К семейству щёлочноземельных эле­ментов относят кальций, стронций, барий и радий. Д. И. Менделеев включал в это семей­ство и магний. Щёлочноземельными элементы именуются по той причине, что их гидроксиды, подобно гидро­ксидам щелочных металлов, раство­римы в воде, т. е. являются щелочами. «…Земельными же они названы пото­му, что в природе они встречаются в состоянии соединений, образующих нерастворимую массу земли, и сами в виде окисей RO имеют землистый вид», - пояснял Менделеев в «Основах химии».

Общая характеристика элементов II а группы

Металлы главной подгруппы II группы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами.

Легко отдают два валентных электрона, и во всех соединениях имеют степень окисления +2

Сильные восстановители

Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний

Бериллий по большинству свойств ближе к алюминию

Физические свойства простых веществ

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства щелочноземельных металлов + Be

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием щелочей:

Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2 ­

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ­

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. С другими неметаллами образуют бинарные соединения:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нитриды)

Ca + H 2 → CaH 2 (гидриды)

Ca + 2C → CaC 2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ­

Mg + H 2 SO 4 (разб.) → MgSO 4 + H 2 ­

5. Бериллий растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 ­

6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:

соединения кальция - кирпично-красный, стронция - карминово-красный, а бария - желтовато-зелёный.

Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО 2- 2 . Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.

Электронная конфигурация Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е — .

Ионы магния и кальция ‑ незаменимые элементы жизнедеятельности любой клетки. Их соотношение в организме должно быть строго определённым. Ионы магния участвуют в деятельности ферментов (например, карбоксилазы), кальция – в построении скелета и обмена веществ. Повышение содержания кальция улучшает усвоение пищи. Кальций возбуждает и регулирует работу сердца. Его избыток резко усиливает деятельность сердца. Магний играет отчасти роль антагониста кальция. Введение ионов Mg 2+ под кожу вызывает наркоз без периода возбуждения, паралич мышц, нервов и сердца. Попадая в рану в форме металла, он вызывает долго незаживающие гнойные процессы. Оксид магния в лёгких вызывает так называемую литейную лихорадку. Частый контакт поверхности кожи с его соединениями приводит к дерматитам. Самые широко используемые в медицине соли кальция: сульфат СаSO 4 и хлорид CaCL 2 . Первый используется для гипсовых повязок, а второй применяется для внутривенных вливаний и как внутреннее средство. Он помогает бороться с отёками, воспалениями, аллергией, снимает спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови.

Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Вызывают менегоэнцефалит с поражением мозжечка, поражение гладких сердечных мышц, паралич, а в больших дозах – дегенеративные изменения печени. В малых же дозах соединения бария стимулируют деятельность костного мозга.

При введении в желудок соединений стронция наступает его расстройство, паралич, рвота; поражения по признакам сходны с поражениями от солей бария, но соли стронция менее токсичны. Особую тревогу вызывает появление в организме радиоактивного изотопа стронция 90 Sr. Он исключительно медленно выводится из организма, а его большой период полураспада и, следовательно, длительность действия могут служить причиной лучевой болезни.

Радий опасен для организма своим излучением и огромным периодом полураспада (Т 1/2 = 1617 лет). Первоначально после открытия и получения солей радия в более или менее чистом виде его стали использовать довольно широко для рентгеноскопии, лечения опухолей и некоторых тяжёлых заболеваний. Теперь с появлением других более доступных и дешевых материалов применение радия в медицине практически прекратилось. В некоторых случаях его используют для получения радона и как добавку в минеральные удобрения.

В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода. Гидроксид кальция ‑ довольно сильное основание. У кальция - наименее активного из всех щелочноземельных металлов - характер связи в соединениях ионный.

По своим характеристикам стронций занимает промежуточное положение между кальцием и барием.

Свойства бария наиболее близки к свойствам щелочных металлов.

Бериллий и магний широко используют в сплавах. Бериллиевые бронзы – упругие сплавы меди с 0,5-3% бериллия; в авиационных сплавах (плотность 1,8) содержится 85-90% магния («электрон»). Бериллий отличается от остальных металлов IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

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

Магний активно реагирует с азотом:

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.

Традиционная техническая проблема – жесткость воды , связанная с наличием в ней ионов Mg 2+ и Ca 2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов.

S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице приведено их содержание.

Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п. Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов калия в организме находится внутри клеток и только 2% во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия. В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов.

Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов). Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция. В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг.

S-элементы 2 группы

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА. К щелочноземельным металлам обычно

относят кальций, стронций и барий, поскольку их оксиды (земли) при

растворении в воде дают щелочи. Оксиды бериллия и магния в воде не

растворяются. Иногда и все металлы из 2А группы называют

щелочноземельными. На внешнем уровне атомы имеют 2 электрона (Be -

2s2, Mg - 3s2, Ca - 4s2 и т.д.).

При возбуждении s-электроны переходят на р-

подуровень и тогда возможно образование двух связей

(валентность равна двум). В соединениях металлы

проявляют степень окисления +2.

1. Щелочноземельные металлы сильные восстановители, хотя и

уступают щелочным металлам. Восстановительные свойства растут

сверху вниз, что совпадает с увеличением атомных радиусов (Be - 0,113

нм, Ba - 0,221 нм) и ослаблением связи электронов с ядром. Так, Ве и Mg

разлагают воду очень медленно, а Са, Sr, Ва бурно.

2. На воздухе Be и Mg покрываются защитной пленкой и сгорают при

только при поджигании, тогда как Ca, Sr, Ba самовоспламеняются при

контакте с воздухом.

3. Оксиды Be и Mg нерастворимы в воде и гидроксиды Be и Mg

получают косвенным путем, тогда как оксиды Ca, Sr, Ba cоединяясь с

водой, образуют гидроксиды. Оксид бериллия имеет амфотерные

свойства, остальные оксиды - основные свойства.

4. Be(OH)2 и Mg(OH)2 почти нерастворимы в воде (0,02 и 2 мг на 100 г).

Растворимость Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 составляет 0,1, 0,7 и 3,4 г. При

этом Be(OH)2 - амфотерный гидроксид, Mg(0H)2, - слабое основание,

Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(0H)2 - сильные основания.

5. Галогениды хорошо растворимы в воде, но растворимость

сульфатов падает сверху вниз. Так, в 100 г воды растворяется 35,6 г

MgSO4, но только 0,2 г CaSO4, 0,01 г SrSO4 и 0,0002 г BaSO4.

6. Растворимость карбонатов снижается сверху вниз. MgCO3 - 0,06 г на

100 г воды, ВаСО3 всего - 0,002г. Термическая устойчивость карбонатов

растет сверху вниз: Если BeCO3 разлагается при 100о, MgCO3 - при 350о, то

СаСО3 - при 900о, SrCO3 - 1290о BaCO3 - при 1350о.

БЕРИЛЛИЙ - имеет более выраженные ковалентные

(неметаллические) свойства, чем другие элементы 2А группы. И сам

бериллий, его оксид и гидроксид имеют амфотерные свойства.

Ве + 2НСl = BeCl2 + H2 Вe + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O BeO + 2KOH + H2O = K2

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O Be(OH)2 + 2KOH = K2

Магний и кальций

ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ . Содержание магния и кальция в земной коре 2,1

и 3,6%. Минералы магния - MgCO3. CaCO3 - доломит, MgCO3 - магнезит, KCl .

6H2O - карналлит; MgSO4

KCl . 3H2O - каинит. Минералы кальция :

CaCO3 - кальцит (известняк, мел, мрамор), СaSO4

2H2O - гипс, Ca3(PO4)2 -

фосфорит, 3Ca3(PO4)2

CaF2 - апатит.

Магний и кальций - серебристо-белые металлы плавятся при 651 и

851о С. Кальций и его соли окрашивают пламя в кирпично-красный цвет.

ПОЛУЧЕНИЕ. Кальций и магний получают электролизом расплава

хлорида кальция или хлорида магния или алюмотермическим методом.

электролиз to

СaCl2  Ca + Cl2 4CaO + 2Al = 3Ca + CaO . Al2O3

Химические свойства кальция и магния.

В соединениях оба металла проявляют степень окисления +2. При

этом кальций более активен, чем магний, хотя и уступает стронцию и

1. Взаимодействие с кислородом идет с воспламенением и

выделением тепла и света.

Mg + O2 = 2MgO;  2Ca + O2 = 2CaO

2. Взаимодействие с галогенами. Фтор соединяется с Са и Mg

непосредственно, остальные галогены только при нагревании.

Mg + Cl2 = MgCl2; Ca + Br2 = CaBr2

3. При нагревании Са и Mg образует с водородом гидриды, которые

легко гидролизуются и окисляются. to to

Mg + Н2 = MgН2 ; Ca + Н2 = CaН2

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2H2; CaН2 + О2 = СаО + Н2О

4. При нагревании оба металла взаимодействуют с другими

неметаллми:

Mg + S = MgS; 3Ca + N2 = Ca3N2; 3Mg + 2P = Mg3P2

3Ca + 2As = Mg3As2; Ca + 2C = CaC2; Mg + 2C = MgC2

Нитриды, сульфиды и карбиды кальция и магния подвержены

гидролизу:

Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3 ; CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 +

5. Бериллий и магний с водой и спиртами взаимодействуют только

при нагревании, тогда как кальций бурно вытесняет из них

Mg + H2O = MgO + H2; Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Са + 2С2Н5ОН = Са(С2Н5О)2 + Н2

6. Магний и кальций отнимают кислород у оксидов менее активных

металлов.

CuO + Mg = Cu + MgO;  MoO3 + 3Ca = Mo + 3CaO

7. Из кислот-неокислителей магний и кальций вытесняют водород,

а кислоты-окислители эти металлы глубоко восстанавливают.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; Ca + 2CH3COOH = Ca(CH3COO)2 + H2

3Mg + 4H2SO4к = 3MgSO4 + S + 4H2O; 4Ca + 10HNO3к= 4Ca(NO3)2 + N2O

4Ca + 10HNO3оч.разб. = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

8. Кальций и магний легко окисляются растворами окислителей:

5Mg + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5MgSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Са + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3СаSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Оксиды гидроксиды кальция и магния.

Оксид магния - MgO - белый порошок, тугоплавкий (огнеупор),

нерастворимый в воде и кислотах и только аморфная форма оксида

магния медленно взаимодействует с кислотами. Получают оксид магния

нагреванием гидроксида магния.

MgO (аморфный) + 2HCl = MgCl2 + H2O;  Mg(OH)2 = MgO + H2O

Гидроксид магния - Mg(OH)2 - малорастворимое и

малодиссоциирующее основание. Получают действием щелочей на соли

магния. При пропускании диоксида углерода через его раствор выпадает

осадок карбоната магния, который в дальнейшем растворяется при

избытке СО2.

MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCl MgCl2 + 2NH4OH = Mg(OH)2 + 2NH4Cl

Mg(OH)2 + CO2 = MgCO3 + H2O MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2

Оксид кальция - СаО - негашенная известь. Белое тугоплавкое

вещество с выраженными основными свойствами (образует с водой

гидроксид, реагирует с кислотными оксидами, кислотами и амфотерными

оксидами).

СаО + Н2О = Са(ОН)2 СаО + СО2 = СаСО3 СаО + 2НCl = CaCl2

СaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2 CaO + Fe2O3 = Ca(FeO2)2

Получают обжигом известняка или восстановлением сульфата

СаСО3 = СаО + СО2; 2СаSO4 + 2C = 2CaO + 2SO2 + CO2

Гидроксид кальция Са(ОН)2 - гашеная известь (пушенка), получают

при взаимодействии оксида кальция с водой. Сильное основание, кроме

того растворяет некоторые неметаллы и амфотерные металлы.

Са(ОН)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O Ca(OH)2 + SO3 = CaSO4 +

3Ca(OH)2 2FeCl3 = 2Fe(OH)3+ 3CaCl2 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + NH3

2Са(ОН)2 + Сl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O Са(ОН)2 + 2Al + 2H2O =

Гашеная известь входит в состав строительного раствора.

Затвердение основано на реакциях:

Ca(OH)2 + СO2 = CaCO3 + H2O;  Ca(OH)2 + SiO2 = CaSiO3 + H2O

из воздуха песок

При пропускании диоксида углерода через раствор Ca(OH)2

(известковую воду) выпадает осадок карбоната кальция, который при

дальнейшем пропускании СО2 растворяется вследствие образования

растворимого гидрокарбоната кальция.

Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О;  СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2

Свойства элементов II A группы.

Свойства	4Be	12Mg	20Ca	38Sr	56Ba	88Ra
Атомная масса	9,012	24,305	40,80	87,62	137,34	226,025
Электронная конфигурация*
	0,113	0,160	0,190	0,213	0,225	0,235
	0,034	0,078	0,106	0,127	0,133	0,144
Энергия ионизации	9,32	7,644	6,111	5,692	5,21	5,28
Относительная электро- отрицательность	1,5	1,2	1,0	1,0	0,9	0,9
Возможные степени окисления
кларк, ат.% (распро- странненость в природе)	1*10 -3	1,4	1,5	8*10 -3	5*10 -3	8*10 -12
Агрегатное состояние (н. у.).	Т В Е Р Д Ы Е В Е Щ Е С Т В А
Цвет	Серо- стальной	Сереб- ристый	С Е Р Е Б Р И С Т О - Б Е Л Ы Й
	1283	649,5	850	770	710	700
	2970	1120	1487	1367	1637	1140
Плотность	1,86	1,741	1,540	2,67	3,67
Стандартный электродный потенциал	1,73	2,34	2,83	2,87	2,92

*Приведены конфигурации внешних электронных уровней атомов соответствующих элементов. Конфигурации остальных электронных уровней совпадают с таковыми для благородных газов, завершающих предыдущий период и указанных в скобках.

Как следует из данных, приведенных в таблице, элементы IIA группы имеют низкие (но все же не самые низкие: сравни с IA гр.) величины энергии ионизации и относительной электроотрицательности, при чем эти величины уменьшаются от Be к Ba, что позволяет сделать вывод о том, что эти элементы - типичные металлы-восстановители, и Ba - более активен, чем Be.

Ве - проявляет, подобно алюминию, амфотерные свойства. Однако у Ве металлические свойства все же более ярко выражены, чем неметаллические. Бериллий реагирует в отличие от остальных элементов IIA группы со щелочами.

Химические связи в соединениях Ве в основном ковалентные, тогда как связи в соединениях всех остальные элементов (Mg - Ra) носят ионный характер. При этом, как и у элементов IA группы, связи с галогенами и кислородом весьма прочные, а с водородом, углеродом, азотом, фосфором и серой - легко гидролизуются.

Физические свойства. Это металлы серебристо-белого цвета, относительно легкие, мягкие (за исключением бериллия), пластичные, легкоплавкие (все, кроме бериллия), обладают хорошей электро- и теплопроводностью.

Практическое применение. Ве используется в атомной технике как замедлитель и поглотитель нейтронов. Сплавы бериллия с медью - бронзы - очень стойкие, а с никелем - обладают высокой химической устойчивостью, благодаря чему и используются в хирургии.

Mg, Ca - используются как хорошие восстановители в металлотермии.

Ca, Sr, Ba - достаточно легко реагируют с газами и используются как геттеры (поглотители из воздушной среды) в вакуумной технике.

Получение. Будучи высоко химически активными, щелочноземельные металлы не встречаются в природе в свободном состоянии, их получают электролизом расплавов галогенидов или металлотермией. В природе щелочноземельные элементы входят в состав следующих минералов: -берилл; - полевой шпат; - бишофит- используется в медицине и для получения магния путем электролиза. Для получения бериллия в металлургии используются фторбериллаты: .

Химические свойства. Щелочноземельные металлы легко реагируют с кислородом, галогенами, неметаллами, водой и кислотами, особенно при нагревании:

Особенно легко эта реакция протекает для кальция и бария, поэтому их хранят в особых условиях.

Персульфид бария BaS - люминофор.

При гидролизе ацетиленидов образуется ацетилен:

Получить соединения Be и Mg с водородом прямым взаимодействием простых веществ не удалось: реакция не идет,тогда как идет достаточно легко. Образующиеся гидриды - сильные восстановители. пассивация, реакция не идет

Оксиды щелочноземельных металлов. Оксиды щелочноземельных элементов находят широкое применение в строительстве. Их получают разложением солей: - СаО - негашеная известь.

В ряду оксидов от BeO до BaO слева направо растет растворимость оксидов в воде, их основные свойства и химическая активность, так: BeO - нерастворим в воде, амфотерен, MgO - мало растворим в воде, а CaO, SrO, BaO - хорошо растворяются в воде с образованием гидроксидов Me(OH): .

Температуры плавления оксидов понижаются в ряду BeO ® BaO. Температуры плавления оксидов BeO и MgO » 2500 ° C, что позволяет использовать их как огнеупорные материалы.

Гидроксиды щелочноземельных металлов. В ряду Be(OH) 2 ® Ba(OH) 2 растет радиус ионов Ме 2+ , и, как следствие, увеличивается вероятность проявления основных свойств гидроксидов, их растворимость в воде: Ве(ОН) 2 - мало растворим в воде, вследствие своей амфотерности проявляет слабые кислотные и основные свойства, а Ва(ОН) 2 - хорошо растворим в воде и по своей силе может сравнится с таким сильным основанием как NaOH.

Амфотерность гидроксида бериллия можно проиллюстрировать следующими реакциями:

Соли щелочноземельных металлов. Растворимые соли Be и Ba - токсичны, ядовиты! СaF 2 - малорастворимая соль, встречается в природе как флюорит или плавиковый шпат, находит применение в оптике. СaCl 2 , MgCl 2 - хорошо растворимы в воде, находят применение в медицине и химическом синтезе в качестве осушителей. Карбонаты также находят широкое применение в строительстве: СaCО 3Ч MgCО 3 - доломит - используется в строительстве и для получения Vg и Ca. СaCО 3 - кальцит, мел, мрамор, исландский шпат, MgCО 3 - магнезит. Содержание растворимых карбонатов в природной воде определяет ее жесткость: . Сульфаты также являются широко распространенными природными соединениями щелочноземельных металлов: СaSO 4Ч 2H 2 O - гипс - широко используется в строительстве. MgSO 4Ч 7H 2 O - эпсомит, “английская горькая соль”, ВaSO 4 - находит применеие с рентгеноскопии. Фосфаты:Са 3 (РО 4) 2 - фосфорит, Са(Н 2 РО 4) 2 , СаНРО 4 - преципитат - используются для производства удобрений, Са 5 (РО 4) 3Ч (ОН - , F - , Cl -) - аппатит - природный минерал Са, NH 4 Mg(PО 4) - мало растворимое соединение. Известны и другие соли: Са(NО 3) 2Ч 2Н 2 O - норвежская селитра,Mg(ClО 4) 2 - ангидрон - очень хороший осушитель.

Распространение в природе и получение. Магний и кальций - распространенные на Земле элементы (магний - восьмой, кальций - шестой), а остальные элементы более редкие. Стронций и радий - радиоактивные элементы.

В земной коре бериллий находится в виде минералов: берилл Be 3 Al 2 (Si0 3) 6 , фенакит Be 2 Si0 4 . Окрашенные примесями прозрачные разновидности берилла (зеленые изумруды, голубые аквамарины и др.) - драгоценные камни. Известно 54 собственно бериллиевых минералов, важнейшие из них - берилл (и его разновидности - изумруд, аквамарин, гелиодор, воробьевит, ростерит, баццит).

Магний входит в состав силикатных (среди них преобладает оливин Mg 2 Si0 4), карбонатных (доломит CaMg(C0 3) 2 , магнезит MgC0 3) и хлоридных минералов (карналлит KClMgCl 2 -6H 2 0). Большое количество магния содержится в морской воде (до 0,38% MgCl 2) и в воде некоторых озер (до 30% MgCl 2).

Кальций содержится в виде силикатов и алюмосиликатов в горных породах (граниты, гнейсы и др.), карбоната в виде кальцита СаС0 3 , смеси кальцита и доломита {мрамор), сульфата {ангидрит CaS0 4 и гипс CaS0 4 -2H 2 0) а также фторида {флюорит CaF 2) и фосфата {апатит Са 5 (Р0 4) 3) и др.

Важнейшие минералы стронция и бария: карбонаты {стронцианит SrC0 3 , витерит ВаС0 3) и сульфаты {целестин SrS0 4 , барит BaS0 4). Радий встречается в урановых рудах.

В промышленности бериллий, магний, кальций, стронций и барий получают :

• 1) электролизом расплавов хлоридов МеС1 2 , в которые для понижения температуры плавления добавляют NaCl или другие хлориды;
• 2) мсталло- и углетермическим методами при температурах 1000-1300°С.

Особо чистый бериллий получают зонной плавкой. Для получения чистого магния (99,999% Mg) технический магний многократно сублимируют в вакууме. Барий высокой чистоты получают алюминотермическим методом из ВаО.

Физические и химические свойства. В виде простых веществ это - блестящие серебристо-белые металлы, бериллий - твердый (им можно резать стекло), но хрупкий, остальные мягкие и пластичные. Особенностью бериллия является то, что он покрывается на воздухе тонкой оксидной пленкой, защищающей металл от действия кислорода даже при высоких температурах. Выше 800°С происходит окисление бериллия, а при температуре 1200°С металлический бериллий сгорает, превращаясь в белый порошок ВеО.

С увеличением порядкового номера элемента плотность, температуры плавления и кипения возрастают. Электроотрицательность элементов этой группы различна. Для Be она довольно высока (зе = 1,57), что обусловливает амфотерный характер его соединений.

Все металлы в свободном виде менее реакционноспособны по сравнению со щелочными металлами, но довольно активны (их также хранят под керосином в запаянных сосудах, а кальций обычно в плотно закрывающихся металлических банках).

Взаимодействие с простыми веществами. Химическая активность металлов увеличивается по подгруппе сверху вниз с ростом порядкового номера.

На воздухе они окисляются с образованием оксидов МеО, а стронций и барий при нагревании на воздухе до ~500°С образуют пероксиды Ме0 2 , которые при более высокой температуре разлагаются на оксид и кислород. Взаимодействие с простыми веществами представлено на схеме:

Все металлы активно взаимодейстуют с неметаллами: с кислородом они образуют оксиды MeO (Me = Be - Ra), с галогенами - галогениды, например хлориды МеС1 2 , с водородом - гидриды МеЫ 2 , с серой - сульфиды MeS, с азотом - нитриды Me 3 N 2 , с углеродом - карбиды (ацетилениды) МеС 2 , и т.д.

С металлами они образуют эвтектические смеси, твердые растворы и интерметаллические соединения. Бериллий с некоторыми d-элементами образует бериллиды - соединения переменного состава МеВе 12 (Me = Ti, Nb, Та, Mo), MeBe tl (Me = Nb, Та), характеризующиеся высокими температурами плавления и устойчивостью к окислению при нагревании до 1200- 1600°С.

Отношение к воде , кислотам и щелочам. Бериллий на воздухе покрыт оксидной пленкой, которая обусловливает его пониженную химическую активность и препятствует взаимодействию его с водой. Он проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами с выделением водорода. При этом образуются соли катионного и анионного типов:

Концентрированными холодными HN0 3 и H 2 S0 4 бериллий пассивируется.

Магний, как и бериллий, устойчив по отношению к воде. С холодной водой он взаимодействует очень медленно, так как образующийся Mg(OH) 2 плохо растворим; при нагревании реакция ускоряется за счет растворения Mg(OII) 2 . В кислотах он растворяется очень энергично. Исключение составляют HF и Н 3 Р0 4 , образующие с ним малорастворимые соединения. Со щелочами магний, в отличие от бериллия, не взаимодействует.

Металлы подгруппы кальция (щелочноземельные) реагируют с водой и разбавленными соляной и серной кислотами с выделением водорода и образованием соответствующих гидроксидов и солей:

Со щелочами, аналогично магнию, не взаимодействуют. Свойства соединений элементов подгруппы НА. Соединения с кислородом . Оксид и гидроксид бериллия обладают амфотерным характером, остальные - основным. Хорошо растворимыми в воде основаниями являются Sr(OH) 2 и Ва(ОН) 2 , их относят к щелочам.

Оксид ВеО тугоплавок (? пл = 2530°С), обладает повышенной теплопроводностью и, после предварительно прокаливания при 400°С, химической инертностью. Обладает амфотерным характером, взаимодействует при сплавлении и с кислотными, и с основными оксидами, а также с кислотами и щелочами при нагревании, образуя соответственно соли бериллия и бериллаты:

Аналогичным образом ведет себя и соответствующий гидроксид бериллия Ве(ОН) 2 - не растворяясь в воде, он растворим и в кислотах, и в щелочах:

Для его осаждения применяют не щелочь, а слабое основание - гидроксид аммония:

Гидролиз солей бериллия протекает с образованием осадков малорастворимых основных солей, например:

Растворимы бериллаты только щелочных металлов.

Оксид MgO (жженая магнезия) - тугоплавкое (? пл = 2800°С) инертное вещество. В технике его получают термическим разложением карбоната:

Мелкокристаллический MgO, напротив, химически активен, является основным оксидом. Он взаимодействует с водой, поглощает С0 2 , легко растворяется в кислотах.

Оксиды щелочноземельных металлов получают в лаборатории термическим разложением соответствующих карбонатов или нитратов:

в промышленности - термическим разложением природных карбонатов. Оксиды энергично взаимодействуют с водой, образуя сильные основания, по силе уступающие лишь щелочам. В ряду Ве(ОН) 2 -> Са(ОН) 2 -> Sr(OH) 2 -> Ва(ОН) 2 усиливается основный характер гидроксидов, их растворимость и термическая устойчивость. Все они энергично взаимодействуют с кислотами с образованием соответствующих солей:

В отличие от солей бериллия, растворимые в воде соли щелочноземельных металлов и магния гидролизу по катиону не подвергаются.

Растворимость в воде солей элементов ПА-подгруппы различна. Хорошо растворимыми являются хлориды, бромиды, иодиды, сульфиды (Са - Ва), нитраты, нитриты (Mg - Ва). Малорастворимыми и практически нерастворимыми - фториды (Mg - Ва), сульфаты (Са - Ва), ортофосфаты, карбонаты, силикаты.

Соединения с водородом и неметаллами . Гидриды МеН 2 , нитриды Me 3 N 2 , карбиды (ацетилениды) МеС 2 неустойчивы, разлагаются водой с образованием соответствующих гидроксидов и водорода или водородных соединений неметаллов:

Применение. Бериллий легко образует сплавы со многими металлами, придавая им большую твердость, прочность, жаростойкость и коррозионную стойкость. Уникальными свойствами обладают бериллиевые бронзы (сплавы меди с 1-3% бериллия). В отличие от чистого бериллия, они хорошо поддаются механической обработке, из них можно, например, изготовить ленты толщиной всего 0,1 мм. Разрывная прочность этих бронз больше, чем у многих легированных сталей. При старении их прочность возрастает. Они немагнитные, обладают высокими показателями электро- и теплопроводности. Благодаря такому комплексу свойств они широко используются в авиационной и космической технике. В атомных реакторах бериллий используется как замедлитель и отражатель нейтронов. В смеси с препаратами радия он служит источником нейтронов, образующихся при действии на Be альфа-частиц:

ВеО применяют в качестве химически стойкого и огнеупорного материала для изготовления тиглей и специальной керамики.

Магний в основном используется для производства «сверхлегких» сплавов, в металлотермии - для производства Ti, Zr, V, U и др. Наиболее важный сплав магния - электрон (3-10% А1 2 0 3 , 2-3% Zn, остальное Mg), который благодаря его прочности и малой плотности (1,8 г/см 3) применяют в ракетной технике и авиастроении. Смеси порошка магния с окислителями применяются для осветительных и зажигательных ракет, снарядов, в фото- и осветительной технике. Жженую магнезию MgO применяют в производстве магния, в качестве наполнителя в производстве резины, для очистки нефтепродуктов, в производстве огнеупоров, строительных материалов и др.

Хлорид MgCl 2 применяется для получения магния, в производстве магнезиального цемента, который получают смешиванием предварительно прокаленного MgO с 30%-ным водным раствором MgCl 2 . Эта смесь постепенно превращается в белую твердую массу, устойчивую но отношению к кислотам и щелочам.

Основное применение металлического кальция - восстановитель при получении многих переходных металлов, урана, редкоземельных элементов (РЗЭ).

Карбид кальция СаС 2 - для производства ацетилена, СаО - при получении хлорной извести, Са(ОН) 2 , СаС0 3 , CaS0 4 H 2 0 - в строительстве. Са(ОН) 2 (известковое молоко , гашеная известь) применяется в качестве дешевого растворимого основания. Природные соединения кальция широко применяются в производстве вяжущих материалов для строительных растворов, для изготовления бетона, строительных деталей и конструкций. К вяжущим веществам относятся цементы , гипсовые материалы , известь и др. Гипсовые материалы - это прежде всего жженый гипс , или алебастр , - гидрат состава 2CaS0 4 H 2 0. Главное применение стронция и бария - газопоглотители в электровакуумных приборах. Раствор Ва(ОН) 2 (баритовая вода , едкий барит) - лабораторный реактив для качественной реакции на С0 2 . Титанат бария (BaTi0 3) - основной компонент диэлектриков, пьезо- и сегнето- электриков.

Токсичность элементов. Все соединения бериллия токсичны! Особенно опасна пыль бериллия и его соединений. Стронций и барий, являясь нервными и мышечными ядами, также обладают общей токсичностью. Соединения бария вызывают воспалительные заболевания головного мозга. Ядовитость солей бария весьма зависит от их растворимости. Практически нерастворимый сульфат бария (чистый) не ядовит, растворимые же соли: хлорид, нитрат, ацетат бария и др. - сильно токсичны (0,2-0,5 г хлорида бария вызывают отравление, смертельная доза - 0,8-0,9 г). Токсическое действие солей стронция сходно с действием солей бария. Оксиды кальция и других щелочноземельных металлов в виде пыли раздражают слизистые оболочки, а при попадании на кожу вызывает тяжелые ожоги. Оксид стронция действует аналогично оксиду кальция, но значительно сильнее. Соли щелочноземельных металлов вызывают кожные заболевания.

Тема урока:
Цель урока: Дать общую характеристику щелочноземельным металлам в свете общего, особенного и единичного по трем формам существования химических элементов: атомов, простых веществ и сложных веществ.
Задачи урока:

1. 
   На химии элементов этой группы повторить основные закономерности изменения свойств элементов в ПСХЭ по вертикале (группе).
2. 
   Рассмотреть характерные свойства простых веществ и соединений, образованных элементами 2 группы главной подгруппы.
3. 
   Какое практическое значение имеют соединения этих металлов.
4. 
   Развитие химических способностей учащихся при использовании заданий развивающего обучения.
5. 
   Дальнейшее формирование умения обобщать, делать выводы.

Оборудование и реактивы: кальций, вода, фенолфталеиновый, пинцет, нож, пробирки.
План урока: 1. Организационный момент.

2. Работа по новой теме.
Слайд 3 : Почему бериллий и магний не относят к щелочноземельным металлам, хотя и находятся в одной группе с этими металлами?
Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона, которые они отдают при химических взаимодействиях, и поэтому являются сильнейшими восстановителями. Во всех соединениях они проявляют степень окисления +2.

Слайд 4: Атомы этих элементов лишь немного меньше по размерам, чем атомы соответствующих щелочных металлов, а в связи с этим металлы главной подгруппы 2 группы по химической активности и другим свойствам должны быть с ними сходны.
Слайд 5: Учащиеся выполняют задание №1.

Слайд 6: Бериллий, магний и щелочноземельные металлы – как простые вещества.

Бериллий.

Слайд 7: Магний

Слайд 8: Кальций

Слайд 9: Стронций

Слайд 10: Барий

Слайд 11: Радий

Слайд 12: Плотность их увеличивается от бериллия к барию, а температура плавления наоборот, уменьшается. Окрашивание пламени солей щелочноземельных металлов.
Слайд 13: Химические свойства.

Слайд 14: Взаимодействие металлов с кислородом воздуха.

Щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, покрываясь пленкой оксида (исключение барий, смесь оксида и пероксида), поэтому их хранят под слоем керосина или в запаянных ампулах.

Слайд 15: Взаимодействие с неметаллами.

Реакция идет как правило при нагревании.

Взаимодействие металлов с водой.

Из всех металлов главной подгруппы 2 группы только бериллий не взаимодействует с водой (препятствует защитная пленка на его поверхности), магний реагирует с ней медленно, остальные металлы – бурно.

Демонстрация опыта: Взаимодействие кальция с водой.

Пишем уравнение реакции:

Ca + 2 HOH = Ca (OH) 2 + H 2

Гашеная известь

Вспомним реакцию взаимодействие щелочных металлов с водой.

Происхождение название щелочноземельные металлы связано с тем, что их гидроксиды являются щелочами, а оксиды по тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и железа, носившими ранее общее название «земли».

Слайд 16: Учащиеся выполняют задание №2
Слайд 17: Соединения бериллия, магния и щелочноземельных металлов

Оксиды этих металлов – твердые, белые, тугоплавкие вещества, устойчивые к воздействию высоких температур. Проявляют основные свойства, кроме бериллия, имеющего амфотерный характер

Слайд 18: Взаимодействие оксидов с водой.

Оксид магния малоактивен в реакции с водой, все остальные оксиды очень бурно с ней взаимодействуют. При этом выделяется значительное количество энергии. Поэтому, реакция оксида кальция с водой называется гашением извести, а образующийся гидроксид кальция – гашеной известью. Получают оксиды обжигом карбонатов:
CaCO 3 = CaO + CO 2

Негашеная известь
Mg CO 3 = MgO + CO 2

Жженая магнезия
Слайд 19: Взаимодействие гидроксидов с кислотами.

Так как многие соли щелочноземельных металлов нерастворимы, то реакция нейтрализации может сопровождаться выделением осадка.

Слайд 20: Соли.

Слайд 21: Учащиеся выполняют задания № 3, № 4, № 5.
Практическое значение соединений кальция, магния и бария.

Слайд 22: Карбонат кальция. Одно из самых распространенных соединений на Земле. Хорошо известны такие содержащие его минералы, как мел, мрамор, известняк.

Самый важный из этих минералов – известняк. Без него не обходится ни одно строительство. Известняк – сырьё для получения цемента, гашеной и негашеной извести, стекла и дл. Природный мел представляет собой остатки раковин древних животных. Один из примеров его использования вы хорошо знаете – это школьный мел, зубные пасты. Мел применяют в производстве бумаги, резины, а также для побелки. Мрамор – это минерал скульпторов, архитекторов и облицовщиков.

Слайд 23: ОАО «Тургоякское рудоуправление»

Производит известняк флюсовый. Наиболее крупные месторождения мрамора на территории области – это Коелгинское (Еткульский район), Баландинское (Сосновский район), Уфалейское (район г. В.Уфалей).

Слайд 24: Практическое применение карбоната магния.

Слайд 25: Практическое применение сульфата магния.

Слайд 26: Практическое применение фосфата кальция.

Слайд 27: Практическое применение сульфата бария.

Слайд 28: Подведение итогов урока.

Работы учащиеся сдают преподавателю на проверку. Оценка результатов на следующем уроке.

Слайд 29: Домашнее задание.
Домашнее Задание: параграф 12, №3,5,7.

Задания по теме: «Бериллий, магний и щелочноземельные металлы»

*****
Ф.И. учащихся___________________________класс_______________
1.Сравните атомы элементов, поставив знаки или = вместо *
а) заряд ядра: Ca * Mg , Be * Ba , Mg * Al , K * Ca
б) число электронных слоев: Ca * Mg , Be * Ba , Mg * Al
в) число электронов на внешнем уровне: Ca * Mg , Be * Ba , Mg * Al
г) восстановительные свойства: Ca * Mg , Be * Ba
2.Допишите уравнения реакций, уравняйте:

а) Mg + S = ………
б) Be + N 2 = ………..
в) Ca + O 2 = …………
г) Ca + S = ………….
Назовите продукты реакции.

3.Установите признак, объединяющий указанные объекты:
а) MgО, CaО, SrО, BaО признак______________________
б) Be 0 Be 2+ , Mg 0 Mg 2+ , Ca 0 Ca 2+ признак__________________________
в) Ca, Sr, Ba, Ra признак______________________________

а) да, можно

б) происходит спокойно

г) общим отравлением

Задания по теме: «Бериллий, магний и щелочноземельные металлы».

***

Ф.И учащихся__________________________класс_______
1.Какое из утверждений неправильное:
а) к щелочноземельным металлам не относятся бериллий и магний
б) восстановительные свойства сильнее проявляются у бериллия, т.к. заряд ядра атома наименьший, чем у остальных элементов 2 группы главной подгруппы
в) щелочноземельные металлы – это кальций, стронций, барий, радий

2.Вставьте пропущенные формулы веществ в уравнения реакций. Назовите продукты реакции:

а) Са + …. = CaS
б) ….+ C l 2 = Mg C l 2
в) Be + ….. = Be 3 N 2

Не забудьте уравнять!

1. 
   Подберите к цифре названия вещества соответствующую букву формулы:

1. 
   Гашеная известь
2. 
   Хлорид бария
3. 
   Негашеная известь
4. 
   Жженая магнезия
5. 
   Сульфид кальция

А. CaS

4.Можно ли кусочки щелочноземельного металла для опыта брать руками:

а) да, можно

б) нет, эти металлы взаимодействуют с водой кожи рук, что может вызвать ожог

в) нет, т.к. это не гигиенично, металл может быть загрязнен

г) нет, т.к. щелочноземельные металлы имеют низкую температуру плавления и в руках могут расплавиться

5.Растворение оксида кальция в воде может сопровождаться:

а) кипением и разбрызгиванием смеси

б) происходит спокойно

в) раздражением верхних дыхательных путей

г) общим отравлением
Задание ***** - для «сильных учеников»

*** - для «слабых» учеников

Работа предполагается в группах по 2 человека.

Технологическая карта урока

«Бериллий, магний и щелочноземельные металлы».

Предмет, класс	Химия, 9 класс
Тема урока	Бериллий, магний и щелочноземельные металлы.
Актуальность использования средств ИКТ	Использование презентации позволяет Реализовать принципы наглядности, доступности и системности изложения материала. Формируются навыки и умения информационно-мыслительной деятельности.
Цель урока	Дать общую характеристику щелочноземельным металлам в свете общего, особенного и единичного по трем формам существования химических элементов: атомов, простых веществ и сложных веществ.
Задачи урока	Обучающие: 1. На химии элементов этой группы повторить основные закономерности изменения свойств элементов в ПСХЭ по вертикале (группе). 2. Рассмотреть характерные свойства простых веществ и соединений, образованных элементами 2 группы главной подгруппы. Развивающие : Развитие химических способностей учащихся при использовании заданий развивающего обучения. Воспитательные: Воспитывать чувство практической значимости соединений щелочноземельных металлов, магния.
Необходимое аппаратное программное обеспечение	АРМ учителя химии, мультимедийный проектор, экран. MS PowerPoint .
Методы обучения – по источнику полученных знаний- словесный, наглядный, практический, проблемно-поисковый; по дидактическим целям – актуализация, изучение нового материала. Межпредметные связи – биология, краеведение. Организационная структура урока
Этап 1	Организационный момент
Длительность этапа	2 минуты
Цель	Настроить учащихся на работу на уроке.
Форма организации деятельности обучающихся	Проверка готовности к уроку, приветствие учителя.
	Приветствие учащихся, сообщение темы и целей урока.
Этап 2	Формирование новых знаний
Длительность этапа	3 минут
Цель	Выяснить, почему бериллий, магний находятся в одной подгруппе со щелочноземельными металлами, хотя и не относятся к таковым; какими особенностями строения атомов они обладают;
	Фронтальная
	Информирующая
Основные виды деятельности преподавателя
Деятельность обучающихся
Этап 3
Длительность этапа	5 минут
Цель	Закрепление новых знаний.
Форма организации учебной деятельности обучающихся	Групповая.
Функция преподавателя на данном этапе	Контролирующая.
Основные виды деятельности преподавателя
Деятельность обучающихся	Работа по карточкам.
Этап 4	Формирование новых знаний.
Длительность этапа	5 минут.
Цель	Выяснить, что из себя представляют простые вещества – бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий. Выяснить закономерности изменения плотности и температур плавления и узнать особенности окраски пламени при внесении в него солей этих элементов. Познакомиться с химическими свойствами этих простых веществ.
Форма организации учебной деятельности обучающихся	Фронтальная
Функция преподавателя на данном этапе	Рассказ, беседа, демонстрация презентации.
Основные виды деятельности преподавателя	Информирующая.
Деятельность обучающихся	Работа в тетрадях, запись основных понятий.
Этап 5	Дифференцированная работа в группах.
Длительность этапа	5 минут
Цель	Закрепление новых знаний.
Форма организации учебной деятельности обучающихся	Групповая.
Функция преподавателя на данном этапе	Контролирующая.
Основные виды деятельности преподавателя	Осуществляет индивидуальный контроль.
Деятельность обучающихся	Работа по карточкам.
Этап 6	Формирование новых знаний.
Длительность этапа	10 минут
Цель	Выяснить, что из себя представляют соединения этих металлов: оксиды, основания, соли; особенности их химических свойств.
Форма организации учебной деятельности обучающихся	Фронтальная.
Функция преподавателя на данном этапе	Информирующая.
Основные виды деятельности преподавателя	Рассказ, беседа, демонстрация презентации.
Деятельность обучающихся	Работа в тетрадях, запись основных понятий.
Этап 7	Дифференцированная работа в группах.
Длительность этапа	5 минут.
Цель	Закрепление новых знаний.
Форма организации учебной деятельности обучающихся	Групповая.
Функция преподавателя на данном этапе	Контролирующая.
Основные виды деятельности преподавателя	Осуществляет индивидуальный контроль.
Деятельность обучающихся	Работа по карточкам.
Этап 8	Формирование новых знаний
Длительность этапа	5 минут
Цель	Познакомиться с практическим применением солей магния и щелочноземельных металлов, рассмотреть на примере г. Миасса применение соединения кальция (Берёзовский карьер).
Форма организации учебной деятельности обучающихся	Фронтальная.
Функция преподавателя на данном этапе	Рассказ, беседа, демонстрация презентации.
Основные виды деятельности преподавателя	Информирующая.
Деятельность обучающихся	Работа в тетрадях, запись основных понятий.
Этап 9	Заключительная часть
Длительность этапа	5 минут
Цель	Подведение итогов: дать анализ и оценить успешность достижения целей и задач урока.
Форма организации учебной деятельности обучающихся	Фронтальная.
Функция преподавателя на данном этапе	Информирующая: сообщение результатов работ дифференцированных заданий на следующем уроке.
Основные виды деятельности преподавателя	Сообщение о достижении целей, анализ результативности урока, инструктаж по выполнению домашнему заданию.
Деятельность обучающихся	Запись домашнего задания.

Список литературы

1. 
   Габриелян О. С. «Химия. 9 класс» М.: Дрофа 2009.
2. 
   Дендебер С.В., Ключникова О.В. « Современные технологии в процессе преподавания химии» М.: ООО 5 за знания, 2008.
3. 
   Денисова В.Г. «Мастер – класс учителя химии. 8-11 классы» М.: Глобус, 2010

Интернет-ресурсы: