Какие свойства проявляет гидроксид бериллия

гидроксид бериллия представляет собой химическое соединение, состоящее из двух молекул гидроксида (ОН) и молекулы бериллия (Ве). Его химическая формула Be (OH)2 и он характеризуется как амфотерный вид. Как правило, он может быть получен в результате реакции между моноксидом бериллия и водой в соответствии со следующей химической реакцией: BeO + H2O → Be (OH)2

С другой стороны, это амфотерное вещество имеет молекулярную конфигурацию линейного типа. Однако могут быть получены различные структуры гидроксида бериллия: альфа и бета форма, как минеральная, так и в паровой фазе, в зависимости от используемого метода..

индекс

• 1 Химическая структура
  • 1.1 Бериллий гидроксид альфа
  • 1.2 Бета-бериллиевый гидроксид
  • 1.3 Гидроксид бериллия в минералах
  • 1.4 Пар бериллиевого гидроксида
• 2 свойства
  • 2.1 Внешний вид
  • 2.2 Термохимические свойства
  • 2.3 Растворимость
  • 2.4 Риски, связанные с воздействием
• 3 использования
• 4 Получение
  • 4.1 Получение металлического бериллия
• 5 ссылок

Химическая структура

Это химическое соединение может быть найдено четырьмя различными способами:

Бериллий гидроокись альфа

При добавлении любого основного реагента, такого как гидроксид натрия (NaOH), к раствору соли бериллия, получается альфа (α) форма гидроксида бериллия. Пример показан ниже:

2NaOH (разбавленный) + BeCl2 → Be (OH)2↓ + 2NaCl

2NaOH (разбавленный) + BeSO4 → Be (OH)2↓ + Na2SW4

Бета-гидроксид бериллия

Вырождение этого альфа-продукта формирует метастабильную тетрагональную кристаллическую структуру, которая через длительный период времени превращается в ромбическую структуру, называемую бета-гидроксидом бериллия (β).

Эта бета-форма также получается в виде осадка из раствора бериллия натрия гидролизом в условиях, близких к температуре плавления..

Гидроксид бериллия в минералах

Хотя это не обычно, гидроксид бериллия встречается как кристаллический минерал, известный как бехоит (называемый таким образом в связи с его химическим составом).

Встречается в гранитных пегматитах, образующихся при превращении гадолинита (минералов группы силикатов) в вулканические фумаролы..

Этот относительно новый минерал был впервые обнаружен в 1964 году и в настоящее время обнаружен только в гранитных пегматитах, расположенных в штатах Техас и Юта в Соединенных Штатах..

Паровая гидроокись бериллия

При температуре выше 1200 ° C (2190 ° C) в паровой фазе существует гидроксид бериллия. Получается в результате реакции между водяным паром и оксидом бериллия (BeO).

Аналогично, полученный пар имеет парциальное давление 73 Па, измеренное при температуре 1500 ° С..

свойства

Гидроксид бериллия имеет молярную массу или приблизительную молекулярную массу 43,0268 г / моль и плотность 1,92 г / см.3. Его температура плавления находится при температуре 1000 ° С, при которой начинается его разложение..

В качестве минерала, Be (OH)2 (Behoita) имеет твердость 4, а его плотность составляет 1,91 г / см.3 и 1,93 г / см3.

внешний вид

Гидроксид бериллия представляет собой белое твердое вещество, которое в своей альфа-форме имеет желатиновый и аморфный вид. С другой стороны, бета-форма этого соединения имеет четко выраженную орторомбическую и стабильную кристаллическую структуру..

Можно сказать, что морфология минерала Be (OH)2 он разнообразен, потому что его можно найти в виде ретикулярных кристаллов, древесных или сферических агрегатов. Точно так же это прибывает в белый, розовый, голубоватый и даже бесцветный и с жирным стекловидным блеском.

Термохимические свойства

Энтальпия образования: -902,5 кДж / моль

Энергия Гиббса: -815,0 кДж / моль

Энтропия образования: 45,5 Дж / моль

Теплоемкость: 62,1 Дж / моль

Удельная теплоемкость: 1443 Дж / К

Стандартная энтальпия образования: -20,98 кДж / г

растворимость

Гидроксид бериллия по своей природе амфотерный, поэтому он способен отдавать или принимать протоны и растворять как кислые, так и щелочные среды в кислотно-щелочной реакции с образованием соли и воды..

В этом смысле растворимость Be (OH)2 в воде ограничен продуктом растворимости Kps(H 2 O), что равно 6,92 × 10-22.

Риски подверженности

Законно допустимый предел воздействия на человека (PEL или OSHA) вещества, содержащего гидроксид бериллия, установлен для максимальной концентрации от 0,002 мг / м.3 и 0,005 мг / м3 составляет 8 часов, а для концентрации 0,0225 мг / м3 максимум 30 минут.

Эти ограничения связаны с тем, что бериллий классифицируется как канцерогенный агент типа А1 (канцерогенный агент у людей, на основании количества данных эпидемиологических исследований).

приложений

Использование гидроксида бериллия в качестве сырья для обработки какого-либо продукта очень ограничено (и необычно). Однако это соединение используется в качестве основного реагента для синтеза других соединений и получения металлического бериллия..

получение

Оксид бериллия (BeO) — химическое соединение высокочистого бериллия, наиболее используемое в промышленности. Он характеризуется как бесцветное твердое вещество со свойствами электрической изоляции и высокой теплопроводностью..

В этом смысле процесс его синтеза (по техническому качеству) в первичной промышленности осуществляется следующим образом:

1. Гидроксид бериллия растворяют в серной кислоте (Н2SW4).
2. Когда реакцию проводят, раствор фильтруют, так что нерастворимые примеси оксида или сульфата удаляются таким образом..
3. Фильтрат подвергают выпариванию для концентрирования продукта, который охлаждают до получения кристаллов сульфата бериллия BeSO4.
4. БеСО4 кальцинируют при определенной температуре от 1100 ° C до 1400 ° C.

Конечный продукт (BeO) используется для изготовления специальных керамических изделий промышленного назначения..

Получение металлического бериллия

При добыче и переработке бериллиевых минералов образуются примеси, такие как оксид бериллия и гидроксид бериллия. Последний подвергается серии превращений до получения металлического бериллия.

Be (OH) реагирует2 с раствором бифторида аммония:

Бе (ОН)2 + 2 (NH4) HF2 → (NH4)2BeF4 + 2 ч2О

(NH4)2BeF4 он подвергается повышению температуры, подвергаясь термическому разложению:

(NH4)2BeF4 → 2NH3 + 2HF + BeF2

Наконец, восстановление фторида бериллия при температуре 1300 ° C магнием (Mg) приводит к металлическому бериллию:

BeF2 + Mg → Be + MgF2

Бериллий используется в металлических сплавах, производстве электронных компонентов, производстве радиационных экранов и окон, используемых в рентгеновских аппаратах..

ссылки

1. Wikipedia. (Н.Д.). Гидроксид бериллия. Получено с en.wikipedia.org
2. Холлеман, А. Ф .; Виберг Э. и Виберг Н. (2001). Гидроксид бериллия. Получено из books.google.co.ve
3. Publishing, M.D. (s.f.). Behoite. Получено из handbookofmineralogy.org
4. Все реакции. (Н.Д.). Гидроксид бериллия Be (OH)2. Получено с allreactions.com
5. PubChem. (Н.Д.). Гидроксид бериллия. Получено из pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Уолш, К. А. и Видал, Е. Э. (2009). Бериллий Химия и переработка. Получено из books.google.co.ve

Таблица

   
=>>

v

Разновидности берилла

Тигли из оксида бериллия

Полусферические бериллиевые окна, прозрачные для рентгеновского излучения

История открытия:

Бериллий был открыт в 1798 году Л. Вокленом в виде берилловой земли (оксида ВеО), когда этот французский химик выяснял общие особенности химического состава драгоценных камней берилла и изумруда. Металлический бериллий был получен в 1828 г. Ф. Велером в Германии и независимо от него А. Бюсси во Франции. Однако из-за примесей его не удавалось сплавить. Лишь в 1898 г. французский химик П. Лебо, подвергнув электролизу двойной фторид калия и бериллия, получил достаточно чистые металлические кристаллы бериллия. Интересно, что из-за сладкого вкуса растворимых в воде соединений бериллия элемент вначале называли «глюциний» (от греческого glykys — сладкий). Из-за сходства свойств бериллия и алюминия считалось, что это трехвалентный металл с атомной массой 13,5. Эту ошибку исправил Д.И. Менделеев, который, исходя из закономерности изменения свойств элементов в периоде, определил бериллию место во второй группе.

Нахождение в природе, получение:

Бериллий относится к редким элементам, его содержание в земной коре 2,6·10-4% по массе. В морской воде содержится до 6·10-7 мг/л бериллия.
Основные природные минералы, содержащие бериллий: берилл Be3Al2(SiO3)6, фенакит Be2SiO4, бертрандит Be4Si2O8·H2O и гельвин (Mn,Fe,Zn)4[BeSiO4]3S. Окрашенные примесями катионов других металлов прозрачные разновидности берилла — драгоценные камни, например, зеленый изумруд, голубой аквамарин, гелиодер, воробьевит и другие. В настоящее время их научились синтезировать искусственно.

В виде простого вещества в XIX веке бериллий получали действием калия на безводный хлорид бериллия:
BeCl2+2K=Be+2KCl.
В настоящее время бериллий получают,восстанавливая его фторид магнием:
BeF2+Mg=Be+MgF2
либо электролизом расплава смеси хлоридов бериллия и натрия. Исходные соли бериллия выделяют при переработке бериллиевой руды.

Физические свойства:

Металлический бериллий — твердый, хрупкий металл серого цвета. На воздухе бериллий, как и алюминий, покрыт оксидной пленкой, придающей ему матовый цвет. Температура плавления 1278°C, температура кипения около 2470°C, плотность 1,816 кг/м3. До температуры 1277°C устойчив a-Ве (гексагональная решетка типа магния (Mg), параметры а = 0,22855 нм, с = 0,35833 нм), при температурах, предшествующих плавлению металла (1277-1288°C) — b-Ве с кубической решеткой.

Химические свойства:

Наличие оксидной пленки предохраняет металл от дальнейшего разрушения и обусловливает его невысокую химическую активность при комнатной температуре. При нагревании бериллий сгорает на воздухе с образованием оксида BeO, реагирует с серой и азотом. С галогенами бериллий реагирует при обычной температуре или при слабом нагревании. Все эти реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты, так как прочность кристаллических решеток возникающих соединений (BeO, BeS, Be3N2, ВеCl2 и др.) довольно велика.
Благодаря образованию на поверхности прочной пленки бериллий не реагирует с водой, хотя находится в ряду стандартных потенциалов значительно левее водорода. Как и алюминий, бериллий реагирует с кислотами и растворами щелочей:
Be + 2HCl = BeCl2 + H2,
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2.

Интересно, что бериллий хорошо растворяется в концентрированных растворах фторидов:
Be + 4NH4F + 2H2O = (NH4)2[BeF4] + 2NH3*H2O + H2↑
Причина — образование прочных фторидных комплексов.

Важнейшие соединения:

Оксид бериллия, BeO встречается в природе в виде редкого минерала бромеллита. Получают термическим разложением сульфата или гидроксида бериллия выше 800° С. Продукт высокой чистоты образуется при разложении основного ацетата [Be4O(OOCH3)6] выше 600°С.
Непрокаленный оксид бериллия гигроскопичен, адсорбирует до 34% воды, а прокаленный при 1500° С — лишь 0,18%. Оксид бериллия, прокаленный не выше 500°С, легко взаимодействует с кислотами, труднее — с растворами щелочей, а прокаленный выше 727° С — лишь со фтороводородной кислотой, горячей концентрированной серной кислотой и расплавами щелочей. Устойчив к воздействию расплавленных лития, натрия, калия, никеля и железа.

Оксид бериллия обладает очень высокой теплопроводностью. Считается одним из лучших огнеупорных материалов, используется для изготовления тиглей и других изделий
Гидроксид бериллия,
Be(OH)2 — полимерное соединение, нерастворимое в воде. Оно проявляет амфотерные свойства:
Be(OH)2 + 2КOH = К2[Be(OH)4],       
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O.
Действием на гидроксид бериллия Be(OH)2 растворами карбоновых кислот или при упаривании растворов их бериллиевых солей получают оксисоли бериллия, например, оксиацетат Be4O(CH3COO)6.
Галогениды бериллия, бесцв. крист. вещества, расплываются на воздухе, поглощая влагу. Для получения безводного хлорида используется реакция 2BeO + CCl4 = 2BeCl2 + CO2
Подобно хлориду алюминия BeCl2 является катализатором в реакции Фриделя – Крафтса. В растворах подвергается гидролизу
…
Бериллаты, в концентрированных растворах и расплавах щелочей присутствуют бериллаты состава M2BeO2, M3BeO4, в разбавленных растворах гидроксобериллаты M2[Be(OH)4]. Легко гидролизуются до гидроксида бериллия.
…
Гидрид бериллия, BeH2 — полимерное вещество, его получают реакцией:
BeCl2 + 2LiH = BeH2 + 2LiCl
Карбид бериллия, Be2С — образуется при взаимодействии бериллия с углеродом. Подобно карбиду алюминия гидролизуется водой с образованием метана.

Применение:

Бериллий в основном используют как легирующую добавку к различным сплавам. Добавка бериллия значительно повышает твердость и прочность сплавов, коррозионную устойчивость поверхностей изготовленных из этих сплавов изделий. Бериллиевые бронзы (Cu и 3-6% Be) – материал для пружин c большой устойчивостью к механической усталости и совершенно не дающих искр при механических ударах.
Бериллий слабо поглощает рентгеновское излучение, поэтому из него изготавливают окошки рентгеновских трубок (через которые излучение выходит наружу).
В атомных реакторах из бериллия изготовляют отражатели нейтронов, его используют как замедлитель нейтронов.
В смесях с некоторыми a-радиоактивными нуклидами бериллий используют в ампульных нейтронных источниках, так как при взаимодействии ядер бериллия-9 и a-частиц возникают нейтроны: 9Ве(a,n)12C.
Физиологическое действие: в живых организмах бериллий, по-видимому, не несет никакой биологической функции, однако бериллий может замещать магний в некоторых ферментах, что приводит к нарушению их работы. Летучие и растворимые соединения бериллия, а также пыль, содержащая бериллий и его соединения, очень токсичны, канцерогенны (ПДК 0,001 мг/м3).

Рудакова Анна Валерьевна
ХФ ТюмГУ, 561 группа.

Источники:

Бериллий // Википедия. Дата обновления: 23.01.2019. URL: https://ru.wikipedia.org/?oldid=97664788 (дата обращения: 04.02.2019).

Бериллий — элемент главной подгруппы второй группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 4. Бериллий — относительно твердый, но хрупкий металл серебристо-белого цвета. Имеет высокий модуль упругости — 300 ГПа (у сталей — 200—210 ГПа). На воздухе активно покрывается стойкой оксидной плёнкой BeO.

В виде простого вещества в XIX веке бериллий получали действием калия на безводный хлорид бериллия:

В настоящее время бериллий получают, восстанавливая его фторид магнием:

Либо электролизом расплава смеси хлоридов бериллия и натрия. Исходные соли бериллия выделяют при переработке бериллиевой руды.

Для бериллия характерна только одна степень окисления +2. Соответствующий гидроксид амфотерен, причем как основные (с образованием Be2+), так и кислотные (с образованием [Be(OH)4]2-] свойства выражены слабо.

По многим химическим свойствам бериллий больше похож на алюминий, чем на находящийся непосредственно под ним магний (проявление «диагонального сходства»).

Металлический бериллий относительно мало реакционноспособен при комнатной температуре. В компактном виде он не реагирует с водой и водяным паром даже при температуре красного каления и не окисляется воздухом до 600 °C. Порошок бериллия при поджигании горит ярким пламенем, при этом образуются оксид и нитрид. Галогены реагируют с бериллием при температуре выше 600 °C, а халькогены требуют еще более высокой температуры. Аммиак взаимодействует с бериллием при температуре выше 1200 °C с образованием нитрида Be3N2, а углерод дает карбид Ве2С при 1700 °C. С водородом бериллий непосредственно не реагирует.

Бериллий легко растворяется в разбавленных водных растворах кислот (соляной, серной, азотной), однако холодная концентрированная азотная кислота пассивирует металл. Реакция бериллия с водными растворами щелочей сопровождается выделением водорода и образованием гидроксобериллатов:

Be + 2NaOH(р) + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

При проведении реакции с расплавом щелочи при 400—500 °C образуются диоксобериллаты:

Be + 2NaOH(ж) = Na2BeO2 + H2

Три «но» бериллия.

Это прежде всего хрупкость металла. Она намного ус­ложняет процесс его механической обработки, затрудняет получение больших листов бериллия и сложных профилей, необходимых в тех или иных конструкциях. Пред­принимаются упорные попытки устранить этот недоста­ток. Но, несмотря на некоторые успехи (изготовление металла высокой чистоты, различные технологические усовершенствования), получение пластичного бериллия продолжает оставаться трудной проблемой.

Второе — токсичность бериллия. Тщательный контроль за чистотой воздуха, особые сис­темы вентиляции, возможно большая автоматизация про­изводства — все это позволяет успешно бороться с ток­сичностью элемента № 4 и его соединений.

И наконец, третье и очень важное «но» бериллия — его высокая стоимость. Цена 1 кг бериллия в США сей­час более 300 долларов, т. е. бериллий в несколько раз дороже титана.

Однако рост потребления всегда приводит к технологи­ческим усовершенствованиям, которые в свою очередь спо­собствуют уменьшению издержек производства и цены. В будущем спрос на бериллий возрастет еще больше: ведь этот металл человечество начало применять всего не­сколько десятилетий. И, конечно, достоинства элемента № 4 возьмут верх над его недостатками.

Основной минерал бериллия — бе­рилл относится, как известно, к полудрагоценным камням. Но ког­да говорят о четырех его разновидностях — изумруде, аквамарине, воробьевите и гелиодоре, то приставку «полу» отбрасывают. Изум­руды, особенно весом больше 5 каратов, ценятся не меньше брил­лиантов.

Получить изумруды искусствен­ным путем гораздо труднее, чем большинство других драгоценных камней. Главная причина в том, что берилл — сложное комплекс­ное соединение. Однако ученые смогли имитировать природные ус­ловия, в которых происходило образование минерала: изумруды «рождаются» при очень высоком давлении (150 тыс. атм) и высо­кой температуре (1550° С). Искусственные изумруды могут ис­пользоваться в электронике.

Сферы применения бериллия не ограничи­ваются «высокой» техникой. С изделиями из никель-бериллиевых сплавов (содержание Be не превышает 1,5%) можно встретиться и в повседневной жизни. Из этих сплавов изготавливают хирур­гические инструменты, иглы для подкожных инъекций, литые ме­таллические зубы. Из сплава «элинвар» (никель, бериллий, воль­фрам) в Швейцарии делают пружины для часов. Медно-бериллиевый сплав в США используют для изготовления втулок пишуще­го механизма шариковых ручек.

Сейчас известно более ты­сячи материалов, приобретающих при температуре, близкой к аб­солютному нулю, свойство сверхпроводимости. В их числе — метал­лический бериллий. Будучи сконденсирован в виде тонкой пленки на холодную подложку, бериллий становится сверхпроводником при температуре около 8 К.

Гидроксид бериллия Be(OH)2— полимерное соединение, нерастворимое в воде. Оно проявляет амфотерные свойства:

Be(OH)2 + 2КOH =К2[Be(OH)4],

Be(OH)2 + 2HСl = BeСl2 + 2H2O.

Соединения бериллия.

1. Сульфат бериллия

Формула :BeSO4-4H2O

Получается как промежуточный продукт при обработке рудного концентрата H2SO4; нагреванием. ВеО с конц. H2SO4. Представляет собой бесцветные кристаллы. При 400° обезвоживается, при 550-600 разлагается, не доходя до плавления. Водный раствор имеет кислую реакцию.

2. Фторид бериллия

Формула :BeF2

Применяется для получения металлического Be. Получается термическим разложением (NH4)2BeF4. Представляет собой бесцветные гигроскопические кристаллы. Хорошо растворим в воде. Взаимодействует с фторидами щелочных металлов.

3. Бериллаты.

Бериллаты — химические соединения, представляющие собой соли амфотерного гидроксида бериллия Be(OH)2, который диссоциирует преимущественно с отщеплением протона:

Бериллаты представляет бесцветные или белые кристаллические вещества, устойчивые на воздухе только в отсутствие следов влаги. В присутствие влаги или при растворении воде бериллаты легко гидролизируют, с образованием гидроксида бериллия и соответствующей щелочи:

При растворении бериллатов в разбавленных щелочных растворах образуется более устойчивые комплексные соединения — гидроксобериллаты:

Бериллаты легко реагируют с кислотами различной силы и концентрации, с образованием гидроксида бериллия или соответствующей соли бериллия:

Так же в присутствие влаги бериллаты легко реагируют с диоксидами углерода и серы, различными оксидами азота и т.п.

Бериллаты образуются в различных условиях. Наиболее распространен способ высокотемпературного синтеза при взаимодействии оксида или гидроксида бериллия с оксидами, гидроксидами или карбонатами щелочных металлов:

При растворении бериллия, а также его оксида или гидроксида в концентрированных растворах щелочей образуются гидроксобериллаты:

На использовании бериллатов щелочных металлов основан один из методов разделения бериллия и алюминия.

Магний. Получение магния из минерального сырья. Физические и химические свойства металлического магния. Оксид и гидроксид магния. Карбонаты магния. Гидролиз растворимых солей магния. Применение магния в форме металла и в виде сложных соединений.

Магний — элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12.

Магний — серебристо-белый очень легкий металл, почти в 5 раз легче меди, в 4,5 раза легче железа; даже алюми­ний в 1,5 раза тяжелее магния. Плавится магнпй при 651° С, но в обычных условиях расплавить его довольно трудно: нагретый на воздухе до 550° С, он вспыхивает и мгновенно сгорает ослепительно ярким пламенем. Полоску магниевой фольги легко поджечь обыкновенной спичкой, а в атмосфере хлора магний самовозгорается даже при комнатной температуре.

При горении магния (внимание, любители загара!) вы­деляется большое количество ультрафиолетовых лучей и тепла — чтобы нагреть стакан ледяной воды до кипения, нужно сжечь всего 4 г магния.

На воздухе магний быстро тускнеет, так как покрыва­ется окисной пленкой. Эта пленка служит надежным пан­цирем, предохраняющим металл от дальнейшего окисле­ния.

Химические свойства магния довольно своеобразны. Он легко отнимает кислород и хлор у большинства элементов, не боится едких щелочей, соды, керосина, бензина и мине­ральных масел. В то же время он совершенно не выносит действия морской и минеральной воды и довольно быстро растворяется в них. Почти не реагируя с холодной прес­ной водой, он энергично вытесняет водород из воды го­рячей.

Mg (раск.) + Н2О = MgO + H2↑

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

2Mg + О2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Земная кора богата магнием — в ней содержится более 2,1% этого элемента. Лишь шесть элементов периодиче­ской системы встречаются на Земле чаще магния. Он вхо­дит в состав почти двухсот минералов. Но получают его в основном из трех — магнезита, доломита и карналлита.

В нашей стране богатые месторожения магнезита рас­положены на Среднем Урале (Саткинское) и в Оренбург­ской области (Халиловское). А в районе города Соликам­ска разрабатывается крупнейшее в мире месторождение карналлита. Доломит — самый распространенный из маг­нийсодержащих минералов — встречается в Донбассе, Московской и Ленинградской областях и многих других местах.

Получают металлический магний двумя способами — электротермическим (нли металлотермическим) и электро­литическим. Как явствует из названий, в обоих процессах участвует электричество. Но в первом случае его роль сво­дится к обогреву реакционных аппаратов, а восстанавли­вают окись магния, полученную из минералов, каким-либо восстановителем, например углем, кремнием, алюминием. Этот способ довольно перспективен, в последнее время он находит все большее применение. Однако основной про­мышленный способ получения магния — второй, электро­литический.

Электролитом служит расплав безводных хлоридов маг­ния, калия и натрия; металлический магний выделяется на железном катоде, а на графитовом аноде разряжаются ионы хлора. Процесс идет в специальных ваннах электро- лизерах. Расплавленный магний всплывает на поверхность ванны, откуда его время от времени выбирают вакуум-ков­шом и затем разливают по формам.

Но на этом процесс не заканчивается: в таком магнии еще слишком много примесей.

Поэтому неизбежен второй этап — очистка магния. Ра­финировать магний можно двумя путями — переплавкой и флюсами или возгонкой в вакууме. Смысл первого метода общеизвестен: специальные добавки — флюсы — взаимодействуют с примесями и превращают их в соединения, ко­торые легко отделить от металла механическим путем. Второй метод — вакуумная возгонка — требует более слож­ной аппаратуры, но с его помощью получают более чистый магний. Возгонку ведут в специальных вакуум-аппара­тах—стальных цилиндрических ретортах. «Черновой» металл помещают на дно реторты, закрывают ее и выкачи­вают воздух. Затем нижнюю часть реторты нагревают, а верхняя все время охлаждается наружным воздухом. Под действием высокой температуры магний возгоняет­ся — переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. Пары его поднимаются и конденсируются на холодных стенках верхней части реторты.

Таким путем можно получать очень чистый металл, со­держащий свыше 99,99% магния.

Но не только земная кора богата магнием — практиче­ски неисчерпаемые и постоянно пополняющиеся запасы его хранят голубые кладовые океанов и морей. В каждом кубометре морской воды содержится около 4 кг магния. Всего же в водах мирового океана растворено более 6.1016 т этого элемента.

Как добывают магний из моря? Морскую воду смешива­ют в огромных баках с известковым молоком, приготовлен­ным из перемолотых морских раковин. При этом образует­ся так называемое магнезиальное молоко, которое высу­шивается и превращается в хлорид магния. Ну, а дальше в ход идут электролитические процессы.

Услугами магния широко пользуется медицина: всем хорошо знакома «английская соль» MgSО4.7H2О. При приеме внутрь она служит надежным и быстродействую­щим слабительным, а при внутримышечных или внутри­венных вливаниях снимает судорожное состояние, умень­шает спазмы сосудов. Чистая окись магния (жженая магнезия) применяется при повышенной кислотности желудочного сока, изжоге, отравлении кислотами. Пере­кись магния служит дезинфицирующим средством при желудочных расстройствах.

Но медициной не ограничиваются области применения соединений магния. Так, окись магния используют в про­изводстве цементов, огнеупорного кирпича, в резиновой, промышленности. Перекись магния («новозон») применя­ют для отбелки тканей. Сернокислый магний используют в текстильной и бумажной промышленности как протраву при крашении, водный раствор хлорида магния — для при­готовления магнезиального цемента, ксилолита и других синтетических материалов. Карбонат магния MgCО3 нахо­дит применение в производстве теплоизоляционных мате­риалов.

И, наконец, еще одно обширное поле деятельности магния — органическая химия. Магниевый порошок исполь­зуют для обезвоживания таких важных органических ве­ществ, как спирт п анилин. Магнийорганические соедине­ния широко применяют при синтезе многих органических веществ.

И еще в одной грандиозной работе — аккумуляции сол­нечной энергии — участвует магний. Он входит в состав хлорофилла, который поглощает солнечную энергию и с ее помощью превращает углекислый газ и воду в сложные органические вещества (сахар, крахмал и др.), необходи­мые для питания человека и животных. Без хлорофилла не было бы жизни, а без магния не было бы хлорофилла — в нем содержится 2% этого элемента. Много ли это? Суди­те сами: общее количество магния в хлорофилле всех ра­стений Земли составляет около 100 млрд. т! Элемент № 12 входит и в состав практически всех живых организмов.

Итак, деятельность магния в природе и народном хозяй­стве весьма многогранна.

Окись магния (Жженая магнезия)

Формула : MgO

Применяется в составе магнезиальных цементов; для изготовления огнеупоров; в качестве наполнителя в резиновой промышленности. Получается тяжелая магнезия для цементов и строительных материалов обжигом магнезита при 700°, для огнеупоров — при 1500-1800°. Легкую магнезию получают прокаливанием карбоната или основного карбоната магния.

Представляет собой белый порошок. Легкая магнезия растворяется в кислотах, с водой дает Mg(OH)2. Тяжелая магнезия кислотостойка, в воде практически нерастворима. Технический продукт содержит примеси СаО, Аl2O3, SiO2 и др.

Гидроксид магния — неорганический гидроксид щелочноземельного металла магния. Относится к классу нерастворимых оснований.

При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные кристаллы с гексагональной решёткой. При температуре выше 350 °C разлагается на оксид магния и воду. Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием основного карбоната магния. Гидроксид магния практически нерастворим в воде. Является сильным основанием. Встречается в природе в виде минерала брусита.

Получение:

Взаимодействие растворимых солей магния с щелочами:

Взаимодействие раствора хлорида магния с обожжённым доломитом:

Взаимодействие металлического магния с парами воды:

Химические свойства:

Разложение при нагревании до 350 °C:

Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Гидроксид магния используется в качестве пищевой добавки, для связывания диоксида серы, как флокулянт для очистки сточных вод, в качестве огнезащитного средства в термопластических полимерах (полиолефины, ПВХ), как добавка в моющие средства, для получения оксида магния, рафинирования сахара, в качестве компонента зубных паст.

В медицине его применяют в качестве лекарства для нейтрализации кислоты в желудке, а также как очень сильное слабительное.

Карбонат магния, магний углекислый, MgCO3 — магниевая соль угольной кислоты.

Бесцветные кристаллы, плотность 3,037 г/см³. При 500 °C заметно, а при 650 °C полностью разлагается на MgO и CO2. Растворимость карбоната магния в воде незначительна (22 мг/л при 25 °C) и уменьшается с повышением температуры. При насыщении CO2 водной суспензии MgCO3 последний растворяется вследствие образования гидрокарбоната Мg(HCO3)2. Из водных растворов в отсутствие избытка CO2 выделяются основные карбонаты магния. С карбонатами ряда металлов карбонат магния образует двойные соли, к которым относится и природный минерал доломит MgCO3·CaCO3.

Карбонат магния широко распространён в природе в виде минерала магнезита.

Основной карбонат магния 3MgCO3·Mg(OH)2·3H2O (так называе