Металлический магний проявляет свойства восстановителя окислителя

Обновлено: 30.04.2024

Магний является металлом, обладает 12-м по счету номером в Периодической системе, расположен в 3-м периоде, II группе А-подгруппы.

Международное обозначение в химии — Mg (Magnesium). Заряд ядра магния составляет +12, а атомный вес равен 24,132 а.е.м. При обычных условиях металл отличается легкостью, хорошей ковкостью, имеет серебристый цвет.

Химические свойства магния:

  • не вступает в реакцию со щелочами;
  • взаимодействие с кислотами приводит к полному растворению магния и выделению водорода;
  • при нагреве на воздухе происходит сгорание металла с выделением теплоты и яркого свечения;
  • смесь магниевого порошка и активных окислителей взрывоопасна;
  • при увеличении температуры магний активно реагирует с водой.

В воздушной среде магний окисляется. Процесс формирует на поверхности защитную пленку, которая разрушается при нагреве до 600°C. Реакция сопровождается ослепительно-белой вспышкой пламени, образованием оксида и нитрида. Утилитарные свойства магния зависят от степени чистоты. В очищенном состоянии металл пластичен, легко подается механической обработке.

Магний в природе встречается в формах:

Металл в большой концентрации содержится в следующих материалах:

  • брусит;
  • кизерит;
  • бишофит и др.

Помимо минеральных залежей, металл обнаружен в:

  • морской воде;
  • рапе (насыщенном соляном растворе солей).

Места расположения залежей осадочного происхождения:

  • магнезит в гидротермальных источниках;
  • доломит в осадочных карбонатных прослойках;
  • самородные фрагменты металла, сформированные газами.

Строение электронных оболочек, электронная формула атома магния

Расположение магния в 3-м периоде указывает на наличие у металла трех электронных слоев. Один из них является внешним и содержит валентные электроны. Атом магния обладает положительно заряженным ядром (+12) с 12 протонами и 12 нейронами, что является разницей между атомным весом и порядковым номером. Вокруг ядра перемещаются 12 электронов, что отображено на схеме:

+ 12 M g ) 2 ) 8 ) 2

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2

Магний является s-элементом. Энергетическая диаграмма атома металла с валентными электронами имеет следующий вид:

( M g 2 + ) . В соединениях вещество обладает степенью окисления +2.

M g 0 – 2 e → M g 2 +

Химические соединения, уравнения реакций

Качественная реакция в случае магния представляет собой взаимодействие соли магния с какой-либо щелочью. В результате образуется студенистый осадок гидроксида магния.

Взаимодействие хлорида магния и гидроксида калия с образованием гидроксида магния и хлорида калия:

M g C l 2 + 2 K O H = M g ( O H ) 2 + 2 K C I

Магний является сильным восстановителем, что объясняет способность металла реагировать практически со всеми неметаллами.

Взаимодействие магния с азотом при температуре 780-800°C с образованием нитрида магния:

3 M g + N 2 = M g 3 N 2

Сгорание магния в кислородной среде при температуре 600-650°C приводит к образованию оксида магния:

2 M g + O 2 = 2 M g O

Активная реакция магния на влажный хлор при комнатной температуре с образованием хлорида магния:

M g + C l 2 = M g C l 2

Реакция магния с водородом протекает при температуре 175°C в условиях высокого давления и при наличии катализатора M g I 2 . В результате образуется гидрид магния:

M g + H 2 = M g H 2

Магний способен активно вступать в химические реакции со сложными веществами.

Реакция магния с горячей водой с образованием гидроксида магния и водорода:

M g + 2 H 2 O = M g ( O H ) 2 ↓ + H 2 ↑

Взаимодействие магния с кислотами можно рассмотреть на примере реакции металла и разбавленной соляной кислоты с образованием хлорида магния и водорода:

M g + 2 H C l = M g C l 2 + H 2 ↑

Взаимодействие магния с разбавленной азотной кислотой приводит к синтезу нитрата магния, оксида азота (I) и выделению воды:

4 M g + 10 H N O 3 = 4 M g ( N O 3 ) 2 + 2 N 2 O ↑ + 5 H 2 O

При контакте магния с сероводородной кислотой в условиях нагрева до 500°C образуются сульфид магния и водород:

M g + H 2 S = M g S + H 2

Взаимодействие магния с газом аммиаком при температуре 600-850°C приводит к образованию нитрида магния и водорода:

3 M g + 2 N H 3 = M g 3 N 2 + 3 H 2

Примером реакции магния с оксидами является процесс взаимодействия металла с оксидом азота (IV) при температуре 150°C в вакууме, в этилацетилене образуется нитрат магния и оксид азота (II):

M g + 4 N O 2 = M g ( N O 3 ) 2 ↓ + 2 N O

Взаимодействие магния с оксидом кремния при температуре менее 800°C в атмосфере водорода приводит к образованию силицида магния и оксида магния:

4 M g + S i O 2 = M g 2 S i + M g O

При повышении температуры до 1000°C образуются кремний и оксид магния:

2 M g + S i O 2 = S i + 2 M g O

Производство, где применяется

Существует несколько способов получения магния. Наиболее распространенным является электролиз, который активно применяют в промышленных масштабах.

Электролиз расплава хлорида магния с образованием магния и хлора:

M g C l 2 = M g ↓ + C l 2 ↑

Разложение нитрида магния при температуре 700-1500°C с образованием магния и азота:

M g 2 N 2 = 3 M g + N 2

Восстановление оксида магния с помощью углерода при температуре выше 2000°C с образованием магния и угарного газа:

M g O + C = M g + C O

Восстановление оксида магния с помощью кальция при температуре 1300°C приводит к образованию магния и оксида кальция:

M g O + C a = C a O + M g

Некогда наиболее известной являлась область применения металла, связанная с производством фотоаппаратов с магниевой вспышкой. В настоящее время вещество получило распространение во многих отраслях промышленности. Материал используют в разных видах:

Применение магния в промышленности:

  • огнеупорные материалы, магний является сырьем для синтеза компонентов металлургических печей;
  • сырье для выработки легких и сверхлегких сплавов, необходимых для ракетостроения, авиастроения, автомобильной промышленности;
  • получение ферросиликомагния в виде сплава магния, кремния и железа для выплавки чугуна.

Магний используют при разработке оружия. Свойство металла гореть ослепляющим пламенем применяют в производстве таких боеприпасов, как:

  • зажигательные бомбы;
  • сигнальные ракеты;
  • трассирующие пули.

Научная и другие сферы применения магния:

  • изготовление энергоемких электрических батарей, сухих элементов на основе металла, его соединений;
  • производство линз и разной оптики с помощью компонентов в виде выращенных кристаллов фторида магния;
  • осушение газов с помощью перхлората магния;
  • электролит химических источников тока на основе бромида магния;
  • выпуск пиротехнической продукции;
  • соединения магния используют в медицине.

Современные ученые активно работают над созданием магниево-серных батарей. Такие аккумуляторы должны превосходить в эффективности и емкости ионно-литиевые батареи.

Биологическая роль и токсикология

Магний имеет большое значение для жизни и здоровья человека. Элемент изначально входит в состав живых организмов. Продукты повседневного питания, включая хлеб, молоко, мясо, содержат минимальное количество магния, который обеспечивает и нормализует следующие внутренние процессы:

  • белковый синтез;
  • работа нервной системы, сердца;
  • расширение сосудов;
  • отделение желчи;
  • функционирование желудочно-кишечного тракта;
  • выведение холестерина из организма;
  • сокращение мышц.

Магний является составным компонентом хлорофилла. Вещество участвует в процессе фотосинтеза. В хлорофилле содержится примерно 2,7 % магния от общей массы. Вещество сконцентрировано в зеленых частях растительных организмов. Магний влияет на механизм формирования в листьях пигментов, в том числе ксантофилла и каротина. Из него состоит запасное вещество — фитин, который содержат семена растений.

Определена суточная норма магния для взрослых людей. Она составляет 300 мг для женщин и 400 мг — для мужчин. Данная потребность может быть увеличена при наличии следующих факторов:

  • психические и физические нагрузки;
  • стресс;
  • злоупотребление алкоголем;
  • потливость.

При поступлении магния в организм усваивается лишь треть от общего количества вещества. Продукты с большой концентрацией магния:

  • какао;
  • отруби;
  • орехи;
  • тыквенные семечки;
  • зеленые овощи.

При избытке или дефиците магния развиваются такие патологии, как:

  • артрит, остеопороз;
  • судороги, мышечные спазмы;
  • головная боль;
  • сбои в работе пищеварительной системы, сердца;
  • бессонница, перманентная усталость, раздражительность.

Передозировка магния приводит к следующим последствиям:

  • пониженное артериальное давление;
  • тошнота, рвота;
  • угнетение центральной нервной системы, рефлекторной функции, дыхания;
  • кома, паралич дыхательных путей, сердца.

Магний обладает небольшой токсичностью. Опасен в процессе горения. Если смотреть на горящее вещество, можно обжечь сетчатку глаза и временно ослепнуть.

Физические свойства

Магний Mg — это щелочной металл. Серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий металл. На воздухе покрыт оксидной пленкой. Сильный восстановитель.

Относительная молекулярная масса Mr = 24,305; относительная плотность для твердого и жидкого состояния d = 1,737; tпл = 648º C; tкип = 1095º C.

Способ получения

1. В результате электролиза расплава хлорида магния образуются магний и хлор :

2. Нитрид магния разлагается при 700 — 1500º С образуя магний и азот:

3. Оксид магния легко восстанавливается углеродом при температуре выше 2000º С, образуя магний и угарный газ:

MgO + C = Mg + CO

4. Оксид магния также легко восстанавливается кальцием при 1300º С с образованием магния и оксида кальция:

MgO + Ca = CaO + Mg

Качественная реакция

Качественной реакцией для магния является взаимодействие соли магния с любой сильной щелочью, в результате которой происходит выпадение студенистого осадка:

1. Хлорид магния взаимодействует с гидроксидом калия и образует гидроксид магния и хлорид калия:

MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCI

Химические свойства

1. Магний — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :

1.1. Магний взаимодействует с азотом при 780 — 800º С образуя нитрид магния:

1.2. Магний сгорает в кислороде (воздухе) при 600 — 650º С с образованием оксида магния:

2Mg + O2 = 2MgO

1.3. Магний активно реагирует при комнатной температуре с влажным хлором . При этом образуется хлорид магния :

1.4. С водородом магний реагирует при температуре 175º C, избыточном давлении и в присутствии катализатора MgI2 с образованием гидрида магния:

2. Магний активно взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Магний реагирует с горячей водой . Взаимодействие магния с водой приводит к образованию гидроксида магния и газа водорода:

2.2. Магний взаимодействует с кислотами:

2.2.1. Магний реагирует с разбавленной соляной кислотой, при этом образуются хлорид магния и водород :

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 ↑

2.2.2. Реагируя с разбавленной азотной кислотой магний образует нитрат магния, оксид азота (I) и воду:

2.2.3. В результате реакции сероводородной кислоты и магния при 500º С образуется сульфид магния и водород:

Mg + H2S = MgS + H2

2.3. Магний вступает в реакцию с газом аммиаком при 600 — 850º С. В результате данной реакции образуется нитрид магния и водород:

2.4. Магний может вступать в реакцию с оксидами :

2.4.1. В результате взаимодействия магния и оксида азота (IV) при температуре 150º С в вакууме, в этилацетилене образуется нитрат магния и оксид азота (II):

2.4.2. Магний взаимодействует с оксидом кремния при температуре ниже 800º С в атмосфере водорода образуя силицид магния и оксид магния:

4Mg + SiO2 = Mg2Si + MgO,

а если температуру поднять до 1000º С, то в результате реакции образуется кремний и оксид магния:

Физические и химические свойства магния

Магний является металлом, обладает 12-м по счету номером в Периодической системе, расположен в 3-м периоде, II группе А-подгруппы.

Международное обозначение в химии — Mg (Magnesium). Заряд ядра магния составляет +12, а атомный вес равен 24,132 а.е.м. При обычных условиях металл отличается легкостью, хорошей ковкостью, имеет серебристый цвет.

Химические свойства магния:

  • не вступает в реакцию со щелочами;
  • взаимодействие с кислотами приводит к полному растворению магния и выделению водорода;
  • при нагреве на воздухе происходит сгорание металла с выделением теплоты и яркого свечения;
  • смесь магниевого порошка и активных окислителей взрывоопасна;
  • при увеличении температуры магний активно реагирует с водой.

В воздушной среде магний окисляется. Процесс формирует на поверхности защитную пленку, которая разрушается при нагреве до 600°C. Реакция сопровождается ослепительно-белой вспышкой пламени, образованием оксида и нитрида. Утилитарные свойства магния зависят от степени чистоты. В очищенном состоянии металл пластичен, легко подается механической обработке.

Магний в природе встречается в формах:

Металл в большой концентрации содержится в следующих материалах:

  • брусит;
  • кизерит;
  • бишофит и др.

Помимо минеральных залежей, металл обнаружен в:

  • морской воде;
  • рапе (насыщенном соляном растворе солей).

Места расположения залежей осадочного происхождения:

  • магнезит в гидротермальных источниках;
  • доломит в осадочных карбонатных прослойках;
  • самородные фрагменты металла, сформированные газами.

Строение электронных оболочек, электронная формула атома магния

Расположение магния в 3-м периоде указывает на наличие у металла трех электронных слоев. Один из них является внешним и содержит валентные электроны. Атом магния обладает положительно заряженным ядром (+12) с 12 протонами и 12 нейронами, что является разницей между атомным весом и порядковым номером. Вокруг ядра перемещаются 12 электронов, что отображено на схеме:

+ 12 M g ) 2 ) 8 ) 2

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2

Магний является s-элементом. Энергетическая диаграмма атома металла с валентными электронами имеет следующий вид:

( M g 2 + ) . В соединениях вещество обладает степенью окисления +2.

M g 0 – 2 e → M g 2 +

Химические соединения, уравнения реакций

Качественная реакция в случае магния представляет собой взаимодействие соли магния с какой-либо щелочью. В результате образуется студенистый осадок гидроксида магния.

Взаимодействие хлорида магния и гидроксида калия с образованием гидроксида магния и хлорида калия:

M g C l 2 + 2 K O H = M g ( O H ) 2 + 2 K C I

Магний является сильным восстановителем, что объясняет способность металла реагировать практически со всеми неметаллами.

Взаимодействие магния с азотом при температуре 780-800°C с образованием нитрида магния:

3 M g + N 2 = M g 3 N 2

Сгорание магния в кислородной среде при температуре 600-650°C приводит к образованию оксида магния:

2 M g + O 2 = 2 M g O

Активная реакция магния на влажный хлор при комнатной температуре с образованием хлорида магния:

M g + C l 2 = M g C l 2

Реакция магния с водородом протекает при температуре 175°C в условиях высокого давления и при наличии катализатора M g I 2 . В результате образуется гидрид магния:

M g + H 2 = M g H 2

Магний способен активно вступать в химические реакции со сложными веществами.

Реакция магния с горячей водой с образованием гидроксида магния и водорода:

M g + 2 H 2 O = M g ( O H ) 2 ↓ + H 2 ↑

Взаимодействие магния с кислотами можно рассмотреть на примере реакции металла и разбавленной соляной кислоты с образованием хлорида магния и водорода:

M g + 2 H C l = M g C l 2 + H 2 ↑

Взаимодействие магния с разбавленной азотной кислотой приводит к синтезу нитрата магния, оксида азота (I) и выделению воды:

4 M g + 10 H N O 3 = 4 M g ( N O 3 ) 2 + 2 N 2 O ↑ + 5 H 2 O

При контакте магния с сероводородной кислотой в условиях нагрева до 500°C образуются сульфид магния и водород:

M g + H 2 S = M g S + H 2

Взаимодействие магния с газом аммиаком при температуре 600-850°C приводит к образованию нитрида магния и водорода:

3 M g + 2 N H 3 = M g 3 N 2 + 3 H 2

Примером реакции магния с оксидами является процесс взаимодействия металла с оксидом азота (IV) при температуре 150°C в вакууме, в этилацетилене образуется нитрат магния и оксид азота (II):

M g + 4 N O 2 = M g ( N O 3 ) 2 ↓ + 2 N O

Взаимодействие магния с оксидом кремния при температуре менее 800°C в атмосфере водорода приводит к образованию силицида магния и оксида магния:

4 M g + S i O 2 = M g 2 S i + M g O

При повышении температуры до 1000°C образуются кремний и оксид магния:

2 M g + S i O 2 = S i + 2 M g O

Производство, где применяется

Существует несколько способов получения магния. Наиболее распространенным является электролиз, который активно применяют в промышленных масштабах.

Электролиз расплава хлорида магния с образованием магния и хлора:

M g C l 2 = M g ↓ + C l 2 ↑

Разложение нитрида магния при температуре 700-1500°C с образованием магния и азота:

M g 2 N 2 = 3 M g + N 2

Восстановление оксида магния с помощью углерода при температуре выше 2000°C с образованием магния и угарного газа:

M g O + C = M g + C O

Восстановление оксида магния с помощью кальция при температуре 1300°C приводит к образованию магния и оксида кальция:

M g O + C a = C a O + M g

Некогда наиболее известной являлась область применения металла, связанная с производством фотоаппаратов с магниевой вспышкой. В настоящее время вещество получило распространение во многих отраслях промышленности. Материал используют в разных видах:

Применение магния в промышленности:

  • огнеупорные материалы, магний является сырьем для синтеза компонентов металлургических печей;
  • сырье для выработки легких и сверхлегких сплавов, необходимых для ракетостроения, авиастроения, автомобильной промышленности;
  • получение ферросиликомагния в виде сплава магния, кремния и железа для выплавки чугуна.

Магний используют при разработке оружия. Свойство металла гореть ослепляющим пламенем применяют в производстве таких боеприпасов, как:

  • зажигательные бомбы;
  • сигнальные ракеты;
  • трассирующие пули.

Научная и другие сферы применения магния:

  • изготовление энергоемких электрических батарей, сухих элементов на основе металла, его соединений;
  • производство линз и разной оптики с помощью компонентов в виде выращенных кристаллов фторида магния;
  • осушение газов с помощью перхлората магния;
  • электролит химических источников тока на основе бромида магния;
  • выпуск пиротехнической продукции;
  • соединения магния используют в медицине.

Современные ученые активно работают над созданием магниево-серных батарей. Такие аккумуляторы должны превосходить в эффективности и емкости ионно-литиевые батареи.

Биологическая роль и токсикология

Магний имеет большое значение для жизни и здоровья человека. Элемент изначально входит в состав живых организмов. Продукты повседневного питания, включая хлеб, молоко, мясо, содержат минимальное количество магния, который обеспечивает и нормализует следующие внутренние процессы:

  • белковый синтез;
  • работа нервной системы, сердца;
  • расширение сосудов;
  • отделение желчи;
  • функционирование желудочно-кишечного тракта;
  • выведение холестерина из организма;
  • сокращение мышц.

Магний является составным компонентом хлорофилла. Вещество участвует в процессе фотосинтеза. В хлорофилле содержится примерно 2,7 % магния от общей массы. Вещество сконцентрировано в зеленых частях растительных организмов. Магний влияет на механизм формирования в листьях пигментов, в том числе ксантофилла и каротина. Из него состоит запасное вещество — фитин, который содержат семена растений.

Определена суточная норма магния для взрослых людей. Она составляет 300 мг для женщин и 400 мг — для мужчин. Данная потребность может быть увеличена при наличии следующих факторов:

  • психические и физические нагрузки;
  • стресс;
  • злоупотребление алкоголем;
  • потливость.

При поступлении магния в организм усваивается лишь треть от общего количества вещества. Продукты с большой концентрацией магния:

  • какао;
  • отруби;
  • орехи;
  • тыквенные семечки;
  • зеленые овощи.

При избытке или дефиците магния развиваются такие патологии, как:

  • артрит, остеопороз;
  • судороги, мышечные спазмы;
  • головная боль;
  • сбои в работе пищеварительной системы, сердца;
  • бессонница, перманентная усталость, раздражительность.

Передозировка магния приводит к следующим последствиям:

  • пониженное артериальное давление;
  • тошнота, рвота;
  • угнетение центральной нервной системы, рефлекторной функции, дыхания;
  • кома, паралич дыхательных путей, сердца.

Магний обладает небольшой токсичностью. Опасен в процессе горения. Если смотреть на горящее вещество, можно обжечь сетчатку глаза и временно ослепнуть.

Лабораторная работа по химии на тему "Бериллий, магний, щелочноземельные металлы и их соединения"

Бериллий, магний, щелочноземельные металлы и их соединения.

Цель работы : изучение химических свойств металлов IIA группы и их соединений; формирование навыков выполнения химического эксперимента.

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида бериллия.

Be 2+ + 2NO - 3 + 2Na + + 2OH - = 2Na + + 2NO - 3 + Be(OH)2

Be 2+ + 2 OH - = Be ( OH )2

Полученный осадок разделили на две части.

К первой части осадка (гидроксида бериллия) прилили раствор соляной кислоты. Наблюдалось растворение осадка.

Be ( OH )2 + 2 H + + 2 Cl - = Be 2+ + 2 Cl - + 2 H 2 O

Be(OH)2 + 2H + + 2Cl - = Be 2+ + 2Cl - + 2H2O

Ко второй части осадка (гидроксида бериллия) добавили избыток концентрированного раствора гидроксида натрия. Наблюдалось растворение осадка.

Be 2+ + 2 OH - + 2 Na + + 2 OH - = 2 Na + + [ Be ( OH )4] 2-

Be 2+ + 4 OH - = [ Be ( OH )4] 2-

В данном опыте гидроксид бериллия взаимодействует и с кислотой, и с щелочью, это позволяет сказать, что гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства.

Опыт 2. Гидролиз солей бериллия.

Первая стадия гидролиза.

BeCl 2 + H 2 O BeOHCl + HCl

Be 2+ + 2Cl - + H2O BeOH + + Cl - + H + + Cl -

Be 2+ + H 2 O BeOH + + H +

Вторая стадия гидролиза.

BeOHCl + H2O Be(OH)2 + HCl

BeOH + + Cl - + H2O Be(OH)2 + H + + Cl -

BeOH + + H2O Be(OH)2 + H +

Запись второй стадии гидролиза при рассмотрении данного опыта условна, так как гидролиз хлорида бериллия проходит только до первой ступени. Объяснить это можно тем, что уже на первой ступени гидролиза образуется хлорид гидроксобериллия. BeOH + при этом частично полимеризуется, что ведет к прекращению гидролиза.

Опыт 3. Восстановительные свойства металлического магния.

А) Взаимодействие магния с водой.

Кусочек магниевой ленты был очищен с помощью наждачной бумаги и помещен в пробирку с дистиллированной водой. При этом видимые признаки реакции отсутствовали.

Mg + 2 H 2 O = Mg ( OH )2 + H 2

Mg 0 - 2 e = Mg +2 2 1; Mg 0 – восстановитель;

2 H + + 2 e = H 2 0 1; H + - окислитель;

Взаимодействие магния с водой происходит при повышенной температуре.

б) Взаимодействие магния с кислотами.

Теоретический вывод о возможности протекания реакции магния с серной с соляной кислотами можно сделать, используя значения стандартных электродных потенциалов элементов, возможность взаимодействия которых необходимо установить.

Так, стандартный электродный потенциал магния:

ϕ 0 ( Mg 2+ / Mg тв. ) = -2,34 В.

Стандартный электродный потенциал водорода:

ϕ 0 (2 H + / H 2 ) = 0,00 В.

Возможность протекания окислительно-восстановительной реакции в данном направлении определяет положительной значение Э.Д.С., которое может быть вычислено по формуле:

Э.Д.С. = ϕ(окислителя) – ϕ(восстановителя).

ϕ 0 ( Mg 2+ / Mg тв. ) = -2,34 В.

ϕ 0 (2 H + / H 2 ) = 0,00 В.

Э.Д.С. = 0 + 2,34 = 2,34 В. Э.Д.С. > 0 – магний может взаимодействовать с раствором соляной кислоты и разбавленным раствором серной кислоты с выделением молекулярного водорода. Вывод, сделанный теоретически, подтверждает опыт.

В две пробирки поместили 2 мл. растворов серной и соляной кислот. В каждую пробирку добавили по кусочку магниевой стружки. В обеих пробирках наблюдалось выделение бесцветного газа, в пробирке с серной кислотой реакция проходила более бурно.

2 SO (разб.) = MgSO 4 + H 2

Mg 0 - 2 e = Mg +2 2 1; Mg +2 – восстановитель;

2 0 1; H + - окислитель;

Mg 0 - 2 e = Mg +2 2 1; Mg +2 – восстановитель;

2 H + + 2 e = H 2 0 1; H + - окислитель;

На основе значений стандартных электродных потенциалов определим возможность протекания реакции магния с концентрированной серной кислотой.

Э.Д.С. = 0,2 + 2,34 = 2,54 В. Э.Д.С. > 0 – магний может взаимодействовать с концентрированной серной кислотой с образованием неустойчивой сернистой кислоты.

ϕ 0 (SO 2- 4 / S) = +0,357 В .

Э.Д.С. = 0,357 + 2,34 = 2,697 В. Э.Д.С. > 0 – магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту до молекулярной серы.

Э.Д.С. = 0,311 + 2,34 = 2,651 В. Э.Д.С. > 0 – магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода.

На основании этих расчетов можно сделать вывод, что магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту и до сернистой кислоты (диоксида серы), и до молекулярной серы, и до сероводорода.

В ходе опыта в пробирку поместили концентрированную серную кислоту и добавили кусочек магниевой стружки. Наблюдалось выделение бесцветного газа с характерным запахом разлагающегося белка. Реакция проводилась в вытяжном шкафу.

4Mg + 5H2SO4( конц .) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Mg 0 – 2 e = Mg +2 8 4; Mg 0 – восстановитель;

S +6 O4 + 10H + + 8e = H2S -2 + 4H2O 1; S +6 – окислитель ;

4Mg + SO 2- 4 + 10H + = 4Mg 2+ + H2S + 4H2O

Опыт 4. Получение и свойства гидроксида магния.

В три пробирки налили по 2 мл. раствора нитрата магния, после чего в каждую пробирку налили по каплям раствор гидроксида натрия. Наблюдалось образование белого студенистого осадка.

3 )2 + 2 NaOH = Mg ( OH )2 + 2 NaNO 3

Mg 2+ + 2NO - 3 + 2Na + + 2OH - = Mg(OH)2 + 2Na + + 2NO - 3

Mg 2+ + 2 OH - = Mg ( OH )2

В одну пробирку налили раствор соляной кислоты. При этом наблюдалось растворение осадка.

Mg ( OH )2 + 2 HCl = MgCl 2 + 2 H 2 O

Mg ( OH )2 + 2 H + + 2 Cl - = Mg 2+ +2 Cl - + 2 H 2 O

Mg ( OH )2 + 2 H + = Mg 2+ + 2 H 2 O

В другую пробирку налили раствор хлорида аммония. При этом наблюдалось растворение осадка.

Mg ( OH )2 + 2 NH + 4 + 2 Cl - = Mg 2+ +2 Cl - + 2 NH 4 OH

Mg ( OH )2 + 2 NH + 4 = Mg 2+ + 2 NH 4 OH

В третью пробирку налили избыток раствора гидроксида натрия. При этом наблюдалось растворение осадка.

Mg(OH)2 + 2Na + + 2OH - = 2Na + + [Mg(OH)4] 2-

В данных реакциях гидроксид магния проявляет свойства слабого основания. Реакция с кислотой возможна, потому что ее продукт – вода обладает произведением растворимости меньшим (10 -14 ), чем у гидроксида магния (7,1*10 -12 ). Гидроксид магния взаимодействует с хлоридом аммония, так как образующееся вещество – гидроксид аммония – более слабое основание.

Опыт 5. Взаимодействие кальция с водой.

В пробирку налили 8 мл. дистиллированной воды и поместили в нее небольшой кусочек металлического кальция. Наблюдалось выделение бесцветного газа и последующее помутнение раствора. Газ был собран в пробирку, после чего в ее горлышко была внесена тлеющая лучинка, был слышен глухой хлопок, что говорит о том, что выделяющийся газ – водород. Помутнение раствора происходит потому, что образующийся гидроксид кальция – малорастворимое основание. Стронций и барий также будут взаимодействовать с водой с образованием водорода и соответствующих оснований, однако помутнения раствора, скорее всего, наблюдаться не будет, так как Sr ( OH )2 и Ba ( OH )2 представляют собой сильные основания, растворимые в воде лучше, чем гидроксид кальция. После завершения реакции в жидкость в пробирке был добавлен фенолфталеин, после чего она окрасилась в малиновый цвет, что говорит о щелочном характере среды в пробирке.

Ca 0 + 2 H 2 O – 2 e = Ca +2 ( OH )2 + 2 H + 2 1; Ca 0 – восстановитель;

2 H + + 2 e = H 2 0 1; H + - окислитель;

Опыт 6. Получение гидроксидов щелочноземельных металлов.

В три пробирки добавили по 2 мл. растворов хлорида кальция, хлорида стронция, хлорида бария. После этого в каждую пробирку добавили раствор гидроксида натрия. Наблюдалось образование осадков, причем в пробирке с хлоридом бария объем образовавшегося осадка был наименьшим (образование осадка происходило в незначительной мере), а в пробирке с хлоридом кальция – наибольшим. Объяснить это можно тем, что сила оснований в ряду Ca ( OH )2 – Sr ( OH )2 – Ba ( OH )2 увеличивается, возрастает и растворимость этих веществ в воде.

При этом опытные данные можно доказать теоретически.

В одном литре воды при 20 ° C растворимо 38 грамм гидроксида бария ( m 1 ) (Общая химия: учебное пособие / Н.Л. Глинка.). Масса гидроксида лития, находящегося в жидкости в пробирке, может быть определена следующим путем.

C н =

n ( Ba ( OH )2) = C н ( Ba ( OH )2) f э( Ba ( OH )2) V (раствора);

m ( Ba ( OH )2) = C н ( Ba ( OH )2) f э( Ba ( OH )2) V (раствора) M ( Ba ( OH )2).

При этом объем жидкости составит:

2 + 1 = 3 мл. (2 мл. – объем раствора хлорида бария; 1 мл. – объем раствора гидроксида натрия, найденный из закона эквивалентов:

Можно составить пропорцию:

3 - C н ( Ba ( OH )2) f э( Ba ( OH )2) V (раствора) M ( Ba ( OH )2)

1000 – m 2 (масса гидроксида бария в 1 литре раствора).

ε =

В лабораторной работе использовались растворы хлоридов кальция, стронция, бария концентрацией 2н.

Максимальное значение растворенного вещества превышено – будет выпадать осадок.

Аналогичные вычисления можно провести в отношении гидроксида кальция и гидроксида стронция.

ε = ε =

Данные расчеты позволяют сказать, что в ходе всех трех реакций будут выпадать осадки.

1. CaCl2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaCl

Ca 2+ + 2Cl - + 2Na + + 2OH - = Ca(OH)2 + 2Na + + 2Cl -

2. SrCl2 + 2NaOH = Sr(OH)2 + 2NaCl

Sr 2+ + 2Cl - + 2Na + + 2OH - = Sr(OH)2 + 2Na + + 2Cl -

3. BaCl2 + 2NaOH = Ba(OH)2 + 2NaCl

Ba 2+ + 2Cl - + 2Na + + 2OH - = Ba(OH)2 + 2Na + + 2Cl -

Ba 2+ + 2 OH - = Ba ( OH )2 (образование осадка происходит в незначительной мере).

Опыт 7. Получение и свойства солей щелочноземельных металлов.

А) Получение и свойства карбонатов щелочноземельных металлов.

Ca 2+ + 2NO - 3 + 2Na + + CO - 3 = CaCO3 + 2Na + + 2NO - 3

3 = CaCO3

Sr 2+ + 2NO - 3 + 2Na + + CO - 3 = SrCO3 + 2Na + + 2NO - 3

3 = SrCO3

Ba 2+ + 2NO - 3 + 2Na + + CO - 3 = BaCO3 + 2Na + + 2NO - 3

В каждую пробирку прилили раствор соляной кислоты. Наблюдалось растворение полученных ранее осадков и выделение бесцветного газа.

CaCO3 + 2H + + 2Cl - = Ca 2+ + 2Cl - + CO2 + H2O

SrCO3 + 2H + + 2Cl - = Sr 2+ + 2Cl - + CO2 + H2O

BaCO3 + 2H + + 2Cl - = Ba 2+ + 2Cl - + CO2 + H2O

BaCO 3 + 2 H + = Ba 2+ + CO 2 + H 2 O

Теоретически проанализировать растворимость карбонатов кальция, стронция, бария в воде можно, использовав значения произведений растворимостей этих веществ.

П.Р. ( CaCO 3 ) = 3,8*10 -9

П.Р. ( SrCO 3 ) = 1,1*10 -10

П.Р. ( BaCO 3 ) = 4,0*10 -10

На основании этих данных можно сделать вывод, что в ряду SrCO 3 – BaCO 3 – CaCO 3 растворимость веществ в воде увеличивается.

Б) Получение и свойства сульфатов щелочноземельных металлов.

Взаимодействием нитратов кальция, стронция, бария с раствором сульфата натрия в трех пробирках были получены белые кристаллические осадки соответствующих сульфатов.

1. 3)2 + Na2SO4 = CaSO4 + 2NaNO3

Ca 2+ + 2NO - 3 + 2Na + + SO 2- 4 = CaSO4 + 2Na + + 2NO - 3

2. 3)2 + Na2SO4 = SrSO4 + 2NaNO3

Sr 2+ + 2NO - 3 + 2Na + + SO 2- 4 = SrSO4 + 2Na + + 2NO - 3

3. 3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaNO3

Ba 2+ + 2NO - 3 + 2Na + + SO 2- 4 = BaSO4 + 2Na + + 2NO - 3

При этом образование осадка происходило быстрее всего мере в реакции с нитратом бария, медленнее всего – в реакции с сульфатом кальция.

Теоретически проанализировать растворимость сульфатов кальция, стронция, бария в воде можно, использовав значения произведений растворимостей этих веществ.

П.Р. ( CaSO 4 ) = 2,5*10 -5

П.Р. ( SrSO 4 ) = 3,2*10 -7

П.Р. ( BaSO 4 ) = 1,1*10 -10

На основании этих данных можно сделать вывод, что в ряду BaSO 4 – SrSO ­4 – CaSO 4 растворимость веществ в воде увеличивается.

Исследовали отношение полученных сульфатов к разбавленным растворам соляной и азотной кислот. Сульфаты бария, стронция и кальция в растворах указанных кислот нерастворимы. Объяснить это можно тем, что продукты такого взаимодействия хорошо растворимы в воде (намного лучше, чем сульфаты кальция, стронция и бария).

Опыт 8. Окрашивание пламени солями щелочноземельных металлов.

В бесцветное пламя спиртовой горелки внесли нихромовую проволоку, изменения цвета пламени при этом не наблюдалось.

Проволока была смочена раствором хлорида кальция и внесена в нижнюю часть пламени спиртовки. При этом пламя приобрело кирпично-красный цвет.

Аналогичные действия были проведены в отношении хлоридов стронция и бария. В случае хлорида стронция пламя приобрело карминово-красный цвет, а в случае хлорида бария – желто-зеленый цвет.

Физические свойства

Магний Mg — это щелочной металл. Серебристо-белый, относительно мягкий, пластичный, ковкий металл. На воздухе покрыт оксидной пленкой. Сильный восстановитель.

Относительная молекулярная масса Mr = 24,305; относительная плотность для твердого и жидкого состояния d = 1,737; tпл = 648º C; tкип = 1095º C.

Способ получения

1. В результате электролиза расплава хлорида магния образуются магний и хлор :

2. Нитрид магния разлагается при 700 — 1500º С образуя магний и азот:

3. Оксид магния легко восстанавливается углеродом при температуре выше 2000º С, образуя магний и угарный газ:

MgO + C = Mg + CO

4. Оксид магния также легко восстанавливается кальцием при 1300º С с образованием магния и оксида кальция:

MgO + Ca = CaO + Mg

Качественная реакция

Качественной реакцией для магния является взаимодействие соли магния с любой сильной щелочью, в результате которой происходит выпадение студенистого осадка:

1. Хлорид магния взаимодействует с гидроксидом калия и образует гидроксид магния и хлорид калия:

MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCI

Химические свойства

1. Магний — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :

1.1. Магний взаимодействует с азотом при 780 — 800º С образуя нитрид магния:

1.2. Магний сгорает в кислороде (воздухе) при 600 — 650º С с образованием оксида магния:

2Mg + O2 = 2MgO

1.3. Магний активно реагирует при комнатной температуре с влажным хлором . При этом образуется хлорид магния :

1.4. С водородом магний реагирует при температуре 175º C, избыточном давлении и в присутствии катализатора MgI2 с образованием гидрида магния:

2. Магний активно взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Магний реагирует с горячей водой . Взаимодействие магния с водой приводит к образованию гидроксида магния и газа водорода:

2.2. Магний взаимодействует с кислотами:

2.2.1. Магний реагирует с разбавленной соляной кислотой, при этом образуются хлорид магния и водород :

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 ↑

2.2.2. Реагируя с разбавленной азотной кислотой магний образует нитрат магния, оксид азота (I) и воду:

2.2.3. В результате реакции сероводородной кислоты и магния при 500º С образуется сульфид магния и водород:

Mg + H2S = MgS + H2

2.3. Магний вступает в реакцию с газом аммиаком при 600 — 850º С. В результате данной реакции образуется нитрид магния и водород:

2.4. Магний может вступать в реакцию с оксидами :

2.4.1. В результате взаимодействия магния и оксида азота (IV) при температуре 150º С в вакууме, в этилацетилене образуется нитрат магния и оксид азота (II):

2.4.2. Магний взаимодействует с оксидом кремния при температуре ниже 800º С в атмосфере водорода образуя силицид магния и оксид магния:

4Mg + SiO2 = Mg2Si + MgO,

а если температуру поднять до 1000º С, то в результате реакции образуется кремний и оксид магния:

Читайте также: