Beryllium, hořčík, kovy alkalických zemin, Grignardova činidla

Prírodné vedy » Chémia

Autor: babuska
Typ práce: Maturita
Dátum: 16.09.2015
Jazyk: Čeština
Rozsah: 1 628 slov
Počet zobrazení: 4 032
Tlačení: 318
Uložení: 312

Beryllium, hořčík, kovy alkalických zemin, Grignardova činidla

Charakteristika
elektronová konfigurace ns2, dvojnásobný počet vazebných elektronů a menší atomové poloměry než ns1 prvky → vyšší bod tání, vyšší hustoty, tvrdší, křehčí
vyšší ionizační energie než ns1 prvky → valenční elektrony jsou v atomech pevněji vázány, jsou méně reaktivní
Be – menší atomový poloměr a vyšší ionizační energie ve srovnání s ostatními prvky této skupiny, proto má i odlišné vlastnosti, vytváří převážně kovalentní vazby, obdobně jako sousední bor se snaží zaplnit i zbývající prázdné p orbitaly, proto jsou některé sloučeniny Be polymerní, Be se svými vlastnostmi podobá Al – je amfoterní, rozpouští se v kyselinách i hydroxidech (vznik beryllnatanů BeO), povrch berylia  je chráněn ochrannou vrstvičkou BeO
Mgtvoří přechod mezi chováním Be a kovů alkalických zemin (Ca, Sr, Ba, Ra), některé sloučeniny Mg mají kovalentní charakter
silně elektropozitivní, odtržením 2 elektronů vznikají bezbarvé kationy MII, mající stabilní elektronovou konfiguraci předcházejícího vzácného plynu
se stoupajícím Z ve skupině stoupá zásaditý charakter oxidů MO a hydroxidů M(OH)2, naopak klesá rozpustnost síranů a uhličitanů
chemicky reaktivní, v Beketově řadě napětí umístěny vlevo od vodíku
 

Beryllium

Výskyt
-  v zemské kůře zastoupeno poměrně vzácně
-  průmyslově významnou rudou je beryl (Be3Al2Si6O18), který tvoří povrchová ložiska. Jeho vzácnými odrůdami jsou drahokamy – sytě zelený smaragd a modrozelený akvamarín (Sibiř, Brazílie, Severní Amerika)
 
Vlastnosti
-  tvrdý, křehký kov s nízkou hustotou
-  čistý se téměř nepoužívá
 
Chemické reakce
-  na vzduchu je poměrně stálý, protože se pokrývá vrstvičkou BeO, který jej chrání před korozí
-  za vysokých teplot reaguje s chalkogeny (prvky VI. A skupiny)
-  reaguje s halogeny za vzniku příslušných halogenidů
- reaguje pomalu s HNO3, snadno reaguje s alkalickými hydroxidy:
Be  +  2 OH-  →  BeO  +  H2
 
Sloučeniny
všechny beryllnaté sloučeniny jsou jedovaté a ve formě prachu nebo dýmu velmi nebezpečné
BeO – bílá, velmi tvrdá látka s vysokým bodem tání. Vyrábí se termickým rozkladem uhličitanu nebo hydroxidu berylnatého. Používá se v keramickém průmyslu k přípravě glazur.
 
Použití
-  přísada do slitin, zlepšuje mechanické vlastnosti (např. beryliové bronzy – slitiny berylia s mědí)
 

Hořčík (magnesium)

Výskyt 
- v přírodě pouze ve sloučeninách
Mg – patří mezi deset nejrozšířenějších prvků v zemské kůře: MgCO3 – magnezit, CaCO3 . MgCO3 – dolomit, MgCl2 . KCl . 6 H2O – karnalit, MgSO4 . H2O -  kieserit, v mořské vodě
biogenní prvek (v chlorofylu, který je nezbytný pro fotosyntézu)
 
Vlastnosti
-  stříbrolesklý, měkký a kujný kov s nízkou hustotou
-  svými vlastnostmi se odlišuje jak od berylia, tak kovů alkalických zemin, značně se podobá lithiu 
 
Chemické reakce
-  na povrchu se pokrývá vrstvičkou MgO, která ho chrání před korozí
-  zapálen na vzduchu hoří oslnivým plamenem na MgO
s dusíkem se slučuje za vzniku Mg3N2
- vodu rozkládá až za varu za vývoje vodíku:
Mg  +  2 H2O  →  Mg(OH)2  +  H2
-  v kyselinách se snadno rozpouští na příslušné soli a vodík
-  alkalickým hydroxidům odolává
 
Výroba
1.  elektrolýzou taveniny MgCl2 při teplotě 750 0C
2.  Redukcí kalcinovaného dolomitu ferrosiliciem (slitina železa a křemíku). Reakce probíhá za sníženého tlaku a při teplotě 1150 0C:
2 MgO . CaO  +  FeSi  →  2 Mg  +  Ca2SiO4  +  Fe
 
Sloučeniny
-  získávají se jednak z mořské vody, jednak z různých minerálů
MgO – bílý prášek, má vysokou teplotu tání (2800 0C), a proto se používá na výrobu žáruvzdorných materiálů. Vzniká termickým rozkladem přírodního uhličitanu hořečnatého:
MgCO3  →  MgO  +  CO2
  Krystalický MgO je výborným elektroizolátorem, a proto je důležitým materiálem pro výrobu elektrických topných těles.
Mg(OH)2 – ve vodě téměř nerozpustný, s kyselinami tvoří soli hořečnaté. Připravuje se srážením roztoků hořečnatých solí alkalickými hydroxidy. V přírodě jako minerál brucit. V lékařství se používá jako gel na spáleniny, dále jako antacidum, které neutralizuje přebytek kyseliny v zažívacím traktu.
 
Použití
-  konstrukční materiál v letectví
-  na výrobu lehkých slitin
-  jako redukční činidlo
-  příprava Grignardových činidel
 

Kovy alkalických zemin (vápník, stroncium, baryum a radium)

Výskyt
vysoce reaktivní, proto se vyskytují v přírodě pouze ve sloučeninách
Ca je pátým nejrozšířenějším prvkem zemské kůry: CaCO3 – kalcit, CaF2 – fluorit, CaSO4 . 2 H2O – sádrovec, Ca3(PO4)2 – fosforit (součást kostí), Ca5F(PO4)3 – apatit. Vápenaté ionty jsou obsaženy v minerálních i povrchových vodách.
SrSO4 – celestyn,
BaSO4 – baryt, BaCO3 - witherit
Ca – biogenní prvek, (CaII v krvi)
Radium se vyskytuje společně s uranem.
 
Vlastnosti
-  stříbrolesklé a měkké kovy, s nepříliš vysokými body tání (okolo 900 0C)
-  jejich tvrdost je srovnatelná s tvrdostí olova
-  charakteristicky barví plamen: Ca2+ - cihlově červeně, Sr2+ a Ra2+ - karmínově červeně, Ba2+ - zeleně
-  rozpustné soli stroncia a barya jsou jedovaté
 
Chemické reakce

- reakce s vodíkem:
  Ca  +  H2  →  CaH2

- reakce s kyslíkem:

2 Ca  +  O2  →  2 CaO (Sr, Ba tvoří peroxidy)
3. reakce s dusíkem, sírou, halogeny za vyšších teplot:
3 Ca  +  N2  →  Ca3N2
Ca  +  S  →  CaS
Ca  +  Cl2  →  CaCl2
4.   reagují s vodou za laboratorní teploty:
  Ca  +  2 H2O  →  Ca(OH)2  +  H2
  5. reagují poměrně snadno se zředěnými kyselinami:
Ca  +  2 HCl  →  CaCl2  +  H2
 
Výroba
elektrolýza roztavených chloridů
Ba nelze vyrobit elektrolýzou – vyrábí se aluminotermickou redukcí BaO při vysoké teplotě
3 BaO  +  2 Al  →  3 Ba  +  Al2O3
 
Sloučeniny

- bezkyslíkaté
Hydridy: vznikají přímou reakcí prvků, CaH2 – silné redukční činidlo
Halogenidy: CaF2 – kazivec, minerál vyskytující se v přírodě. CaCl2, CaBr2, BaCl2 – rozpustné ve vodě. 
Sulfidy: připravují se redukcí příslušných síranů uhlíkem, málo rozpustné ve vodě
Nitridy: složení M3N2, vznikají přímým slučováním kovu s dusíkem za zvýšené teploty, tvrdé, těžkotavitelné, s vodou se rozkládají za vzniku amoniaku
Acetylidy: lze je připravit přímou syntézou prvků, nejvýznamnější je CaC2 – vyrábí se v elektrických pecích ze směsi CaO a uhlíku, užívá se k výrobě acetylenu:
CaO  +  3 C  →  CaC2  +  CO
CaC2  +  2 H2O  →  C2H2  +  Ca(OH)2
  za vyšších teplot reaguje s dusíkem:
CaC2  +  N2  →  CaCN2  +  C  kyanamid vápenatý
CaCN2 – „dusíkaté vápno“ – hnojivo, účinkem vody půdních bakterií se pomalu rozkládá:
CaCN2  +  3 H2O  →  CaCO3  +  2 NH3

- kyslíkaté

Oxidy: bílé krystalické látky s převážně iontovými vazbami, všechny reagují s vodou, CaO (pálené vápno) – nejvýznamnější, vyrábí se tepelným rozkladem CaCO3
CaCO3  CaO  +  CO2
  Používá se jako hnojivo, ve stavebnictví, při výrobě sody.
- Peroxidy: největší význam má BaO2
Hydroxidy: všechny hydroxidy alkalických zemin jsou ve vodném prostředí silné zásady, bazicita stoupá od Ca(OH)2 k Ba(OH)2. Jsou méně rozpustné jak hydroxidy alkalických kovů. Ca(OH)2 – „hašené vápno“ vzniká reakcí vápna s vodou:
  CaO  +  H2O  →  Ca(OH)2
  Používá se ve stavebnictví k přípravě vápenné malty (hašené vápno, voda, písek):
  Ca(OH)2  +  CO2  →  CaCO3  +  H2O  tvrdnutí malty
Sírany: alkalických zemin na rozdíl od BeSO4 a MgSO4 jsou ve vodě prakticky nerozpustné. CaSO4 . 2 H2O – minerál sádrovec, zahříváním na teplotu vyšší jak 100 0C dehydratuje na CaSO4 . ½ H2O tzv. pálená sádra, která smícháním s vodou opět hydratuje (zvětšuje svůj objem o 1 %) a tvrdne. Rozpuštěný CaSO4 v pramenitých vodách je příčinou trvalé tvrdosti vody. BaSO4 – kontrastní látka užívaná v lékařství při rtg. vyšetřeních zažívacího traktu.
Uhličitany: alkalických zemin jsou tuhé, ve vodě nerozpustné látky. CaCO3v přírodě nejrozšířenější sloučenina vápníku, vyskytující se ve dvou modifikacích (kalcit, aragonit), mramor – vápenec, který lze leštit, křída – CaCO3 vzniklý ze schránek mořských živočichů. Rozpouští se ve vodě obsahující CO2, na této reakci je založen oběh vápníku v přírodě a vznik krasových jevů:
  CaCO3  +  CO2  +  H2O  ↔  Ca(HCO3)2
Ca(HCO3)2 – rozpustný ve vodě, zapříčiňuje přechodnou tvrdost vody, zahřátím  nebo povařením se vylučuje CaCO3
    Ca(HCO3)2  ↔  CaCO3  +  CO2  +  H2O 
Fosforečnany: používají se jako průmyslová hnojiva
Dusičnany: Ca(NO3)2 – průmyslové hnojivo
Soli stroncia se většinou používají v pyrotechnice.
 
Použití
Ca – přísada do slitin (pro zvýšení pevnosti), redukční činidlo v metalurgii a neoxidační činidlo při výrobě speciálních ocelí
Ba – při výrobě skel s vysokou hodnotou indexu lomu. Baryum pohlcuje rentgenové a radioaktivní záření, a proto se používá do omítek krytů atomových reaktorů a rentgenologických laboratoří
 

Grignardova činidla

organohořečnaté sloučeniny R – MgX
-  dostatečně stálé, zároveň vysoce reaktivní
-  objevitel: V. Grignard – Nobelova cena r. 1912
Příprava
reakcí kovového Mg s alkylhalogenidem v bezvodém éteru (diethylether vysušený kovovým sodákem):
  CH3 – CH2 – CH2 – I +  Mg   CH3 – CH2 – CH2MgI
  propylmagneziumjodid
-  aktivita halogenalkanů k hořčíku klesá v řadě RI > RBr > RCl >> RF
-  laboratorně se nejvíce používá jod a bromderivátů, průmyslově chlorderivátů
 
Reakce
1.  Reakce Grignardových sloučenin se sloučeninami obsahující odštěpitelný vodík – vznik uhlovodíků

- s vodou

  CH3 – CH2 – MgI +  H2O  →  CH3 – CH3  +  MgI(OH)
ethylmagneziumjodid  ethan
B. s alkoholem (methylalkoholem)
CH3 – CH2 – MgI +  CH3OH  →  CH3 – CH3  +  MgI (OCH3)
 
C. s aminy (methylaminem)
   CH3 – CH2 – MgI +  CH3NH2  →  CH3 – CH3  +  MgI(NHCH3)

D. s alkynem (s propynem)
  CH3 – CH2 – MgI +  CH3 – C ≡ CH  →  CH3 – CH3  +  CH3 – C ≡ CMgI
 
E.  s jodovodíkem
CH3 – CH2 – MgI +  HI  →  CH3 – CH3  +  MgI2
Obecně:
RMgX  +  HA  →  RH  +  MgXA
  2. Nukleofilní substituce
  A. reakce a halogeny – vznik alkylhalogenidů
  CH3 – CH2MgBr  +  Br2  → CH3 – CH2Br  +  MgBr2
  ethylbromid
B. reakce s alkylhalogenidy – vznik uhlovodíků
  CH3 – CH2MgBr  +  CH3 – Br  →  CH3 – CH2 – CH3  + MgBr2
methylbromid

-  reakce s epoxidy – vznik alkoholů

3.  Nukleofilní adice R – MgX na vazbu C = O, S = O, C ≡ N – příprava různých látek
A.  adice na formaldehyd – příprava primárních alkoholů
B.  adice na vyšší aldehyd – příprava sekundárních alkoholů
C.  adice na keton – příprava terciárních alkoholů

Oboduj prácu: 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1

Vyhľadaj ďalšie študentské práce pre tieto populárne kľúčové slová:

#leštenie minerálov #tvrdnutie malty #berylium #kovy alkalickych zemin

Maturitné otázky z chémie

Diskusia: Beryllium, hořčík, kovy alkalických zemin, Grignardova činidla

Pridať nový komentár


Odporúčame

Prírodné vedy » Chémia

:: KATEGÓRIE – Referáty, ťaháky, maturita:

Vygenerované za 0.021 s.
Zavrieť reklamu