Элементы 2 группы. Лекция № 2

Август 11, 2022

Главная
Химия
Элементы 2 группы. Лекция № 2

Содержание

2. Свойства элементов 2 группы Ca, Sr, Ba – щелочно-земельные металлы. Бериллий и магний к щелочно-земельным металлам
3. Закономерности изменения радиуса атомов, первого потенциала ионизации и электроотрицательности для элементов 2 группы
4. Металлы 2 группы Бериллий и магний имеют гексагональную решетку: Кристаллическая решетка кальция и стронция – гранецентрированная
5. Бериллий. Нахождение в природе и получение Основной минерал бериллия – берилл Аl2(Ве3[Si6O18]) Примесь ионов хрома(III) окрашивает
6. Структура берилла Атомы бериллия находятся в центре тетраэдров [BeO4]. Атомы алюминия в центре октаэдров [AlO6]. При
7. Разделение соединений Be2+ и Al3+ может быть проведено карбонатным способом. При действии избытка карбоната аммония в
8. 4. Хлоридный метод. Берилл нагревают в атмосфере хлора в присутствии угля (1000 °С): Be3Al2[Si6O18] + 18
9. Бериллий переводят во фторид и восстанавливают магнием. Бериллий и магний не образуют сплава, т.к. размеры их
10. 1. Получение магния из доломита – термический процесс: Силикотермический процесс CaCO3⋅MgCO3 CaO⋅MgO + 2 CO2. 2(CaO⋅MgO)
11. Кальций в природе (1,5 масс.%): CaSO4⋅2H2O – гипс CaCO3 – мрамор, известняк. Металлический кальций получают в
12. Бериллий и его соединения Химическая активность бериллия ниже, чем у других элементов группы, хотя E°(Be2+/Be) =
13. Бериллий реагирует с разбавленными растворами кислот (HCl, H2SO4, HNO3), но пассивируется концентрированной HNO3. Взаимодействует с растворами
14. Галогениды бериллия Безводные галогениды бериллия нельзя получить из водных растворов из-за образования гидратов и их последующего
15. Оксиды и гидроксиды бериллия BeO амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах: BeO
16. Соли кислородсодержащих кислот бериллия Большинство солей бериллия хорошо растворимы в воде и заметно гидролизованы при комнатной
17. Координационные соединения бериллия Ве более склонен, по сравнению с другими элементами группы, к образованию координационных соединений
18. Особенности химии бериллия Причины: Малый радиус атома и иона бериллия. Большее, по сравнению с другими элементами
19. Магний Магний – гораздо более активный по сравнению с бериллием металл (E°(Mg2+/Mg) = −2,36 В(с.в.э.), но
20. Магний, будучи активным металлом, реагирует с растворами кислот: Mg + H2SO4разб → MgSO4 + H2 4
21. Оксиды магния и щелочно-земельных металлов Оксиды магния и щелочно-земельных металлов обладают основным характером. Однако прокаливание MgO,
22. Гидрид магния В отличие от гидрида бериллия, гидрид магния может быть получен из элементов, хотя и
23. Соли магния В водном растворе соли магния гидролизованы, хотя и в значительно меньшей степени по сравнению
24. Обезвоживание кристаллогидратов хлорида магния. Образование оксогалогенидов
25. Щелочно-земельные металлы Реагируют с водой при комнатной температуре: Ca + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2.
26. 4. Образуют солеподобные гидриды Ca + H2 → CaH2 CaH2 + 2 H2O → Ca(OH)2 +
27. Галогениды щелочно-земельных металлов
28. Соли щелочно-земельных металлов Растворимые соли гидролизу практически не подвергаются CaCl2 + Na2CO3 + [H2O] → CaCO3↓
29. CaSO4 растворяется в концентрированной серной кислоте: CaSO4 + H2SO4 → H2[Ca(SO4)2] и даже в концентрированном растворе
30. У щелочно-земельных металлов нерастворимы ортофосфаты и гидрофосфаты, а дигидрофосфаты растворимы: Ca3(PO4)2↓ + 4 H3PO4 → 3
31. Растворимость хроматов щелочно-земельных металлов также резко уменьшается от кальция к барию: ПР (CaCrO4) = 7,1⋅10−4, ПР
32. Жесткость воды Жесткость воды (ммоль экв/л) вызвана присутствием растворимых солей кальция и магния. Следствие – возможность
33. Координационные соединения магния и щелочно-земельных металлов Магний и кальций образуют относительно устойчивые комплексы с полидентатными лигандами.
35. Цемент Цемент (caementum — «щебень, битый камень») — искусственное неорганическое гидравлическое вяжущее вещество. Портландцемент получается при
39. Скачать презентацию

Слайд 2

Свойства элементов 2 группы
Ca, Sr, Ba – щелочно-земельные металлы. Бериллий и

магний к щелочно-земельным металлам не относятся.

Слайд 3

Закономерности изменения радиуса атомов, первого потенциала ионизации и электроотрицательности для элементов

2 группы

Слайд 4

Металлы 2 группы
Бериллий и магний имеют гексагональную решетку:
Кристаллическая решетка кальция и

стронция – гранецентрированная кубическая.
Кристаллическая решетка бария – объемноцентрированная кубическая.

Слайд 5

Бериллий. Нахождение в природе и получение
Основной минерал бериллия – берилл Аl2(Ве3[Si6O18])
Примесь

ионов хрома(III) окрашивает берилл в зеленый цвет, что соответствует драгоценному камню изумруду.
Другие разновидности берилла – аквамарин, биксбит (красный изумруд).

Хризоберилл Be(AlO2)2

Распространенность элементов 2 группы в природе.
Бериллий встречается достаточно редко
3,8⋅10−2 %.

Слайд 6

Структура берилла
Атомы бериллия находятся
в центре тетраэдров [BeO4].
Атомы алюминия в центре
октаэдров [AlO6].
При

переработке берилла возникает задача разделения бериллия и алюминия.
Вскрытие берилла возможно различными методами:
Сернокислотный метод
Be3Al2[Si6O18] + 6 H2SO4конц 3 BeSO4 + Al2(SO4)3 + 6 SiO2↓ +
6H2O.
Образовавшийся спек выщелачивают водой.

Слайд 7

Разделение соединений Be2+ и Al3+ может быть проведено карбонатным способом. При

действии избытка карбоната аммония в осадок выпадает гидроксид алюминия, а в растворе остается карбонатный комплекс бериллия.
BeCO3⋅Be(OH)2↓ + 3 (NH4)2CO3 → 2 (NH4)2[Be(CO3)2] + 2 NH3⋅H2O.
2. Щелочной метод – берилл сплавляют с содой или поташом:
Be3Al2[Si6O18] + 10 K2CO3 3 K2BeO2 + 2 KAlO2 + 6 K2SiO3 +
10 CO2↑.
3. Фторидный метод – берилл спекают с гексафторосиликатом натрия при 750 °С:
Be3Al2[Si6O18] + 2 Na2[SiF6] + Na2CO3 3 Na2[BeF4] + CO2↑ + Al2O3 + 8 SiO2.
Фторидный комплекс бериллия, в отличие от криолита, хорошо растворим в воде.

Слайд 8

4. Хлоридный метод. Берилл нагревают в атмосфере хлора в присутствии угля

(1000 °С):
Be3Al2[Si6O18] + 18 С + 18 Cl2 2 BeCl2↑ + 6 SiCl4 + 18 CO.
Хлориды бериллия, алюминия и кремния разделяют, используя их различную летучесть.
Для разделения бериллия и алюминия можно использовать способность бериллия образовывать сублимирующийся без разложения оксоацетатный комплекс:
4 Be(OH)2 + 6 CH3COOH → Be4O(CH3COO)6 + 7 H2O.
Оксоацетатный комплекс алюминия [Al3O(CH3COO)6]+(CH3COO)− имеет ионное строение и при нагревании не переходит в газовую фазу.

Слайд 9

Бериллий переводят во фторид и восстанавливают магнием. Бериллий и магний не

образуют сплава, т.к. размеры их атомов отличаются более, чем на 10−15 %.
BeF2 + Mg Be + MgF2.
Минералы магния:
Магнезит MgCO3
Доломит MgCO3⋅CaCO3
Карналлит KCl⋅MgCl2⋅6H2O

Магния в природе гораздо больше, чем бериллия (1,4 масс. %).

Слайд 10

1. Получение магния из доломита – термический процесс:
Силикотермический процесс
CaCO3⋅MgCO3 CaO⋅MgO +

2 CO2.
2(CaO⋅MgO) + FeSi 2 Mg + Fe + Ca2SiO4
2. Получение магния из карналлита или других источников MgCl2 (вода соленых озер и т.д.) – электрохимический процесс:
Электролиз расплава MgCl2
MgCl2 Mg + Cl2.
Обязательно надо снижать содержание вредной примеси железа, снижающей коррозионную стойкость магния в десятки раз.
Рафинирование путем промывки флюсами и жидким TiCl4. Возможно рафинирование жидкого магния MnCl2 и ZrCl4.

Слайд 11

Кальций в природе (1,5 масс.%):
CaSO4⋅2H2O – гипс
CaCO3 – мрамор, известняк.
Металлический кальций

получают в меньших количествах, чем магний. Способы получения:
Электролиз расплава CaCl2
Использование алюмотермии
4 CaO + 2 Al 3 Ca + Ca(AlO2)2.
Стронций (3,8⋅10−2 %) и барий (3,9⋅10−2%) распространены в меньшей степени, чем магний и кальций.
Минералы: Целестин – SrSO4, стронцианит – SrCO3, барит – BaSO4, витерит – BaCO3. Получение металлических стронция и бария аналогично получению кальция.

Слайд 12

Бериллий и его соединения
Химическая активность бериллия ниже, чем у других элементов

группы, хотя E°(Be2+/Be) = −1.68 В (с.в.э.). Компактный бериллий при комнатной температуре малоактивен. Он не реагирует с водой и водяным паром вплоть до температуры красного каления. Взаимодействие с кислородом начинается лишь при температурах выше 600 °С.
Порошок бериллия более реакционноспособен: он горит ярким пламенем, превращаясь в смесь BeO и Be3N2.
2 Be + O2 2 BeO
3 Be + N2 Be3N2.
BeO2 неизвестен!
Галогены реагируют с бериллием при температурах выше 600 °С, халькогены – при еще более высоких температурах. Реакция с аммиаком возможна при t > 1200 °C (продукт Be3N2), с углеродом – при t > 1700 °C (Be2C).

Слайд 13

Бериллий реагирует с разбавленными растворами кислот (HCl, H2SO4, HNO3), но пассивируется

концентрированной HNO3.
Взаимодействует с растворами щелочей:
Be + 2 NaOH + 2 H2O → Na2[Be(OH)4] + H2.
Растворяется в водном растворе NH4HF2 (реакция имеет значение для получения безводного BeF2 и очистки бериллия):
Be + 2 NH4HF2 → (NH4)2[BeF4] + H2.
(NH4)2[BeF4] BeF2кр + 2 NH4F (сублимируется).
С водородом Be непосредственно не реагирует. Гидрид бериллия, имеющий полимерное строение, получают косвенным путем:
x BeCl2 + x Li[AlH4] (BeH2)x + x AlCl3 + x LiCl (1951 г).
Более чистый продукт может быть получен пиролизом BeBut2 или по реакции:
x BeB2H8 + 2x PPh3 2x Ph3PBH3 + (BeH2)x.

Слайд 14

Галогениды бериллия
Безводные галогениды бериллия нельзя получить из водных растворов из-за образования

гидратов и их последующего гидролиза.
Получение BeF2 (NH4)2[BeF4] BeF2кр + 2 NH4F.
Получение BeCl2 BeO + C + Cl2 BeCl2 + CO.
2 BeO + CCl4 2 BeCl2 + CO2.
BeF2 – стеклообразный материал, который с трудом кристаллизуется (КЧ (Be) = 4). Известны многочисленные комплексные фториды BeCl2 + 4 NH4F → (NH4)2[BeF4] + 2 NH4Cl.
Строение полимерного BeCl2

+ Et2O →

Слайд 15

Оксиды и гидроксиды бериллия
BeO амфотерен и растворяется как в кислотах, так

и в щелочах:
BeO + 2 HCl + 3 H2O → [Be(H2O)4]Cl2
BeO + 2 NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4].
Гидроксид бериллия имеет полимерное строение (оляция – связь через мостиковые OH-группы). Он также амфотерен.

BeCl2 + 2 NH3 + 2 H2O → Be(OH)2↓ + 2 NH4Cl.

Слайд 16

Соли кислородсодержащих кислот бериллия
Большинство солей бериллия хорошо растворимы в воде

и заметно гидролизованы при комнатной температуре:
[Be(H2O)4]2+ + H2O ⇄ [Be(H2O)3)OH)]+ + H3O+

Образование полимерных продуктов гидролиза (оляция).

Взаимное усиление гидролиза:
2 BeCl2 + 2 Na2CO3 + H2O → BeCO3⋅Be(OH)2↓ + CO2↑ + 4 NaCl
BeCO3⋅Be(OH)2↓ + 3 (NH4)2CO3 → 2 (NH4)2[Be(CO3)2] + 2 NH3⋅H2O.

[Be(H2O)4]Cl2 −(кипячение раствора)→ Be(OH)2↓ + 2 H2O + 2 HCl.

Слайд 17

Координационные соединения бериллия
Ве более склонен, по сравнению с другими элементами группы,

к образованию координационных соединений (Na2[BeF4]), Na2[Be(OH)4], Na2[Be(CO3)2]) и т.д., но координационное число равно 4 и не может быть выше!
По этой причине комплекс Be(II) с ЭДТА не столь устойчив, как у магния и кальция.

Бериллий образует летучие координационные соединения

Слайд 18

Особенности химии бериллия
Причины:
Малый радиус атома и иона бериллия.
Большее, по сравнению с

другими элементами группы, значение электроотрицательности, большая доля ковалентности в соединениях.
Проявление:
Меньшая химическая активность Be, способность к пассивации (HNO3конц).
Амфотерность оксида и гидроксида бериллия.
Склонность к образованию координационных соединений, но КЧ ограничено 4.
Летучесть некоторых координационных соединений ([Be4O(CH3COO)6]).
Растворимость BeF2 в воде (по сравнению со фторидами других элементов группы).

Слайд 19

Магний
Магний – гораздо более активный по сравнению с бериллием металл (E°(Mg2+/Mg)

= −2,36 В(с.в.э.), но химическая активность снижена существованием на поверхности металла оксидной пленки.
Mg + 2 H2O Mg(OH)2 + H2.
В присутствии солей аммония магний растворяется и в холодной воде (растворение в продуктах гидролиза):
NH4+ + H2O ⇄ NH3⋅H2O + H+
Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2
-----------------------------------------
Mg + 2 NH4+ + 2 H2O → Mg2+ + 2 NH3.H2O + H2
Mg + 2 NH4Cl + 2 H2O → MgCl2 + 2 NH3⋅H2O + H2
При повышенных температурах химическая активность магния существенно возрастает:
Mg + CO2 2 MgO + C
TiO2 + 2 Mg Ti + 2 MgO.

Слайд 20

Магний, будучи активным металлом, реагирует с растворами кислот:
Mg + H2SO4разб →

MgSO4 + H2
4 Mg + 5 H2SO4конц → 4 MgSO4 + H2S + 4 H2O
4 Mg + 10 HNO3разб → 4 Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
Но магний не реагирует с плавиковой кислотой из-за низкой растворимости пленки MgF2.
При горении магния на воздухе вместе с оксидом образуются значительные количества нитрида.
Диагональное сходство Li и Mg
Причина: близость значения Z/R.
Реагируют с N2.
Не образуют пероксидов при взаимодействии с O2.
Образуют малорастворимые фториды.
Нитраты разлагаются при относительно невысоких температурах:
4 LiNO3 2 Li2O + 4 NO2 + O2
2 Mg(NO3)2 2 MgO + 4 NO2 + O2

Слайд 21

Оксиды магния и щелочно-земельных металлов
Оксиды магния и щелочно-земельных металлов обладают основным

характером.

Однако прокаливание MgO, как и BeO, приводит к снижению реакционной способности.

Слайд 22

Гидрид магния
В отличие от гидрида бериллия, гидрид магния может быть получен

из элементов, хотя и в жестких условиях:
Mg + H2 MgH2
Хотя более предпочтительно использование алюмогидрида лития:
Mg(C2H5)2 + Li[AlH4] MgH2 + Li[AlH2(C2H5)2].
Сольватированные димеры типа (MgHCl)2:
MgH2 + MgCl2 (MgHCl)2.2ТГФ

Слайд 23

Соли магния
В водном растворе соли магния гидролизованы, хотя и в значительно

меньшей степени по сравнению с солями бериллия:
5 MgCl2 + 5 Na2CO3 + 2 H2O → Mg(OH)2⋅3MgCO3↓ + 10 NaCl + Mg(HCO3)2.
В упрощенном виде:
4 MgCl2 + 4 Na2CO3 + H2O → Mg(OH)2⋅3MgCO3↓ + CO2 + 8 NaCl.
Замена раствора карбоната натрия (pH = 11,5) на раствор гидрокарбоната натрия (pH = 8,5) позволяет осадить карбонат магния:
MgCl2 + 2 NaHCO3 → MgCO3↓ + 2 NaCl + CO2 + H2O.

Слайд 24

Обезвоживание кристаллогидратов хлорида магния. Образование оксогалогенидов

Слайд 25

Щелочно-земельные металлы
Реагируют с водой при комнатной температуре:
Ca + 2 H2O →

Ca(OH)2 + H2.
2. Реагируют с кислородом. Для бария возможно образование пероксида:
BaO + O2 ⇄ BaO2
Прокаливание Ba(NO3)2, BaCO3 или Ba(OH)2 в токе воздуха в присутствии следов воды.
BaCl2 + H2O2конц + 2 NH3⋅H2O + 6 H2O → BaO2⋅8H2O↓ + 2 NH4Cl.
Пероксиды кальция и стронция, хотя и известны, получаются в более жестких условиях.
BaO2 + H2SO4р-р → BaSO4↓ + H2O2
BaO2 + CO → BaCO3.
3. Энергично реагируют с галогенами, серой, фосфором:
Ca + S → CaS
4 Ba + 3 P4 → 4 BaP3.

Слайд 26

4. Образуют солеподобные гидриды
Ca + H2 → CaH2
CaH2 + 2 H2O

→ Ca(OH)2 + H2
5. Растворяются в жидком аммиаке, растворы медленно разлагаются:
M + 2 NH3ж → M(NH2)2 + H2.
Оксиды щелочно-земельных металлов непосредственно реагируют с водой:
CaO + H2O → Ca(OH)2 (гашение извести)
Ca(OH)2, Sr(OH)2 и Ba(OH)2 растворимы в воде.

Слайд 27

Галогениды щелочно-земельных металлов

Слайд 28

Соли щелочно-земельных металлов
Растворимые соли гидролизу практически не подвергаются
CaCl2 + Na2CO3 +

[H2O] → CaCO3↓ + 2 NaCl.
2. По сравнению с щелочными металлами, нерастворимых солей гораздо больше.
Нерастворимы сульфаты. В ряду CaSO4 − SrSO4 − BaSO4 растворимость уменьшается.
ПР (CaSO4) = 2,5⋅10−5
ПР (SrSO4) = 3,2⋅10−7
ПР (BaSO4) = 1,1⋅10−10
Из водных растворов выпадает CaSO4⋅2H2O, сульфаты стронция и бария не образуют кристаллогидратов.

CaSO4⋅2H2O – гипс
CaSO4⋅0,5H2O – жженый гипс, алебастр
CaSO4 - ангидрит

Слайд 29

CaSO4 растворяется в концентрированной серной кислоте:
CaSO4 + H2SO4 → H2[Ca(SO4)2]
и даже

в концентрированном растворе сульфата аммония:
CaSO4 + (NH4)2SO4 → (NH4)2[Ca(SO4)2].
Способы перевода сульфатов щелочно-земельных металлов в растворимое состояние:
Восстановительный обжиг
BaSO4 + 4 C BaS + 4 CO.
2. Содовые вытяжки
СaSO4 + Na2CO3конц CaCO3↓ + Na2SO4.

Слайд 30

У щелочно-земельных металлов нерастворимы ортофосфаты и гидрофосфаты, а дигидрофосфаты растворимы:
Ca3(PO4)2↓ +

4 H3PO4 → 3 Ca(H2PO4)2.
Нерастворимы карбонаты, но гидрокарбонаты растворимы:
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2.
Гидрокарбонаты щелочно-земельных металлов (и магния) разлагаются при кипячении раствора:
Ca(HCO3)2
CaCO3↓ + CO2 + H2O.
Сами карбонаты щелочно-земельных металлов
разлагаются на оксид и CO2 при более
высоких температурах:

Слайд 31

Растворимость хроматов щелочно-земельных металлов также резко уменьшается от кальция к барию:
ПР

(CaCrO4) = 7,1⋅10−4, ПР (SrCrO4) = 3,6⋅10−5, ПР (BaCrO4) = 1,2⋅10−10.
При взаимодействии растворимых солей бария с бихроматами происходит выпадение хромата бария:
BaCl2 + K2Cr2O7 + H2O → BaCrO4↓ + 2 KCl + 2 HCl
Ba2+ + Cr2O72− + H2O → BaCrO4↓ + 2 H+.
В раствор добавляют ацетат натрия для связывания ионов водорода. Хромат бария имеет низкое ПР, поэтому он нерастворим в образующемся ацетатном буфере. Хроматы кальция и стронция в нем растворяются, а поэтому образования осадка не происходит.

Слайд 32

Жесткость воды
Жесткость воды (ммоль экв/л) вызвана присутствием растворимых солей кальция и

магния. Следствие – возможность образования осадков и взвесей.
Временная жесткость воды вызвана присутствием гидрокарбонатов магния и кальция. Она может быть устранена кипячением:
Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O.
Постоянная жесткость вызвана присутствием других солей (хлоридов, сульфатов). Она может быть устранена добавлением соды:
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2 NaCl.
Но гораздо более перспективно пропускание воды через катионообменные смолы:
Ca2+ + 2 R−H → R2Ca + 2 H+.

Слайд 33

Координационные соединения магния и щелочно-земельных металлов
Магний и кальций образуют относительно устойчивые

комплексы с полидентатными лигандами.
Стронций и барий образуют комплексы с краун-эфирами (по аналогии с щелочными металлами).

Слайд 34

Слайд 35

Цемент
Цемент (caementum — «щебень, битый камень») — искусственное неорганическое гидравлическое вяжущее вещество.
Портландцемент получается при нагревании известняка и глины или

других материалов сходного валового состава и достаточной активности до температуры 1450…1480 °С.
Типичный клинкер имеет примерный состав 67% СаО, 22% SiO2, 5% Al2О3, 3% Fe2O3, 3% других компонентов и обычно содержит четыре главные фазы, называемые алит, белит, алюминатная фаза и алюмоферритная фаза.
Алит (Ca3SiO5) является наиболее важной составляющей всех обычных цементных клинкеров. Алит относительно быстро реагирует с водой и в нормальных цементах из всех фаз играет наиболее важную роль в развитии прочности.

Слайд 36

Слайд 37

Элементы 2 группы. Лекция № 2

Содержание

Свойства элементов 2 группыCa, Sr, Ba – щелочно-земельные металлы. Бериллий и

Закономерности изменения радиуса атомов, первого потенциала ионизации и электроотрицательности для элементов

Металлы 2 группыБериллий и магний имеют гексагональную решетку:Кристаллическая решетка кальция и

Бериллий. Нахождение в природе и получениеОсновной минерал бериллия – берилл Аl2(Ве3[Si6O18])Примесь

Структура бериллаАтомы бериллия находятсяв центре тетраэдров [BeO4].Атомы алюминия в центреоктаэдров [AlO6].При

Разделение соединений Be2+ и Al3+ может быть проведено карбонатным способом. При

4. Хлоридный метод. Берилл нагревают в атмосфере хлора в присутствии угля

Бериллий переводят во фторид и восстанавливают магнием. Бериллий и магний не

1. Получение магния из доломита – термический процесс:Силикотермический процессCaCO3⋅MgCO3 CaO⋅MgO +

Кальций в природе (1,5 масс.%):CaSO4⋅2H2O – гипсCaCO3 – мрамор, известняк.Металлический кальций

Бериллий и его соединенияХимическая активность бериллия ниже, чем у других элементов

Бериллий реагирует с разбавленными растворами кислот (HCl, H2SO4, HNO3), но пассивируется

Галогениды бериллияБезводные галогениды бериллия нельзя получить из водных растворов из-за образования

Оксиды и гидроксиды бериллияBeO амфотерен и растворяется как в кислотах, так

Соли кислородсодержащих кислот бериллия Большинство солей бериллия хорошо растворимы в воде

Координационные соединения бериллияВе более склонен, по сравнению с другими элементами группы,

Особенности химии бериллияПричины:Малый радиус атома и иона бериллия.Большее, по сравнению с

МагнийМагний – гораздо более активный по сравнению с бериллием металл (E°(Mg2+/Mg)

Магний, будучи активным металлом, реагирует с растворами кислот:Mg + H2SO4разб →

Оксиды магния и щелочно-земельных металловОксиды магния и щелочно-земельных металлов обладают основным

Гидрид магнияВ отличие от гидрида бериллия, гидрид магния может быть получен

Соли магнияВ водном растворе соли магния гидролизованы, хотя и в значительно