Pie sārmzemju metāliem pieder IIa grupas metāli: berilijs, magnijs, kalcijs, stroncijs, bārijs un rādijs. Viegls, mīksts un ļoti reaģējošs.

vispārīgās īpašības

No Be līdz Ra (periodiskajā tabulā no augšas uz leju) palielinās: atomu rādiuss, metālisks, pamata, samazināšanas īpašības, reaktivitāte. Samazināta elektronegativitāte, jonizācijas enerģija, elektronu afinitāte.

Šo elementu elektroniskās konfigurācijas ir līdzīgas, jo tās atrodas vienā grupā (galvenajā apakšgrupā!), Vispārējā formula ir ns 2:

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

dabiskie savienojumi

Dabā sārmzemju metāli sastopami šādu savienojumu veidā:

• Be - BeO*Al 2 O 3 *6SiO 2 - berils
• Mg - MgCO 3 - magnezīts, MgO * Al 2 O 3 - spinelis, 2MgO * SiO 2 - olivīns
• Ca - CaCO 3 - krīts, marmors, kaļķakmens, kalcīts, CaSO 4 * 2H 2 O - ģipsis, CaF 2 - fluorīts

Kvīts

Tie ir aktīvi metāli, kurus nevar iegūt ar šķīduma elektrolīzi. To iegūšanai tiek izmantota kausējumu elektrolīze, aluminotermija un to pārvietošana no sāļiem ar citiem aktīvākiem metāliem.

MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (kausējuma elektrolīze)

CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (aluminotermija ir metālu iegūšanas metode, reducējot to oksīdus ar alumīniju)

MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg

Ķīmiskās īpašības

Sārmzemju metālu oksīdi

Viņiem ir vispārējā formula RO, piemēram: MgO, CaO, BaO.

Kvīts

Sārmzemju metālu oksīdus var iegūt, sadalot karbonātus un nitrātus:

MgCO 3 → (t) MgO + CO 2

Ca(NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2

Ķīmiskās īpašības

Rādīt galvenokārt pamata īpašības, visas, izņemot BeO - amfoterisko oksīdu.

Sārmzemju metālu hidroksīdi

Tiem piemīt pamata īpašības, izņemot berilija hidroksīdu – amfoteru hidroksīdu.

Kvīts

Iegūstiet hidroksīdus attiecīgā metāla oksīda un ūdens reakcijā (visi, izņemot Be (OH) 2)

CaO + H2O → Ca (OH) 2

Ķīmiskās īpašības

Lielākajai daļai hidroksīdu pamata īpašības mēdz reaģēt ar skābēm un skābju oksīdiem.

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + H 2 O

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 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O

Reakcijas ar sāļiem (un ne tikai) notiek, ja sāļi šķīst un reakcijas rezultātā izdalās gāze, veidojas nogulsnes vai veidojas vājš elektrolīts (ūdens).

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + NaOH

Berilija hidroksīds ir amfotērisks: tam ir divējādas īpašības, reaģējot gan ar skābēm, gan ar bāzēm.

Be(OH)2 + HCl → BeCl2 + H2O

Be(OH)2 + NaOH → Na 2

Ūdens cietība ir ūdens īpašību kopums, kas ir atkarīgs no tā, vai tajā atrodas galvenokārt kalcija un magnija sāļi: bikarbonāti, sulfāti un hlorīdi.

Ir īslaicīga (karbonāta) un pastāvīga (bez karbonāta) cietība.

Jūs droši vien bieži noņemat ūdens cietību savās mājās, es uzdrošinos teikt - katru dienu. Pagaidu ūdens cietība tiek novērsta, vienkārši uzvārot ūdeni tējkannā, un kaļķis uz tā sienām - CaCO 3 - ir neapstrīdams pierādījums cietības novēršanai:

Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Arī pagaidu cietību var novērst, pievienojot ūdenim Na 2 CO 3:

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

Ir bezjēdzīgi cīnīties ar nemainīgu cietību vārot: sulfāti un hlorīdi vārīšanas laikā neizgulsnēsies. Pastāvīgā ūdens cietība tiek novērsta, pievienojot ūdenim Na 2 CO 3:

CaCl 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaCl

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

Ūdens cietību var noteikt, izmantojot dažādus testus. Pārāk augsta ūdens cietība izraisa strauju katlakmens veidošanos uz katlu, cauruļu un tējkannu sienām.

©Bellevičs Jurijs Sergejevičs

Šo rakstu ir uzrakstījis Jurijs Sergejevičs Belēvičs, un tas ir viņa intelektuālais īpašums. Informācijas un objektu kopēšana, izplatīšana (tostarp kopēšana uz citām vietnēm un resursiem internetā) vai jebkāda cita veida izmantošana bez autortiesību īpašnieka iepriekšējas piekrišanas ir sodāma ar likumu. Lai iegūtu raksta materiālus un atļauju tos izmantot, lūdzam sazināties

Pirmā daļa. vispārīgās īpašībasIIPeriodiskās elementu tabulas grupa.

Šajā grupā ir šādi elementi: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Tiem ir kopīga elektroniskā konfigurācija: (n-1)p 6 ns 2, izņemot Be 1s 2 2s 2. Pēdējā dēļ Be īpašības nedaudz atšķiras no apakšgrupas īpašībām kopumā. Arī magnija īpašības atšķiras no apakšgrupas īpašībām, bet mazākā mērā. Ca - Sr - Ba - Ra sērijā īpašības mainās secīgi. Relatīvā elektronegativitāte sērijā Be - Ra krītas, jo. palielinoties atoma izmēram, valences elektroni tiek atdoti vieglāk. IIA apakšgrupas elementu īpašības nosaka divu ns-elektronu izdalīšanas vieglums. Šajā gadījumā veidojas E 2+ joni. Pētot rentgenstaru difrakciju, atklājās, ka atsevišķos savienojumos IIA apakšgrupas elementi uzrāda monovalenci. Šādu savienojumu piemērs ir EG, ko iegūst, pievienojot E EG 2 kausējumam. Visi šīs sērijas elementi dabā nav sastopami brīvā stāvoklī to augstās aktivitātes dēļ.

Otrā daļa. Berilijs un magnijs.

Berilija vēsture

Berilija savienojumi dārgakmeņu veidā ir zināmi kopš seniem laikiem. Kopš seniem laikiem cilvēki ir meklējuši un attīstījuši zilo akvamarīnu, zaļo smaragdu, zaļgani dzelteno berilu un zeltainu krizoberilu atradnes. Bet tikai 18. gadsimta beigās ķīmiķiem radās aizdomas, ka berilā ir kāds jauns nezināms elements. 1798. gadā franču ķīmiķis Lūiss Nikolass Vokelins no berila izdalīja oksīdu "La terree du beril", kas atšķīrās no alumīnija oksīda. Šis oksīds piešķīra sāļiem saldu garšu, neveido alaunu, izšķīdināja amonija karbonāta šķīdumā un neizgulsnējās ar kālija oksalātu. Berilija metālu 1829. gadā pirmo reizi ieguva slavenais vācu zinātnieks Vellers un vienlaikus franču zinātnieks Busī, kurš ieguva metāla berilija pulveri, reducējot berilija hlorīdu ar kālija metālu. Rūpnieciskās ražošanas sākums datējams ar 30-40 gadiem. pagājušajā gadsimtā.

Magnija vēsture

Elements savu nosaukumu ieguvis no Magnēzijas apvidus Senajā Grieķijā.Dabiskie magniju saturošie materiāli magnezīts un dolomīts jau izsenis izmantoti celtniecībā.

Pirmie mēģinājumi izolēt magnēzija metālisko bāzi tīrā veidā tika veikti gadā XIX sākums V. slavenais angļu fiziķis un ķīmiķis Hamfrijs Deivijs (1778–1829) pēc tam, kad elektrolizēja kaustiskā potaša un kaustiskās sodas kausējumus un ieguva metāliskus Na un K. Viņš nolēma mēģināt līdzīgā veidā sadalīt sārmzemju metālu un magnēzija oksīdus. Savos sākotnējos eksperimentos Deivijs izlaida strāvu caur mitriem oksīdiem, pasargājot tos no saskares ar gaisu ar eļļas slāni; tomēr metāli tika sakausēti ar katodu, un tos nevarēja atdalīt.

Dāvijs izmēģināja daudzas dažādas metodes, taču tās visas dažādu iemeslu dēļ izrādījās maz veiksmīgas. Beidzot 1808. gadā viņam paveicās – viņš sajauca mitro magnēziju ar dzīvsudraba oksīdu, uzlika masu uz platīna plāksnes un izlaida caur to strāvu; amalgamu pārnesa uz stikla cauruli, karsēja, lai noņemtu dzīvsudrabu, un tika iegūts jauns metāls. Tādā pašā veidā Dāvijam izdevās iegūt bāriju, kalciju un stronciju. Magnija rūpnieciskā ražošana ar elektrolītisko metodi tika uzsākta Vācijā 19. gadsimta beigās. Teorētiskā un eksperimentāls darbs par magnija ražošanu ar elektrolītisko metodi mūsu valstī veica P.P. Fedotjevs; magnija oksīda reducēšanas procesu ar silīciju vakuumā pētīja P.F. Antipin.

Izplatīšanās

Berilijs ir viens no ne pārāk izplatītajiem elementiem: tā saturs zemes garozā ir 0,0004 masas. %. Berilijs dabā sastopams saistītā stāvoklī. Svarīgākie berilija minerāli: beril-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, hrizoberil-Be (AlO 2) 2 un fenakīts-Be 2 SiO 4. Galvenā berilija daļa tiek pulverizēta kā piemaisījumi vairāku citu elementu minerāliem, īpaši alumīnijam. Berilijs ir atrodams arī dziļajos jūru nogulumos un dažu pelnos akmeņogles. Dažas berila šķirnes, kas iekrāsotas ar dažādu krāsu piemaisījumiem, tiek klasificētas kā dārgakmeņi. Tie ir, piemēram, zaļie smaragdi, zilgani zaļie akvamarīni.

Magnijs ir viens no visbiežāk sastopamajiem elementiem zemes garozā. Magnija saturs ir 1,4%. Starp svarīgākajiem derīgajiem izrakteņiem jo īpaši ir oglekļa karbonātu ieži, kas veido milzīgus masīvus uz sauszemes un pat veselus. Kalnu grēdas – magnezīts MgCO 3 un dolomīts MgCO 3 -CaCO 3. Zem dažādu aluviālo iežu slāņiem kopā ar akmeņsāls atradnēm ir zināmas cita viegli šķīstoša magniju saturoša minerāla kolosālas atradnes - karnalīts MgCl 2 -KCl-6H 2 O. Turklāt daudzos minerālos magnijs ir cieši saistīts ar silīcija dioksīdu, veidojot, piemēram, olivīns[(Mg, Fe) 2 SiO 4] un retāk forsterīts(Mg 2 SiO 4). Citas magniju saturošas minerālvielas ir brucīts Mg(OH)2 , kizerīts MgSO4 , epsonīts MgSO4-7H2O , kainīts MgSO4-KCl-3H2O . Uz Zemes virsmas magnijs viegli veido ūdens silikātus (talku, azbestu u.c.), kā piemēru var minēt to serpentīns 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. No zināmajiem minerāliem aptuveni 13% satur magniju. Tomēr dabiskie magnija savienojumi ir plaši sastopami arī izšķīdinātā veidā. Papildus dažādiem minerāliem un iežiem 0,13% magnija MgCl 2 veidā pastāvīgi atrodami okeāna ūdeņos (tā rezerves šeit ir neizsmeļamas - apmēram 6-10 16 tonnas) un sālsezeros un avotos. Magnijs ir iekļauts arī hlorofilā daudzumā līdz 2% un šeit darbojas kā kompleksu veidotājs. Kopējais šī elementa saturs Zemes dzīvajā vielā tiek lēsts aptuveni 10 11 tonnu apmērā.

Kvīts

Galvenā (apmēram 70%) magnija iegūšanas metode ir izkausēta karnalīta vai MgCl 2 elektrolīze zem plūsmas slāņa, lai aizsargātu pret oksidēšanos. Termiskā metode magnija (apmēram 30%) iegūšanai ir sadedzināta magnezīta vai dolomīta atjaunošana. Berilija koncentrātus pārstrādā berilija oksīdā vai hidroksīdā, no kā iegūst fluorīdu vai hlorīdu. Pēc metāliskā berilija saņemšanas tiek veikta BeCl 2 (50 masas%) un NaCl kausējuma elektrolīze.Šāda maisījuma kušanas temperatūra ir 300 ° C pret 400 ° C tīram BeCl 2. Arī beriliju magniju vai aluminotermiski iegūst 1000–1200 0 C temperatūrā no Na 2: Na 2 + 2Mg \u003d Be + 2Na + MgF 2. Augsti tīru beriliju (galvenokārt kodolenerģijas rūpniecībai) iegūst, izmantojot zonu kausēšanu, vakuumdestilāciju un elektrolītisko attīrīšanu.

Īpatnības

Berilijs ir "tīrs" elements. Dabā magnijs sastopams trīs stabilu izotopu veidā: 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) un 26 Mg (11,29%). Mākslīgi tika iegūti izotopi ar masu 23, 27 un 28.

Berilija atomu skaits ir 4 un atomsvars 9,0122. Tas ir periodiskās sistēmas otrajā periodā un vada 2. grupas galveno apakšgrupu. Berilija atoma elektroniskā struktūra ir 1s 2 2s 2 . Ķīmiskās mijiedarbības laikā tiek ierosināts berilija atoms (kas prasa 63 kcal / g × atoma izdevumus) un viens no 2s elektroniem pāriet uz 2p orbitāli, kas nosaka berilija ķīmijas specifiku: tā maksimālā kovalence var būt 4 , veidojot 2 saites ar apmaiņas mehānismu, un 2 – donoram-akceptoram. Jonizācijas potenciāla līknē berilijs ieņem vienu no augstākajām vietām. Pēdējais atbilst tā mazajam rādiusam un raksturo beriliju kā elementu, kas īpaši nevēlas ziedot savus elektronus, kas galvenokārt nosaka elementa zemo ķīmiskās aktivitātes pakāpi. No elektronegativitātes viedokļa beriliju var uzskatīt par tipisku pārejas elementu starp elektropozitīviem metālu atomiem, kas viegli nodod savus elektronus, un tipiskiem kompleksu veidojošiem aģentiem, kuriem ir tendence veidoties. kovalentā saite. Berilijam ir diagonāla līdzība ar alumīniju vairāk nekā LicMg, un tas ir kanosimetrisks elements. Berilijs un tā savienojumi ir ļoti toksiski. MPC gaisā - 2 μg / m 3.

Periodiskajā elementu sistēmā magnijs atrodas II grupas galvenajā apakšgrupā; magnija sērijas numurs ir 12, atomsvars ir 24,312. Neierosināta atoma elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; Mg atoma ārējo elektronu apvalku struktūra (3s 2) atbilst tā nulles vērtībai. Ierosināšana uz divvērtīgām 3s 1 3p 1 prasa 62 kcal/g-atom izdevumus. Magnija jonizācijas potenciāls ir zemāks nekā berilijam, tāpēc magnija savienojumiem ir raksturīgs lielāks saišu joniskums. Magnijs ir arī mazāk komplekss nekā berilijs. Mijiedarbībai ar IIIB grupas elementiem ar nepabeigtiem d-čaumalām ir dažas īpatnības. Šajā grupā ietilpst Sc, Y, Ln un Th. Šie elementi veido virkni starpfāzu ar magniju un labi izšķīst tajā šķidrā stāvoklī. Šo elementu un magnija maisījumu stāvokļu diagrammām ir eitektisks raksturs. Šo elementu šķīdība magnijā cietā stāvoklī nav augsta (2–5% no svara). Ar sārmzemju un īpaši sārmu metāliem magnijs neveido nozīmīgu šķīdības reģionu cietā stāvoklī, kas ir saistīts ar lielu atomu rādiusu atšķirību. Izņēmums ir litijs, kura atomu rādiuss atšķiras no magnija atoma rādiusa par 2%. Magnija sistēmas ar varu, sudrabu un zeltu ir eitektiskā tipa. Sudraba šķīdība eitektiskajā temperatūrā ir -16 masas%.

Fizikālās īpašības

Berilijs - Sudrabbalts metāls. Diezgan ciets un trausls. Tam ir diamagnētiskas īpašības. Gaisā tas ir pārklāts ar plānu oksīda plēvi, kas piešķir metālam pelēku, matētu krāsu un aizsargā pret turpmāku koroziju. Berilija saspiežamība ir ļoti zema. Mazāk nekā visiem metāliem (17 reizes mazāk nekā Al) kavēšanās rentgenstari. Tas kristalizējas hcp struktūrā ar periodiem a=0,228 nm un c=0,358 nm, cn=6. 1254 o C temperatūrā sešstūra a-modifikācija pārvēršas par kubisko b. Berilijs veido eitektiskos sakausējumus ar Al un Si.

IIA grupa satur tikai metālus - Be (berilijs), Mg (magnijs), Ca (kalcijs), Sr (stroncijs), Ba (bārijs) un Ra (rādijs). Šīs grupas pirmā pārstāvja berilija ķīmiskās īpašības visspēcīgāk atšķiras no ķīmiskās īpašības citi šīs grupas elementi. Tā ķīmiskās īpašības daudzējādā ziņā ir pat vairāk līdzīgas alumīnijam nekā citiem IIA grupas metāliem (tā sauktā "diagonālā līdzība"). Magnijs ķīmisko īpašību ziņā arī ievērojami atšķiras no Ca, Sr, Ba un Ra, taču tiem joprojām ir daudz līdzīgākas ķīmiskās īpašības nekā berilijam. Kalcija, stroncija, bārija un rādija ķīmisko īpašību ievērojamās līdzības dēļ tie tiek apvienoti vienā saimē, t.s. sārmzeme metāli.

Visi IIA grupas elementi pieder s-elementi, t.i. satur visus to valences elektronus s- apakšlīmenis. Tādējādi visu ārējā elektronu slāņa elektroniskā konfigurācija ķīmiskie elementišai grupai ir forma ns 2 , Kur n– perioda numurs, kurā elements atrodas.

Īpatnību dēļ elektroniskā struktūra IIA grupas metāli, šiem elementiem papildus nullei var būt tikai viens oksidācijas stāvoklis, kas vienāds ar +2. Vienkāršas vielas, ko veido IIA grupas elementi, piedaloties jebkurai ķīmiskās reakcijas var tikai oksidēties, t.i. ziedot elektronus:

Es 0 - 2e - → Es +2

Kalcijs, stroncijs, bārijs un rādijs ir ārkārtīgi reaģējoši. To veidotās vienkāršās vielas ir ļoti spēcīgi reducētāji. Magnijs ir arī spēcīgs reducētājs. Metālu reducējošā aktivitāte atbilst D.I. periodiskā likuma vispārīgajiem likumiem. Mendeļejevs un palielinās apakšgrupā.

Mijiedarbība ar vienkāršām vielām

ar skābekli

Bez karsēšanas berilijs un magnijs nereaģē ne ar atmosfēras skābekli, ne ar tīru skābekli, jo tie ir pārklāti ar plānām aizsargplēvēm, kas sastāv attiecīgi no BeO un MgO oksīdiem. To uzglabāšanai nav nepieciešamas nekādas īpašas aizsardzības metodes no gaisa un mitruma, atšķirībā no sārmzemju metāliem, kas tiek glabāti zem tiem inerta šķidruma, visbiežāk petrolejas, slāņa.

Be, Mg, Ca, Sr, sadedzinot skābeklī, veido oksīdus ar sastāvu MeO un Ba - bārija oksīda (BaO) un bārija peroksīda (BaO 2) maisījumu:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ba + O 2 \u003d 2BaO

Ba + O 2 \u003d BaO 2

Jāņem vērā, ka sārmzemju metālu un magnija sadegšanas laikā gaisā līdzās norit arī šo metālu reakcija ar atmosfēras slāpekli, kā rezultātā papildus metālu savienojumiem ar skābekli nitrīdi ar vispārīgo. veidojas arī formula Me 3 N 2.

ar halogēniem

Berilijs reaģē ar halogēniem tikai augstā temperatūrā, savukārt pārējie IIA grupas metāli jau istabas temperatūrā:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - magnija jodīds

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - kalcija bromīds

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - bārija hlorīds

ar IV–VI grupas nemetāliem

Visi IIA grupas metāli karsējot reaģē ar visiem IV-VI grupas nemetāliem, bet atkarībā no metāla stāvokļa grupā, kā arī nemetālu aktivitātes nepieciešama cita karsēšanas pakāpe. Tā kā berilijs ir ķīmiski inertākais starp visiem IIA grupas metāliem, tā reakcijai ar nemetāliem ir nepieciešams ievērojami vairāk O paaugstināta temperatūra.

Jāņem vērā, ka metālu reakcijā ar oglekli var veidoties dažāda rakstura karbīdi. Ir karbīdi, kas saistīti ar metanīdiem un parasti tiek uzskatīti par metāna atvasinājumiem, kuros visi ūdeņraža atomi ir aizstāti ar metālu. Tie, tāpat kā metāns, satur oglekli -4 oksidācijas stāvoklī, un to hidrolīzes vai mijiedarbības laikā ar neoksidējošām skābēm metāns ir viens no produktiem. Ir arī cita veida karbīdi – acetilenīdi, kas satur C 2 2- jonu, kas patiesībā ir acetilēna molekulas fragments. Acetilenīda tipa karbīdi pēc hidrolīzes vai mijiedarbības ar neoksidējošām skābēm veido acetilēnu kā vienu no reakcijas produktiem. Kāda veida karbīds - metanīds vai acetilenīds - tiks iegūts, mijiedarbojoties vienam vai otram metālam ar oglekli, ir atkarīgs no metāla katjona lieluma. Metanīdus parasti veido ar metāla joniem ar mazu rādiusu, ar jonu vairāk liela izmēra- acetilēni. Otrās grupas metālu gadījumā metanīdu iegūst, berilijam mijiedarbojoties ar oglekli:

Atlikušie II A grupas metāli ar oglekli veido acetilenīdus:

Ar silīciju IIA grupas metāli veido silicīdus - Me 2 Si tipa savienojumus, ar slāpekli - nitrīdus (Me 3 N 2), fosforu - fosfīdus (Me 3 P 2):

ar ūdeņradi

Visi sārmzemju metāli reaģē, karsējot ar ūdeņradi. Lai magnijs reaģētu ar ūdeņradi, nepietiek tikai ar karsēšanu, tāpat kā sārmzemju metālu gadījumā, papildus augstajai temperatūrai ir nepieciešams arī paaugstināts ūdeņraža spiediens. Berilijs nekādos apstākļos nereaģē ar ūdeņradi.

Mijiedarbība ar sarežģītām vielām

ar ūdeni

Visi sārmzemju metāli aktīvi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus (šķīstošos metālu hidroksīdus) un ūdeņradi. Magnijs reaģē ar ūdeni tikai vārīšanās laikā, jo, karsējot, MgO aizsargājošā oksīda plēve izšķīst ūdenī. Berilija gadījumā aizsargājošā oksīda plēve ir ļoti izturīga: ūdens ar to nereaģē ne vārot, ne pat sarkanā karstuma temperatūrā:

ar neoksidējošām skābēm

Visi II grupas galvenās apakšgrupas metāli reaģē ar neoksidējošām skābēm, jo ​​tie atrodas aktivitāšu rindā pa kreisi no ūdeņraža. Šajā gadījumā veidojas atbilstošās skābes un ūdeņraža sāls. Reakciju piemēri:

Be + H 2 SO 4 (razb.) \u003d BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

ar oksidējošām skābēm

− atšķaidītu slāpekļskābi

Ar atšķaidītu slāpekļskābe reaģē visi IIA grupas metāli. Šajā gadījumā reducēšanās produkti ūdeņraža vietā (kā neoksidējošu skābju gadījumā) ir slāpekļa oksīdi, galvenokārt slāpekļa oksīds (I) (N 2 O), un ļoti atšķaidītas slāpekļskābes gadījumā amonija nitrāts ( NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO3 ( razb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO3 (ļoti dezagregēts)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− koncentrēta slāpekļskābe

Koncentrēta slāpekļskābe parastā (vai zemā) temperatūrā pasivē beriliju, t.i. ar to nereaģē. Vārot, reakcija ir iespējama un notiek galvenokārt saskaņā ar vienādojumu:

Magnijs un sārmzemju metāli reaģē ar koncentrētu slāpekļskābi, veidojot plašu dažādu slāpekļa reducēšanas produktu klāstu.

− koncentrēta sērskābe

Beriliju pasivē ar koncentrētu sērskābi, t.i. nereaģē ar viņu normāli apstākļi tomēr reakcija notiek vārot un izraisa berilija sulfāta, sēra dioksīda un ūdens veidošanos:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Bāriju pasivizē arī koncentrēta sērskābe, jo veidojas nešķīstošs bārija sulfāts, bet karsējot reaģē ar to, bārija sulfāts, karsējot koncentrētā sērskābē, izšķīst, jo tas pārvēršas par bārija hidrogēnsulfātu.

Atlikušie IIA galvenās grupas metāli reaģē ar koncentrētu sērskābi jebkuros apstākļos, arī aukstumā. Sēra reducēšanās var notikt līdz SO 2, H 2 S un S atkarībā no metāla aktivitātes, reakcijas temperatūras un skābes koncentrācijas:

Mg + H2SO4 ( konc .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H2SO4 ( konc .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H2SO4 ( konc .) \u003d 4CaSO4 + H2S + 4H2O

ar sārmiem

Magnijs un sārmzemju metāli nesadarbojas ar sārmiem, un berilijs saplūšanas laikā viegli reaģē gan ar sārmu šķīdumiem, gan ar bezūdens sārmiem. Turklāt, veicot reakciju ūdens šķīdumā, reakcijā piedalās arī ūdens, un produkti ir sārmu vai sārmzemju metālu un gāzveida ūdeņraža tetrahidroksoberilāti:

Be + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - kālija tetrahidroksoberilāts

Veicot reakciju ar cieto sārmu saplūšanas laikā, veidojas sārmu vai sārmzemju metālu un ūdeņraža berilāti.

Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - kālija berilāts

ar oksīdiem

sārmzemju metāli, kā arī magnijs karsējot var samazināt mazāk aktīvos metālus un dažus nemetālus no to oksīdiem, piemēram:

Metodi, kā atjaunot metālus no to oksīdiem ar magniju, sauc par magnijatermiju.

sārmzemju metāli un sārmzemju metālu ķīmija
sārmzemju metāli- 2. grupas ķīmiskie elementi periodiskā tabula elementi: kalcijs, stroncijs, bārijs un rādijs.

• 1 Fizikālās īpašības
• 2 Ķīmiskās īpašības
  • 2.1 Vienkāršas vielas
  • 2.2 Oksīdi
  • 2.3. Hidroksīdi
• 3 Atrodoties dabā
• 4 Bioloģiskā loma
• 5 Piezīmes

Fizikālās īpašības

Pie sārmzemju metāliem pieder tikai kalcijs, stroncijs, bārijs un rādijs, retāk magnijs. Šīs apakšgrupas pirmais elements, berilijs, lielākajā daļā īpašību ir daudz tuvāks alumīnijam nekā tās grupas augstākajiem analogiem, kurai tas pieder. Otrs šīs grupas elements, magnijs, dažos aspektos ievērojami atšķiras no sārmzemju metāliem vairāku ķīmisko īpašību dēļ. Visi sārmzemju metāli istabas temperatūrā ir pelēkas cietas vielas. Atšķirībā no sārmu metāli, tie ir daudz cietāki, un tos pārsvarā negriež ar nazi (izņēmums ir stroncijs. Sārmzemju metālu blīvuma palielināšanās novērojama tikai sākot ar kalciju. Smagākais ir rādijs, pēc blīvuma salīdzināms ar germāniju (ρ = 5,5 g/cm3).

Dažas kodolenerģijas un fizikālās īpašības sārmzemju metāli

Atomiskā numuru	Vārds, simbols	Dabisko izotopu skaits	Atomu masa	Jonizācijas enerģija, kJ mol−1	Elektronu afinitāte, kJ mol−1	EO	Metāls. rādiuss, nm	Jonu rādiuss, nm	tpl, °C	uzvāra, °C	ρ, g/cm³	ΔHpl, kJ mol−1	ΔH vārīties, kJ mol−1
4	Berilijs Be	1+11a	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,034	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Magnijs Mg	3+19a	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,066	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Kalcijs Ca	5+19a	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Stroncijs Sr	4+35a	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,112	769	1384	2,54	9,2	144
56	Bārijs Ba	7+43a	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,134	729	1637	3,5	7,66	142
88	Radijs Ra	46a	226,0254	509,3	-	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113

a Radioaktīvie izotopi

Ķīmiskās īpašības

Sārmzemju metāliem ir ārējā enerģijas līmeņa ns² elektroniskā konfigurācija, un tie kopā ar sārmu metāliem ir s elementi. Sārmzemju metāli, kam ir divi valences elektroni, tos viegli nodod, un visos savienojumos tiem ir +2 (ļoti reti +1) oksidācijas pakāpe.

Sārmzemju metālu ķīmiskā aktivitāte palielinās, palielinoties sērijas numuram. Berilijs kompaktā formā nereaģē ne ar skābekli, ne halogēniem pat sarkanā karstuma temperatūrā (līdz 600 ° C, ir nepieciešama vēl augstāka temperatūra, lai reaģētu ar skābekli un citiem halkogēniem, fluors ir izņēmums). Magnijs tiek aizsargāts ar oksīda plēvi istabas temperatūrā un augstākā (līdz 650 °C) temperatūrā un tālāk neoksidējas. Kalcijs oksidējas lēni un istabas temperatūrā dziļumā (ūdens tvaiku klātbūtnē) un izdeg, nedaudz karsējot skābeklī, bet ir stabils sausā gaisā istabas temperatūrā. Stroncijs, bārijs un rādijs ātri oksidējas gaisā, veidojot oksīdu un nitrīdu maisījumu, tāpēc tie, tāpat kā sārmu metāli un kalcijs, tiek uzglabāti zem petrolejas slāņa.

Tāpat, atšķirībā no sārmu metāliem, sārmzemju metāli neveido superoksīdus un ozonīdus.

Sārmzemju metālu oksīdu un hidroksīdu pamatīpašības mēdz palielināties, palielinoties sērijas numuram.

Vienkāršas vielas

Berilijs reaģē ar vājiem un stipriem skābes šķīdumiem, veidojot sāļus:

tomēr to pasivē ar auksti koncentrētu slāpekļskābi.

Berilija reakcija ar ūdens šķīdumi sārmu pavada ūdeņraža izdalīšanās un hidroksoberilātu veidošanās:

Veicot reakciju ar sārmu kausējumu 400-500 ° C temperatūrā, veidojas dioksoberilāti:

Magnijs, kalcijs, stroncijs, bārijs un rādijs reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus (izņemot magniju, kas reaģē ar ūdeni tikai tad, kad ūdenim pievieno karstu magnija pulveri):

Turklāt kalcijs, stroncijs, bārijs un rādijs reaģē ar ūdeņradi, slāpekli, boru, oglekli un citiem nemetāliem, veidojot atbilstošus bināros savienojumus:

oksīdi

Berilija oksīds - amfoteriskais oksīds, šķīst koncentrētās minerālskābēs un sārmos, veidojot sāļus:

bet ar mazāku stipras skābes un bāzes reakcija vairs nenotiek.

Magnija oksīds nereaģē ar atšķaidītām un koncentrētām bāzēm, bet viegli reaģē ar skābēm un ūdeni:

Kalcija, stroncija, bārija un rādija oksīdi ir bāzes oksīdi, kas reaģē ar ūdeni, spēcīgiem un vājiem skābju šķīdumiem un amfotēriem oksīdiem un hidroksīdiem:

Hidroksīdi

Berilija hidroksīds ir amfotērisks, reakcijās ar stiprām bāzēm veido berilātus, ar skābēm - skābju berilija sāļus:

Magnija, kalcija, stroncija, bārija un rādija hidroksīdi ir bāzes, stiprība palielinās no vājas līdz ļoti spēcīgai, kas ir spēcīgākā kodīga viela, kas pārsniedz kālija hidroksīdu. Tie labi šķīst ūdenī (izņemot magnija un kalcija hidroksīdus). Tos raksturo reakcijas ar skābēm un skābju oksīdiem, kā arī ar amfoteriskajiem oksīdiem un hidroksīdiem:

Atrodoties dabā

Ir visi sārmzemju metāli (in dažādi daudzumi) dabā. To augstās ķīmiskās aktivitātes dēļ tie visi nav atrodami brīvā stāvoklī. Visizplatītākais sārmzemju metāls ir kalcijs, kura daudzums ir 3,38% (pēc svara zemes garoza). Magnijs ir nedaudz zemāks par to, kura daudzums ir 2,35% (no zemes garozas masas). Dabā bieži sastopams arī bārijs un stroncijs, kas attiecīgi ir 0,05 un 0,034% no zemes garozas masas. Berilijs ir rets elements, kura daudzums ir 6·10–4% no zemes garozas masas. Kas attiecas uz rādiju, kas ir radioaktīvs, tas ir visretākais no visiem sārmzemju metāliem, taču nelielos daudzumos tas vienmēr ir atrodams urāna rūdās. jo īpaši to var atdalīt no turienes ar ķīmiskiem līdzekļiem. Tās saturs ir 1·10–10% (no zemes garozas masas).

Bioloģiskā loma

Magnijs ir atrodams dzīvnieku un augu audos (hlorofils), ir kofaktors daudzās fermentatīvās reakcijās, ir nepieciešams ATP sintēzei, ir iesaistīts pārnesē. nervu impulsi, tiek aktīvi izmantots medicīnā (biskofitoterapija utt.). Kalcijs ir izplatīts makroelements augos, dzīvniekos un cilvēkos. cilvēka un citu mugurkaulnieku organismā lielākā daļa ir skeletā un zobos. Kalcijs ir atrodams kaulos hidroksilapatīta formā. No dažādas formas kalcija karbonāts (kaļķis) sastāv no vairuma bezmugurkaulnieku grupu "skeletiem" (sūkļi, koraļļu polipi, mīkstmieši utt.). Kalcija joni ir iesaistīti asins koagulācijas procesos, kā arī kalpo kā viens no universālajiem otrajiem vēstnešiem šūnu iekšienē un regulē dažādus intracelulāros procesus - muskuļu kontrakciju, eksocitozi, tostarp hormonu un neirotransmiteru sekrēciju. Stroncijs var aizstāt kalciju dabiskajos audos, jo tam ir līdzīgas īpašības. Cilvēka organismā stroncija masa ir aptuveni 1% no kalcija masas.

Šobrīd nekas nav zināms par berilija, bārija un rādija bioloģisko lomu. Visi bārija un berilija savienojumi ir indīgi. Rādijs ir ārkārtīgi radiotoksisks. Organismā tas uzvedas kā kalcijs – apmēram 80% no rādija, kas nonāk organismā, uzkrājas kaulaudos. Liela rādija koncentrācija izraisa osteoporozi, spontānus kaulu lūzumus un ļaundabīgus kaulu un hematopoētisko audu audzējus. Bīstams ir arī radons, gāzveida radioaktīvais rādija sabrukšanas produkts.

Piezīmes

1. Saskaņā ar jauno IUPAC klasifikāciju. Pēc novecojušās klasifikācijas tie pieder periodiskās tabulas II grupas galvenajai apakšgrupai.
2. Neorganiskās ķīmijas nomenklatūra. IUPAC Rekomendācijas 2005. - Starptautiskā tīrās un lietišķās ķīmijas savienība, 2005. - 51. lpp.
3. 2. grupa – sārmzemju metāli, Karaliskā ķīmijas biedrība.
4. Zelta fonds. Skolas enciklopēdija. Ķīmija. M.: Bustards, 2003.

D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	H																															Viņš
2	Li	Esi																									B	C	N	O	F	Ne
3	Na	mg																									Al	Si	P	S	Cl	Ar
4	K	Ca															sc	Ti	V	Kr	Mn	Fe	co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	Kā	Se	Br	kr
5	Rb	Sr															Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	CD	In	sn	Sb	Te	es	Xe
6	Cs	Ba	La	Ce	Pr	Nd	pm	sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	hg	Tl	Pb	Bi	Po	Plkst	Rn
7	Fr	Ra	AC	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	cm	bk	sk	Es	fm	md	Nē	lr	RF	Db	Sg	bh	hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Uut	fl	Uz augšu	Lv	Uus	Uuo
8	Uue	Ubn	Ubu	Ubb	ubt	Ubq	Ubp	Ubh

sārmzemju metāli, sārmzemju metāli un sārmzemju metālu ķīmija, sārmzemju metāli

Kalcija apakšgrupas elementus sauc par sārmzemju metāliem. Šī nosaukuma izcelsme ir saistīta ar faktu, ka to oksīdi (alķīmiķu "zeme") rada sārmainu reakciju uz ūdeni. Sārmzemju metāli bieži tiek minēti tikaikalcijs , stroncijs, bārija rādijs , retāk magnijs . Šīs apakšgrupas pirmais elements, berilija , lielākajā daļā īpašumu, kas ir daudz tuvāk alumīnijam.

Izplatība:

Kalcijs veido 1,5% kopējais skaits Zemes garozas atomi, savukārt rādija saturs tajā ir ļoti mazs (8-10-12%). Starpelementi - stroncijs (0,008) un bārijs (0,005%) - ir tuvāk kalcijam. Bārijs tika atklāts 1774. gadā, stroncijs - 1792. gadā. Elementāri Ca, Sr un Ba pirmo reizi iegūti 1808. gadā. Dabiskais kalcijs th sastāv no izotopiem ar masas skaitļiem 40 (96,97%), 42 (0,64), 43 (0,14), 44 (2,06), 46 (0,003), 48 (0,19); stroncijs - 84 (0,56%), 86 (9,86), 87 (7,02), 88 (82,56); bārijs -130 (0,10%), 132 (0,10), 134 (2,42), 135 (6,59), 136 (7,81), 137 (11,32), 138 (71,66) . No izotopiem rādijs galvenā nozīme ir dabā sastopamajam 226 Ra (atoma vidējais dzīves ilgums ir 2340 gadi).

Kalcija savienojumi (kaļķakmens, ģipsis) ir zināmi un izmantoti praksē kopš seniem laikiem. Papildus dažādiem silikātu iežiem Ca, Sr un Ba galvenokārt atrodami to slikti šķīstošo oglekļa un sulfātu sāļu veidā, kas ir minerāli:

CaCO 3 - kalcīts CaSO 4 - lv hidrīts

SrC0 3 - stroncianīts SrS0 4 - celestīna

BaCO 3 - novīst BaSO 4 - smaga špaga

CaMg (CO 3) 2 - dolomīts MgCO 3 - magnezīts

Kalcija karbonāts kaļķakmens un krīta formā dažkārt veido veselas kalnu grēdas. Daudz retāk sastopama CaCO 3 kristalizētā forma - marmors. Kalcija sulfātam raksturīgākais atradums ir minerālā ģipša (CaSO 4 2H 2 0) veidā, kura nogulsnēm bieži ir milzīgs spēks. Papildus iepriekš uzskaitītajiem kalcija minerāliem fluorīts -CaF 2 ir svarīgs minerāls, ko izmanto fluorūdeņražskābes iegūšanai saskaņā ar vienādojumu:

CaF 2 +H 2 SO 4 (konc.) →CaSO 4 +HF

Stroncijam un bārijam sulfātu minerāli ir biežāk sastopami nekā oglekļa minerāli. Rādija primārās atradnes ir saistītas ar urāna rūdām (turklāt uz 1000 kg urāna rūda satur tikai 0,3 g rādija).

Kvīts:

Brīvo sārmzemju metālu aluminotermiskā ražošana tiek veikta aptuveni 1200 ° C temperatūrā saskaņā ar shēmu:

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

karsējot to oksīdus ar metālisku alumīniju augstā vakuumā. Šajā gadījumā sārmzemju metāls tiek destilēts un nogulsnēts uz augu aukstākajām daļām. Lielā apjomā (apmēram tūkstošiem tonnu gadā) tiek ražots tikai kalcijs, kam izmanto arī izkausētā CaCl 2 elektrolīzi. Aluminotermijas procesu sarežģī fakts, ka tā laikā notiek daļēja saplūšana ar Al 2 O 3. Piemēram, kalcija gadījumā reakcija norit pēc vienādojuma:

3CaO + Al 2 O 3 → Ca 3 (AlO 3) 2

Var būt arī iegūtā sārmzemju metāla daļēja saplūšana ar alumīniju.

elektrolizators metāliskā kalcija ražošanai ir krāsns ar iekšējo grafīta oderi, ko no apakšas atdzesē ar tekošu ūdeni. Bezūdens CaCl 2 tiek ievietots krāsnī, un dzelzs katods un grafīta anodi kalpo kā elektrodi. Process tiek veikts ar spriegumu 20-30V, strāvas stiprumu līdz 10 tūkstošiem ampēru, zemu temperatūru (apmēram 800 ° C). Pēdējā apstākļa dēļ krāsns grafīta oderējums visu laiku paliek pārklāts ar cietas sāls aizsargkārtu. Tā kā kalcijs labi nogulsnējas tikai pie pietiekami liela strāvas blīvuma pie katoda (apmēram 100 A / cm 3), tas elektrolīzes gaitā pakāpeniski tiek pacelts uz augšu, tā ka tikai tā gals paliek iegremdēts kausējumā. Tādējādi faktiski katods ir pats metāliskais kalcijs (kuru no gaisa izolē sasaldēta sāls garoza) Parasti to attīra, destilējot vakuumā vai argona atmosfērā.

Fizikālās īpašības:

Kalcijs un tā analogi ir kaļami, sudrabaini balti metāli. No tiem pats kalcijs ir diezgan ciets, stroncijs un īpaši bārijs ir daudz mīkstāks. Dažas sārmzemju metālu konstantes ir salīdzinātas zemāk:

Blīvums, g/cm3
Kušanas temperatūra, °С
Vārīšanās temperatūra, °С

Sārmzemju metālu gaistošie savienojumi iekrāso liesmu raksturīgās krāsās: Ca - oranžsarkans (ķieģeļu), Sr un Ra - karmīnsarkans, Ba - dzeltenīgi zaļš. To lieto, kad ķīmiskās analīzes lai atvērtu attiecīgos vienumus.

Ķīmiskās īpašības :

Gaisā kalcijs un tā analogi tiek pārklāti ar plēvi kopā ar parastajiem oksīdiem (EO), kas daļēji satur arī peroksīdus (E0 2) un nitrīdus (E 3 N 2). Virknē spriegumu sārmzemju metāli atrodas pa kreisi no magnija un tāpēc viegli izspiež ūdeņradi ne tikai no atšķaidītām skābēm, bet arī no ūdens. Pārejot no Ca uz Ra, mijiedarbības enerģija palielinās. To savienojumos aplūkotie elementi ir divvērtīgi. Sārmzemju metāli ļoti spēcīgi savienojas ar metaloīdiem un ar ievērojamu siltuma izdalīšanos.

Parasti, kad sārmzemju metāli mijiedarbojas ar skābekli, tiek norādīta oksīda veidošanās:

2E + O 2 → 2EO

Ir svarīgi zināt vairāku savienojumu triviālos nosaukumus:

balinātājs, hlors (balinātājs) - CaCl 2 ∙ Ca (ClO) 2

dzēsts (pūkas) - Ca (OH) 2

kaļķi - Ca (OH) 2, smilšu un ūdens maisījums

kaļķu piens - Ca(OH) 2 suspensija kaļķa ūdenī

soda - cieta NaOH un Ca (OH) 2 vai CaO maisījums

dzēstie kaļķi (vārīšanās) - CaO

Mijiedarbība ar ūdeni, piemēram, kalcijs un tā oksīds:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2 +16 kcal ("dzēsošie" kaļķi)

Mijiedarbojoties ar skābēm, sārmzemju metālu oksīdi un hidroksīdi viegli veido atbilstošos sāļus, parasti bezkrāsainus.

Tas ir interesanti:

Ja, dzēšot kaļķus, ūdeni aizstāj ar NaOH šķīdumu, tad iegūst tā saukto nātrija kaļķi. Praksē, kad to ražo, koncentrētam nātrija hidroksīda šķīdumam (svara attiecībā 2:1 pret NaOH) pievieno sasmalcinātu CaO. Pēc iegūtās masas maisīšanas to dzelzs traukos iztvaicē līdz sausumam, nedaudz aizdedzina un pēc tam sasmalcina. Soda kaļķis ir ciešs maisījums Ca(OH)2 ar NaOH un plaši izmanto laboratorijās oglekļa dioksīda absorbēšanai.

Līdzās parastajiem oksīdiem kalcija apakšgrupas elementiem ir zināmi E0 2 tipa baltie peroksīdi. No tiem praktiska nozīme ir bārija peroksīdam (Ba0 2), ko jo īpaši izmanto kā izejvielu ūdeņraža peroksīda ražošanā:

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

Tehniski Ba0 2 iegūst, uzkarsējot BaO gaisa plūsmā līdz 500 °C. Šajā gadījumā skābeklis tiek pievienots atbilstoši reakcijai

2ВаО + O 2 = 2BaO 2 + 34 kcal

Gluži pretēji, tālāka karsēšana noved pie Ba02 sadalīšanās bārija oksīdā un skābeklī. Tāpēc metāliskā bārija sadegšanu pavada tikai tā oksīda veidošanās.

Mijiedarbība ar ūdeņradi, veidojot hidrīdus:

EN 2 hidrīdi nešķīst (bez sadalīšanās) nevienā no parastajiem šķīdinātājiem. Ar ūdeni (pat tā pēdām) viņi enerģiski reaģē saskaņā ar shēmu:

EH 2 + 2H 2 O \u003d E (OH) 2 + 2H 2

Šī reakcija var kalpot kā ērta metode ūdeņraža iegūšanai, jo tās īstenošanai papildus CaH 2 (no kura 1 kg dod aptuveni 1 m 3 H 2) nepieciešams tikai ūdens. To pavada tik ievērojama siltuma izdalīšanās, ka CaH 2, kas samitrināts ar nelielu ūdens daudzumu, gaisā spontāni aizdegas. EN 2 hidrīdu mijiedarbība ar atšķaidītām skābēm notiek vēl enerģiskāk. Gluži pretēji, viņi mierīgāk reaģē ar spirtiem nekā ar ūdeni:

CaH2 + 2HCl → CaCl2 + 2H 2

CaH2 +2ROH→2RH+Ca(OH) 2

3CaH2 + N2 → Ca3N2 + ЗH2

CaH 2 + O 2 → CaO + H 2 O

Kalcija hidrīdu izmanto kā efektīvu šķidrumu un gāzu žāvēšanas līdzekli. To veiksmīgi izmanto arī ūdens satura kvantitatīvai noteikšanai organiskos šķidrumos, kristāliskajos hidrātos utt.

Es varu tieši mijiedarboties ar nemetāliem:

Ca+Cl2 → CaCl2

mijiedarbība ar slāpekli. E 3 N 2 balti ugunsizturīgi korpusi. Ļoti lēni veidojas jau normālos apstākļos:

3E+N 2 →E 3 N 2

Ūdens sadalās saskaņā ar shēmu:

E 3 N 2 + 6H 2 O → 3Ca (OH) 2 + 2NH 3

4E 3 N 2 → N 2 +3E 4 N 2) (Ba un Sr subnitrīdiem)

E4N2 + 8H2O → 4E (OH)2 + 2NH3 + H2

Ba 3 N 2 + 2 N 2 → 3 Ba N 2 (bārija pernitrīds)

Mijiedarbojoties ar atšķaidītām skābēm, šie pernitrīdi kopā ar divām amonjaka molekulām atdala arī brīvā slāpekļa molekulu:

E4N2 + 8HCl → 4ESl2 + 2NH3 + H2

E 3 N 2 + ZSO \u003d 3EO + N 2 + ZS

Pretējā gadījumā reakcija notiek bārija gadījumā:

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

Tas ir interesanti :

E + NH 3 (šķidrums) → (E (NH 2) 2 + H 2 + ENH + H 2)

4E (NH 2) 2 → EN 2 + 2H 2

Interesanti, kaE (NH 3) 6 - amonāti veidojas elementu mijiedarbības laikā ar gāzveida amonjaku un spēj sadalīties saskaņā ar shēmu:

E (NH 3) 6 → E (NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2

Papildu apkure:

E (NH 2) 2 → ENH + NH 3

3ENH → NH3 + E3N2

Bet metāla mijiedarbība ar amonjaku augstā temperatūrā notiek saskaņā ar shēmu:

6E+2NH 3 →EH 2 +E 3N 2

Nitrīdi spēj pievienot halogenīdus:

E 3 N 2 + EHal 2 → 2E 2 NHal

Sārmzemju metālu oksīdiem un hidroksīdiem, izņemot beriliju, piemīt galvenās īpašības:

CaO+2 HCl→SaSl 2 +H2O

Ca(OH)2 +2HCl →CaSl 2 + 2 H 2 O

Be + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2

BeO+2HCl→BeARl 2 + H 2 O

BeO+2NaOH→Na2BeO2+H2O

· Kvalitatīvas reakcijas uz ACH katjoniem.Lielākajā daļā publikāciju ir norādītas tikai kvalitatīvas reakcijas uz Ca 2+ un Ba 2+. Apskatīsim tās uzreiz jonu formā:

Ca 2+ +CO 3 2- → CaCO 3 ↓ (baltas nogulsnes)

Ca 2+ +SO 4 2- → CaSO 4 ↓ (baltas pārslveida nogulsnes)

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 ↓ (baltas nogulsnes)

Ca 2+ - liesmas iekrāsošana ķieģeļu krāsā

Ba 2+ +CO 3 2- →BaCO 3 ↓ (baltas nogulsnes)

Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓ (baltas nogulsnes)

Ba 2+ +CrO 4 2- →BaCrO 4 ↓ (dzeltenas nogulsnes, līdzīgas stroncijam)

Ba 2+ + Cr 2 O 7 2- + H 2 O → 2BaCrO 4 + 2H + (dzeltenas nogulsnes, līdzīgas stroncijam)

Ba 2+ - liesmas iekrāsošana zaļā krāsā.

Pielietojums:

Rūpniecisko pielietojumu var izmantot gandrīz tikai aplūkojamo elementu savienojumi, raksturīgās īpašības kas nosaka to izmantošanas jomas. Izņēmums ir rādija sāļi, kuru praktiskā nozīme ir saistīta ar tiem kopīpašums- radioaktivitāte. Praktiskā pielietojumā (galvenokārt metalurģijā) atrod gandrīz tikai kalciju.Kalcija nitrātu plaši izmanto kā slāpekli saturošu minerālmēslu. Stroncija un bārija nitrātus pirotehnikā izmanto tādu kompozīciju izgatavošanai, kuras deg ar sarkanu (Sr) vai zaļu (Ba) liesmu.Atsevišķu dabisko CaCO 3 šķirņu pielietojums ir atšķirīgs. Kaļķakmens tiek tieši izmantots būvdarbos, kā arī kalpo kā izejviela svarīgāko būvmateriālu - kaļķa un cementa - ražošanai. Krītu izmanto kā minerālkrāsu, kā bāzi pulēšanas maisījumiem u.c.. Marmors ir lielisks materiāls skulptūru veidošanai, elektrisko sadales paneļu izgatavošanai u.c. Praktiska lietošana atradumi galvenokārt dabīgais CaF 2, ko plaši izmanto keramikas rūpniecībā, kalpo par izejmateriālu HF ražošanai.

Bezūdens CaCl 2 tā higroskopiskuma dēļ bieži tiek izmantots kā žāvēšanas līdzeklis. Kalcija hlorīda šķīdumu (perorālo un intravenozo) pielietojums medicīnā ir ļoti dažāds. Bārija hlorīdu izmanto kaitēkļu apkarošanai Lauksaimniecība un kā svarīgs reaģents (SO 4 2- jonam) ķīmiskajās laboratorijās.

Tas ir interesanti:

Ja 1 masa ieskaitot piesātinātu Ca (CH 3 COO) 2 šķīdumu, ātri ielej traukā, kurā ir 17 masas. stundas etilspirta, tad viss šķidrums uzreiz sacietē. Šādi iegūtais “sausais spirts” pēc aizdedzināšanas lēnām izdeg ar nesmēķējošu liesmu. Šāda degviela ir īpaši ērta tūristiem.

Ūdens cietība.

Kalcija un magnija sāļu saturs dabiskajā ūdenī bieži tiek novērtēts, runājot par vienu vai otru tā “cietību”. Tajā pašā laikā izšķir karbonātu (“pagaidu”) un nekarbonātu (“pastāvīgo”) cietību. Pirmais ir saistīts ar Ca(HC0 3) 2, retāk Mg(HC0 3) 2 klātbūtni. To sauc par pagaidu, jo to var noņemt, vienkārši uzvārot ūdeni: šajā gadījumā bikarbonāti tiek iznīcināti, un to sabrukšanas nešķīstošie produkti (Ca un Mg karbonāti) nogulsnējas uz trauka sienām katlakmens veidā:

Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

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

Pastāvīgā ūdens cietība ir saistīta ar tajā esošo kalcija un magnija sāļu klātbūtni, kas vārot neizgulsnējas. Visizplatītākie ir sulfāti un hlorīdi. No tiem īpaši svarīgs ir slikti šķīstošais CaS0 4, kas nogulsnējas ļoti blīvu zvīņu veidā.

Kad tvaika katls darbojas uz cieta ūdens, tā apsildāmo virsmu klāj katlakmens. Tā kā pēdējais slikti vada siltumu, pirmām kārtām paša katla darbība kļūst neekonomiska: jau 1 mm biezs katlakmens slānis palielina degvielas patēriņu par aptuveni 5%. No otras puses, katla sienas, kas izolētas no ūdens ar katlakmens slāni, var uzkarst līdz ļoti augstām temperatūrām. Šajā gadījumā dzelzs pakāpeniski oksidējas un sienas zaudē spēku, kas var izraisīt katla eksploziju. Tā kā tvaika enerģijas iekārtas pastāv daudzos rūpniecības uzņēmumos, ūdens cietības jautājums ir ļoti praktiski svarīgs.

Tā kā ūdens attīrīšana no izšķīdušajiem sāļiem ar destilāciju ir pārāk dārga, vietās ar cietu ūdeni tā “mīkstināšanai” izmanto ūdeni. ķīmiskās metodes. Karbonāta cietību parasti novērš, pievienojot ūdenim Ca (OH) 2 tādā daudzumā, kas stingri atbilst analīzē konstatētajam bikarbonātu saturam. Tajā pašā laikā atbilstoši reakcijai

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

viss bikarbonāts tiek pārvērsts parastā karbonātā un izgulsnējas. Nekarbonātu cietību visbiežāk mazina, pievienojot ūdenim sodas, kas izraisa nogulšņu veidošanos atbilstoši reakcijai:

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

Pēc tam ūdenim ļauj nosēsties un tikai pēc tam to izmanto katlu darbināšanai vai ražošanā. Lai mīkstinātu nelielu daudzumu cieta ūdens (veļas mazgātavās utt.), parasti tam pievieno nedaudz sodas un ļauj nosēsties. Šajā gadījumā kalcijs un magnijs tiek pilnībā nogulsnēti karbonātu veidā, un šķīdumā palikušie nātrija sāļi netraucē.

No iepriekš minētā izriet, ka sodu var izmantot, lai novērstu gan karbonātu, gan nekarbonātu cietību. Neskatoties uz to, tehnoloģijā viņi joprojām cenšas, ja iespējams, izmantot Ca (OH) 2, kas ir saistīts ar šī produkta daudz lielāku lētumu salīdzinājumā ar sodas.

Gan karbonātu, gan nekarbonātu ūdens cietību aprēķina pēc kopējā Ca un Mg miligramu ekvivalentu skaita vienā litrā (mg-ekv / l). Pagaidu un pastāvīgās cietības summa nosaka kopējo ūdens cietību. Pamatojoties uz to, pēdējo raksturo šādi nosaukumi: mīksts (<4), средне жёсткая (4-8), жесткая (8-12), очень жесткая (>12 mg-ekv/l). Atsevišķu dabisko ūdeņu cietība atšķiras ļoti plašā diapazonā. Atklātām ūdenstilpēm tas bieži ir atkarīgs no gadalaika un pat laikapstākļiem. "Mīkstākais" dabiskais ūdens ir atmosfērisks (lietus, sniegs), gandrīz nesatur izšķīdušu sāļu. Interesanta norāde ir tāda, ka sirds slimības ir biežāk sastopamas vietās ar mīkstu ūdeni.

Lai pilnībā mīkstinātu ūdeni, sodas vietā bieži izmanto Na 3 PO 4, kas izgulsnē kalciju un magniju to slikti šķīstošo fosfātu veidā:

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

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

Lai aprēķinātu ūdens cietību, ir īpaša formula:

Kur 20,04 un 12,16 ir attiecīgi līdzvērtīga kalcija un magnija masa.

Redaktors: Kharlamova Gaļina Nikolajevna