Хімічні реакції з mg. Характерні хімічні властивості Be, Mg та лужноземельних металів. Фізичні властивості простих речовин

IIA група містить лише метали – Be (берилій), Mg (магній), Ca (кальцій), Sr (стронцій), Ba (барій) та Ra (радій). Хімічні властивості першого представника цієї групи - берилію - найбільш сильно відрізняються від хімічних властивостей інших елементів цієї групи. Його хімічні властивості багато в чому навіть більше схожі на алюміній, ніж на інші метали IIA групи (так звану «діагональну подібність»). Магній же за хімічними властивостями теж помітно відрізняється від Ca, Sr, Ba і Ra, але має з ними набагато більше подібних хімічних властивостей, ніж з бериллієм. У зв'язку зі значною подібністю хімічних властивостей кальцію, стронцію, барію та радію їх об'єднують в одну родину, звану лужноземельними металами.

Всі елементи групи IIA відносяться до s-Елементів, тобто. містять усі свої валентні електрони на s-підрівні. Таким чином, електронна конфігурація зовнішнього електронного шару всіх хімічних елементів цієї групи має вигляд ns 2 , де n- Номер періоду, в якому знаходиться елемент.

Внаслідок особливостей електронної будови металів IIA групи, дані елементи, крім нуля, здатні мати лише один єдиний ступінь окислення, що дорівнює +2. Прості речовини, утворені елементами IIA групи, за участю будь-яких хімічних реакціях здатні лише окислюватися, тобто. віддавати електрони:

Ме 0 – 2e — → Ме +2

Кальцій, стронцій, барій і радій мають дуже високу хімічну активність. Прості речовини, утворені ними є дуже сильними відновниками. Також сильним відновником є ​​магній. Відновлювальна активність металів підпорядковується загальним закономірностям періодичного закону Д.І. Менделєєва і збільшується вниз підгрупою.

Взаємодія з простими речовинами

з киснем

Без нагрівання берилій і магній не реагують ні з киснем повітря, ні з чистим киснем через те, що покриті тонкими захисними плівками, що складаються відповідно з оксидів BeO і MgO. Їх зберігання не вимагає будь-яких особливих способів захисту від повітря та вологи, на відміну від лужноземельних металів, які зберігають під шаром інертної по відношенню до них рідини, найчастіше гасу.

Be, Mg, Ca, Sr при горінні в кисні утворюють оксиди складу MeO, а Ba – суміш оксиду барію (BaO) та пероксиду барію (BaO 2):

2Mg + O 2 = 2MgO

2 Ca + O 2 = 2 CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Слід зазначити, що при горінні лужноземельних металів і магнію на повітрі побічно протікає також реакція цих металів з азотом повітря, в результаті якої, крім сполук металів з киснем, утворюються нітриди з загальною формулою Me 3 N 2 .

з галогенами

Берилій реагує з галогенами тільки при високих температурах, а решта металів IIA групи вже при кімнатній температурі:

Мg + I 2 = MgI 2 - іодид магнію

Са + Br 2 = СаBr 2 - бромід кальцію

+ Cl 2 = Cl 2 - хлорид барію

з неметалами IV-VI груп

Всі метали IIA групи реагують при нагріванні з усіма неметалами IV-VI груп, але в залежності від положення металу в групі, а також активності неметалів потрібний різний ступінь нагрівання. Оскільки берилій є серед усіх металів IIA групи найбільш хімічно інертним, при проведенні його реакцій з неметалами потрібно суттєво б. пробільша температура.

Слід зазначити, що з реакції металів з вуглецем можуть утворюватися карбіди різної природи. Розрізняють карбіди, що відносяться до метанідів і умовно похідними метану, в якому всі атоми водню заміщені на метал. Вони так само, як і метан, містять вуглець у ступені окислення -4, і при їх гідроліз або взаємодії з кислотами-неокислювачами одним з продуктів є метан. Також існує інший тип карбідів - ацетиленіди, які містять іон C 2 2 - фактично є фрагментом молекули ацетилену. Карбіди типу ацетиленідів при гідролізі або взаємодії з кислотами-неокислювачами утворюють ацетилен як один із продуктів реакції. Те, який тип карбіду - метанід або ацетиленід - вийде при взаємодії того чи іншого металу з вуглецем, залежить від розміру катіону металу. З іонами металів, що мають малим значенням радіуса, утворюються, як правило, метаніди, з іонами більшого розміру – ацетиленіди. У разі металів другої групи метанід виходить при взаємодії берилію з вуглецем:

Інші метали II А групи утворюють з вуглецем ацетиленіди:

З кремнієм метали IIA групи утворюють силіциди – сполуки виду Me 2 Si, з азотом – нітриди (Me 3 N 2), фосфором – фосфіди (Me 3 P 2):

з воднем

Усі лужноземельні метали реагують під час нагрівання з воднем. Для того щоб магній прореагував з воднем, одного нагріву, як у випадку з лужноземельними металами, недостатньо, потрібно, крім високої температури, також підвищений тиск водню. Берилій не реагує з воднем за жодних умов.

Взаємодія зі складними речовинами

з водою

Усі лужноземельні метали активно реагують з водою з утворенням лугів (розчинних гідроксидів металів) та водню. Магній реагує з водою лише при кип'ятінні внаслідок того, що при нагріванні у воді розчиняється оксидна захисна плівка MgO. У разі берилію захисна оксидна плівка дуже стійка: з ним вода не реагує ні при кип'ятінні, ні навіть за температури червоного гартування:

з кислотами-неокислювачами

Усі метали головної підгрупи II групи реагують з кислотами-неокислювачами, оскільки перебувають у низці активності лівіше водню. При цьому утворюються сіль відповідної кислоти та водень. Приклади реакцій:

Ве + Н 2 SO 4(розб.) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2

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

з кислотами-окислювачами

− розведеною азотною кислотою

З розведеною азотною кислотою реагують усі метали групи IIA. При цьому продуктами відновлення замість водню (як у разі кислот-неокислювачів) є оксиди азоту, переважно оксид азоту (I) (N 2 O), а у разі сильно розведеної азотної кислоти – нітрат амонію (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3 ( розб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3 (сильно розб.)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− концентрованою азотною кислотою

Концентрована азотна кислота за нормальної (чи низької) температурі пасивує берилій, тобто. у реакцію з не вступає. При кип'ятінні реакція можлива і протікає переважно відповідно до рівняння:

Магній та лужноземельні метали реагують із концентрованою азотною кислотою з утворенням великого спектру різних продуктів відновлення азоту.

− концентрованою сірчаною кислотою

Берилій пасивується концентрованою сірчаною кислотою, тобто. не реагує з нею у звичайних умовах, проте реакція протікає при кип'ятінні і призводить до утворення сульфату берилію, діоксиду сірки та води:

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

Барій також пасивується концентрованою сірчаною кислотою внаслідок утворення нерозчинного сульфату барію, але реагує з нею при нагріванні, сульфат барію розчиняється при нагріванні в концентрованій сірчаній кислоті завдяки його перетворенню на гідросульфат барію.

Інші метали головної IIA групи реагують із концентрованою сірчаною кислотою за будь-яких умов, у тому числі на холоді. Відновлення сірки може відбуватися до SO 2 , H 2 S і S залежно від активності металу, температури проведення реакції та концентрації кислоти:

Mg + H 2 SO 4 ( кінець .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4 ( кінець .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4 ( кінець .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

з лугами

Магній та лужноземельні метали з лугами не взаємодіють, а берилій легко реагує як розчинами лугів, так і безводними лугами при сплавленні. При цьому при здійсненні реакції у водному розчині реакції бере участь також і вода, а продуктами є тетрагидроксобериллаты лужних або лужноземельних металів і газоподібний водень:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - тетрагідроксоберилату калію

При здійсненні реакції з твердою лугом при сплавленні утворюються берилати лужних або лужноземельних металів та водень

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 берилат калію

з оксидами

Лужноземельні метали, а також магній можуть відновлювати менш активні метали та деякі неметали з їх оксидів при нагріванні, наприклад:

Метод відновлення металів із їх оксидів магнієм називають магнієтермією.

Реакція з гідрофосфатом натрію. а) Помістіть у пробірку по краплі розчинів, додайте до отриманої суміші 2-3 краплі розчину. Ретельно перемішайте вміст пробірки скляною паличкою і додайте до розчину до лужної реакції. Випадає білий кристалічний осад магній-амоній фосфату:

або в іонній формі:

б) Для мікрокристаллоскопічного виявлення у вигляді помістіть краплю аналізованого розчину на предметне скло. До неї додайте з капілярної піпетки спочатку краплю розчину, потім краплю концентрованого розчину. Нарешті, внесіть в розчин кристал гідрофосфату натрію . Предметне скло рекомендується обережно нагріти на кришці водяної лазні. При цьому утворюються кристали у вигляді шестипроменевих зірок (рис. 42).

З розведених розчинів виділяються кристали іншого виду (рис. 43).

Мал. 42. Кристали, що виділяються з концентрованих розчинів.

Мал. 43. Кристали, що виділяються з розбавлених розчинів.

Осад, що утворюється, розчиняється в кислотах. Реакції спрямовуються у бік утворення слабких електролітів: іонів гідрофосфату та дигідрофосфату. При дії сильних кислот утворюється також ортофосфорна кислота:

Утворення тих чи інших продуктів реакції залежить від кислотності розчину, тобто від сили та концентрації кислоти, взятої для розчинення осаду. При дії на утворюються тільки й не утворюється , оскільки оцтова кислота слабкіша кислота, ніж . Тому реакцію розчинення в оцтовій кислоті слід подавати так:

Однак слід на увазі, що при розчиненні в сильних кислотах утворюється переважно фосфорна кислота.

Умови проведення реакції. 1. Осадження рекомендується проводити при .

2. та інші катіони (крім катіонів I аналітичної групи) повинні бути попередньо видалені, тому що більшість катіонів інших аналітичних груп утворює в цих умовах нерозчинні фосфати.

При проведенні мікрокристаллоскопічної реакції в присутності, часто супутнього, досліджуваний розчин додають лимонну кислоту.

Це дає можливість проводити реакцію у присутності.

3. При осадженні слід додавати невеликий надлишок, щоб уникнути випадання в лужному середовищі аморфного осаду. Однак великий надлишок перешкоджає осадженню внаслідок утворення комплексних іонів:

4. Нагрівання розчину сприяє утворення кристалічного осаду.

5. Розчини схильні до пересичення, тому для прискорення випадання осаду рекомендується потерти скляною паличкою стінки пробірки.

6. При малому вмісті або при роботі з розведеними розчинами остаточний висновок про присутність або відсутність можна зробити лише після проведення реакції.

Реакція з -оксихіноліном (оксином). Помістіть краплю розчину, що містить в пробірку або на порцелянову пластинку, додайте по краплі розчинів і -оксихіноліну. При цьому утворюється зеленувато-жовтий кристалічний осад магнію оксихіноляту:

Іони не дають опадів з-оксихіноліном.

Цю реакцію застосовують відділення від інших катіонів I групи, зокрема і від , і навіть кількісного визначення магнію.

Умови проведення реакції. 1. Осадження рекомендується проводити при

Оксихіноляти інших іонів осаджуються при різних значеннях:

2. Реактив тримає в облозі катіони багатьох інших елементів, тому катіони, крім I і II аналітичних груп, повинні бути відсутніми.

3. Якщо реакцію доводиться вести в присутності інших катіонів, які облягають оксихіноліном, то застосовують методи маскування іонів, що заважають (див. гл. III, § 14).

4. Осадження краще проводити під час нагрівання.

Реакція з нітробензолазорезорцином («магнезон»). Помістіть 2-3 краплі досліджуваного нейтрального або слабокислого розчину на краплинну пластинку, додайте 1-2 краплі розчину магнезону, що володіє в лужному середовищі червоно-фіолетовим забарвленням. Якщо розчин забарвлюється у жовтий колір (що вказує на кислий характер середовища), додайте 1-3 краплі розчину та КОН. У присутності іонів магнію розчин забарвлюється в синій колір або випадає такого ж кольору осад.

Механізм реакції заснований на осадженні, що супроводжується явищем адсорбції барвника на поверхні гідроксиду магнію. Адсорбція деяких барвників про антрахинонового ряду супроводжується зміною початкового кольору неадсорбованого барвника. Так як адсорбція барвника на поверхні протікає миттєво, це явище служить прекрасним засобом для виявлення іонів магнію. не заважають цій реакції. Солі амонію перешкоджають осадженню, тому їх необхідно заздалегідь видалити.

Крапельна реакція Н. А. Тананаєва. Помістіть на фільтрувальний папір краплю розчину фенолфталеїну, краплю нейтрального розчину випробуваної речовини та краплю розчину аміаку. При цьому з'являється червона пляма, обумовлена ​​лужністю аміачного розчину і гідроксиду магнію, що утворюється. Поява фарбування ще дає підстав зробити будь-які висновки щодо присутності . При підсушуванні мокрої плями над полум'ям пальника надлишок випаровується, гідроксид магнію зневоднюється і червона пляма знебарвлюється. Якщо потім змочити висушену пляму дистильованою водою, то знову з'являється червоне забарвлення, зумовлене утворенням.

Таблиця 8. Дія реактивів на катіони першої аналітичної групи

Продовження табл. 8.

Кольорова реакція Тананаєва дає можливість відкривати у присутності. Катіони інших аналітичних груп мають бути видалені. Виконання реакції на фільтрувальному папері показано на рис. 12 (див. гл. III, § 5).

Реакція з гіпоіодитом. Свіжоосаджений білий осад забарвлюється в червоно-бурий колір при дії гіпоіодиту внаслідок адсорбції елементарного йоду на поверхні осаду магнію гідроокису. Червоно-буре забарвлення знебарвлюється при обробці осаду йодидом або гідроксидом калію, спиртом та іншими розчинниками, що розчиняють йод, а також при дії сульфіту або тіосульфату, що відновлюють елементарний йод.

2. Солі амонію та іони III, IV та V аналітичних груп повинні бути відсутніми.

3. Відновники заважають реакції.

4. Фосфати та оксалати також заважають реакції внаслідок утворення компактних опадів фосфату та оксалату магнію, не здатних адсорбувати елементарний йод на відміну від добре розвиненої поверхні аморфного осаду.

До сімейства лужноземельних елементіввідносять кальцій, стронцій, барій та радій. Д. І. Менделєєв включав у це сімейство та магній. Лужноземельними елементи називаються з тієї причини, що їх гідроксиди, подібно до гідроксидів лужних металів, розчиняються у воді, тобто є лугами. «Земельними ж вони названі тому, що в природі вони зустрічаються в стані сполук, що утворюють нерозчинну масу землі, і самі у вигляді оксидів RO мають землистий вигляд», - пояснював Менделєєв в Основах хімії.

Загальна характеристика елементів II а групи

Метали головної підгрупи II групи мають електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня ns² і є s-елементами.

Легко віддають два валентні електрони, і у всіх сполуках мають ступінь окислення +2

Сильні відновники

Активність металів та їх відновна здатність збільшується в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

До лужноземельних металів відносять лише кальцій, стронцій, барій та радій, рідше магній.

Берилій за більшістю властивостей ближче до алюмінію.

Фізичні властивості простих речовин

Лужноземельні метали (порівняно з лужними металами) мають більш високі t°пл. і t°кип., потенціалами іонізації, щільністю та твердістю.

Хімічні властивості лужноземельних металів

1. Реакція із водою.

У звичайних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі до води. На відміну від них Ca, Sr та Ba розчиняються у воді з утворенням лугів:

Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2. Реакція із киснем.

Усі метали утворюють оксиди RO, барій-пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. З іншими неметалами утворюють бінарні сполуки:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогеніди)

Ba + S → BaS (сульфіди)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нітриди)

Ca + H 2 → CaH 2 (гідриди)

Ca + 2C → CaC 2 (карбіди)

3Ba + 2P → Ba 3P 2 (фосфіди)

Берилій та магній порівняно повільно реагують з неметалами.

4. Усі лужноземельні метали розчиняються в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 (розб.) → MgSO 4 + H 2

5. Берилій розчиняється у водних розчинах лугів:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

6. Летючі сполуки лужноземельних металів надають полум'ю характерного кольору:

сполуки кальцію – цегляно-червоний, стронцію – карміново-червоний, а барію – жовтувато-зелений.

Берилій, як і літій, належить до s-елементів. Четвертий електрон, що у атомі Be, міститься на 2s-орбіталі. Енергія іонізації берилію вища, ніж у літію, через більший заряд ядра. У сильних підставах він утворює іон-беріллат ВеО 2-2. Отже, берилій - метал, але його сполуки мають амфотерність. Берилій, хоч і метал, але значно менш електропозитивний, порівняно з літієм.

Високою енергією іонізації атома берилій помітно відрізняється від інших елементів ПА-підгрупи (магнію та лужноземельних металів). Його хімія багато в чому подібна до хімії алюмінію (діагональна подібність). Таким чином, це елемент з наявністю у його сполук амфотерних якостей, серед яких переважають все ж таки основні.

Електронна конфігурація Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 в порівнянні з натрієм має одну істотну особливість: дванадцятий електрон міститься на 2s-орбіталі, де вже є 1е - .

Іони магнію та кальцію – незамінні елементи життєдіяльності будь-якої клітини. Їхнє співвідношення в організмі має бути строго визначеним. Іони магнію беруть участь у діяльності ферментів (наприклад, карбоксилази), кальцію – у побудові скелета та обміну речовин. Підвищення вмісту кальцію покращує засвоєння їжі. Кальцій збуджує та регулює роботу серця. Його надлишок різко посилює діяльність серця. Магній частково відіграє роль антагоніста кальцію. Введення іонів Mg 2+ під шкіру викликає наркоз без періоду збудження, паралічу м'язів, нервів і серця. Потрапляючи в рану у формі металу, він викликає гнійні процеси, що довго не гояться. Оксид магнію у легенях викликає так звану ливарну лихоманку. Частий контакт поверхні шкіри з його сполуками призводить до дерматитів. Найширше використовуються в медицині солі кальцію: сульфат СаSO 4 і хлорид CaCL 2 . Перший використовується для гіпсових пов'язок, а другий застосовується для внутрішньовенних вливань як внутрішній засіб. Він допомагає боротися з набряками, запаленнями, алергією, знімає спазми серцево-судинної системи, покращує згортання крові.

Всі сполуки барію, крім BaSO 4 , є отруйними. Викликають менегоенцефаліт із ураженням мозочка, ураження гладких серцевих м'язів, параліч, а у великих дозах – дегенеративні зміни печінки. У малих дозах з'єднання барію стимулюють діяльність кісткового мозку.

При введенні в шлунок з'єднань стронцію настає його розлад, параліч, блювання; ураження за ознаками подібні до уражень від солей барію, але солі стронцію менш токсичні. Особливу тривогу викликає поява в організмі радіоактивного ізотопу стронцію 90 Sr. Він винятково повільно виводиться з організму, яке великий період напіврозпаду і, отже, тривалість дії можуть бути причиною променевої хвороби.

Радій небезпечний організму своїм випромінюванням і великим періодом напіврозпаду (Т 1/2 = 1617 років). Спочатку після відкриття та отримання солей радію у більш менш чистому вигляді його стали використовувати досить широко для рентгеноскопії, лікування пухлин і деяких важких захворювань. Тепер з появою інших доступніших і дешевших матеріалів застосування радію в медицині практично припинилося. У деяких випадках його використовують для отримання радону і як добавку до мінеральних добрив.

В атомі кальцію завершується заповнення 4s-орбіталі. Разом із калієм він утворює пару s-елементів четвертого періоду. Гідроксид кальцію - досить сильна основа. У кальцію - найменш активного з усіх лужноземельних металів - характер зв'язку у сполуках іонний.

За своїми характеристиками стронцій займає проміжне положення між кальцієм та барієм.

Властивості барію найбільш близькі до властивостей лужних металів.

Берилій та магній широко використовують у сплавах. Берилієві бронзи – пружні метали міді з 0,5-3% берилію; в авіаційних сплавах (щільність 1,8) міститься 85-90% магнію (електрон). Берилій відрізняється від інших металів IIА групи – не реагує з воднем та водою, зате розчиняється у лугах, оскільки утворює амфотерний гідроксид:

Be+H 2 O+2NaOH=Na 2 +H 2 .

Магній активно реагує з азотом:

3 Mg + N2 = Mg3N2.

У таблиці наведено розчинність гідроксидів елементів ІІ групи.

Традиційна технічна проблема – жорсткість води, пов'язана з наявністю в ній іонів Mg 2+ та Ca 2+. З гідрокарбонатів та сульфатів на стінках нагрівальних котлів та труб з гарячою водою осідають карбонати магнію та кальцію та сульфат кальцію. Особливо вони заважають роботі лабораторних дистиляторів.

S-елементи у живому організмі виконують важливу біологічну функцію. У таблиці наведено їх зміст.

У позаклітинній рідині міститься у 5 разів більше іонів натрію, ніж усередині клітин. Ізотонічний розчин («фізіологічна рідина») містить 0,9% хлориду натрію, його застосовують для ін'єкцій, промивання ран і очей і т.п. Гіпертонічні розчини (3-10% хлориду натрію) використовують як примочки при лікуванні гнійних ран »гною). 98% іонів калію в організмі знаходиться усередині клітин і лише 2% у позаклітинній рідині. На день людині потрібно 2,5-5 г калію. У 100 г кураги міститься до 2 г калію. У 100 г смаженої картоплі – до 0,5 г калію. У внутрішньоклітинних ферментативних реакціях АТФ та АДФ беруть участь у вигляді магнієвих комплексів.

Щодня людині потрібно 300-400 мг магнію. Він потрапляє в організм із хлібом (90 мг магнію на 100 г хліба), крупою (100 г вівсяної крупи до 115 мг магнію), горіхами (до 230 мг магнію на 100 г горіхів). Крім побудови кісток і зубів на основі гідроксилапатиту Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 , катіони кальцію беруть активну участь у згортанні крові, передачі нервових імпульсів, скороченні м'язів. За добу дорослій людині потрібно споживати близько 1 г кальцію. 100 г твердих сирів міститься 750 мг кальцію; у 100 г молока – 120 мг кальцію; у 100 г капусти – до 50 мг.

До 4-ї аналітичної групи відносяться катіони Mg 2+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+.

Гідроксиди катіонів IV групи не розчиняються в надлишку лугів та розчині аміаку. Вони кількісно осідають надлишком розчину NaOH, у присутності пероксиду водню, який є груповим реагентом на іони цієї групи. Всі катіони утворюють важко розчинні фосфати, оксалати, сульфіди (крім Mg 2+). Mn 2+ , Fe 2+ , Fe 3+ виявляють окислювально-відновлювальні властивості.

Реакції іонів магнію

Реакція із лугами.

Їдкі луги утворюють білий драглистий осад гідроксиду магнію:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2  + 2NaCl

Гідроксид магнію розчинний у кислотах і солях амонію, але не розчинний у надлишку лугу.

Реакція з водним розчиномNH 3 .

Аміак з іонами магнію утворює осад гідроксиду магнію:

Mg 2+ + 2NH 3 ˙ Н 2 О = Mg(OH) 2  + 2NH 4 + ,

який не осідає повністю. До присутності солей амонію дисоціація NH 3 ˙ Н 2 Про настільки знижується, що концентрація іонів ВІН – стає менше необхідної для того, щоб було перевищено добуток розчинності Mg(OH) 2 . Інакше кажучи, NH 4 Cl і NH 3 утворюють буферний розчин з рН = 8,3, при якому гідроксид магнію осад не випадає.

3. Реакція з гідрофосфатом натрію.

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

Гідрофосфат магнію – білий аморфний осад, розчинний у мінеральних кислотах, а при нагріванні – в оцтовій.

Виконання реакції: при проведенні реакції у присутності NH 3 ˙ Н 2 Про та NH 4 Cl випадає білий кристалічний осад фосфату магнію та амонію. У пробірку поміщають 3–4 краплі солі магнію (завдання) додають розчин аміаку до слабкої каламуті, розчин NH 4 Cl до її розчинення та 2–3 краплі розчину Na 2 HPO 4. Пробірку охолоджують під холодною водою, потираючи скляною паличкою об внутрішні стінки пробірки . У присутності іонів магнію з часом випадає білий кристалічний осад:

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

Реакцію можна проводити як мікрокристаллоскопічну. На предметне скло наносять краплю солі магнію (завдання), краплю NH 4 Cl, витримують над склянкою з концентрованим розчином NH 3 (крапкою вниз), вносять кристал сухого Na 2 HPO 4 ·12Н 2 Про і через хвилину спостерігають кристали MgNH 4 PO 4 в у вигляді дендритів (листків) під мікроскопом.

Реакція з карбонатом амонію.

2MgCl 2 + 2(NH 4) 2 СО 3 + Н 2 О = Mg 2 (OH) 2 CO 3  + 4NH 4 Cl + С 2 

Осад малорозчинний у воді і випадає тільки при рН > 9. Він розчинний у солях амонію, що можна пояснити, виходячи з наступної рівноваги: ​​Mg 2 (OH) 2 CO 3 Mg 2 (OH) 2 CO 3 2Mg 2+ + 2OН - + 3 2-

При запровадженні NH 4 Cl відбувається його дисоціація NH 4 Cl  NH 4 + + Cl -. Іони NH 4 + зв'язуються з гідроксид-іонами в малодисоціюючу сполуку NH 3 ˙ Н 2 Про, внаслідок чого концентрація іонів OH – знижується і досягається і відбувається розчинення осаду.

5. Реакція з 8-оксихіноліном.

8-оксихінолін в аміачному середовищі при рН 9,5-12,7 утворює з іонами магнію зеленувато-жовтий кристалічний осад внутрішньокомплексної солі оксихіноляту магнію 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 +

Осад розчинний в оцтовій та мінеральних кислотах. Катіони лужних та лужноземельних металів реакції не заважають.

Виконання реакції: до 3-4 крапель досліджуваного розчину додають 2 краплі розчину фенолфталеїну і по краплях 2 М розчин аміаку до появи рожевого забарвлення. Вміст пробірки нагрівають до кипіння і додають 4-5 крапель 5%-ного спиртового розчину 8-оксихіноліну. У присутності магнію випадає зеленувато-жовтий осад. Реакції не заважають іони лужних та лужноземельних металів.

З цієї статті ви дізнаєтесь, що таке магній, і побачите справжнє хімічне диво – горіння магнію у воді!

У XVII столітті в англійському місті Епсом з мінерального джерела було виділено гіркувату речовину, яка мала проносну дію. Цією речовиною виявився кристалогідрат сульфату магнію або MgSO₄∙7H₂O. Через специфічний смак аптекарі охрестили це з'єднання «гіркою сіллю». У 1808 році англійський хімік Гемфрі Деві за допомогою магнезії та ртуті отримав амальгаму дванадцятого елемента. Одинадцять років по тому французький хімік Антуан Бюссі отримав розглянуту речовину за допомогою хлориду магнію і калію, відновивши магній.

Магній - один із найпоширеніших елементів у земній корі. Найбільше сполук магнію знаходиться у морській воді. Цей елемент відіграє у житті людини, тварин і .

Як метал, магній не використовують у чистому вигляді – лише у сплавах (наприклад, з титаном). Магній дозволяє створювати надлегкі сплави.

Фізичні властивості магнію

Є легким і пластичним металом сріблясто-світлого кольору з характерним металевим блиском.

Магній окислюється повітрям, на поверхні утворюється досить міцна плівка MgO, яка захищає метал від корозії.

Температура плавлення сріблястого металу становить 650 °C, а кипіння – 1091 °C.

Хімічні властивості магнію

Цей метал покритий захисною оксидною плівкою. Якщо її зруйнувати, магній швидко окислиться на повітрі. Під температурним впливом метал активно взаємодіє з галогенами та багатьма неметалами. Магній реагує з гарячою водою, утворюючи гідроксид магнію у вигляді осаду:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂

Якщо на газовому пальнику у спеціальній хімічній ложці підпалити порошок магнію, а потім опустити його у воду, порошок почне горіти інтенсивніше.

Ось як це відбувається:

Через інтенсивно виділяється водню супроводжуватиметься . При цьому утворюється оксид магнію, а потім гідроксид.

Магній відноситься до активних металів, тому бурхливо взаємодіє з кислотами. Однак це відбувається не так бурхливо, як у випадку із лужним металом калієм, тобто реакція проходить без займання. Зате з характерним шипінням активно виділяються бульбашки водню. І хоча бульбашки водню піднімають метал, він настільки легкий, щоб залишатися на плаву.

Рівняння реакції магнію та соляної кислоти:

Mg + 2HCl = MgCl₂ +H₂

При температурі вище 600 ° C магній спалахує на повітрі, випускаючи при цьому вкрай яскраве світло практично у всьому спектрі, подібно до Сонця.

Увага! Не намагайтеся повторити ці досліди самостійно!

Такий сліпучий спалах може травмувати очі: можна отримати опік сітківки, а в гіршому випадку – втратити зір. Тому подібний досвід відноситься не тільки до найкрасивіших, а й до найнебезпечніших. Не рекомендується проводити цей досвід без спеціальних темних захисних окулярів. ви знайдете експеримент із горінням магнію, який можна безпечно проводити вдома.

У процесі реакції утворюються білий порошок оксиду магнію (його називають магнезією), і навіть нітрид магнію. Рівняння горіння:

2Mg + O₂ = 2MgO;

3Mg + N₂ = Mg₃N₂.

Магній продовжує горіти як у воді, так і в атмосфері вуглекислого газу, тому загасити такий вогонь досить складно. Гасіння водою тільки посилює ситуацію, оскільки починає виділятися водень, який також спалахує.

Незвичайне застосування магнію як джерела світла (1931)

12-й елемент дуже схожий на лужний метал. Наприклад, він також взаємодіє з азотом, утворюючи нітрид:

3Mg +N₂ = Mg₃N₂.

Також, подібно до літію, нітрид магнію можна легко розкласти за допомогою води:

Mg₃N₂ + 6Н₂О = 3Mg(ОН)₂ + 2NН₃.