Kovy alkalických zemin zahrnují kovy skupiny IIa: berylium, hořčík, vápník, stroncium, baryum a radium. Lehký, měkký a vysoce reaktivní.

obecné charakteristiky

Od Be do Ra (odshora dolů v periodické tabulce) se zvyšuje: atomový poloměr, kovový, bazický, redukční vlastnosti, reaktivita. Snížená elektronegativita, ionizační energie, elektronová afinita.

Elektronické konfigurace těchto prvků jsou podobné, protože jsou ve stejné skupině (hlavní podskupina!), Obecný vzorec je ns 2:

• Be-2s2
• Mg-3s2
• Ca-4s2
• S-5s 2
• Ba-6s 2
• Ra-7s2

přírodní sloučeniny

V přírodě se kovy alkalických zemin vyskytují ve formě následujících sloučenin:

• Be - BeO*Al 2 O 3 * 6SiO 2 - beryl
• Mg - MgCO 3 - magnezit, MgO * Al 2 O 3 - spinel, 2MgO * SiO 2 - olivín
• Ca - CaCO 3 - křída, mramor, vápenec, kalcit, CaSO 4 * 2H 2 O - sádrovec, CaF 2 - fluorit

Účtenka

Jedná se o aktivní kovy, které nelze získat elektrolýzou roztoku. K jejich získání se využívá elektrolýza tavenin, aluminotermie a jejich vytěsňování ze solí jinými aktivnějšími kovy.

MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (elektrolýza taveniny)

CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (aluminotermie je metoda získávání kovů redukcí jejich oxidů hliníkem)

MgBr2 + Ca → CaBr2 + Mg

Chemické vlastnosti

Oxidy kovů alkalických zemin

Mají obecný vzorec RO, například: MgO, CaO, BaO.

Účtenka

Oxidy kovů alkalických zemin lze získat rozkladem uhličitanů a dusičnanů:

MgC03 -> (t) MgO + C02

Ca(NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2

Chemické vlastnosti

Vykazují především základní vlastnosti, všechny kromě BeO - amfoterního oxidu.

Hydroxidy kovů alkalických zemin

Vykazují základní vlastnosti, s výjimkou hydroxidu beryllitého – amfoterního hydroxidu.

Účtenka

Získejte hydroxidy v reakci odpovídajícího oxidu kovu a vody (všechny kromě Be (OH) 2)

CaO + H20 → Ca (OH) 2

Chemické vlastnosti

Základní vlastnosti většiny hydroxidů mají tendenci reagovat s kyselinami a oxidy kyselin.

Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H20

Ca (OH) 2 + H 2 O + CO 2 → Ca (HCO 3) 2 + H 2 O

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + H 2 O + CO 2

Ca(OH)2 + CO2 → CaC03↓ + H20

Reakce se solemi (nejen) probíhají, pokud jsou soli rozpustné a v důsledku uvolňování reakčního plynu se tvoří sraženina nebo se tvoří slabý elektrolyt (voda).

Ba(OH)2 + Na2S04 → BaSO4↓ + NaOH

Hydroxid beryllitý je amfoterní: vykazuje dvojí vlastnosti, reaguje s kyselinami i zásadami.

Be(OH)2 + HCl → BeCl2 + H20

Be(OH)2 + NaOH → Na2

Tvrdost vody je soubor vlastností vody v závislosti na přítomnosti převážně vápenatých a hořečnatých solí: hydrogenuhličitanů, síranů a chloridů.

Existuje dočasná (karbonátová) a trvalá (nekarbonátová) tvrdost.

Tvrdost vody v domácnosti odstraňujete pravděpodobně často, troufám si říci - každý den. Dočasná tvrdost vody se odstraní pouhým převařením vody v konvici a vápno na jejích stěnách - CaCO 3 - je nesporným důkazem odstranění tvrdosti:

Ca(HCO 3) 2 → CaC03 ↓ + CO 2 + H20

Dočasnou tvrdost lze také odstranit přidáním Na2CO3 do vody:

Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaHCO 3

S konstantní tvrdostí je zbytečné bojovat varem: sírany a chloridy se při varu nesrážejí. Trvalá tvrdost vody se eliminuje přidáním Na 2 CO 3 do vody:

CaCl2 + Na2C03 → CaC03 ↓ + NaCl

MgSO 4 + Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 ↓ + CO 2 + Na 2 SO 4

Tvrdost vody lze určit pomocí různých testů. Příliš vysoká tvrdost vody vede k rychlé tvorbě vodního kamene na stěnách bojlerů, potrubí a varných konvic.

©Bellevich Jurij Sergejevič

Tento článek napsal Jurij Sergejevič Bellevič a je jeho duševním vlastnictvím. Kopírování, šíření (včetně kopírování na jiné stránky a zdroje na internetu) nebo jakékoli jiné použití informací a předmětů bez předchozího souhlasu držitele autorských práv je trestné ze zákona. Chcete-li získat materiály článku a povolení k jejich použití, kontaktujte

První část. obecné charakteristikyIISkupina periodické tabulky prvků.

Tato skupina obsahuje tyto prvky: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Mají společnou elektronickou konfiguraci: (n-1)p 6 ns 2, kromě Be 1s 2 2s 2. Díky tomu se vlastnosti Be mírně liší od vlastností podskupiny jako celku. Vlastnosti hořčíku se také liší od vlastností podskupiny, ale v menší míře. V řadě Ca - Sr - Ba - Ra se vlastnosti mění postupně. Relativní elektronegativita v řadě Be - Ra klesá, protože. jak se zvětšuje velikost atomu, valenční elektrony se uvolňují snadněji. Vlastnosti prvků podskupiny IIA jsou určeny snadností vydávání dvou ns-elektronů. V tomto případě se tvoří ionty E 2+. Při studiu rentgenové difrakce se ukázalo, že v některých sloučeninách prvky podskupiny IIA vykazují monovalenci. Příkladem takových sloučenin jsou EG, které se získají přidáním E do taveniny EG2. Všechny prvky této řady se v přírodě nenacházejí ve volném stavu kvůli jejich vysoké aktivitě.

Část dvě. Beryllium a hořčík.

Historie berylia

Sloučeniny berylia ve formě drahých kamenů jsou známy již od starověku. Od pradávna lidé vyhledávali a rozvíjeli ložiska modrých akvamarínů, zelených smaragdů, zelenožlutých berylů a zlatých chryzoberylů. Ale teprve na konci 18. století měli chemici podezření, že v berylu je nějaký nový neznámý prvek. V roce 1798 izoloval francouzský chemik Lewis Nicholas Vauquelin oxid „La terree du beril“ z berylu, který se lišil od oxidu hlinitého. Tento oxid propůjčoval solím sladkou chuť, nevytvářel kamenec, rozpouštěl se v roztoku uhličitanu amonného a nesrážel se šťavelanem draselným. Kovové berylium bylo poprvé získáno v roce 1829 slavným německým vědcem Wellerem a současně francouzským vědcem Bussym, který získal kovový prášek berylia redukcí chloridu beryllitého kovovým draslíkem. Počátek průmyslové výroby se datuje do 30-40 let. minulého století.

Historie hořčíku

Prvek dostal své jméno podle lokality Magnesia ve starověkém Řecku.Přírodní materiály obsahující hořčík magnezit a dolomit byly odedávna používány ve stavebnictví.

První pokusy o izolaci kovového základu hořčíku v jeho čisté formě byly provedeny v r začátek XIX PROTI. slavný anglický fyzik a chemik Humphrey Davy (1778–1829) poté, co elektrolyzoval taveniny louhu potaše a louhu sodného a získal kovový Na a K. Rozhodl se, že podobným způsobem zkusí rozložit oxidy kovů alkalických zemin a hořčíku. Ve svých počátečních experimentech Davy procházel proudem přes mokré oxidy a chránil je před kontaktem se vzduchem vrstvou oleje; kovy však byly přitaveny ke katodě a nebylo možné je oddělit.

Davy vyzkoušel mnoho různých metod, ale všechny se z různých důvodů ukázaly jako málo úspěšné. Nakonec měl v roce 1808 štěstí – smíchal mokrou magnézii s oxidem rtuťnatým, hmotu položil na platinovou desku a prošel jí proud; amalgám byl přenesen do skleněné trubice, zahřátý, aby se odstranila rtuť, a byl získán nový kov. Stejným způsobem se Davymu podařilo získat baryum, vápník a stroncium. Průmyslová výroba hořčíku elektrolytickou metodou byla zahájena v Německu koncem 19. století. Teoretické a experimentální práce o výrobě hořčíku elektrolytickou metodou u nás provedl P.P. Fedotiev; proces redukce oxidu hořečnatého křemíkem ve vakuu studoval P.F. Antipin.

Šíření

Berylium je jedním z nepříliš rozšířených prvků: jeho obsah v zemské kůře je 0,0004 hm. %. Berylium se v přírodě vyskytuje ve vázaném stavu. Nejdůležitější minerály berylia: beryl-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, chrysoberyl-Be (AlO 2) 2 a fenakit-Be 2 SiO 4. Hlavní část berylia je rozmělněna jako nečistoty na minerály řady dalších prvků, zejména hliníku. Beryllium se také nachází v hlubokých sedimentech moří a popela některých černé uhlí. Některé odrůdy berylu, zbarvené nečistotami v různých barvách, jsou klasifikovány jako drahé kameny. Jsou to například zelené smaragdy, modrozelené akvamaríny.

Hořčík je jedním z nejrozšířenějších prvků v zemské kůře. Obsah hořčíku je 1,4 %. Mezi nejvýznamnější minerály patří zejména uhličité karbonátové horniny, které na souši tvoří obrovské masivy i celé pohoří – magnezit MgC03 a dolomit MgC03-CaC03. Pod vrstvami různých aluviálních hornin jsou spolu s ložisky kamenné soli známá kolosální ložiska dalšího snadno rozpustného minerálu obsahujícího hořčík - karnallit MgCl 2 -KCl-6H 2 O. Kromě toho je hořčík v mnoha minerálech úzce spojen s oxidem křemičitým, tvoří např. olivín[(Mg, Fe) 2 SiO 4] a méně časté forsterit(Mg2Si04). Další minerály obsahující hořčík jsou brucit Mg(OH)2 , kieserit MgS04 , epsonite MgS04-7H20 kainit MgS04-KCl-3H20 . Hořčík na povrchu Země snadno tvoří hydratované křemičitany (talk, azbest atd.), jejichž příkladem je hadovitý 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. Ze známých minerálů asi 13 % obsahuje hořčík. Přírodní sloučeniny hořčíku se však hojně vyskytují také v rozpuštěné formě. Kromě různých minerálů a hornin se 0,13 % hořčíku ve formě MgCl 2 neustále nachází ve vodách oceánu (jeho zásoby jsou zde nevyčerpatelné - asi 6-10 16 tun) a ve slaných jezerech a pramenech. Hořčík je také obsažen v chlorofylu v množství do 2 % a působí zde jako komplexotvorné činidlo. Celkový obsah tohoto prvku v živé hmotě Země se odhaduje asi na 10 11 tun.

Účtenka

Hlavní (asi 70 %) způsob získávání hořčíku je elektrolýza roztaveného karnalitu nebo MgCl 2 pod vrstvou tavidla na ochranu proti oxidaci. Tepelnou metodou získávání hořčíku (asi 30 %) je obnova vypáleného magnezitu nebo dolomitu. Koncentráty berylia se zpracovávají na oxid nebo hydroxid beryllitý, ze kterého se získává fluor nebo chlorid. Po přijetí kovového berylia se provede elektrolýza taveniny BeCl 2 (50 % hmotn.) a NaCl.Taková směs má bod tání 300 °C oproti 400 °C pro čistý BeCl2. Berylium se také získává hořčíkově nebo aluminotermicky při 1000-1200 °C z Na2: Na2 + 2Mg \u003d Be + 2Na + MgF2. Vysoce čisté berylium (hlavně pro jaderný průmysl) se získává zónovým tavením, vakuovou destilací a elektrolytickou rafinací.

Zvláštnosti

Berylium je „čistý“ prvek. V přírodě se hořčík vyskytuje ve formě tří stabilních izotopů: 24 Mg (78,60 %), 25 Mg (10,11 %) a 26 Mg (11,29 %). Izotopy s hmotností 23, 27 a 28 byly uměle získány.

Beryllium má atomové číslo 4 a atomovou hmotnost 9,0122. Nachází se ve druhém období periodického systému a vede hlavní podskupinu skupiny 2. Elektronová struktura atomu berylia je 1s 2 2s 2 . Během chemické interakce je atom berylia excitován (což vyžaduje spotřebu 63 kcal / g × atom) a jeden z elektronů 2s přechází na orbital 2p, což určuje specifika chemie berylia: může vykazovat maximální kovalenci 4 , tvořící 2 vazby výměnným mechanismem a 2 pro donor-akceptor. Na křivce ionizačního potenciálu zaujímá berylium jedno z nejvyšších míst. Ten odpovídá jeho malému poloměru a charakterizuje berylium jako prvek, který není příliš ochotný darovat své elektrony, což primárně určuje nízký stupeň chemické aktivity prvku. Z hlediska elektronegativity lze beryllium považovat za typický přechodový prvek mezi elektropozitivními atomy kovů, které snadno darují své elektrony, a typickými komplexotvornými činidly, které mají tendenci tvořit kovalentní vazba. Berylium vykazuje diagonální analogii s hliníkem ve větší míře než LicMg a je kainosymetrickým prvkem. Berylium a jeho sloučeniny jsou vysoce toxické. MPC ve vzduchu - 2 μg / m 3.

V periodické soustavě prvků se hořčík nachází v hlavní podskupině skupiny II; sériové číslo hořčíku je 12, atomová hmotnost je 24,312. Elektronová konfigurace nevybuzeného atomu je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; struktura vnějších elektronových obalů atomu Mg (3s 2) odpovídá jeho nulamocnému stavu. Excitace na divalentní 3s 1 3p 1 vyžaduje výdej 62 kcal/g-atom. Ionizační potenciály hořčíku jsou nižší než u berylia, proto se sloučeniny hořčíku vyznačují větším podílem iontové vazby. Hořčík je také méně komplexotvorný než berylium. Interakce s prvky skupiny IIIB s nedokončenými d-skořepinami má některé zvláštnosti. Tato skupina zahrnuje Sc, Y, Ln a Th. Tyto prvky tvoří s hořčíkem řadu přechodných fází a dobře se v něm rozpouštějí v kapalném stavu. Stavové diagramy směsí těchto prvků s hořčíkem jsou eutektické povahy. Rozpustnost těchto prvků v hořčíku v pevném stavu není vysoká (2–5 % hmotnostních). U kovů alkalických zemin a zejména u alkalických kovů netvoří hořčík významnou oblast rozpustnosti v pevném stavu, což je spojeno s velkým rozdílem atomových poloměrů. Výjimkou je lithium, jehož atomový poloměr se od hořčíku liší o 2 %. Systémy hořčíku s mědí, stříbrem a zlatem jsou eutektického typu. Rozpustnost stříbra při eutektické teplotě je -16 % hmotnostních.

Fyzikální vlastnosti

Berylium - Stříbřitě bílý kov. Dost tvrdé a křehké. Má diamagnetické vlastnosti. Na vzduchu je pokryta tenkým oxidovým filmem, který dává kovu šedou, matnou barvu a chrání před další korozí. Stlačitelnost berylia je velmi nízká. Méně než všechny kovy (17krát méně než Al) zpoždění rentgenové snímky. Krystalizuje ve struktuře hcp s periodami a=0,228 nm a c=0,358 nm, cn=6. Při 1254 °C se šestiúhelníková modifikace a přemění na kubickou b. Berylium tvoří eutektické slitiny s Al a Si.

Skupina IIA obsahuje pouze kovy - Be (berylium), Mg (hořčík), Ca (vápník), Sr (stroncium), Ba (baryum) a Ra (radium). Chemické vlastnosti prvního zástupce této skupiny, berylia, se nejvíce liší od chemické vlastnosti další prvky této skupiny. Jeho chemické vlastnosti jsou v mnoha ohledech ještě podobnější hliníku než jiným kovům skupiny IIA (tzv. „diagonální podobnost“). Hořčík se z hlediska chemických vlastností také výrazně liší od Ca, Sr, Ba a Ra, ale přesto má s nimi mnohem podobnější chemické vlastnosti než s beryliem. Vzhledem k výrazné podobnosti chemických vlastností vápníku, stroncia, barya a radia se spojují do jedné rodiny, tzv. alkalické zeminy kovy.

Všechny prvky skupiny IIA patří do s-prvky, tzn. obsahují všechny jejich valenční elektrony s-podúroveň. Tedy elektronová konfigurace vnější elektronové vrstvy všech chemické prvky tato skupina má formu ns 2 , Kde n– číslo období, ve kterém se prvek nachází.

Kvůli zvláštnostem elektronická struktura Kovy skupiny IIA, tyto prvky, kromě nuly, mohou mít pouze jeden jediný oxidační stav, rovný +2. Jednoduché látky tvořené prvky skupiny IIA, za účasti jakýchkoli chemické reakce může pouze oxidovat, tzn. darovat elektrony:

Já 0 - 2e - → Já +2

Vápník, stroncium, baryum a radium jsou extrémně reaktivní. Jednoduché látky jimi tvořené jsou velmi silnými redukčními činidly. Hořčík je také silné redukční činidlo. Redukční aktivita kovů se řídí obecnými zákony periodického zákona D.I. Mendělejev a zvyšuje se v podskupině.

Interakce s jednoduchými látkami

s kyslíkem

Bez zahřívání berylium a hořčík nereagují ani se vzdušným kyslíkem, ani s čistým kyslíkem, protože jsou pokryty tenkými ochrannými filmy sestávajícími z oxidů BeO a MgO. Jejich skladování nevyžaduje žádné speciální způsoby ochrany před vzduchem a vlhkostí, na rozdíl od kovů alkalických zemin, které jsou skladovány pod vrstvou k nim inertní kapaliny, nejčastěji petroleje.

Be, Mg, Ca, Sr při spalování v kyslíku tvoří oxidy o složení MeO a Ba - směs oxidu barnatého (BaO) a peroxidu barnatého (BaO 2):

2Mg + O2 \u003d 2MgO

2Ca + O2 \u003d 2CaO

2Ba + O2 \u003d 2BaO

Ba + O 2 \u003d BaO 2

Je třeba poznamenat, že při spalování kovů alkalických zemin a hořčíku na vzduchu vedle sebe probíhá i reakce těchto kovů se vzdušným dusíkem, v důsledku čehož vedle sloučenin kovů s kyslíkem vznikají nitridy s obecným vzorce Me3N2 jsou také vytvořeny.

s halogeny

Berylium reaguje s halogeny pouze při vysokých teplotách, zatímco zbytek kovů skupiny IIA již při pokojové teplotě:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - jodid hořečnatý

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - bromid vápenatý

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - chlorid barnatý

s nekovy skupin IV–VI

Všechny kovy skupiny IIA reagují při zahřátí se všemi nekovy skupin IV-VI, ale v závislosti na poloze kovu ve skupině a také na aktivitě nekovů je vyžadován různý stupeň zahřívání. Vzhledem k tomu, že berylium je chemicky nejinertnější ze všech kovů skupiny IIA, jeho reakce s nekovy vyžadují podstatně více Ó vysoká teplota.

Je třeba poznamenat, že reakcí kovů s uhlíkem mohou vznikat karbidy různé povahy. Existují karbidy příbuzné methanoidům a konvenčně uvažované deriváty metanu, ve kterých jsou všechny atomy vodíku nahrazeny kovem. Obsahují stejně jako metan uhlík v oxidačním stavu -4 a při jejich hydrolýze nebo interakci s neoxidačními kyselinami je metan jedním z produktů. Existuje také další typ karbidů - acetylenidy, které obsahují iont C 2 2-, což je vlastně fragment molekuly acetylenu. Karbidy acetylenidového typu po hydrolýze nebo interakci s neoxidačními kyselinami tvoří acetylen jako jeden z reakčních produktů. Jaký typ karbidu - methanid nebo acetylenid - bude získán interakcí jednoho nebo druhého kovu s uhlíkem, závisí na velikosti kationtu kovu. Zpravidla se methanidy tvoří s kovovými ionty s malým poloměrem, s ionty větším velká velikost- acetylenidy. V případě kovů druhé skupiny se methanid získává interakcí berylia s uhlíkem:

Zbývající kovy skupiny II A tvoří acetylenidy s uhlíkem:

S křemíkem tvoří kovy skupiny IIA silicidy - sloučeniny typu Me 2 Si, s dusíkem - nitridy (Me 3 N 2), fosfor - fosfidy (Me 3 P 2):

s vodíkem

Všechny kovy alkalických zemin reagují při zahřívání s vodíkem. K tomu, aby hořčík reagoval s vodíkem, nestačí samotné zahřívání jako u kovů alkalických zemin, kromě vysoké teploty je potřeba i zvýšený tlak vodíku. Berylium nereaguje s vodíkem za žádných podmínek.

Interakce s komplexními látkami

s vodou

Všechny kovy alkalických zemin aktivně reagují s vodou za vzniku alkálií (rozpustných hydroxidů kovů) a vodíku. Hořčík reaguje s vodou pouze při varu, protože při zahřátí se ochranný oxidový film MgO rozpouští ve vodě. V případě berylia je ochranný oxidový film velmi odolný: voda s ním nereaguje ani při varu, ani při teplotě červeného žáru:

s neoxidačními kyselinami

Všechny kovy hlavní podskupiny skupiny II reagují s neoxidačními kyselinami, protože jsou v řadě aktivit nalevo od vodíku. V tomto případě se vytvoří sůl odpovídající kyseliny a vodíku. Příklady reakcí:

Be + H2SO4 (razb.) \u003d BeSO4 + H2

Mg + 2HBr \u003d MgBr2 + H2

Ca + 2CH3COOH = (CH3COO)2Ca + H2

s oxidačními kyselinami

− zředěná kyselina dusičná

Se zředěným kyselina dusičná reagují všechny kovy skupiny IIA. V tomto případě jsou produkty redukce namísto vodíku (jako u neoxidujících kyselin) oxidy dusíku, především oxid dusíku (I) (N 2 O), v případě vysoce zředěné kyseliny dusičné dusičnan amonný ( NH4NO3):

4Ca + 10HNO 3 ( razb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5 H 2 O

4Mg + 10HNO3 (velmi rozčleněné)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O

− koncentrovaná kyselina dusičná

Koncentrovaná kyselina dusičná při běžné (nebo nízké) teplotě pasivuje beryllium, tzn. s tím nereaguje. Při varu je reakce možná a probíhá hlavně podle rovnice:

Hořčík a kovy alkalických zemin reagují s koncentrovanou kyselinou dusičnou za vzniku široké škály různých produktů redukce dusíku.

− koncentrovaná kyselina sírová

Berylium se pasivuje koncentrovanou kyselinou sírovou, tzn. s ní nereaguje normální podmínky reakce však probíhá při varu a vede k tvorbě síranu berylnatého, oxidu siřičitého a vody:

Be + 2H2SO4 → BeSO4 + SO2 + 2H20

Baryum je také pasivováno koncentrovanou kyselinou sírovou v důsledku tvorby nerozpustného síranu barnatého, ale při zahřívání s ním reaguje, síran barnatý se při zahřívání v koncentrované kyselině sírové rozpouští v důsledku jeho přeměny na hydrogensíran barnatý.

Zbývající kovy hlavní skupiny IIA reagují s koncentrovanou kyselinou sírovou za jakýchkoli podmínek, včetně chladu. Redukce síry může nastat na SO 2, H 2 S a S v závislosti na aktivitě kovu, reakční teplotě a koncentraci kyseliny:

Mg + H2SO4 ( konc .) \u003d MgS04 + SO2 + H20

3Mg + 4H2SO4 ( konc .) \u003d 3MgS04 + S↓ + 4H20

4Ca + 5H2SO4 ( konc .) \u003d 4CaS04 + H2S + 4H20

s alkáliemi

Hořčík a kovy alkalických zemin nereagují s alkáliemi a beryllium snadno reaguje jak s alkalickými roztoky, tak s bezvodými alkáliemi během fúze. Navíc, když se reakce provádí ve vodném roztoku, účastní se reakce také voda a produkty jsou tetrahydroxoberyláty alkalických kovů nebo kovů alkalických zemin a plynný vodík:

Be + 2KOH + 2H20 \u003d H2 + K2 - tetrahydroxoberyllát draselný

Při provádění reakce s pevnou zásadou během fúze se tvoří beryláty alkalických kovů nebo kovů alkalických zemin a vodík.

Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - beryllát draselný

s oxidy

kovy alkalických zemin, stejně jako hořčík může při zahřátí redukovat méně aktivní kovy a některé nekovy z jejich oxidů, například:

Metoda obnovy kovů z jejich oxidů hořčíkem se nazývá magnesiumthermy.

kovy alkalických zemin a chemie kovů alkalických zemin
kovy alkalických zemin- chemické prvky 2. skupiny periodická tabulka prvky: vápník, stroncium, baryum a radium.

• 1 Fyzikální vlastnosti
• 2 Chemické vlastnosti
  • 2.1 Jednoduché látky
  • 2.2 Oxidy
  • 2.3 Hydroxidy
• 3 Být v přírodě
• 4 Biologická role
• 5 Poznámky

Fyzikální vlastnosti

Mezi kovy alkalických zemin patří pouze vápník, stroncium, baryum a radium, méně často hořčík. První prvek této podskupiny, berylium, je ve většině vlastností mnohem blíže hliníku než vyšším analogům skupiny, do které patří. Druhý prvek této skupiny, hořčík, se v některých ohledech výrazně liší od kovů alkalických zemin v řadě chemických vlastností. Všechny kovy alkalických zemin jsou při pokojové teplotě šedé pevné látky. Na rozdíl od alkalických kovů, jsou mnohem tvrdší a většinou se neřežou nožem (výjimkou je stroncium. Zvýšení hustoty kovů alkalických zemin pozorujeme až počínaje vápníkem. Nejtěžší je radium, hustotou srovnatelné s germaniem (ρ = 5,5 g/cm3).

Některé jaderné a fyzikální vlastnosti kovy alkalických zemin

Atomový číslo	Název, symbol	Počet přirozených izotopů	Atomová hmotnost	Ionizační energie, kJ mol−1	Elektronová afinita, kJ mol−1	EO	Kov. poloměr, nm	Iontový poloměr, nm	tpl, °C	vařit, °C	ρ, g/cm³	ΔHpl, kJ mol−1	ΔHvar, kJ mol−1
4	Beryllium Be	1+11a	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,034	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Hořčík Mg	3+19a	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,066	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Vápník Ca	5+19a	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Stroncium Sr	4+35a	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,112	769	1384	2,54	9,2	144
56	Baryum Ba	7+43	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,134	729	1637	3,5	7,66	142
88	Radium Ra	46a	226,0254	509,3	-	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113

a radioaktivní izotopy

Chemické vlastnosti

Kovy alkalických zemin mají elektronovou konfiguraci vnější energetické hladiny ns² a jsou to s-elementy spolu s alkalickými kovy. Kovy alkalických zemin, které mají dva valenční elektrony, je snadno darují a ve všech sloučeninách mají oxidační stav +2 (velmi zřídka +1).

Chemická aktivita kovů alkalických zemin se zvyšuje se zvyšujícím se sériovým číslem. Berylium v ​​kompaktní formě nereaguje ani s kyslíkem, ani s halogeny ani při teplotě červeného žáru (do 600 °C je pro reakci s kyslíkem a jinými chalkogeny potřeba ještě vyšší teplota, fluor je výjimkou). Hořčík je při pokojové teplotě a vyšších (až 650 °C) teplotách chráněn oxidovým filmem a dále neoxiduje. Vápník oxiduje pomalu a při pokojové teplotě do hloubky (v přítomnosti vodní páry) a mírným zahřátím v kyslíku vyhoří, ale je stabilní na suchém vzduchu při pokojové teplotě. Stroncium, baryum a radium rychle oxidují na vzduchu za vzniku směsi oxidů a nitridů, takže jsou stejně jako alkalické kovy a vápník uloženy pod vrstvou petroleje.

Na rozdíl od alkalických kovů také kovy alkalických zemin netvoří superoxidy a ozonidy.

Oxidy a hydroxidy kovů alkalických zemin mají tendenci zvyšovat základní vlastnosti se zvyšujícím se sériovým číslem.

Jednoduché látky

Berylium reaguje se slabými a silnými kyselými roztoky za vzniku solí:

pasivuje se však studenou koncentrovanou kyselinou dusičnou.

Reakce berylia s vodní roztoky alkálie je doprovázena uvolňováním vodíku a tvorbou hydroxoberylátů:

Při provádění reakce s alkalickou taveninou při 400-500 ° C se tvoří dioxoberyláty:

Hořčík, vápník, stroncium, baryum a radium reagují s vodou za vzniku alkálií (kromě hořčíku, který reaguje s vodou pouze po přidání horkého hořčíkového prášku do vody):

Také vápník, stroncium, baryum a radium reagují s vodíkem, dusíkem, borem, uhlíkem a dalšími nekovy za vzniku odpovídajících binárních sloučenin:

oxidy

Oxid beryllitý - amfoterní oxid, rozpouští se v koncentrovaných minerálních kyselinách a zásadách za vzniku solí:

ale s méně silné kyseliny a reakce již neprobíhá.

Oxid hořečnatý nereaguje se zředěnými a koncentrovanými zásadami, ale snadno reaguje s kyselinami a vodou:

Oxidy vápníku, stroncia, barya a radia jsou zásadité oxidy reagující s vodou, silné a slabé roztoky kyselin a amfoterní oxidy a hydroxidy:

Hydroxidy

Hydroxid beryllitý je amfoterní, při reakcích se silnými zásadami tvoří beryláty, s kyselinami - beryliové soli kyselin:

Hydroxidy hořčíku, vápníku, stroncia, barya a radia jsou zásady, pevnost se zvyšuje od slabé po velmi silnou, což je nejsilnější žíravá látka, převyšující svou aktivitou hydroxid draselný. Dobře se rozpouštějí ve vodě (kromě hydroxidu hořčíku a vápníku). Vyznačují se reakcemi s kyselinami a oxidy kyselin a s amfoterními oxidy a hydroxidy:

Být v přírodě

Jsou přítomny všechny kovy alkalických zemin (v různá množství) v přírodě. Vzhledem k jejich vysoké chemické aktivitě se všechny nenacházejí ve volném stavu. Nejběžnějším kovem alkalických zemin je vápník, jehož množství je 3,38 % (hmotn zemská kůra). O něco horší je hořčík, jehož množství je 2,35 % (hmotnosti zemské kůry). Baryum a stroncium jsou také běžné v přírodě, které tvoří 0,05 a 0,034 % hmotnosti zemské kůry. Berylium je vzácný prvek, jehož množství činí 6·10−4 % hmotnosti zemské kůry. Pokud jde o radium, které je radioaktivní, je nejvzácnější ze všech kovů alkalických zemin, ale vždy se v malém množství nachází v uranových rudách. odtamtud může být zejména oddělen chemickými prostředky. Jeho obsah je 1·10−10% (hmotnosti zemské kůry).

Biologická role

Hořčík se nachází v tkáních zvířat a rostlin (chlorofyl), je kofaktorem mnoha enzymatických reakcí, je nezbytný pro syntézu ATP, podílí se na přenosu nervové vzruchy, se aktivně využívá v lékařství (bisphytoterapie aj.). Vápník je běžnou makroživinou rostlin, zvířat a lidí. v lidském těle a dalších obratlovcích, nejvíce se ho nachází v kostře a zubech. Vápník se nachází v kostech ve formě hydroxyapatitu. Z různé formy uhličitan vápenatý (vápno) se skládá z „koster“ většiny skupin bezobratlých (houby, korálové polypy, měkkýši atd.). Ionty vápníku se podílejí na procesech srážení krve a také slouží jako jeden z univerzálních druhých poslů uvnitř buněk a regulují řadu intracelulárních procesů - svalovou kontrakci, exocytózu, včetně sekrece hormonů a neurotransmiterů. Stroncium může nahradit vápník v přirozených tkáních, protože má podobné vlastnosti. V lidském těle je hmotnost stroncia asi 1% hmotnosti vápníku.

V současné době není nic známo o biologické roli berylia, barya a radia. Všechny sloučeniny barya a berylia jsou jedovaté. Radium je extrémně radiotoxické. V těle se chová jako vápník – asi 80 % radia, které se dostane do těla, se hromadí v kostní tkáni. Velké koncentrace radia způsobují osteoporózu, spontánní zlomeniny kostí a zhoubné nádory kostí a krvetvorné tkáně. Nebezpečný je také radon, plynný produkt radioaktivního rozpadu radia.

Poznámky

1. Podle nové klasifikace IUPAC. Podle zastaralé klasifikace patří do hlavní podskupiny skupiny II periodické tabulky.
2. Názvosloví anorganické chemie. Doporučení IUPAC 2005. - Mezinárodní unie čisté a aplikované chemie, 2005. - S. 51.
3. Skupina 2 - Kovy alkalických zemin, Royal Society of Chemistry.
4. Zlatý fond. Školní encyklopedie. Chemie. M.: Drop, 2003.

Periodický systém chemických prvků D. I. Mendělejeva
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	H																															On
2	Li	Být																									B	C	N	Ó	F	Ne
3	Na	mg																									Al	Si	P	S	Cl	Ar
4	K	Ca															sc	Ti	PROTI	Cr	Mn	Fe	co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	Tak jako	Se	Br	kr
5	Rb	Sr															Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	CD	v	sn	Sb	Te	já	Xe
6	Čs	Ba	Los Angeles	Ce	Pr	Nd	Odpoledne	sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	hg	Tl	Pb	Bi	Po	Na	Rn
7	Fr	Ra	AC	Th	Pa	U	Np	Pu	Dopoledne	cm	bk	srov	Es	fm	md	Ne	lr	RF	Db	Sg	bh	hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Uut	fl	Nahoru	Lv	Uus	Uuo
8	Uue	Ubn	Ubu	Ubb	ubt	Ubq	Ubp	Ubh

kovy alkalických zemin, kovy alkalických zemin a chemie kovů alkalických zemin, kovy alkalických zemin

Prvky podskupiny vápníku se nazývají kovy alkalických zemin. Původ tohoto názvu je způsoben skutečností, že jejich oxidy („země“ alchymistů) udělují vodě alkalickou reakci. Často se hovoří pouze o kovech alkalických zeminvápník , stroncium, baryum radium , méně často hořčík . První prvek této podskupiny, beryllium , ve většině vlastností mnohem blíže hliníku.

Prevalence:

Vápník tvoří 1,5 % celkový počet atomů zemské kůry, přičemž obsah radia v ní je velmi malý (8-10-12 %). Mezilehlé prvky – stroncium (0,008) a baryum (0,005 %) – jsou bližší vápníku. Baryum bylo objeveno v roce 1774, stroncium - v roce 1792. Elementární Ca, Sr a Ba byly poprvé získány v roce 1808. Přírodní vápník th se skládá z izotopů s hmotnostními čísly 40 (96,97 %), 42 (0,64), 43 (0,14), 44 (2,06), 46 (0,003), 48 (0,19); stroncium - 84 (0,56%), 86 (9,86), 87 (7,02), 88 (82,56); baryum -130 (0,10 %), 132 (0,10), 134 (2,42), 135 (6,59), 136 (7,81), 137 (11,32), 138 (71,66). Z izotopů rádium primární význam má přirozeně se vyskytující 226 Ra (průměrná délka života atomu je 2340 let).

Sloučeniny vápníku (vápenec, sádrovec) jsou známy a v praxi využívány již od starověku. Kromě různých silikátových hornin se Ca, Sr a Ba vyskytují především ve formě jejich těžko rozpustných uhličitých a síranových solí, což jsou minerály:

CaCO 3 - kalcit CaSO 4 - en hydrit

SrC0 3 - strontianit SrS0 4 - celestýn

BaCO 3 - vadnout BaSO 4 - těžký nosník

CaMg (CO 3) 2 - dolomit MgCO 3 - magnezit

Uhličitan vápenatý ve formě vápence a křídy tvoří někdy celá pohoří. Mnohem méně častá je krystalizovaná forma CaCO 3 - mramor. Pro síran vápenatý je nejtypičtější nález ve formě minerálu sádrovec (CaSO 4 2H 2 0), jehož ložiska mají často obrovskou sílu. Kromě vápenatých minerálů uvedených výše je fluorit -CaF 2 důležitým minerálem používaným k získání kyseliny fluorovodíkové podle rovnice:

CaF2+H2S04 (konc.) →CaS04+HF

U stroncia a barya jsou síranové minerály běžnější než uhličité. Primární ložiska radia jsou spojena s uranovými rudami (navíc na 1000 kg uranu obsahuje ruda pouze 0,3 g radia).

Účtenka:

Aluminotermická výroba volných kovů alkalických zemin se provádí při teplotách asi 1200 ° C podle schématu:

ZE0 + 2Al\u003d Al 2 O 3 + ZE

zahříváním jejich oxidů kovovým hliníkem ve vysokém vakuu. V tomto případě se kov alkalických zemin oddestiluje a uloží na chladnější části zařízení. Ve velkém (řádově tisíce tun ročně) se vyrábí pouze vápník, k čemuž se využívá i elektrolýza roztaveného CaCl 2 . Proces aluminotermie je komplikován tím, že při něm dochází k částečné fúzi s Al 2 O 3. Například u vápníku probíhá reakce podle rovnice:

3CaO + Al 2 O 3 → Ca 3 (AlO 3) 2

Může také docházet k částečné fúzi výsledného kovu alkalických zemin s hliníkem.

elektrolyzér pro výrobu kovového vápníku je pec s vnitřním grafitovým obložením, chlazená zespodu tekoucí vodou. Do pece se vloží bezvodý CaCl2 a jako elektrody slouží železná katoda a grafitové anody. Proces se provádí při napětí 20-30V, proudové síle až 10 tisíc ampér, nízké teplotě (asi 800 ° C). V důsledku posledně uvedené okolnosti zůstává grafitové obložení pece po celou dobu pokryto ochrannou vrstvou pevné soli. Vzhledem k tomu, že vápník se dobře ukládá pouze při dostatečně vysoké proudové hustotě na katodě (řádově 100 A / cm 3), katoda se postupně zvedne nahoru, jak probíhá elektrolýza, takže pouze její konec zůstane ponořen v tavenině. Katodou je tedy ve skutečnosti samotný kovový vápník (který je izolován ze vzduchu zmrzlou solnou krustou), obvykle se čistí destilací ve vakuu nebo v argonové atmosféře.

Fyzikální vlastnosti:

Vápník a jeho analogy jsou kujné, stříbřitě bílé kovy. Z nich je vápník sám o sobě dost tvrdý, stroncium a hlavně baryum jsou mnohem měkčí. Některé konstanty kovů alkalických zemin jsou porovnány níže:

Hustota, g/cm3
Teplota tání, °С
Bod varu, °C

Těkavé sloučeniny kovů alkalických zemin barví plamen do charakteristických barev: Ca - oranžově červená (cihla), Sr a Ra - karmínově červená, Ba - žlutavě zelená. Toto se používá, když chemické rozbory otevřít příslušné položky.

Chemické vlastnosti :

Na vzduchu je vápník a jeho analogy pokryty filmem spolu s normálními oxidy (EO), který také částečně obsahuje peroxidy (E0 2) a nitridy (E 3 N 2). V řadě napětí jsou kovy alkalických zemin umístěny nalevo od hořčíku, a proto snadno vytěsňují vodík nejen ze zředěných kyselin, ale také z vody. Při přechodu z Ca na Ra se energie interakce zvyšuje. V jejich sloučeninách jsou uvažované prvky dvojmocné. Kovy alkalických zemin se slučují s metaloidy velmi energicky a se značným uvolňováním tepla.

Obvykle, když kovy alkalických zemin interagují s kyslíkem, je indikována tvorba oxidů:

2E + O2 → 2EO

Je důležité znát triviální názvy několika sloučenin:

bělidlo, chlór (bělidlo) - CaCl 2 ∙ Ca (ClO) 2

hašené (chmýří) - Ca (OH) 2

vápno - směs Ca (OH) 2, písku a vody

vápenné mléko - suspenze Ca(OH) 2 ve vápenné vodě

soda - směs pevného NaOH a Ca (OH) 2 nebo CaO

nehašené vápno (vroucí) - CaO

Interakce s vodou, na příkladu vápníku a jeho oxidu:

Ca + 2H20 -> Ca (OH)2 + H2

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2 + 16 kcal ("hašení" vápna)

Při interakci s kyselinami, oxidy a hydroxidy kovů alkalických zemin snadno tvoří odpovídající soli, obvykle bezbarvé.

Toto je zajímavé:

Pokud se při hašení vápna nahradí voda roztokem NaOH, získá se tzv. sodné vápno. V praxi se při jeho výrobě přidává rozdrcený CaO do koncentrovaného roztoku hydroxidu sodného (v hmotnostním poměru 2:1 k NaOH). Po promíchání vzniklé hmoty se v železných nádobách odpaří do sucha, mírně zapálí a následně rozdrtí. Sodné vápno je blízká směs Ca(OH) 2 s NaOH a je široce používán v laboratořích k absorpci oxidu uhličitého.

Spolu s normálními oxidy pro prvky podskupiny vápníku jsou známy bílé peroxidy typu E02. Z nich má praktický význam peroxid barnatý (Ba0 2), který se používá zejména jako výchozí produkt pro výrobu peroxidu vodíku:

BaO 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + H 2 O 2

Technicky se Ba02 získává zahřátím BaO v proudu vzduchu na 500 °C. V tomto případě se kyslík přidává podle reakce

2ВаО + O 2 = 2BaO 2 + 34 kcal

Další zahřívání vede naopak k rozkladu Ba0 2 na oxid barnatý a kyslík. Proto je spalování kovového barya doprovázeno tvorbou pouze jeho oxidu.

Interakce s vodíkem za vzniku hydridů:

EN 2 hydridy se nerozpouštějí (bez rozkladu) v žádném z obvyklých rozpouštědel. S vodou (i jejími stopami) reagují prudce podle schématu:

EH2 + 2H20 \u003d E (OH)2 + 2H2

Tato reakce může sloužit jako vhodná metoda pro výrobu vodíku, protože pro její realizaci vyžaduje kromě CaH 2 (z toho 1 kg dává přibližně 1 m 3 H 2) pouze vodu. Je doprovázena tak výrazným uvolňováním tepla, že CaH 2 smáčený malým množstvím vody se na vzduchu samovolně vznítí. Ještě intenzivněji probíhá interakce hydridů EN 2 se zředěnými kyselinami. Naopak s alkoholy reagují klidněji než s vodou:

CaH2 + 2HCI -> CaCl2 + 2H2

CaH2+2ROH->2RH+Ca(OH)2

3CaH2 + N2 -> Ca3N2 + ЗH2

CaH2 + O2 → CaO + H20

Hydrid vápenatý se používá jako účinné vysoušedlo pro kapaliny a plyny. S úspěchem se také používá pro kvantitativní stanovení obsahu vody v organických kapalinách, krystalických hydrátech atd.

Mohu přímo komunikovat s nekovy:

Ca+Cl2 -> CaCl2

interakce s dusíkem. E 3 N 2 bílá žáruvzdorná tělesa. Velmi pomalu se tvoří již za normálních podmínek:

3E+N 2 →E 3 N 2

Voda se rozkládá podle schématu:

E3N2 + 6H20 → 3Ca (OH)2 + 2NH3

4E 3 N 2 →N 2 +3E 4 N 2) (pro subnitridy Ba a Sr)

E4N2 + 8H20 → 4E (OH)2 + 2NH3 + H2

Ba 3 N 2 +2N 2 →3 Ba N 2 (pernitrid barnatý)

Při interakci se zředěnými kyselinami tyto pernitridy spolu se dvěma molekulami amoniaku také odštěpí molekulu volného dusíku:

E4N2 + 8HCl → 4ESl2 + 2NH3 + H2

E3N2 + ZSO \u003d 3EO + N2 + ZS

Jinak reakce probíhá v případě barya:

B a 3 N 2 + 2CO \u003d 2ВаО + Ba (CN) 2

To je zajímavé :

E + NH 3 (kapalina) → (E (NH 2) 2 + H2 + ENH + H2)

4E (NH2)2 -» EN2 + 2H2

To je zajímavéE (NH 3) 6 - amoniaky vznikají při interakci prvků s plynným amoniakem a jsou schopny se rozkládat podle schématu:

E (NH 3) 6 -» E (NH 2) 2 + 4NH3 + H2

Další vytápění:

E (NH2)2 -> ENH + NH3

3ENH → NH3 + E3N2

Ale interakce kovu s amoniakem při vysoké teplotě probíhá podle schématu:

6E+2NH 3 →EH 2 +E 3N 2

Nitridy jsou schopny přidávat halogenidy:

E3N2 + EHal2 → 2E2NHal

Oxidy kovů alkalických zemin a hydroxidy vykazují hlavní vlastnosti, s výjimkou berylia:

CaO+2 HCl→SaSl 2 +H2O

Ca(OH)2+2HCl-→CaS12 + 2H20

Be + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2

BeO+2HCl→BeSl2 + H20

BeO+2NaOH→Na2Be02+H20

· Kvalitativní reakce na kationty ACH Ve většině publikací jsou uváděny pouze kvalitativní reakce na Ca 2+ a Ba 2+ Uvažujme ihned v iontové formě:

Ca 2+ +CO 3 2- → CaCO 3 ↓ (bílá sraženina)

Ca 2+ +SO 4 2- → CaSO 4 ↓ (bílá vločkovitá sraženina)

CaCl 2 + (NH 4) 2 C 2 O 4 →2NH 4 Cl + CaC 2 O 4 ↓

Ca 2+ + C 2 O 4 2- → CaC 2 O 4 ↓ (bílá sraženina)

Ca 2+ - barvení plamene do cihlové barvy

Ba 2+ +CO 3 2- →BaCO 3 ↓ (bílá sraženina)

Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓ (bílá sraženina)

Ba 2+ +CrO 4 2- →BaCrO 4 ↓ (žlutá sraženina, obdoba stroncia)

Ba 2+ + Cr 2 O 7 2- + H 2 O → 2BaCrO 4 + 2H + (žlutá sraženina, podobná pro stroncium)

Ba 2+ - zbarvení plamene do zelena.

Aplikace:

Průmyslové aplikace se nacházejí téměř výhradně u sloučenin uvažovaných prvků, charakteristické vlastnosti které určují oblasti jejich použití. Výjimkou jsou soli radia, jejichž praktický význam je spojen s jejich společný majetek- radioaktivita. Praktické využití (především v hutnictví) nachází téměř výhradně vápník, dusičnan vápenatý je široce používán jako minerální hnojivo obsahující dusík. Dusičnany strontnaté a barnaté se používají v pyrotechnice k výrobě kompozic, které hoří červeným (Sr) nebo zeleným (Ba) plamenem Využití jednotlivých přírodních odrůd CaCO 3 je různé. Vápenec se přímo používá při stavebních pracích a slouží také jako surovina pro výrobu nejdůležitějších stavebních materiálů – vápna a cementu. Křída se používá jako minerální barva, jako základ pro leštící hmoty atd. Mramor je výborný materiál pro sochařství, výrobu elektrických rozvaděčů atd. Praktické použití nachází především přírodní CaF 2, který je široce používán v keramickém průmyslu, slouží jako výchozí materiál pro výrobu HF.

Bezvodý CaCl2 se díky své hygroskopičnosti často používá jako sušící činidlo. Lékařské aplikace roztoků chloridu vápenatého (perorální a intravenózní) jsou velmi rozmanité. Chlorid barnatý se používá k hubení škůdců Zemědělství a jako důležité činidlo (pro SO 4 2- iont) v chemických laboratořích.

Toto je zajímavé:

Pokud 1 hm. včetně nasyceného roztoku Ca (CH 3 COO) 2 rychle nalijte do nádoby obsahující 17 hm. hodiny ethylalkoholu, pak celá kapalina okamžitě ztvrdne. Takto získaný „suchý alkohol“ po zapálení pomalu dohoří nekuřáckým plamenem. Takové palivo je výhodné zejména pro turisty.

Tvrdost vody.

Obsah vápenatých a hořečnatých solí v přírodní vodě se často odhaduje, mluvíme o té či oné její „tvrdosti“. Zároveň se rozlišuje uhličitanová („dočasná“) a nekarbonátová („trvalá“) tvrdost. První je způsobena přítomností Ca(HC0 3) 2, méně často Mg(HC0 3) 2. Nazývá se dočasný, protože jej lze odstranit pouhým převařením vody: v tomto případě jsou hydrogenuhličitany zničeny a nerozpustné produkty jejich rozkladu (uhličitany Ca a Mg) se usazují na stěnách nádoby ve formě vodního kamene:

Ca(HCO 3) 2 → CaC03 ↓ + CO 2 + H20

Mg (HCO 3) 2 → MgCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Stálá tvrdost vody je způsobena přítomností vápenatých a hořečnatých solí, které se při varu nesrážejí. Nejčastěji se vyskytují sírany a chloridy. Z nich je zvláště důležitý špatně rozpustný CaS04, který se usazuje ve formě velmi hustého okují.

Při provozu parního kotle na tvrdou vodu je jeho vyhřívaná plocha pokryta vodním kamenem. Protože ten špatně vede teplo, stává se především neekonomický provoz samotného kotle: již vrstva okují o tloušťce 1 mm zvyšuje spotřebu paliva přibližně o 5 %. Na druhou stranu stěny kotle, izolované od vody vrstvou vodního kamene, se mohou zahřát na velmi vysoké teploty. V tomto případě železo postupně oxiduje a stěny ztrácejí pevnost, což může vést až k výbuchu kotle. Protože v mnoha průmyslových podnicích existují parní elektrárny, je otázka tvrdosti vody velmi prakticky důležitá.

Protože čištění vody od rozpuštěných solí destilací je příliš nákladné, v oblastech s tvrdou vodou se voda používá k jejímu „změkčení“. chemické metody. Uhličitanová tvrdost se obvykle odstraňuje přidáním Ca (OH) 2 do vody v množství přesně odpovídajícím obsahu hydrogenuhličitanů zjištěnému rozborem. Přitom podle reakce

Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O

veškerý hydrogenuhličitan se přemění na normální uhličitan a vysráží se. Nekarbonátová tvrdost se nejčastěji zmírňuje přidáním sody do vody, která způsobí tvorbu sraženiny podle reakce:

СaSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4

Voda se pak nechá usadit a teprve poté se používá k pohonu kotlů nebo ve výrobě. Pro změkčení malého množství tvrdé vody (v prádelnách apod.) se do ní obvykle přidá trochu sody a nechá se usadit. V tomto případě se vápník a hořčík zcela vysrážejí ve formě uhličitanů a sodné soli zbývající v roztoku neruší.

Z výše uvedeného vyplývá, že k odstranění uhličitanové i nekarbonátové tvrdosti lze použít sodu. Přesto se v technice stále snaží, pokud je to možné, používat Ca (OH) 2, což je způsobeno mnohem větší levností tohoto produktu ve srovnání se sodou

Uhličitanová i nekarbonátová tvrdost vody se odhaduje celkovým počtem miligramekvivalentů Ca a Mg obsažených v jednom litru (mg-ekv / l). Součet přechodné a trvalé tvrdosti určuje celkovou tvrdost vody. Ten je na tomto základě charakterizován následujícími názvy: měkký (<4), средне жёсткая (4-8), жесткая (8-12), очень жесткая (>12 mg-ekv/l). Tvrdost jednotlivých přírodních vod se pohybuje ve velmi širokém rozmezí. U otevřených vodních ploch často záleží na ročním období a dokonce i na počasí. Nejměkčí přírodní voda je atmosférická (déšť, sníh), neobsahuje téměř žádné rozpuštěné soli. Zajímavou indicií je, že srdeční choroby jsou častější v oblastech s měkkou vodou.

Pro úplné změkčení vody se místo sody často používá Na 3 PO 4, který sráží vápník a hořčík ve formě jejich těžko rozpustných fosfátů:

2Na 3 PO 4 + 3Ca(HCO 3) 2 →Ca 3 (PO 4) 2 ↓+6NaHCO 3

2Na 3 PO 4 + 3Mg(HCO 3) 2 →Mg 3 (PO 4) 2 ↓+6NaHCO 3

Pro výpočet tvrdosti vody existuje speciální vzorec:

Kde 20,04 a 12,16 jsou ekvivalentní hmotnosti vápníku a hořčíku.

Střih: Kharlamova Galina Nikolaevna