serii antrachinonowej towarzyszy zmiana pierwotnej barwy barwnika niezaadsorbowanego. Ponieważ adsorpcja barwnika na powierzchni następuje natychmiastowo, zjawisko to stanowi doskonałą metodę wykrywania jonów magnezu. nie zakłócaj tej reakcji. Sole amonowe zapobiegają wytrącaniu się opadów, dlatego należy je najpierw usunąć.

Reakcja na upuszczenie N. A. Tananaev. Na bibule filtracyjnej umieścić kroplę roztworu fenoloftaleiny, kroplę obojętnego roztworu substancji badanej i kroplę roztworu amoniaku. W tym przypadku pojawia się czerwona plama z powodu zasadowości roztworu amoniaku i powstałego wodorotlenku magnezu. Pojawienie się zabarwienia nie daje jeszcze podstaw do wyciągania wniosków na temat obecności. Po wysuszeniu mokrej plamy nad płomieniem palnika nadmiar odparowuje, wodorotlenek magnezu odwadnia się, a czerwona plama ulega odbarwieniu. Jeśli następnie zwilżysz zaschniętą plamę wodą destylowaną, czerwony kolor pojawi się ponownie w wyniku tworzenia się plamy.

Tabela 8. Wpływ odczynników na kationy pierwszej grupy analitycznej

Kontynuacja tabeli. 8.

Reakcja barwna Tananaeva umożliwia otwarcie w obecności. Należy usunąć kationy innych grup analitycznych. Reakcję na bibule filtracyjnej pokazano na ryc. 12 (patrz rozdział III, § 5).

Reakcja z zapaleniem niedoczynności tarczycy. Świeżo wytrącony biały osad zmienia kolor na czerwono-brązowy pod wpływem podjodytu w wyniku adsorpcji pierwiastkowego jodu na powierzchni osadu wodorotlenku magnezu. Czerwono-brązowy kolor ulega odbarwieniu pod wpływem działania osadu jodkiem lub wodorotlenkiem potasu, alkoholem i innymi rozpuszczalnikami rozpuszczającymi jod, a także pod wpływem siarczynu lub tiosiarczanu, które redukują jod pierwiastkowy.

2. Sole amonowe i jony grup analitycznych III, IV i V muszą być nieobecne.

3. Środki redukujące zakłócają reakcję.

4. Fosforany i szczawiany również zakłócają reakcję z powodu tworzenia zwartych osadów fosforanu i szczawianu magnezu, które nie są w stanie adsorbować pierwiastkowego jodu, w przeciwieństwie do dobrze rozwiniętej powierzchni amorficznego osadu.

Do rodziny pierwiastki ziem alkalicznych obejmują wapń, stront, bar i rad. D.I. Mendelejew zaliczył do tej rodziny magnez. Pierwiastki ziem alkalicznych nazywane są, ponieważ ich wodorotlenki, podobnie jak wodorotlenki metali alkalicznych, są rozpuszczalne w wodzie, tj. Są alkaliami. „...Nazywa się je ziemnymi, ponieważ w naturze występują w stanie związków tworzących nierozpuszczalną masę ziemi, a same w postaci tlenków RO mają ziemisty wygląd” – wyjaśnił Mendelejew w „Podstawach chemii” .”

Ogólna charakterystyka pierwiastków grupy IIa

Metale głównej podgrupy grupy II mają konfigurację elektronową zewnętrznego poziomu energii ns² i są pierwiastkami s.

Z łatwością oddaj dwa elektrony walencyjne, a we wszystkich związkach mają stopień utlenienia +2

Silne środki redukujące

Aktywność metali i ich zdolność redukcyjna wzrasta w szeregu: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

Do metali ziem alkalicznych zalicza się wyłącznie wapń, stront, bar i rad, rzadziej magnez

W większości właściwości beryl jest bliższy aluminium

Właściwości fizyczne substancji prostych

Metale ziem alkalicznych (w porównaniu do metali alkalicznych) mają wyższe temperatury. i temperatura wrzenia, potencjały jonizacji, gęstości i twardość.

Właściwości chemiczne metali ziem alkalicznych + Be

1. Reakcja z wodą.

W normalnych warunkach powierzchnia Be i Mg pokryta jest obojętną warstwą tlenku, dzięki czemu są one odporne na wodę. Natomiast Ca, Sr i Ba rozpuszczają się w wodzie, tworząc zasady:

Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2. Reakcja z tlenem.

Wszystkie metale tworzą tlenki RO, nadtlenek baru - BaO 2:

2Mg + O2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. Tworzą związki binarne z innymi niemetalami:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (halogenki)

Ba + S → BaS (siarczki)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (azotki)

Ca + H 2 → CaH 2 (wodory)

Ca + 2C → CaC 2 (węgliki)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (fosfory)

Beryl i magnez reagują stosunkowo wolno z niemetalami.

4. Wszystkie metale ziem alkalicznych rozpuszczają się w kwasach:

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2

Mg + H 2 SO 4 (rozcieńczony) → MgSO 4 + H 2

5. Beryl rozpuszcza się w roztwory wodne zasady:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

6. Lotne związki metali ziem alkalicznych nadają płomieniowi charakterystyczny kolor:

związki wapnia są ceglastoczerwone, związki strontu są karminowoczerwone, a związki baru są żółtawo-zielone.

Beryl, podobnie jak lit, jest jednym z pierwiastków S. Czwarty elektron występujący w atomie Be jest umieszczony na orbicie 2s. Energia jonizacji berylu jest wyższa niż litu ze względu na wyższy ładunek jądrowy. W mocnych zasadach tworzy jon berylanu BeO 2-2. W związku z tym beryl jest metalem, ale jego związki są amfoteryczne. Beryl, chociaż jest metalem, jest znacznie mniej elektrododatni niż lit.

Wysoka energia jonizacji atomu berylu wyraźnie różni się od innych pierwiastków podgrupy PA (magnezu i metali ziem alkalicznych). Jego skład chemiczny jest w dużej mierze podobny do aluminium (podobieństwo diagonalne). Jest to zatem pierwiastek o właściwościach amfoterycznych w swoich związkach, wśród których nadal dominują pierwiastki zasadowe.

Konfiguracja elektronowa Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 w porównaniu do sodu ma jedną istotną cechę: dwunasty elektron jest umieszczony na orbicie 2s, gdzie znajduje się już 1e - .

Jony magnezu i wapnia są niezastąpionymi elementami życia każdej komórki. Ich stosunek w organizmie musi być ściśle określony. Jony magnezu biorą udział w działaniu enzymów (np. karboksylazy), wapnia - w budowie szkieletu i metabolizmie. Zwiększenie poziomu wapnia poprawia wchłanianie pokarmu. Wapń pobudza i reguluje pracę serca. Jego nadmiar gwałtownie zwiększa aktywność serca. Magnez pełni rolę antagonisty wapnia. Wprowadzenie jonów Mg 2+ pod skórę powoduje znieczulenie bez okresu pobudzenia, paraliż mięśni, nerwów i serca. Dostając się do rany w postaci metalu, powoduje długotrwałe, nie gojące się procesy ropne. Tlenek magnezu w płucach powoduje tak zwaną gorączkę odlewniczą. Częsty kontakt powierzchni skóry z jej związkami prowadzi do zapalenia skóry. Najczęściej stosowanymi solami wapnia w medycynie są siarczan CaSO 4 i chlorek CaCL 2. Pierwszy stosuje się do opatrunków gipsowych, drugi do wlewów dożylnych i jako środek wewnętrzny. Pomaga zwalczać obrzęki, stany zapalne, alergie, łagodzi skurcze układu sercowo-naczyniowego i poprawia krzepliwość krwi.

Wszystkie związki baru, z wyjątkiem BaSO 4, są trujące. Powodują zapalenie opon mózgowo-rdzeniowych z uszkodzeniem móżdżku, uszkodzeniem mięśni gładkich serca, porażeniem, a w dużych dawkach - zmianami zwyrodnieniowymi wątroby. W małych dawkach związki baru stymulują aktywność szpiku kostnego.

Po wprowadzeniu związków strontu do żołądka następuje rozstrój żołądka, paraliż i wymioty; objawy uszkodzeń są podobne do uszkodzeń spowodowanych solami baru, ale sole strontu są mniej toksyczne. Szczególnie niepokojące jest pojawienie się w organizmie radioaktywnego izotopu strontu 90 Sr. Jest wydalany z organizmu niezwykle wolno, a jego długi okres półtrwania i w związku z tym długi czas działania mogą powodować chorobę popromienną.

Rad jest niebezpieczny dla organizmu ze względu na promieniowanie i ogromny okres półtrwania (T 1/2 = 1617 lat). Początkowo, po odkryciu i wyprodukowaniu soli radu w mniej lub bardziej czystej postaci, zaczęto go dość szeroko stosować do fluoroskopii, leczenia nowotworów i niektórych poważnych chorób. Obecnie, wraz z pojawieniem się innych, bardziej dostępnych i tańszych materiałów, zastosowanie radu w medycynie praktycznie ustało. W niektórych przypadkach wykorzystywany jest do produkcji radonu oraz jako dodatek do nawozów mineralnych.

W atomie wapnia zapełnianie orbitalu 4s jest zakończone. Razem z potasem tworzy parę s-elementów czwartego okresu. Wodorotlenek wapnia jest dość mocną zasadą. Wapń, najmniej aktywny ze wszystkich metali ziem alkalicznych, ma w swoich związkach wiązania jonowe.

Ze względu na swoje właściwości stront zajmuje pozycję pośrednią między wapniem a barem.

Właściwości baru są najbliższe właściwościom metali alkalicznych.

Beryl i magnez są szeroko stosowane w stopach. Brązy berylowe to elastyczne stopy miedzi z dodatkiem 0,5-3% berylu; Stopy lotnicze (gęstość 1,8) zawierają 85–90% magnezu („elektronów”). Beryl różni się od innych metali grupy IIA - nie reaguje z wodorem i wodą, ale rozpuszcza się w zasadach, ponieważ tworzy wodorotlenek amfoteryczny:

Be+H2O+2NaOH=Na2+H2.

Magnez aktywnie reaguje z azotem:

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2.

Tabela pokazuje rozpuszczalność wodorotlenków pierwiastków grupy II.

Tradycyjny problem techniczny - twardość wody, związany z obecnością w nim jonów Mg 2+ i Ca 2+. Z wodorowęglanów i siarczanów węglany magnezu i wapnia oraz siarczan wapnia osadzają się na ścianach kotłów grzewczych i rurach z gorącą wodą. Szczególnie zakłócają pracę gorzelni laboratoryjnych.

Pierwiastki S pełnią w żywym organizmie ważną funkcję biologiczną. Tabela przedstawia ich zawartość.

Płyn zewnątrzkomórkowy zawiera 5 razy więcej jonów sodu niż wnętrze komórek. Roztwór izotoniczny („płyn fizjologiczny”) zawiera 0,9% chlorku sodu, stosuje się go do zastrzyków, przemywania ran i oczu itp. Roztwory hipertoniczne (3-10% chlorku sodu) stosuje się jako płyny w leczeniu ropnych ran („ ciągnięcie „ropy”). 98% jonów potasu w organizmie znajduje się wewnątrz komórek, a tylko 2% w płynie zewnątrzkomórkowym. Osoba potrzebuje 2,5-5 g potasu dziennie. 100 g suszonych moreli zawiera aż 2 g potasu. 100 g smażonych ziemniaków zawiera aż 0,5 g potasu. W wewnątrzkomórkowym reakcje enzymatyczne ATP i ADP uczestniczą w postaci kompleksów magnezu.

Każdego dnia człowiek potrzebuje 300-400 mg magnezu. Dostaje się do organizmu wraz z pieczywem (90 mg magnezu na 100 g chleba), zbożami (100 g płatków owsianych zawiera do 115 mg magnezu) i orzechami (do 230 mg magnezu na 100 g orzechów). Oprócz budowy kości i zębów w oparciu o hydroksyapatyt Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2, kationy wapnia biorą czynny udział w krzepnięciu krwi, przekazywaniu impulsów nerwowych i skurczu mięśni. Osoba dorosła powinna spożywać około 1 g wapnia dziennie. 100 g sera twardego zawiera 750 mg wapnia; 100 g mleka – 120 mg wapnia; w 100 g kapusty – do 50 mg.

Czwarta grupa analityczna obejmuje kationy Mg 2+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+.

Wodorotlenki kationów grupy IV są nierozpuszczalne w nadmiarze zasad i roztworze amoniaku. Wytrąca się je ilościowo za pomocą nadmiaru roztworu NaOH w obecności nadtlenku wodoru, który jest odczynnikiem grupowym dla jonów tej grupy. Wszystkie kationy tworzą słabo rozpuszczalne fosforany, szczawiany i siarczki (z wyjątkiem Mg 2+). Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+ wykazują właściwości redoks.

Reakcje jonów magnezu

Reakcja z alkaliami.

Zasady żrące tworzą biały galaretowaty osad wodorotlenku magnezu:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2  + 2NaCl

Wodorotlenek magnezu jest rozpuszczalny w kwasach i solach amonowych, ale nierozpuszczalny w nadmiarze zasad.

Reakcja z roztworem wodnymN.H. 3 .

Amoniak z jonami magnezu tworzy osad wodorotlenku magnezu:

Mg2+ + 2NH3 ˙ H 2 O = Mg(OH) 2  + 2NH 4 + ,

co nie ustabilizuje się całkowicie. W obecności soli amonowych dysocjacja NH3 ˙ H 2 O maleje tak bardzo, że stężenie jonów OH – staje się mniejsze niż jest to konieczne do przekroczenia iloczynu rozpuszczalności Mg(OH) 2. Innymi słowy, NH4Cl i NH3 tworzą roztwór buforowy o pH = 8,3, przy którym wodorotlenek magnezu nie wytrąca się.

3. Reakcja z wodorofosforanem sodu.

MgCl 2 + Na 2HPO 4 = MgHPO 4  + 2NaCl

Wodorofosforan magnezu jest białym, bezpostaciowym osadem, rozpuszczalnym w kwasach mineralnych, a po podgrzaniu w kwasie octowym.

Wykonanie reakcji: podczas prowadzenia reakcji w obecności NH3 ˙ H2O i NH4Cl wytrącają biały krystaliczny osad magnezu i fosforanu amonu. Do probówki umieścić 3–4 krople soli magnezu (zadanie), dodać roztwór amoniaku do lekkiego zmętnienia, roztwór NH 4 Cl do rozpuszczenia i 2–3 krople roztworu Na 2 HPO 4. Probówkę należy umieścić w ochłodzona pod zimna woda pocierając szklanym prętem o wewnętrzne ścianki probówki. W obecności jonów magnezu z czasem tworzy się biały krystaliczny osad:

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

Reakcję można także prowadzić jako reakcję mikrokrystaliczną. Na szkiełko szklane umieszczone nad butelką ze stężonym roztworem NH3 (drop down) nanosi się kroplę soli magnezu (zadanie), kroplę NH 4 Cl, wytrąca się kryształ suchego Na 2 HPO 4 12H 2 O dodano i po minucie pod mikroskopem zaobserwowano kryształy MgNH 4 PO 4 w postaci dendrytów (liście).

Reakcja z węglanem amonu.

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

Osad jest słabo rozpuszczalny w wodzie i tworzy się dopiero przy pH > 9. Jest rozpuszczalny w solach amonowych, co można wytłumaczyć na podstawie następującej równowagi: Mg 2 (OH) 2 CO 3  Mg 2 (OH) 2 CO 3  2Mg 2+ + 2OH – + CO 3 2–

Po wprowadzeniu NH 4 Cl następuje jego dysocjacja NH 4 Cl  NH4 + + Cl – . Jony NH 4 + wiążą się z jonami wodorotlenkowymi, tworząc słabo dysocjujący związek NH 3 ˙ H 2 O, w wyniku czego stężenie jonów OH – maleje i nie jest osiągane, a osad rozpuszcza się.

5. Reakcja z 8-hydroksychinoliną.

8-hydroksychinolina w środowisku amoniaku o pH 9,5–12,7 tworzy z jonami magnezu zielonkawo-żółty krystaliczny osad wewnątrzkompleksowej soli oksychinolanu magnezu Mg(C 9 H 6 NO) 2 2H 2 O:

Mg 2+ + 2C 9 H 6 NOH + 2NH 4 OH = Mg(C 9 H 6 NO) 2 + 2NH 4 +

Osad jest rozpuszczalny w kwasach octowych i mineralnych. Kationy metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych nie zakłócają reakcji.

Wykonanie reakcji: Do 3–4 kropli roztworu testowego dodawać kroplami 2 krople roztworu fenoloftaleiny i 2 M roztwór amoniaku, aż do uzyskania różowego zabarwienia. Zawartość probówki doprowadza się do wrzenia i dodaje 4–5 kropli 5% alkoholowego roztworu 8-hydroksychinoliny. W obecności magnezu tworzy się zielonkawo-żółty osad. Reakcji nie zakłócają jony metali alkalicznych i ziem alkalicznych.

Z tego artykułu dowiesz się czym jest magnez i zobaczysz prawdziwy cud chemiczny - spalanie magnezu w wodzie!

W XVII wieku w angielskim mieście Epsom ze źródła mineralnego wyizolowano gorzką substancję, która miała działanie przeczyszczające. Substancją tą okazał się krystaliczny hydrat siarczanu magnezu czyli MgSO₄∙7H₂O. Ze względu na specyficzny smak farmaceuci nazywali ten związek „gorzką solą”. W 1808 roku angielski chemik Humphry Davy uzyskał amalgamat dwunastego pierwiastka przy użyciu tlenku magnezu i rtęci. Jedenaście lat później francuski chemik Antoine Bussy otrzymał omawianą substancję, wykorzystując magnez i chlorek potasu, redukując magnez.

Magnez jest jednym z najczęściej występujących pierwiastków w skorupa Ziemska. Najwięcej związków magnezu znajduje się w woda morska. Ten element gra ważna rola w życiu ludzi, zwierząt itp.

Jako metal magnez nie jest stosowany w czystej postaci - tylko w stopach (na przykład z tytanem). Magnez umożliwia tworzenie ultralekkich stopów.

Właściwości fizyczne magnezu

Jest to lekki i ciągliwy metal o srebrzysto-jasnej barwie i charakterystycznym metalicznym połysku.

Magnez utlenia się na powietrzu, a na jego powierzchni tworzy się dość mocny film MgO, który chroni metal przed korozją.

Temperatura topnienia srebra metalicznego wynosi 650°C, a temperatura wrzenia 1091°C.

Właściwości chemiczne magnezu

Metal ten pokryty jest ochronną warstwą tlenku. Jeśli zostanie zniszczony, magnez szybko utleni się w powietrzu. Pod wpływem temperatury metal aktywnie oddziałuje z halogenami i wieloma niemetalami. Magnez reaguje z gorącą wodą, tworząc wodorotlenek magnezu w postaci osadu:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂

Jeśli podpalisz proszek magnezu specjalną łyżką chemiczną na palniku gazowym, a następnie opuścisz go do wody, proszek zacznie palić się intensywniej.

Oto jak to się dzieje:

Ze względu na intensywnie wydzielający się wodór będzie mu towarzyszył. W tym przypadku powstaje tlenek magnezu, a następnie jego wodorotlenek.

Magnez jest metalem aktywnym i dlatego reaguje gwałtownie z kwasami. Nie następuje to jednak tak gwałtownie, jak w przypadku potasu metalu alkalicznego, to znaczy reakcja przebiega bez zapłonu. Ale z charakterystycznym syczeniem aktywnie uwalniają się pęcherzyki wodoru. I chociaż pęcherzyki wodoru unoszą metal, nie jest on wystarczająco lekki, aby utrzymać się na powierzchni.

Równanie reakcji magnezu i kwasu solnego:

Mg + 2HCl = MgCl₂ +H₂

W temperaturach powyżej 600°C magnez zapala się w powietrzu, emitując niezwykle jasne światło w niemal całym spektrum, podobne do światła słonecznego.

Uwaga! Nie próbuj samodzielnie powtarzać tych eksperymentów!

Taki oślepiający błysk może zranić oczy: możesz poparzyć siatkówkę, aw najgorszym przypadku stracić wzrok. Dlatego takie doświadczenia należą nie tylko do najpiękniejszych, ale i do najniebezpieczniejszych. Nie zaleca się przeprowadzania tego eksperymentu bez specjalnych ciemnych okularów ochronnych. Znajdziesz eksperyment ze spalaniem magnezu, który można bezpiecznie przeprowadzić w domu.

W wyniku reakcji powstaje biały proszek tlenku magnezu (zwanego także magnezją) oraz azotek magnezu. Równania spalania:

2Mg + O₂ = 2MgO;

3Mg + N₂ = Mg₃N₂.

Magnez nadal pali się zarówno w wodzie, jak i w atmosferze dwutlenek węgla, więc dość trudno jest ugasić taki pożar. Gaszenie wodą tylko pogarsza sytuację, ponieważ zaczyna wydzielać się wodór, który również ulega zapaleniu.

Niezwykłe zastosowanie magnezu jako źródła światła (1931)

Dwunasty pierwiastek jest bardzo podobny do metalu alkalicznego. Na przykład reaguje również z azotem, tworząc azotek:

3Mg +N₂ = Mg₃N₂.

Podobnie jak lit, azotek magnezu można łatwo rozłożyć w wodzie:

Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃.