Содержание учебного материала: Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степень окисления атомов. Характер химических связей в соединениях. Возможность образования координационных соединений. Особенности бериллия.Физические и химические свойства металлов. Отношение к неметаллам, воде, кислотам. Отношение бериллия к щелочам. Применение магния.Гидриды. Особенности структуры гидридов. Свойства. Принципы получения.Соединения с кислородом. Оксиды. Пероксиды. Их структура. Сравнительная устойчивость. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Окислительно-восстановительные свойства пероксидов. Оксид кальция (негашеная известь).Гидроксиды. Их структура. Кислотно-основные свойства. Амфотерность гидроксида бериллия. Принципы получения. Гидроксид кальция (гашеная известь). Соли. Кристаллогидраты. Карбонаты. Сульфаты. Жесткость воды и методы ее устранения.Токсичность соединений бериллия и бария.
Основные понятия: химический элемент, атом, химическая связь, электроотрицательность, валентность,степень окисления, основные типы реакций в неорганической химии;
Основные законы химии: Периодический закон Д.И. Менделеева.
Основные теории химии: Теории строения атома, химической связи, строения неорганических соединений
Методические рекомендации: При изученииматериала необходимо отметить, какие элементы относятся к главной подгруппе II группы. Обратите внимание на строение электронных уровней элементов. Также рассмотрите физические и химические свойства соединений данных элементов.
Краткое изложение теоретических вопросов:
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – элементыII А группы, из них Ca, Sr, Ba, Ra – щелочноземельные металлы, т.к. их гидроксиды обладают щелочными свойствами.
В свободном состоянии это легкие металлы, тверже щелочных, самый мягкий барий, имеют серебристо-белый цвет.
Для элементов II-A группы характерна степень окисления +2, соединения со степенью окисления +1 – неустойчивы.
Все окисляются на воздухе и бериллий, и магний покрываются плотной пленкой оксидов, защищающей их от воздействий. Но остальные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха более энергично, поэтому хранят также как и щелочные.
При нагревании все металлы сгорают на воздухе с образованием оксидов.
При высоких температурах взаимодействуют с азотом, образуя нитриды.
Взаимодействуют с водой, вытесняя водород, все кроме бериллия, магний реагирует медленно и только при высоких температурах, а остальные бурно, т.к. в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее водорода.
Ca, Sr, Ba легко взаимодействуют с водородом, а Be, Mg – не взаимодействуют.
Гидроксиды щелочноземельных металлов – сильные основания (щелочи). Be(OH)2 - aмфолит.
Из разбавленых кислот (кроме HNO3) эти металлы вытесняют водород, а разбавленную HNO3 восстанавливают до иона аммония, концентрированную как активные металлы до N2О
Кальций его соединения
Кальций
Нахождение в природе.
Кальций один из самых распространенных элементов на Земле. Из солей кальция образованы горные массивы и глинистые породы, он есть в морской и речной воде, входит в состав растительных и животных организмов.
Наиболее важными природными соединениями кальция являются мел, мрамор, известняк, представляющие собой разновидности карбоната кальция СаСО3, гипс СаSO4∙2Н2О, фосфориты Ca3(PO4)2, а также различные силикаты.
Физические свойства.
Кальций - серебристо-белый и довольно твердый металл, легкий, плотность 1,55г/см3, ковкий, пластичный.
Химические свойства
В химическом отношении кальций чрезвычайно активен.
1. На воздухе быстро покрывается слоем оксида, а если поджечь, то горит ярким красноватым пламенем:
2Са + О2= 2СаО
2. Энергично реагирует с такими окислителями, как галогены, сера:
Са + Сl2= CaCl2
Cа + S = CaS
При повышенных температурах реагирует с азотом, углеродом, водородом:
3Са + N2 = Ca3N2
Ca + C = CaC2
Ca + H2 = CaH2
3. Как активный металл, вытесняет водород из воды и растворов кислот:
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑
Са + 2НСl = CaCl2 + Н2↑
Оксид кальция СаО
СаО - техническое название ‒ негашеная известь, жженая известь или «кипелка» ‒ порошок белого цвета.В промышленности получается при обжиге известняка, мела и других карбонатных пород:
t 0
CaCO3 =CaO + CO2 - Q
СаО – типичный основной оксид.
1. Реагируя с водой, образует гидроксид кальция:
СаО + Н2О = Са(ОН)2 ∆H = 68 кДж/моль
2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами:
СаО+СО2=СаСО3
СаО + 2НNO3 = Са(NO3)2+Н2О
3. При высоких температурах реагирует с коксом, образуя карбид кальция:
СаО + 3С = СаС2 + СО
Гидроксид кальция Са(ОН)2
Са(ОН)2- гашенная известь ‒ твердое вещество белого цвета, растворима в воде, раствор называется известковой водой, обладает щелочными свойствами:
Сa(OH)2 + CO2 = CaCO3 ↓ + H2O
CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + H2O
3Ca(OH)3 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)2 + 6HCl
Качественная реакция на катион Ca2+
а) реакция с оксалатом аммония:
Ca2+ + (NH 4)2C2O4 = CaC2O4↓ + 2NH4+
образуется белыйосадок оксалата кальция, растворимый в минеральных кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте.
б) реакция с раствором серной кислоты или растворимыми сульфатами:
Са2+ + SO42- = СаSO4↓
образуется белый осадок, осаждение ведут при добавлении этилового спирта для более полного осаждения.
Соли кальция
СаSO4 ∙ 2Н2О ‒ гипс, как вяжущее средство в строительстве, в медицине - при наложении гипсовых повязок;
Са(SO4)2 ∙ H2O ‒ алебастр;
Са3(РО4)2 ‒ основной компонент фосфоритов и апатитов - сырье для производства фосфорных удобрений, это главный конструкционный материал наших костей;
СаСl2 ∙ 6Н2О ‒ широко применяется в медицине в частности, внутривенные инъекции растворов СаСl2 снижают спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови, помогает бороться с оттеками, воспалениями, аллергией;
СаF2-‒ флюоргий ‒ прозрачные кристаллы, представляют ценность для оптики потому что они пропускают ультрафиолетовые и инфракрасные лучи намного лучше, чем стекло, кварц или вода;
СаС2‒ карбид для автогенной сварки и резки металла, для получения ацетилена;
СаСl2 + Са(СlO)2 ‒ хлорная известь, в качестве отбеливающего и дезинфицирующего средства, а так же для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими веществами.
Магний и его соединения
Нахождение в природе
Земная кора богата магнием. Содержание магния в ней составляет 1,4 атомных %. Магний входит в состав почти двухсот минералов. Важнейшие минералы, из которых получают магний магнезит МgСО3, доломит СаСО3 ∙ МgСО3, карналлит КСl ∙ МgCl2 ∙ 6Н2О, бишофит МgCl2 ∙ 6Н2О. Мg входит в состав хлорофилла, участвует в аккумуляции солнечной энергии.
Физические свойства
Мg - серебристо-белый металл, в 5 раз легче меди, в 1,5 раза легче алюминия,
t пл = 650С.
Химические свойства
1. При высокой температуре Мg горит интенсивно выделяя значительное количества тепла, дает ослепительную вспышку:
2Мg + О2= 2МgО
2. Взаимодействие с азотом, образуя нитриды:
3Мg + N2 = Мg3N2
3. Окисляется водородом, образуя гидриды:
Мg + Н2= МgH2
4. С водой магний взаимодействует очень медленно, реакция ускоряется в горячей воде:
Мg + 2H2O=Мg(OH)2+H2↑
5. Разбавленная НNO3с щелочноземельными металлами и магнием восстанавливается до солей аммония:
4Мg + 6HNO3 = 4Мg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Мg0 - 2е = Мg2+
N+5 + 8 е = N-3
6. С растворами кислот НСl, H2SO4 выделяется водород:
Мg + 2HCl = МgCl2 + Н2
Оксид магнияМ g О
МgО ‒ белый, тугоплавкий порошок, малорастворим в воде, обладает основными свойствами:
МgО + 2НСl=МgCl2 + Н2О
MgO + CO2 =MgCO3
MgO + Н2О =Мg(ОН)2
Гидроксид магния М g (OH)2
Мg(OH)2 -типичное основание средней силы
В лаборатории получают реакцией обмена растворимых солей магния со щелочами:
МgCl2 + 2КОН = Мg(OН)2 + 2КСl
1. Реагирует с кислотами:
Мg(OH)2 + 2HNО3 = Мg(NO3)2 + 2Н2О
2. Разлагается при нагревании:
Мg(OH)2 = МgO + Н2О
Соли магния
MgSO4 ∙ 7H2O ‒ горькая английская соль, применяется в качестве слабительного, в виде инъекций как спазмолитик, противосудорожное и обезболивающее средство;
Mg2Si3O8 · nH2O– трисиликат магния, применение в медицине основано на его адсорбционном действии, поэтому его назначают при гастритах и кишечных заболеваниях;
МgCO3 ∙ Мg(OH)2 ∙ H2O ‒ белая магнезия применяется внутрь при повышенной кислотности желудочного сока, как легкое слабительное, входит в состав зубного порошка;
MgCl2 ∙ 6H2O‒ водный раствор, для приготовления магнезиального цемента, ксилолита и др. синтетических материалов;
MgCO3 – в производстве теплоизоляционных материалов.
Качественная реакция на катион Mg2+ с Na2HPO4 в присутствии буферной смеси
NH4Cl
MgSO4 + Na2HPO4 + NH4OH = MgNH4PO4↓ + Na2SO4 + H2O
образуется белый кристаллический осадок фосфата магния-аммония.
5. Понятие о жесткости воды и способах её устранения
Жесткость воды ‒ совокупность свойств обусловленная содержанием в воде ионов Са2+ и Мg2+.
Если концентрация этих ионов в воде велика, то воду называют жесткой, если мала – мягкой.
В санитарно-гигиеническом отношении эти ионы не представляют опасности. Правда, при большом содержании ионов в море и в океане вода горьковата на вкус и вызывает послабляющее действие на кишечник человека.
В бытовом отношении эти соли образуют с мылом нерастворимые соединения и пена образуется лишь после полного осаждения ионов.
В жесткой воде с трудом развариваются пищевые продукты, т.к. катионы кальция с белками пищи образуют нерастворимые соединения, плохо заваривается чай и вкус его теряется.
Жесткая вода непригодна для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и питания паровых котлов, т.к. при нагревании жесткой воды на стенках охладительных систем образуется накипь, которая плохо проводит теплоту, поэтому возможен перегрев котлов, моторов и ускоряется их изнашивание.
Жесткость воды количественно выражают числом ммоль эквивалентов (ммоль экв) ионов Са2+ и Мg2+, содержащихся в 1 литре воды.
По величине жесткости природную воду различают:
а) очень мягкую до 1,5 ммоль экв/л
б) мягкую от 1,5 до 4 ммоль экв/л
в) средней жесткости от 4 до 8 ммоль экв/л
г) жесткая вода от 8 до 12 ммоль экв/л
д) очень жесткую свыше12 ммоль экв/л
Жесткость воды хозяйственно-питьевых водопроводов не должна превышать 7 мэкв/л.
Виды жесткости воды
1. Карбонатная или временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов Са и Мg.
Её можно устранить:
а) кипячением
Са(НСО3)2 = СаСО3↓+ Н2О + СО2↑
б) действием известкового молока или соды
Са(ОН)2 + Са(НСО3)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О
Са(НСО3)2 + Nа2СО3 = СаСО3↓+ 2NаНСО3
2. Некарбонатная или постоянная жесткость обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов Са и Мg.
Её устраняют действием соды:
СаSO4 + Nа2СО3 = СаСО3↓+ Nа2SО4
МgSО4 + Nа2СО3 = МgСО3↓+ Nа2СО3
Карбонатная и некарбонатная жесткость в сумме составляют общую жесткость воды.
Современные способы умягчения воды основаны на применении катионитов. Катионитами называют твердые вещества, содержащие в своем составе подвижные катионы, способные обмениваться на ионы внешней среды. При пропускании жесткой воды через колонку, заполненную катионитом, происходит обмен катионов:
Na2R + Са2+ = 2Na+ + СаR
Na2R + Mg2+ = 2Na+ + MgR
На катионите задерживаются катионы Са2+ и Мg2+, а в раствор переходят ионы Na+, в результате жесткость воды уменьшается.
Биологическая роль щелочноземельных металлов
Mg и Ве — антагонисты. Ион Mg2+ является комплексообразователем в хлорофилле. Внутри клеток активной формой АТФ является комплекс MgАТФ2–, от концентрации магния зависит устойчивость рибосом. Са2+ эффективно выступает в качестве мостика между двумя лигандами во внеклеточном пространстве.
Чаще Са и Mg — антагонисты, реже синергисты. Ион Mg2+ активирует внутриклеточные ферменты, ион Са2+ — внеклеточные. Са2+, Ва2+ и Sr2+ — синергисты. Как следствие этого - уровская болезнь — вытеснение ионов кальция ионами стронция, ведущее к размягчению костей.
Ва2+ конкурирует с К+, имея одинаковый радиус; вызывает гипокалиемию, инактивирует ферменты.
Кальций входит в состав костной ткани в виде гидроксиапатита Са5(РО4)3ОН и аморфного фосфата кальция Са3(РО4)2. Рост костной ткани происходит в результате контролируемого коллагеном процесса кристаллизации из ионов кальция и фосфатов:
5Ca2+ +3HPO42- + 4OH- ↔ Са5(РО4)3ОН +3H2O.
Повышение кислотности среды, а также концентрации цитратов, лактатов и белков, связывающих ионы кальция в результате комплексообразования, приводит к смешению равновесия в сторону растворения костной ткани (налево).
Ве — токсичный примесный ультрамикроэлемент (прочные связи с биолигандами), сильный ингибитор ряда ферментов;
Mg (в организме 20 г - 0,027 %) — формирует дентин, эмаль зубов, кости, а также другие органы.
Са (в организме 1700 г) — строительный материал костей и зубов, принимает участие в процессах свёртывания крови, передача нервных импульсов, сокращение мышц, работа сердца.
Sr (10–3 %) может концентрироваться в костях, замещая Са, особенно в областях интенсивного остеогенеза. Избыток ведёт к размягчению костей (уровская болезнь). Причины «стронциевого рахита» — избыток стронция в почве, воде. Особенно опасен радиоактивный стронций — период его полураспада 27,5 лет. Стронций вызывает патологические изменения не только в скелете, но и в костном мозге, нарушая кроветворение.
Ва и Ra — примесные микроэлементы.
Вопросы для самоконтроля:
1. Общая характеристика металлов, физические и химические свойства, металлическая связь.
2. Общая характеристика металлов II группы главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева.
3. Щелочноземельные металлы. Кальций и магний. Характеристика этих металлов, исходя из их положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома, степени окисления, распространение в природе, получение, свойства.
4. Свойства соединений магния и кальция. Оксиды, гидроксиды, сульфаты, карбонаты.
5. Понятие о жесткости воды.
6. Качественные реакции на катионы кальция и магния.
Задания для самостоятельной работы:
1. Осуществите цепочку превращений:
Са → Са(OH)2 → Са(NO3)2 → СаO → СаCl2 → Са3(РО4)2
Ва → ВаSO4 → Ва(NO3)2 → Ва(OН)2 → ВаCl2 → ВаСО3
Для последнего действия составьте полное ионное и сокращенное ионное уравнение.
2. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия: а) кальция с водой, б) магния с азотной кислотой, учитывая максимальное восстановление последней.
3. Решите задачи: массовая доля костей человека составляет 20% от общей массы организма. На долю фосфата кальция, входящего в состав костей, приходится также 20% от массы костей. Зная массу своего тела, рассчитайте, сколько килограммов фосфата кальция содержится в вашем организме. Сколько килограммов кальция содержится в нем?
4. Привзаимодействии 10,96 гметалла с водой выделилось 1,792 л водорода. Определитеэтотметалл, еслионвсвоихсоединенияхдвухвалентен.
Подготовьте доклад, реферат или презентацию на тему:
· «Биологическая роль кальция и магния. Применение в медицине и народном хозяйстве магния, кальция и их соединений»;
· «Жесткость воды и способы ее устранения»
Список рекомендуемой литературы:
1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е. Неорганическая химия. Ростов-н/Д. Феникс, 2005
2. Бабков, А.В. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник / А.В. Бабков, Т.И. Барабанова, В.А. Попков. – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2014. – 384 с.
