Všeobecná charakteristika skupiny IIA periodickej tabuľky prvkov.

Táto skupina obsahuje tieto prvky: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Majú spoločnú elektronickú konfiguráciu: (n-1)p6ns2, okrem Be 1s22s2. V dôsledku toho sa vlastnosti Be mierne líšia od vlastností podskupiny ako celku. Vlastnosti horčíka sa tiež líšia od vlastností podskupiny, ale v menšej miere. V rade Ca - Sr - Ba - Ra sa vlastnosti menia postupne. Relatívna elektronegativita v rade Be - Ra klesá, pretože. ako sa veľkosť atómu zväčšuje, valenčné elektróny sa odovzdávajú ľahšie. Vlastnosti prvkov podskupiny IIA sú určené ľahkosťou uvoľňovania dvoch ns-elektrónov. V tomto prípade sa tvoria ióny E2+. Pri štúdiu röntgenovej difrakcie sa ukázalo, že v niektorých zlúčeninách prvky podskupiny IIA vykazujú monovalenciu. Príkladom takýchto zlúčenín sú EG, ktoré sa získajú pridaním E do taveniny EG2. Všetky prvky tejto série sa v prírode nenachádzajú vo voľnom stave kvôli ich vysokej aktivite.

kovy alkalických zemín.

Volá sa vápnik, stroncium, bárium a rádium kovy alkalických zemín. Nazývajú sa tak, pretože ich oxidy dodávajú vode zásadité prostredie.

História kovov alkalických zemín
Vápenec, mramor a sadru používali už v staroveku (pred 5000 rokmi) Egypťania v stavebníctve. Do konca 18. storočia považovali chemici vápno za jednoduchú látku. V roku 1746 I. Pott získal a opísal pomerne čistý oxid vápenatý. V roku 1789 Lavoisier navrhol, že vápno, magnézia, baryt sú zložité látky. Dávno pred objavom stroncia a bária sa ich „nedešifrované“ zlúčeniny používali v pyrotechnike na výrobu červených a zelených svetiel. Do polovice 40. rokov minulého storočia bolo stroncium predovšetkým kovom „zábavných svetiel“. V roku 1787 sa v olovenej bani pri škótskej dedine Strontian našiel nový minerál, ktorý nazvali SrCO3 strontianit. A. Crawford naznačil existenciu stále neznámej „zeme“. V roku 1792 T. Hop dokázal, že zloženie nájdeného minerálu zahŕňa nový prvok - stroncium. Súčasne bol pomocou Sr (OH) 2 izolovaný nerozpustný disacharid strontnatý (С12N22О4.2SrO) pri získavaní cukru z melasy. Produkcia Sr sa zvýšila. Čoskoro sa však zistilo, že analogická vápenatá sacharóza je tiež nerozpustná a oxid vápenatý je nepochybne lacnejší. Záujem o stroncium okamžite zmizol a opäť vzrástol až v 40. rokoch 20. storočia. Ťažký rákos bol prvou známou zlúčeninou bária. Objavený bol začiatkom 17. storočia. taliansky alchymista Casciarolo. Zistil tiež, že tento minerál po silnom zahriatí uhlím žiari v tme červeným svetlom a dal mu názov „lapis solaris“ (slnečný kameň). V roku 1808 Davy podrobil elektrolýze s ortuťovou katódou zmes vlhkého haseného vápna s oxidom ortuťovým, pripravil vápenatý amalgám a po vytlačení ortuti z neho získal kov nazývaný „vápnik“ (z latinčiny Calx, rod prípad calcis - vápno). Rovnakým spôsobom dostala Devi Ba a Sr. Priemyselnú metódu získavania vápnika vyvinuli Suter a Redlich v roku 1896 v závode Rathenau (Nemecko). V roku 1904 začal fungovať prvý závod na výrobu vápnika.
Rádium predpovedal Mendelejev v roku 1871 a objavili ho v roku 1898 Marie a Pierre Curie. Zistili, že uránové rudy sú rádioaktívnejšie ako samotný urán. Dôvodom boli zlúčeniny rádia. Zvyšky uránovej rudy upravovali alkáliou a čo sa nerozpustilo kyselinou chlorovodíkovou. Zvyšok po druhom spracovaní bol rádioaktívnejší ako ruda. V tejto frakcii sa našlo rádium. Manželia Curieovci o svojom objave informovali v správe z roku 1898.

Prevalencia kovov alkalických zemín
Obsah vápnika v litosfére je 2,96% z celkovej hmotnosti zemskej kôry, stroncium - 0,034%, bárium - 0,065%, rádium - 1,10-10%. V prírode sa vápnik skladá z izotopov s hmotnostnými číslami 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 %); bárium - 130 (0,1 %), 132 (0,1 %), 134 (2,42 %), 135 (6,59 %), 136 (7,81), 137 (11,32 %), 138 (71,66). Rádium je rádioaktívne. Najstabilnejší prírodný izotop je 226Ra. Hlavnými minerálmi prvkov alkalických zemín sú uhlíkové a síranové soli: CaCO3 - kalcit, CaSO4 - andidrit, SrCO3 - strontianit, SrSO4 - celestín, BaCO3 - witherit. BaSO4 - ťažký nosník. Fluorit CaF2 je tiež užitočný minerál.
Sa hrá dôležitá úloha v životných procesoch. Ľudské telo obsahuje 0,7-1,4 % hmotn. vápnika, z toho 99 % je v kostnom a zubnom tkanive. Rastliny tiež obsahujú veľké množstvo vápnika. Zlúčeniny vápnika sa nachádzajú v prírodných vodách a pôde. Bárium, stroncium a rádium sú v ľudskom tele obsiahnuté v zanedbateľnom množstve.

Získavanie kovov alkalických zemín
Najprv sa pomocou E získajú oxidy alebo chloridy. EO sa získa kalcináciou ESO3 a ES12 pôsobením kyseliny chlorovodíkovej na ESO3. Všetky kovy alkalických zemín je možné získať aluminotermickou redukciou ich oxidov pri teplote 1200 °C podľa približnej schémy: 3EO + 2Al = Al2O3 + 3E. Proces sa uskutočňuje vo vákuu, aby sa zabránilo oxidácii E. Vápnik (ako všetky ostatné E) možno získať elektrolýzou taveniny CaCl2, po ktorej nasleduje vákuová destilácia alebo tepelná disociácia CaC2. Ba a Sr možno získať pyrolýzou E2N3, E(NH3)6, EN2. Rádium sa ťaží náhodne z uránových rúd.

Fyzikálne vlastnosti kovy alkalických zemín
Ca a jeho analógy sú strieborno-biele kovy. Vápnik je zo všetkých najťažší. Stroncium a najmä bárium sú oveľa mäkšie ako vápnik. Všetky kovy alkalických zemín sú ťažné, dobre sa hodia na kovanie, rezanie a valcovanie. Vápnik za normálnych podmienok kryštalizuje v štruktúre fcc s periódou a = 0,556 nm (cn = 12) a pri teplote nad 464 °C v štruktúre bcc. Ca tvorí zliatiny s Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Stroncium má FCC štruktúru; pri teplote 488 °C stroncium prechádza polymorfnou premenou a kryštalizuje v hexagonálnej štruktúre. Je paramagnetický. Bárium kryštalizuje v štruktúre bcc. Ca a Sr sú schopné navzájom vytvárať súvislý rad tuhých roztokov a v systémoch Ca-Ba a Sr-Ba sa objavujú oblasti separácie. V kvapalnom stave sa stroncium mieša s Be, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. S poslednými štyrmi Sr tvorí intermetalické zlúčeniny. Elektrická vodivosť kovov alkalických zemín klesá so zvyšujúcim sa tlakom, na rozdiel od opačného procesu pre ostatné typické kovy. Nižšie sú uvedené niektoré konštanty pre kovy alkalických zemín:

Ca Sr Ba Ra
Atómový polomer, nm 0,197 0,215 0,221 0,235
Polomer iónov E2+, nm 0,104 0,127 0,138 0,144
Energia cr. mriežky, μJkmol 194,1 164,3 175,8 130
, gcm3 1,54 2,63 3,5 5,5-6
Tm.,оС 852 770 710 800
Bod varu, оС 1484 1380 1640 1500
Elektrická vodivosť (Hg=1) 22 4 2
Teplo topenia kcalg-atóm 2,1 2,2 1,8
Výparné teplo kcalg-atóm 36 33 36
Merná tepelná kapacita, J (kg.K) 624 737 191,93 136
Skvapalniteľnosť Pa-1,10-11 5,92 8,36

Chemické vlastnosti kovy alkalických zemín a ich zlúčeniny
Čerstvý povrch E rýchlo stmavne v dôsledku vytvorenia oxidového filmu. Tento film je pomerne hustý – po čase celý kov pomaly oxiduje. Fólia pozostáva z EO, ako aj EO2 a E3N2. Normálne elektródové potenciály reakcií E-2e = E2+ sú =-2,84V(Ca), =-2,89(Sr). E sú veľmi aktívne prvky: rozpúšťajú sa vo vode a kyselinách, vytláčajú väčšinu kovov z ich oxidov, halogenidov, sulfidov. Primárne (200-300°C) vápnik interaguje s vodnou parou podľa schémy: 2Ca + H2O = CaO + CaH2. Sekundárne reakcie majú tvar: CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 a CaO + H2O = Ca(OH)2. V silnej kyseline sírovej sa E takmer nerozpúšťa v dôsledku tvorby filmu zle rozpustného ESO4. So zriedenými minerálnymi kyselinami E prudko reaguje s uvoľňovaním vodíka. Pri zahriatí nad 800°C vápnik reaguje s metánom podľa schémy: 3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2. Pri zahrievaní reagujú s vodíkom, so sírou a s plynným amoniakom. Z hľadiska chemických vlastností je rádium najbližšie k Ba, ale je aktívnejšie. Pri izbovej teplote sa zreteľne spája s kyslíkom a dusíkom vo vzduchu. Vo všeobecnosti sú jeho chemické vlastnosti o niečo výraznejšie ako vlastnosti jeho náprotivkov. Všetky zlúčeniny rádia sa pôsobením vlastného žiarenia pomaly rozkladajú, pričom získavajú žltkastú alebo hnedú farbu. Zlúčeniny rádia majú vlastnosť autoluminiscencie. V dôsledku rádioaktívneho rozpadu uvoľní 1 g Ra každú hodinu 553,7 J tepla. Preto je teplota rádia a jeho zlúčenín vždy vyššia ako teplota životné prostredie o 1,5 st. Je tiež známe, že 1 g rádia za deň uvoľní 1 mm3 radónu (226Ra = 222Rn + 4He), čo je základ pre jeho využitie ako zdroj radónu pre radónové kúpele.
Hydridy E sú biele látky podobné kryštalickej soli. Pri zahrievaní sa získavajú priamo z prvkov. Teploty začiatku reakcie E + H2 = EN2 sú 250 °C (Ca), 200 °C (Sr), 150 °C (Ba). Tepelná disociácia EN2 začína pri 600°C. Vo vodíkovej atmosfére sa CaH2 nerozkladá pri teplote topenia (816 °C). V neprítomnosti vlhkosti sú hydridy kovov alkalických zemín stabilné na vzduchu pri bežných teplotách. Nereagujú s halogénmi. Pri zahrievaní sa však chemická aktivita EN2 zvyšuje. Sú schopné redukovať oxidy na kovy (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), napríklad 2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Reakcia CaH2 s Al2O3 prebieha pri 750 °C: 3CaH2 + Al2O3 = 3CaO + 3H2 + 2Al, a potom: CaH2 + 2Al = CaAl2 + H2. CaH2 reaguje s dusíkom pri 600 °C podľa schémy: 3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2. Keď sa zapáli EN2, pomaly dohoria: EN2 + O2 = H2O + CaO. Výbušný pri zmiešaní s pevnými oxidačnými činidlami. Pôsobením vody na EN2 sa uvoľňuje hydroxid a vodík. Táto reakcia je vysoko exotermická: EN2 navlhčený vodou na vzduchu sa spontánne vznieti. EN2 reaguje s kyselinami napríklad podľa schémy: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. EN2 sa používa na získanie čistého vodíka, ako aj na stanovenie stôp vody v organických rozpúšťadlách. E nitridy sú bezfarebné žiaruvzdorné látky. Získavajú sa priamo z prvkov pri zvýšených teplotách. S vodou sa rozkladajú podľa schémy: E3N2 + 6H2O = 3E (OH) 2 + 2NH3. E3N2 reagujú pri zahrievaní s CO podľa schémy: E3N2 + 3CO = 3EO + N2 + 3C. Procesy, ktoré sa vyskytujú pri zahrievaní E3N2 uhlím, vyzerajú takto:
E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;
Nitrid strontnatý reaguje s HCl za vzniku Sr a chloridov amónnych. Fosfidy E3P2 vznikajú priamo z prvkov alebo kalcináciou trisubstituovaných fosfátov s uhlím:
Ca3(P04)2 + 4C = Ca3P2 + 4CO
Sú hydrolyzované vodou podľa schémy: E3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3E(OH)2. S kyselinami poskytujú fosfidy kovov alkalických zemín zodpovedajúcu soľ a fosfín. To je základ pre ich aplikáciu na získanie fosfínu v laboratóriu.
Komplexné zloženie amoniaku E(NH3)6 - pevné látky s kovovým leskom a vysokou elektrickou vodivosťou. Získavajú sa pôsobením kvapalného amoniaku na E. Na vzduchu sa samovoľne vznietia. Bez prístupu vzduchu sa rozkladajú na zodpovedajúce amidy: E (NH3) 6 \u003d E (NH2) 2 + 4NH3 + H2. Pri zahrievaní sa energicky rozkladajú podľa rovnakého vzoru.
Karbidy kovov alkalických zemín, ktoré sa získavajú kalcináciou E uhlím, sa rozkladajú vodou s uvoľňovaním acetylénu: ES2 + 2H2O \u003d E (OH) 2 + C2H2. Reakcia s BaC2 je taká prudká, že sa pri kontakte s vodou zapáli. Teploty tvorby ES2 z prvkov pre Ca a Ba sú 14 a 12 kcalmolov. Pri zahrievaní s dusíkom ES2 poskytuje CaCN2, Ba(CN)2, SrCN2. Známe silicidy (ESi a ESi2). Môžu byť získané zahrievaním priamo z prvkov. Hydrolyzujú s vodou a reagujú s kyselinami za vzniku H2Si2O5, SiH4, zodpovedajúcej zlúčeniny E a vodíka. Známe boridy EV6 získané z prvkov zahrievaním.
Oxidy vápenaté a ich analógy sú biele žiaruvzdorné (TboilCaO = 2850 °C) látky, ktoré silne absorbujú vodu. To je základ pre použitie BaO na získanie absolútneho alkoholu. Prudko reagujú s vodou, pričom uvoľňujú veľa tepla (okrem SrO, ktorého rozpúšťanie je endotermické). EO sa rozpustí v kyselinách a chloridu amónnom: EO + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. EO sa získava kalcináciou uhličitanov, dusičnanov, peroxidov alebo hydroxidov príslušných kovov. Efektívne náboje bária a kyslíka v BaO sú 0,86. SrO pri 700 °C reaguje s kyanidom draselným:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Oxid strontnatý sa rozpúšťa v metanole za vzniku Sr(OCH3)2. Počas horčíkovej tepelnej redukcie BaO sa môže získať medziproduktový oxid Ba2O, ktorý je nestabilný a neproporcionálny.
Hydroxidy kovov alkalických zemín sú biele látky rozpustné vo vode. Sú to silné základy. V rade Ca-Sr-Ba sa zásaditosť a rozpustnosť hydroxidov zvyšuje. pPR(Ca(OH)2) = 5,26, pPR(Sr(OH)2) = 3,5, pPR(Ba(OH)2) = 2,3. Ba(OH)2.8H2O, Sr(OH)2.8H2O a Ca(OH)2.H2O sa zvyčajne izolujú z roztokov hydroxidov. EO pridávajú vodu za vzniku hydroxidov. Na tomto je založené použitie CaO v stavebníctve. Úzka zmes Ca(OH)2 a NaOH v hmotnostnom pomere 2:1 sa nazýva sodné vápno a je široko používaná ako zachytávač CO2. Ca(OH)2 pri státí na vzduchu absorbuje CO2 podľa schémy: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O. Približne pri 400 °C reaguje Ca(OH)2 s oxidom uhoľnatým: CO + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2. Barytová voda reaguje s CS2 pri 100 °C: CS2 + 2Ba(OH)2 = BaCO3 + Ba(HS)2 + H2O. Hliník reaguje s barytovou vodou: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. E(OH)2 sa používajú na otvorenie anhydridu kyseliny uhličitej.
E tvoria biele peroxidy. Sú výrazne menej stabilné ako oxidy a sú silnými okysličovadlami. Praktický význam má najstabilnejší BaO2, čo je biely, paramagnetický prášok s hustotou 4,96 g1cm3 a pod. 450°. BaO2 je stabilný pri bežnej teplote (dá sa skladovať roky), je zle rozpustný vo vode, alkohole a éteri, rozpúšťa sa v zriedených kyselinách za uvoľňovania soli a peroxidu vodíka. Tepelný rozklad peroxidu bárnatého urýchľujú oxidy, Cr2O3, Fe2O3 a CuO. Peroxid bária reaguje pri zahrievaní s vodíkom, sírou, uhlíkom, amoniakom, amónnymi soľami, ferrikyanidom draselným atď. Peroxid bárnatý reaguje s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou, pričom sa uvoľňuje chlór: BaO2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O. Oxiduje vodu na peroxid vodíka: H2O + BaO2 = Ba(OH)2 + H2O2. Táto reakcia je reverzibilná a v prítomnosti rovnomerného kyselina uhličitá rovnováha je posunutá doprava. BaO2 sa používa ako východiskový produkt na výrobu H2O2 a tiež ako oxidačné činidlo v pyrotechnických zložkách. BaO2 však môže pôsobiť aj ako redukčné činidlo: HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2. BaO2 sa získa zahrievaním BaO v prúde vzduchu na 500°C podľa schémy: 2BaO + O2 = 2BaO2. Keď teplota stúpa, prebieha opačný proces. Preto pri horení Ba sa uvoľňuje iba oxid. SrO2 a CaO2 sú menej stabilné. spoločná metóda na získanie EO2 je interakcia E(OH)2 s H2O2 s uvoľnením EO2.8H2O. Tepelný rozklad EO2 začína pri 380 °C (Ca), 480 °C (Sr), 790 °C (Ba). Pri zahrievaní EO2 s koncentrovaným peroxidom vodíka sa môžu získať žlté nestabilné látky, superoxidy EO4.
E soli sú zvyčajne bezfarebné. Chloridy, bromidy, jodidy a dusičnany sú vysoko rozpustné vo vode. Fluoridy, sírany, uhličitany a fosforečnany sú zle rozpustné. Ión Ba2+ je toxický. Halogenidy E sú rozdelené do dvoch skupín: fluoridy a všetky ostatné. Fluoridy sú takmer nerozpustné vo vode a kyselinách a netvoria kryštalické hydráty. Naopak, chloridy, bromidy a jodidy sú vysoko rozpustné vo vode a sú izolované z roztokov vo forme kryštalických hydrátov. Niektoré vlastnosti EG2 sú uvedené nižšie:

CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
tepl. arr-I, kcalmol. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
Ekr. mriežky, kcalmol. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
Tm., оС 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
Bod varu, оС 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
D(EG) v parách, nm. 2,1 2,51 2,67 2,88 2,20 2,67 2,82 3,03 2,32 2,82 2,99 3,20

Pri získaní výmenným rozkladom v roztoku sa fluoridy uvoľňujú vo forme objemných hlienových zrazenín, ktoré celkom ľahko vytvárajú koloidné roztoky. EG2 možno získať pôsobením zodpovedajúcich halogénov na zodpovedajúce E. Taveniny EG2 sú schopné rozpustiť až 30 % E. Pri štúdiu elektrickej vodivosti chloridových tavenín prvkov druhej skupiny hlavnej podskupiny sa zistilo, že ich molekulovo-iónové zloženie je veľmi odlišné. Stupne disociácie podľa schémy ESl2 = E2+ + 2Cl– sú: BeCl2 - 0,009 %, MgCl2 - 14,6 %, CaCl2 - 43,3 %, SrCl2 - 60,6 %, BaCl2 - 80,2 %. Halogenidy (okrem fluoridov) E obsahujú kryštalizačnú vodu: CaCl2.6H2O, SrCl2.6H2O a BaCl2.2H2O. Rôntgenová difrakčná analýza stanovila štruktúru E[(OH2)6]G2 pre kryštalické hydráty Ca a Sr. Pomalým zahrievaním kryštalických hydrátov EG2 je možné získať bezvodé soli. CaCl2 ľahko tvorí presýtené roztoky. Prírodný CaF2 (fluorit) sa používa v keramickom priemysle a tiež sa používa na výrobu HF a je to fluórový minerál. Bezvodý CaCl2 sa používa ako sušidlo kvôli jeho hygroskopickosti. Hydrát chloridu vápenatého sa používa na prípravu chladiacich zmesí. ВаСl2 - používa sa v cx a na otvorenie SO42- (Ва2+ + SO42- = ВаSO4). Je možné získať fúziu hydrohalogenidov EG2 a EN2: EG2 + EN2 = 2ENG. Tieto látky sa topia bez rozkladu, ale sú hydrolyzované vodou: 2ENG + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2. Rozpustnosť chlorečnanov, bromičnanov a jodičnanov vo vode klesá v rade Ca - Sr - Ba a Cl - Br - I. Ba (ClO3) 2 - sa používa v pyrotechnike. E chloristany sú vysoko rozpustné nielen vo vode, ale aj v organických rozpúšťadlách. Najdôležitejší z E(ClO4)2 je Ba(ClO4)2.3H2O. Dobrým vysúšadlom je bezvodý chloristan bárnatý. Jeho tepelný rozklad začína až pri 400 °C. Chlórnan vápenatý Ca(ClO)2.nH2O (n=2,3,4) sa získava pôsobením chlóru na vápenné mlieko. Je to oxidačné činidlo a je vysoko rozpustný vo vode. Bielidlo je možné získať pôsobením chlóru na pevné hasené vápno. Vodou sa rozkladá a v prítomnosti vlhkosti zapácha ako chlór. Reaguje s CO2 vo vzduchu:
CO2 + 2CaOCl2 = CaC03 + CaCl2 + Cl20.
Chlórové vápno sa používa ako oxidačné činidlo, bielidlo a ako dezinfekčný prostriedok.
Pre kovy alkalických zemín sú známe azidy E(N3)2 a tiokyanidy E(CNS)2.3H2O. Azidy v porovnaní s azidom olovnatým sú oveľa menej výbušné. Tiokyanáty pri zahrievaní ľahko strácajú vodu. Sú vysoko rozpustné vo vode a organických rozpúšťadlách. Ba(N3)2 a Ba(CNS)2 možno použiť na získanie azidov a tiokyanátov iných kovov zo síranov výmennou reakciou.
Dusičnany vápenaté a strontnaté zvyčajne existujú vo forme kryštalických hydrátov Ca(NO3)2.4H2O a Sr(NO3)2.4H2O. Dusičnan bárnatý nie je charakterizovaný tvorbou kryštalického hydrátu. Pri zahrievaní Ca(NO3)2.4H2O a Sr(NO3)2.4H2O ľahko strácam vodu. V inertnej atmosfére sú dusičnany E tepelne stabilné do 455 oC (Ca), 480 oC (Sr), 495 oC (Ba). Tavenina kryštalického hydrátu dusičnanu vápenatého má kyslé prostredie pri 75 °C. Charakteristickým znakom dusičnanu bárnatého je nízka rýchlosť rozpúšťania jeho kryštálov vo vode. Len dusičnan bárnatý vykazuje sklon k tvorbe komplexov, pre ktorý je známy nestabilný komplex K2. Dusičnan vápenatý je rozpustný v alkoholoch, metylacetáte, acetóne. Dusičnany strontnaté a bárnaté sú tam takmer nerozpustné. Teploty topenia dusičnanov E sa odhadujú na 600 ° C, pri rovnakej teplote však začína rozklad: E (NO3) 2 \u003d E (NO2) 2 + O2. K ďalšiemu rozkladu dochádza pri vyššej teplote: E(NO2)2 = EO + NO2 + NO. E dusičnany sa už dlho používajú v pyrotechnike. Vysoko prchavé soli E farbia plameň do zodpovedajúcich farieb: Ca - oranžovo-žltá, Sr - červeno-karmínová, Ba - žlto-zelená. Pochopme podstatu toho na príklade Sr: Sr2+ má dve HAO: 5s a 5p alebo 5s a 4d. Budeme informovať energiu tohto systému - budeme ho zahrievať. Elektróny z orbitálov bližšie k jadru sa presunú do týchto HAO. Ale takýto systém nie je stabilný a uvoľní energiu vo forme kvanta svetla. Práve Sr2+ vyžaruje kvantá s frekvenciou zodpovedajúcou červeným vlnovým dĺžkam. Pri získavaní pyrotechnických zloží je vhodné použiť ľadok, pretože. nielen farbí plameň, ale je aj oxidačným činidlom, pri zahriatí uvoľňuje kyslík. Pyrotechnické zmesi pozostávajú z pevného oxidačného činidla, pevného redukčného činidla a niektorých organickej hmoty bieliaci plameň redukčného činidla a je spojivom. Dusičnan vápenatý sa používa ako hnojivo.
Všetky fosforečnany a hydrofosforečnany E sú zle rozpustné vo vode. Možno ich získať rozpustením vhodného množstva CaO alebo CaC03 v kyseline ortofosforečnej. Vylučujú sa aj pri výmenných reakciách typu: (3-x)Ca2+ + 2HxPO4-(3-x) = Ca(3-x)(HxPO4)2. Praktickú hodnotu (ako hnojivo) má monosubstituovaný ortofosforečnan vápenatý, ktorý je spolu s Ca (SO4) súčasťou superfosfátu. Prijíma sa podľa schémy:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Oxaláty sú tiež mierne rozpustné vo vode. Praktický význam má šťavelan vápenatý, ktorý sa dehydratuje pri 200 °C a rozkladá sa pri 430 °C podľa schémy: CaC2O4 = CaCO3 + CO. E-acetáty sú izolované vo forme kryštalických hydrátov a sú vysoko rozpustné vo vode.
Sulfáty E sú biele, vo vode ťažko rozpustné látky. Rozpustnosť CaSO4.2H2O na 1000 g vody pri bežnej teplote je 8,10-3 mol, SrSO4 - 5,10-4 mol, BaSO4 - 1,10-5 mol, RaSO4 - 6,10-6 mol. V rade Ca-Ra rozpustnosť síranov rýchlo klesá. Ba2+ je síranové iónové činidlo. Síran vápenatý obsahuje kryštalickú vodu. Nad 66 °C sa z roztoku uvoľňuje bezvodý síran vápenatý, nižšie - sadra CaSO4.2H2O. Zahrievanie sadry nad 170°C je sprevádzané uvoľňovaním hydratačnej vody. Pri zmiešaní sadry s vodou táto hmota rýchlo stvrdne v dôsledku tvorby kryštalického hydrátu. Táto vlastnosť sadry sa využíva v stavebníctve. Egypťania používali tieto poznatky už pred 2000 rokmi. Rozpustnosť ESO4 v silnej kyseline sírovej je oveľa vyššia ako vo vode (BaSO4 až 10 %), čo svedčí o tvorbe komplexu. Zodpovedajúce komplexy ESO4.H2SO4 možno získať vo voľnom stave. Podvojné soli so síranmi alkalických kovov a amónnymi sú známe len pre Ca a Sr. (NH4)2 je rozpustný vo vode a používa sa v analytickej chémii na oddelenie Ca od Sr, pretože (NH4)2 je mierne rozpustný. Sadra sa používa na kombinovanú výrobu kyseliny sírovej a cementu, pretože. pri zahrievaní s redukčným činidlom (uhlie) sa sadra rozkladá: CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO. Pri vyššej teplote (900 oC) sa síra ešte viac redukuje podľa schémy: CaSO4 + 3C = CaS + CO2 + 2CO. Podobný rozklad síranov Sr a Ba začína pri vyšších teplotách. BaSO4 je netoxický a používa sa v medicíne a pri výrobe minerálnych farieb.
Sulfidy E sú biele pevné látky, ktoré kryštalizujú ako NaCl. Teploty ich vzniku a energie kryštálových mriežok sú (kcalmol): 110 a 722 (Ca), 108 a 687 (Sr), 106 a 656 (Ba). Možno ich získať syntézou z prvkov pri zahrievaní alebo kalcináciou síranov uhlím: ES04 + 3C = ES + CO2 + 2CO. Menej rozpustný CaS (0,2 hl). ES pri zahrievaní vstupuje do nasledujúcich reakcií:
ES + H20 = EO + H2S; ES + G2 = S + EG2; ES+202 = ES04; ES+xS = ESx+l (x=2,3).
Sulfidy kovov alkalických zemín v neutrálnom roztoku sú úplne hydrolyzované podľa schémy: 2ES + 2H2O = E(HS)2 + E(OH)2. Kyslé sulfidy možno získať aj vo voľnom stave odparením roztoku sulfidov. Reagujú so sírou:
E(NS)2 + xS = ESx+1 + H2S (x=2,3,4).
Z kryštalických hydrátov sú známe BaS.6H2O a Ca(HS)2.6H2O, Ba(HS)2.4H2O. Ca(HS)2 sa používa na odstránenie chĺpkov. ES podliehajú fenoménu fosforescencie. Polysulfidy E sú známe: ES2, ES3, ES4, ES5. Získavajú sa varením suspenzie ES vo vode so sírou. Na vzduchu sa ES oxidujú: 2ES + 3O2 = 2ESO3. Prechodom vzduchu cez suspenziu CaS je možné získať tiosíran vápenatý podľa schémy: 2CaS + 2O2 + H2O \u003d Ca (OH) 2 + CaS2O3. Je vysoko rozpustný vo vode. V rade Ca - Sr - Ba klesá rozpustnosť tiosíranov. Teluridy E sú mierne rozpustné vo vode a tiež podliehajú hydrolýze, ale v menšom rozsahu ako sulfidy.
Rozpustnosť E chrómanov v rade Ca-Ba klesá rovnako prudko ako v prípade síranov. Tieto látky žltá farba sa získavajú interakciou rozpustných solí E s chrómanmi (alebo dichrómanmi) alkalických kovov: E2 + + CrO42- \u003d ECrO4. Chróman vápenatý sa izoluje vo forme kryštalického hydrátu - CaCrO4.2H2O (rPR CaCrO4 = 3,15). Ešte pred bodom topenia stráca vodu. SrCrO4 a BaCrO4 netvoria kryštalické hydráty. pPR SrCr04 = 4,44, pPR BaCr04 = 9,93.
E-karbonáty sú biele, vo vode ťažko rozpustné látky. Pri zahrievaní ESO3 prechádza do EO, pričom sa oddeľuje CO2. V sérii Ca-Ba sa zvyšuje tepelná stabilita uhličitanov. Prakticky najvýznamnejší z nich je uhličitan vápenatý (vápenec). Používa sa priamo v stavebníctve, slúži aj ako surovina na výrobu vápna a cementu. Ročná svetová produkcia vápna z vápenca predstavuje desiatky miliónov ton. Tepelná disociácia CaCO3 je endotermická: CaCO3 = CaO + CO2 a vyžaduje 43 kcal na mól vápenca. Kalcinácia CaCO3 sa vykonáva v šachtových peciach. Vedľajším produktom praženia je cenný oxid uhličitý. CaO je dôležitý stavebný materiál. Po zmiešaní s vodou dochádza ku kryštalizácii v dôsledku tvorby hydroxidu a potom uhličitanu podľa schém:
CaO + H2O = Ca(OH)2 a Ca(OH)2 + C02 = CaC03 + H2O.
Obrovsky dôležitú praktickú úlohu zohráva cement - zelenošedý prášok, pozostávajúci zo zmesi rôznych kremičitanov a hlinitanov vápenatých. Po zmiešaní s vodou vplyvom hydratácie stvrdne. Pri jeho výrobe sa pred začiatkom spekania (1400-1500°C) vypáli zmes CaCO3 s ílom. Potom sa zmes rozomelie. Zloženie cementu môže byť vyjadrené ako percento zložiek CaO, SiO2, Al2O3, Fe2O3, pričom CaO je zásada a všetko ostatné sú anhydridy kyselín. Zloženie silikátového (portlandského) cementu pozostáva najmä z Ca3SiO5, Ca2SiO4, Ca3(AlO3)2 a Ca(FeO2)2. Jeho uchopenie prebieha podľa schém:
Ca3SiO5 + 3H2O = Ca2Si04.2H2O + Ca(OH)2
Ca2SiO4 + 2H2О = Ca2SiO4,2H2О
Ca3(AlO3)2 + 6H2О = Ca3(AlO3)2,6H2О
Ca(Fe02)2 + nH20 = Ca(Fe02)2.nH20.
Prírodná krieda sa zavádza do zloženia rôznych tmelov. Jemne kryštalický, vyzrážaný z roztoku CaCO3 je súčasťou zubných práškov. Z BaCO3 kalcináciou s uhlím sa BaO získava podľa schémy: BaCO3 + C \u003d BaO + 2CO. Ak sa proces uskutočňuje pri vyššej teplote v prúde dusíka, vzniká kyanid bárnatý: ВаСО3 + 4С + N2 = 3CO + Ba(CN)2. Ba(CN)2 je vysoko rozpustný vo vode. Ba(CN)2 možno použiť na výrobu kyanidov iných kovov výmenným rozkladom so síranmi. Hydrogenuhličitany E sú rozpustné vo vode a možno ich získať iba v roztoku, napríklad prechodom oxidu uhličitého do suspenzie CaCO3 vo vode: CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2. Táto reakcia je reverzibilná a pri zahrievaní sa posúva doľava. Prítomnosť hydrogénuhličitanov vápnika a horčíka v prírodných vodách spôsobuje tvrdosť vody.

Tvrdosť vody a ako ju opraviť
Rozpustné vápenaté a horečnaté soli určujú celkovú tvrdosť vody. Ak sú vo vode prítomné v malom množstve, potom sa voda nazýva mäkká. Pri vysokom obsahu týchto solí (100 - 200 mg vápenatých solí - v 1 litri v prepočte na ióny) sa voda považuje za tvrdú. V takejto vode mydlo zle pení, pretože vápenaté a horečnaté soli s ním tvoria nerozpustné zlúčeniny. V tvrdej vode sa potravinové výrobky zle varia a pri varení vytvárajú vodný kameň na stenách domáceho náradia a parných kotlov. Vodný kameň má nízku tepelnú vodivosť, spôsobuje zvýšenie spotreby paliva alebo príkonu elektrického spotrebiča a urýchľuje opotrebenie stien nádoby na varenie vody. Pri zahrievaní sa kyslé uhličitany vápenaté a horečnaté rozkladajú a menia sa na nerozpustné zásadité uhličitany: Ca(HCO3) = H2O + CO2 + CaCO3↓ Rozpustnosť síranu vápenatého CaSO4 tiež klesá pri zahrievaní, takže je súčasťou vodného kameňa. Tvrdosť spôsobená prítomnosťou kyslých uhličitanov vápenatých a horečnatých vo vode sa nazýva uhličitanová alebo dočasná tvrdosť, pretože ju možno odstrániť. Okrem uhličitanovej tvrdosti sa rozlišuje aj nekarbonátová tvrdosť, ktorá závisí od obsahu ECl2 a ESO4 vo vode, kde E je Ca, Mg. Tieto soli sa varom neodstraňujú, a preto sa nekarbonátová tvrdosť nazýva aj konštantná tvrdosť. Uhličitanová a nekarbonátová tvrdosť sa sčítava do celkovej tvrdosti. Aby sa to úplne odstránilo, voda sa niekedy destiluje. Ale je to drahé. Na odstránenie uhličitanovej tvrdosti je možné vodu prevariť, ale je to tiež drahé a tvorí sa vodný kameň. Tvrdosť sa odstráni pridaním vhodného množstva Ca(OH)2: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2H2O. Celková tvrdosť sa eliminuje buď pridaním Na2CO3 alebo použitím takzvaných katexov. Pri použití uhličitanu sodného sa rozpustné vápenaté a horečnaté soli premenia na nerozpustné uhličitany: Ca2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓. Odstránenie tuhosti pomocou katexov je pokročilejší proces. Katiónové meniče obsahujú vysokomolekulárny sodík Organické zlúčeniny, ktorého zloženie možno vyjadriť vzorcom Na2R, kde R je komplexný zvyšok kyseliny. Pri filtrácii vody cez vrstvu katexu sa katióny Na+ kryštálovej mriežky vymenia za katióny Ca2+ a Mg2+ z roztoku podľa schémy: Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR. V dôsledku toho ióny Ca prechádzajú z roztoku do katexu a ióny Na+ prechádzajú z katexu do roztoku. Na obnovenie použitého katexu sa premyje koncentrovaným roztokom stolová soľ. V tomto prípade nastáva opačný proces: ióny Ca2+ v kryštálovej mriežke v katexu sú nahradené iónmi Na+ z roztoku. Regenerovaný katex slúži opäť na čistenie vody. Filtre na báze permutitu fungujú podobným spôsobom:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca

Byť v prírode
Vzhľadom na vysokú chemickú aktivitu vápnika vo voľnej forme v prírode nenájdete.
Väčšina vápnika je obsiahnutá v zložení silikátov a hlinitokremičitanov rôznych hornín (žuly, ruly atď.), najmä v živcoch - anortite Ca.
Vo forme sedimentárnych hornín sú zlúčeniny vápnika zastúpené kriedou a vápencom, ktoré pozostávajú najmä z minerálu kalcit (CaCO3). Kryštalická forma kalcitu - mramor - sa v prírode vyskytuje oveľa zriedkavejšie.
Pomerne rozšírené sú vápenaté minerály ako kalcit CaCO3, anhydrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O a sadra CaSO4 2H2O, fluorit CaF2, apatity Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3. Prítomnosť vápenatých a horečnatých solí v prírodnej vode určuje jej tvrdosť.
Vápnik, ktorý energicky migruje v zemskej kôre a hromadí sa v rôznych geochemických systémoch, tvorí 385 minerálov (štvrtý z hľadiska počtu minerálov).
Vápnik tvorí 3,38 % hmotnosti zemskej kôry (5. miesto v množstve po kyslíku, kremíku, hliníku a železe). Obsah prvku v morská voda- 400 mg/l.
izotopy
Vápnik sa v prírode vyskytuje ako zmes šiestich izotopov: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca a 48Ca, z ktorých najbežnejší - 40Ca - je 96,97%.
Zo šiestich prirodzene sa vyskytujúcich izotopov vápnika je päť stabilných. Nedávno sa zistilo, že šiesty izotop 48Ca, najťažší zo šiestich a veľmi vzácny (jeho izotopová abundancia je len 0,187 %), podlieha dvojitému beta rozpadu s polčasom rozpadu 5,3 × 1019 rokov.
Potvrdenie
Voľný kovový vápnik sa získava elektrolýzou taveniny pozostávajúcej z CaCl2 (75-80 %) a KCl alebo z CaCl2 a CaF2, ako aj aluminotermickou redukciou CaO pri 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
Chemické vlastnosti
Vápnik je typický kov alkalických zemín. Chemická aktivita vápnika je vysoká, ale nižšia ako u všetkých ostatných kovov alkalických zemín. Ľahko interaguje s kyslíkom, oxid uhličitý a vlhkosť vo vzduchu, vďaka ktorej je povrch kovového vápnika zvyčajne matne sivý, preto sa v laboratóriu vápnik zvyčajne skladuje, podobne ako iné kovy alkalických zemín, v tesne uzavretej nádobe pod vrstvou petroleja alebo tekutého parafínu.
V sérii štandardných potenciálov sa vápnik nachádza naľavo od vodíka. Štandardný elektródový potenciál páru Ca2+/Ca0 je -2,84 V, takže vápnik aktívne reaguje s vodou, ale bez vznietenia:
Ca + 2H20 -> Ca(OH)2 + H2 + Q.
S aktívnymi nekovmi (kyslík, chlór, bróm) reaguje vápnik pri normálnych podmienkach:
2Ca + O2 → 2CaO
Ca + Br2 -> CaBr2.
Pri zahrievaní na vzduchu alebo kyslíku sa vápnik zapáli. S menej aktívnymi nekovmi (vodík, bór, uhlík, kremík, dusík, fosfor a iné) vápnik interaguje pri zahrievaní, napr.
Ca + H2 → CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Ca + 2C → CaC2,
3Ca + 2P → Ca3P2 (fosfid vápenatý), fosfidy vápenaté zloženia CaP a CaP5 sú tiež známe;
Známe sú aj 2Ca + Si → Ca2Si (silicid vápenatý), silicidy vápnika v zložení CaSi, Ca3Si4 a CaSi2.
Priebeh vyššie uvedených reakcií je spravidla sprevádzaný uvoľňovaním veľkého množstva tepla (to znamená, že tieto reakcie sú exotermické). Vo všetkých zlúčeninách s nekovmi je oxidačný stav vápnika +2. Väčšina zlúčenín vápnika s nekovmi sa vodou ľahko rozloží, napríklad:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 6H20 -> 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Ca2+ ión je bezfarebný. Keď sa do plameňa pridajú rozpustné vápenaté soli, plameň sa zmení na tehlovočervený.
Soli vápnika, ako je chlorid CaCl2, bromid CaBr2, jodid CaI2 a dusičnan Ca(NO3)2, sú vysoko rozpustné vo vode. Fluorid CaF2, uhličitan CaCO3, síran CaSO4, ortofosfát Ca3(PO4)2, oxalát CaC2O4 a niektoré ďalšie sú nerozpustné vo vode.
Veľký význam má fakt, že na rozdiel od uhličitanu vápenatého CaCO3 je kyslý uhličitan vápenatý (hydrouhličitan) Ca(HCO3)2 rozpustný vo vode. V prírode to vedie k nasledujúce procesy. Keď studený dážď alebo riečna voda nasýtená oxidom uhličitým prenikne do podzemia a padne na vápence, pozoruje sa ich rozpúšťanie:
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2.
Na tých istých miestach, kde voda nasýtená hydrogénuhličitanom vápenatým prichádza na povrch zeme a ohrieva sa slnečné lúče prebehne opačná reakcia:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O.
Takže v prírode dochádza k prenosu veľkých hmôt látok. V dôsledku toho môžu v podzemí vzniknúť obrovské štrbiny a v jaskyniach vznikajú nádherné kamenné „cencúle“ – stalaktity a stalagmity.
Prítomnosť rozpusteného hydrogénuhličitanu vápenatého vo vode do značnej miery určuje dočasnú tvrdosť vody. Nazýva sa to dočasné, pretože pri varení vody sa hydrogenuhličitan rozkladá a vyzráža sa CaCO3. Tento jav vedie napríklad k tomu, že sa v čajníku časom vytvorí vodný kameň.
Aplikácie kovového vápnika
Hlavné použitie kovového vápnika je ako redukčné činidlo pri výrobe kovov, najmä niklu, medi a nehrdzavejúcej ocele. Vápnik a jeho hydrid sa tiež používajú na získanie ťažko obnoviteľných kovov, ako je chróm, tórium a urán. Zliatiny vápnika s olovom sa používajú v akumulátoroch a ložiskových zliatinách. Vápnikové granule sa tiež používajú na odstránenie stôp vzduchu z elektrovákuových zariadení.
Biologická úloha
Vápnik je bežnou makroživinou rastlín, zvierat a ľudí. U ľudí a iných stavovcov sa ho väčšina nachádza v kostre a zuboch vo forme fosfátov. Od rôzne formy uhličitan vápenatý (vápno) tvoria kostry väčšiny skupín bezstavovcov (huby, koralové polypy, mäkkýše atď.). Vápnikové ióny sa podieľajú na procesoch zrážania krvi, ako aj na udržiavaní konštantného osmotického tlaku krvi. Vápnikové ióny slúžia aj ako jeden z univerzálnych druhých poslov a regulujú celý rad vnútrobunkových procesov – svalovú kontrakciu, exocytózu vrátane sekrécie hormónov a neurotransmiterov atď. Koncentrácia vápnika v cytoplazme ľudských buniek je asi 10−7 mol, v medzibunkových tekutinách asi 10− 3 mol.
STRONTIUM
Byť v prírode
Stroncium sa nevyskytuje vo voľnej forme. Je súčasťou asi 40 minerálov. Z nich je najvýznamnejší celestín SrSO4 (51,2 % Sr). Ťaží sa aj strontianit SrCO3 (64,4 % Sr). Tieto dva minerály majú priemyselný význam. Najčastejšie je stroncium prítomné ako nečistota v rôznych mineráloch vápnika.
Medzi ďalšie minerály stroncia patria:
SrAl3(As04)SO4(OH)6 - kemmlicit;
Sr2Al(CO3)F5 - stenonit;
SrAl2(CO3)2(OH)4H2O - strontiodresserit;
SrAl3(P04)2(OH)5H20 - goyazit;
Sr2Al(P04)2OH - gudkenit;
SrAl3(P04)SO4(OH)6 - svanbergit;
Sr(AlSiO4)2 - slosonit;
Sr(AlSi3O8)2 5H2O - brussterit;
Sr5(AsO4)3F - fermorit;
Sr2(B14O23) 8H2O - stroncium-ginorit;
Sr2(B5O9)Cl Н2О - chilhardit stroncia;
SrFe3(P04)2(OH)5H20 - lusunit;
SrMn2(VO4)2 4Н2О - santafeit;
Sr5(P04)3OH - belavý;
SrV(Si2O7) - šaradait.
Pokiaľ ide o úroveň fyzického výskytu v zemskej kôre, stroncium zaujíma 23. miesto - jeho hmotnostný zlomok je 0,014% (v litosfére - 0,045%). Molárny zlomok kovu v zemskej kôre je 0,0029%. Stroncium sa nachádza v morskej vode (8 mg/l).
V prírode sa stroncium vyskytuje ako zmes 4 stabilných izotopov 84Sr (0,56 %), 86Sr (9,86 %), 87Sr (7,02 %), 88Sr (82,56 %).

Potvrdenie
Existujú 3 spôsoby, ako získať kovové stroncium:
tepelný rozklad niektorých zlúčenín
elektrolýza
redukcia oxidu alebo chloridu.
Chemické vlastnosti
Stroncium vo svojich zlúčeninách vždy vykazuje +2 valenciu. Svojimi vlastnosťami je stroncium blízke vápniku a bária a zaujíma medzi nimi strednú polohu.
V elektrochemickej sérii napätí patrí stroncium medzi najaktívnejšie kovy (jeho normálny elektródový potenciál je -2,89 V. Intenzívne reaguje s vodou za vzniku hydroxidu:
Sr + 2H20 = Sr(OH)2 + H2
Reaguje s kyselinami ťažké kovy z ich solí. Slabo reaguje s koncentrovanými kyselinami (H2SO4, HNO3).
Kovové stroncium rýchlo oxiduje na vzduchu a vytvára žltkastý film, v ktorom sú okrem oxidu SrO vždy prítomné peroxid SrO2 a nitrid Sr3N2. Pri zahrievaní na vzduchu sa vznieti, práškové stroncium na vzduchu je náchylné na samovznietenie.
Prudko reaguje s nekovmi - sírou, fosforom, halogénmi. Interaguje s vodíkom (nad 200 °C), dusíkom (nad 400 °C). Prakticky nereaguje s alkáliami.
Pri vysokých teplotách reaguje s CO2 za vzniku karbidu:
5Sr + 2C02 = SrC2 + 4SrO
Ľahko rozpustné soli stroncia s aniónmi Cl–, I–, NO3–. Soli s aniónmi F–, SO42–, CO32–, PO43– sú ťažko rozpustné.
Aplikácia
Hlavné oblasti použitia stroncia a jeho chemické zlúčeniny- ide o rádioelektronický priemysel, pyrotechniku, hutníctvo, potravinársky priemysel.
Hutníctvo
Stroncium sa používa na legovanie medi a niektorých jej zliatin, na zavádzanie olovených zliatin do batérií, na odsírenie liatiny, medi a ocelí.
Metalthermy
Na redukciu uránu sa používa stroncium s čistotou 99,99-99,999%.
Magnetické materiály
Magneticky tvrdé ferity stroncia sú široko používané ako materiály na výrobu permanentných magnetov.
Pyrotechnika
V pyrotechnike sa na zafarbenie plameňa do karmínovej červenej používa uhličitan strontnatý, dusičnan, chloristan. Zliatina horčíka a stroncia má najsilnejšie pyroforické vlastnosti a používa sa v pyrotechnike na zápalné a signálne kompozície.
Jadrová energia
Uranát strontnatý zohráva významnú úlohu pri výrobe vodíka (cyklus uranátu stroncia, Los Alamos, USA) termochemickou metódou (energia atómového vodíka) a najmä sa vyvíjajú metódy priameho štiepenia jadier uránu v zložení uranátu strontnatého na výrobu tepla pri rozklade vody na vodík a kyslík.

Oxid strontnatý sa používa ako súčasť supravodivej keramiky.
Zdroje chemického prúdu
Fluorid strontnatý sa používa ako súčasť pevných fluórových batérií s obrovskou energetickou kapacitou a hustotou energie.
Zliatiny stroncia s cínom a olovom sa používajú na odlievanie vodičov batérie. Zliatiny stroncia a kadmia pre anódy galvanických článkov.
Biologická úloha
Vplyv na ľudské telo
Netreba si zamieňať účinok prírodných (nerádioaktívnych, málo toxických a navyše široko používaných na liečbu osteoporózy) a rádioaktívnych izotopov stroncia na ľudský organizmus.
Prírodné stroncium je neoddeliteľnou súčasťou mikroorganizmov, rastlín a živočíchov. Stroncium je analóg vápnika, takže sa najúčinnejšie ukladá v kostnom tkanive. Menej ako 1 % sa zadržiava v mäkkých tkanivách. Stroncium sa vysokou rýchlosťou hromadí v tele detí do štyroch rokov, kedy dochádza k aktívnej tvorbe kostného tkaniva. Výmena stroncia sa mení pri niektorých ochoreniach tráviaceho systému a kardiovaskulárneho systému.
BÁRIUM
Byť v prírode
Obsah bária v zemskej kôre je 0,05 % hmotnosti; v morskej vode je priemerný obsah bária 0,02 mg / liter. Bárium je aktívne, patrí do podskupiny kovov alkalických zemín a je pomerne silne viazané v mineráloch. Hlavnými minerálmi sú baryt (BaSO4) a witherit (BaCO3).
Vzácne báryové minerály: celsiánsky alebo bárnatý živec (hlinitosilikát bárnatý), hyalofan (zmes hlinitokremičitanu bária a draselného), nitrobarit (dusičnan bárnatý) atď.

izotopy
Prírodné bárium pozostáva zo zmesi siedmich stabilných izotopov: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba. Posledne menované je najčastejšie (71,66 %). Známe sú aj rádioaktívne izotopy bária, z ktorých najvýznamnejší je 140Ba. Vzniká pri rozpade uránu, tória a plutónia.
Potvrdenie
Hlavnou surovinou na získanie bária je barytový koncentrát (80-95 % BaSO4), ktorý sa zase získava flotáciou barytu. Síran bárnatý sa ďalej redukuje koksom alebo zemným plynom:
BaSO4 + 4С = BaS + 4CO
BaS04 + 2CH4 = BaS + 2С + 4H20.
Ďalej sa sulfid po zahriatí hydrolyzuje na hydroxid bárnatý Ba (OH) 2 alebo sa pôsobením CO2 premení na nerozpustný uhličitan bárnatý BaCO3, ktorý sa potom premení na oxid bárnatý BaO (kalcinácia pri 800 °C pre Ba (OH) ) 2 a viac ako 1000 °C pre BaCO3):
BaS + 2H20 = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba(OH)2 = BaO + H20
BaCO3 = BaO + CO2
Kovové bárium sa získava z oxidu redukciou hliníka vo vákuu pri 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Bárium sa čistí vákuovou destiláciou alebo zónovým tavením.
Chemické vlastnosti
Bárium je kov alkalických zemín. Na vzduchu bárium rýchlo oxiduje za vzniku zmesi oxidu bárnatého BaO a nitridu bárnatého Ba3N2 a pri miernom zahriatí sa vznieti. Prudko reaguje s vodou za vzniku hydroxidu bárnatého Ba (OH) 2:
Ba + 2H2O \u003d Ba (OH)2 + H2
Aktívne interaguje so zriedenými kyselinami. Mnohé soli bária sú nerozpustné alebo mierne rozpustné vo vode: síran bárnatý BaSO4, siričitan bárnatý BaSO3, uhličitan bárnatý BaCO3, fosforečnan bárnatý Ba3(PO4)2. Sulfid bárnatý BaS je na rozdiel od sulfidu vápenatého CaS dobre rozpustný vo vode.
Ľahko reaguje s halogénmi za vzniku halogenidov.
Pri zahrievaní s vodíkom vytvára hydrid bárnatý BaH2, ktorý zase s hydridom lítnym LiH poskytuje komplex Li.
Reaguje na zahrievanie s amoniakom:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Pri zahrievaní nitrid bárnatý Ba3N2 reaguje s CO za vzniku kyanidu:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
S tekutým amoniakom dáva tmavomodrý roztok, z ktorého možno izolovať amoniak, ktorý má zlatistý lesk a ľahko sa rozkladá za eliminácie NH3. V prítomnosti platinového katalyzátora sa amoniak rozkladá na amid bárnatý:
= Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Karbid bária BaC2 možno získať zahrievaním BaO s uhlím v oblúkovej peci.
S fosforom tvorí fosfid Ba3P2.
Bárium redukuje oxidy, halogenidy a sulfidy mnohých kovov na zodpovedajúci kov.
Aplikácia
Antikorózny materiál
Bárium sa pridáva spolu so zirkónom do chladív tekutých kovov (zliatiny sodíka, draslíka, rubídia, lítia, cézia), aby sa znížila jeho agresivita voči potrubiam a v metalurgii.
Feroelektrické a piezoelektrické
Titaničitan bárnatý sa používa ako dielektrikum pri výrobe keramických kondenzátorov a ako materiál pre piezoelektrické mikrofóny a piezokeramické žiariče.
Optika
Fluorid bárnatý sa používa vo forme monokryštálov v optike (šošovky, hranoly).
Pyrotechnika
Peroxid bárnatý sa používa v pyrotechnike a ako oxidačné činidlo. Dusičnan bárnatý a chlorečnan bárnatý sa používajú v pyrotechnike na farbenie plameňov (zelený oheň).
Atómová vodíková energia
Chróman bárnatý sa používa pri výrobe vodíka a kyslíka termochemickou metódou (cyklus Oak Ridge, USA).
Vysokoteplotná supravodivosť
Oxid bárnatý spolu s oxidmi medi a kovov vzácnych zemín sa používa na syntézu supravodivej keramiky pracujúcej pri teplotách tekutého dusíka a vyšších.
Jadrová energia
Oxid bárnatý sa používa na tavenie špeciálneho druhu skla – používa sa na obaľovanie uránových tyčí. Jeden z rozšírených typov takýchto skiel má nasledujúce zloženie - (oxid fosforu - 61%, BaO - 32%, oxid hlinitý - 1,5%, oxid sodný - 5,5%). Pri výrobe skla pre jadrový priemysel sa používa aj fosforečnan bárnatý.
Zdroje chemického prúdu
Fluorid bárnatý sa používa v pevných fluórových batériách ako zložka fluoridového elektrolytu.
Oxid bárnatý sa používa vo výkonných batériách z oxidu medi ako zložka aktívnej hmoty (oxid bárnatý-oxid medi).
Síran bárnatý sa používa ako expandér aktívnej hmoty zápornej elektródy pri výrobe olovených batérií.

Ceny
Ceny kovového bária v ingotoch s čistotou 99,9 % sa pohybujú okolo 30 USD za 1 kg.
Biologická úloha
Biologická úloha bária nebola dostatočne študovaná. Nie je zahrnutý v počte životne dôležitých stopových prvkov. Všetky rozpustné soli bária sú vysoko toxické.
RÁDIUM
Rádium (lat. Radium), Ra, rádioaktívny chemický prvok skupiny II periodického systému Mendelejeva, atómové číslo 88. Známe sú izotopy Ra s hmotnostnými číslami 213, 215, 219-230. Najdlhší je a-rádioaktívny 226Ra s polčasom rozpadu asi 1600 rokov. V prírode sa ako členovia prirodzenej rádioaktívnej série vyskytujú 222Ra (špeciálny názov izotopu je aktínium-X, symbol AcX), 224Ra (Thorium-X, ThX), 226Ra a 228Ra (mezotórium-I, MsThI).
PRÍBEH
O objave Ra informovali v roku 1898 manželia P. a M. Curieovci spolu s J. Bemontom krátko po tom, čo A. Becquerel prvýkrát (v roku 1896) objavil fenomén rádioaktivity na soliach uránu. V roku 1897 M. Sklodowska-Curie, ktorá pôsobila v Paríži, zistila, že intenzita žiarenia emitovaného uránovou živicou (minerál uraninit) je oveľa vyššia, ako by sa dalo očakávať, vzhľadom na obsah uránu v živici. Sklodowska-Curie naznačila, že to bolo spôsobené prítomnosťou zatiaľ neznámeho minerálu rádioaktívne látky. Dôkladná chemická štúdia uránovej smoly umožnila objaviť dva nové prvky - najprv polónium a o niečo neskôr - R. Počas izolácie R. sa správanie nového prvku sledovalo jeho vyžarovaním, a preto bol prvok pomenované z lat. polomer - lúč. Aby sa izolovala čistá zlúčenina R., manželia Curieovci v laboratórnych podmienkach spracovali asi 1 tonu továrenského odpadu, ktorý zostal po extrakcii uránu z uránovej smoly. Konkrétne sa uskutočnilo najmenej 10 000 rekryštalizácií z vodných roztokov zmesi BaCl2 a RaCl2 (zlúčeniny bária slúžia pri extrakcii R. ako tzv. izomorfné nosiče). Ako výsledok sa získalo 90 mg čistého RaCI2.
Ra je mimoriadne vzácny prvok. V uránových rudách, ktoré sú jeho hlavným zdrojom, predstavuje 1 tona U nie viac ako 0,34 g Ra. R. patrí k vysoko rozptýleným prvkom a nachádza sa vo veľmi malých koncentráciách v širokej škále objektov.
Všetky zlúčeniny Ra vykazujú na vzduchu bledomodrú luminiscenciu. V dôsledku samoabsorpcie a- a b-častíc emitovaných počas rádioaktívneho rozpadu 226Ra a jeho dcérskych produktov uvoľňuje každý gram 226Ra asi 550 J (130 cal) tepla za hodinu, takže teplota prípravkov Ra je vždy mierne vyššia ako okolitá.
FYZIKÁLNE VLASTNOSTI
Ra je striebristo biely lesklý kov, ktorý na vzduchu rýchlo bledne. Kubická mriežka je centrovaná na telo, vypočítaná hustota je 5,5 g/cm3. Podľa rôznych zdrojov tpl. je 700-960 °С, tkip je asi 1140 °С. Na vonkajšom elektrónovom obale atómu R. sú 2 elektróny (konfigurácia 7s2). V súlade s tým má R. iba jeden oxidačný stav, +2 (valencia II). Chemickými vlastnosťami sa R. najviac podobá báriu, je však aktívnejší. Pri izbovej teplote sa R. spája s kyslíkom za vzniku oxidu RaO a s dusíkom za vzniku nitridu Ra3N2. R. prudko reaguje s vodou, pričom sa uvoľňuje H2 a vzniká silná zásada Ra(OH)2. Chlorid, bromid, jodid, dusičnan a R. sulfid sú vo vode ľahko rozpustné, uhličitan, síran, chróman a šťavelan sú slabo rozpustné.
CHEMICKÉ VLASTNOSTI
Podľa chem. Rádium St-you je podobné ako Va. Takmer všetky zlúčeniny rádia sú izomorfné s príslušnými zlúčeninami. Wa. Na vzduchu je kovové rádium rýchlo pokryté tmavým filmom, ktorý je zmesou nitridu a oxidu rádia. Kovové rádium prudko reaguje s vodou za vzniku hydroxidu Ra(OH)2, ktorý je rozpustný vo vode, a uvoľňuje H2. Elektródový potenciál uvoľňovania rádia z vodných roztokov je -1,718 V (vzhľadom na normálnu kalomelovú elektródu).

Zlúčeniny rádia majú St-tion autoluminiscenčnú žiaru v tme vďaka svojej vlastnej. žiarenia. Mn. soli rádia bezfarebné, ale keď sa pôsobením rozložia. vlastné žiarenie sa stáva žltým alebo hnedým. No sol. vo vode RaCl2 (teplota topenia 900 °C, hustota 4,91 g/cm3; pozri tiež tabuľku), RaBr2 (teplota topenia 728 °C, hustota 5,79 g/cm3), RaI2 a Ra(N03)2. Lepšie ako iné rozpúšťadlá vo vode RaBr2 (70 g v 100 g pri 20 °C). Chlorid a bromid raditý kryštalizujú z vody vo forme kryštalických hydrátov s dvoma alebo šiestimi molekulami H2O. Málo rozpustné zlúčeniny - síran RaSO4 (cca 2 10-4 g v 100 g vody pri 20°C), jodičnan Ra (IO3) 2, fluorid RaF2, chróman RaCrO4, uhličitan RaCO3 a oxalát RaC2O4. Sú známe komplexy rádia s kyselinou citrónovou, vínnou, jablčnou, mliečnou, etyléndiamíntetraoctovou a inými ligandami. V porovnaní s inými alkalickými zeminami. kovy, má rádium slabší sklon k tvorbe komplexov.
Rádium sa izoluje vo forme RaCl2 alebo iných solí ako vedľajší produkt spracovania uránových rúd (po extrakcii U z nich), metódami zrážania, frakčnej kryštalizácie, iónovej výmeny; kovové rádium sa získava elektrolýzou roztoku RaCl2 na ortuťovej katóde, redukciou RaO hliníkom pri zahrievaní. vo vákuu.

APLIKÁCIA
Štúdium vlastností Ra zohralo obrovskú úlohu vo vývoji vedeckých poznatkov, pretože. umožnili objasniť mnohé otázky spojené s fenoménom rádioaktivity. Ra bol dlhý čas jediným prvkom, ktorého rádioaktívne vlastnosti našli praktické uplatnenie (v medicíne; na prípravu svetelných kompozícií atď.). Teraz je však vo väčšine prípadov výhodnejšie použiť nie Ra, ale lacnejšie umelé rádioaktívne izotopy iných prvkov. Ra si zachoval určitý význam v medicíne ako zdroj radónu pri liečbe radónových kúpeľov. V malom množstve sa R. vynakladá na prípravu zdrojov neutrónov (v zmesi s berýliom) a na výrobu ľahkých kompozícií (v zmesi so sulfidom zinočnatým).

BIOLOGICKÁ ÚLOHA
Rádium v ​​tele. Z prírodných rádioaktívnych izotopov má najväčší biologický význam dlhožijúci 226Ra. R. je v rôznych častiach biosféry rozmiestnený nerovnomerne. Existujú geochemické provincie s vysoký obsah R. Hromadenie R. v orgánoch a tkanivách rastlín sa riadi všeobecným vzorcom absorpcie minerálnych látok a závisí od druhu rastliny a podmienok jej rastu. Zvyčajne sa nachádza v koreňoch a listoch bylinné rastliny R. viac ako v stonkách a orgánoch rozmnožovania; najviac R. v kôre a dreve. Priemerný obsah R. v kvitnúcich rastlinách je 0,3-9,0 × 10-11 kúrie / kg, v mori. riasy 0,2-3,2×10-11 curie/kg.
Do tela zvierat a ľudí sa dostáva s potravou, v ktorej je neustále prítomný (v pšenici 20-26 × 10-15 g/g, v zemiakoch 67-125 × 10-15 g/g, v mäse 8 × 10-15 g / g), ako aj s pitnou vodou. Denný príjem 226Ra do ľudského tela potravou a vodou je 2,3 × 10-12 curies a straty močom a stolicou sú 0,8 × 10-13 a 2,2 × 10-12 curies. Asi 80 % R., ktorý sa dostane do tela (chemickými vlastnosťami je blízky Ca) sa hromadí v kostnom tkanive. Udržanie R. v ľudskom tele závisí od oblasti pobytu a charakteru potravy. Veľké koncentrácie R. v organizme majú škodlivý vplyv na zvieratá a ľudí, spôsobujú bolestivé zmeny v podobe osteoporózy, spontánnych zlomenín, nádorov. Obsah R. v pôde nad 1 × 10-7-10-8 curie / kg výrazne brzdí rast a vývoj rastlín.

Trieda: 9

Typ lekcie: učenie sa nového materiálu.

Typ lekcie: kombinovaná lekcia

Ciele lekcie:

Návody: formovanie vedomostí žiakov o prvkoch alkalických zemín ako typických kovoch, poňatie vzťahu medzi štruktúrou atómov a vlastnosťami (fyzikálnymi a chemickými).

vyvíja sa: rozvoj zručností výskumné činnosti, schopnosť extrahovať informácie z rôznych zdrojov, porovnávať, zovšeobecňovať, vyvodzovať závery.

Pedagógovia: pestovanie trvalého záujmu o predmet, pestovanie takých morálnych vlastností, ako je presnosť, disciplína, nezávislosť, zodpovedný prístup k zadanej úlohe.

Metódy: problémové, pátracie, laboratórne práce, samostatná prácaštudentov.

Vybavenie: počítač, bezpečnostný stôl, disk „Virtuálne laboratórium v ​​chémii“, prezentácia .

Počas vyučovania

1. Organizačný moment.

2. Úvodné slovo učiteľa.

Študujeme sekciu, kovy, a viete, čo majú kovy veľký význam v živote moderný človek. V predchádzajúcich lekciách sme sa zoznámili s prvkami I. skupiny hlavnej podskupiny – alkalických kovov. Dnes začíname študovať kovy skupiny II hlavnej podskupiny - kovy alkalických zemín. Aby sme si osvojili materiál lekcie, musíme si zapamätať najdôležitejšie otázky, ktoré sme uvažovali v predchádzajúcich lekciách.

3. Aktualizácia poznatkov.

Konverzácia.

Kde sú alkalické kovy v periodickom systéme D.I. Mendelejev?

študent:

V periodickom systéme sa alkalické kovy nachádzajú v skupine I hlavnej podskupiny, na vonkajšej úrovni 1 elektrónu, ktorý alkalické kovy ľahko rozdávajú, preto vo všetkých zlúčeninách vykazujú oxidačný stav +1. S nárastom veľkosti atómov z lítia na francium klesá ionizačná energia atómov a spravidla sa zvyšuje ich chemická aktivita.

učiteľ:

Fyzikálne vlastnosti alkalických kovov?

študent:

Všetky alkalické kovy sú strieborno-bielej farby s jemnými odtieňmi, ľahké, mäkké a taviteľné. Ich tvrdosť a teplota topenia prirodzene klesá z lítia na cézium.

učiteľ:

Znalosť chemických vlastností alkalických kovov si preveríme formou malej testovacej práce na možnosti:

• jamožnosť: Napíšte reakčné rovnice pre interakciu sodíka s kyslíkom, chlórom, vodíkom, vodou. Špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
• I možnosť: Napíšte reakčné rovnice pre interakciu lítia s kyslíkom, chlórom, vodíkom, vodou. Špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
• I I I možnosť: Napíšte reakčné rovnice pre interakciu draslíka s kyslíkom, chlórom, vodíkom, vodou. Špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

učiteľ: Témou našej lekcie sú „kovy alkalických zemín“

Ciele lekcie: daj všeobecné charakteristiky kovy alkalických zemín.

Zvážte ich elektronickú štruktúru, porovnajte fyzikálne a chemické vlastnosti.

Prečítajte si o najdôležitejších zlúčeninách týchto kovov.

Určite rozsah týchto zlúčenín.

Náš plán hodiny je napísaný na tabuli, budeme pracovať podľa plánu, pozrite si prezentáciu.

1. Postavenie kovov v periodickom systéme D.I. Mendelejev.
2. Štruktúra atómu alkalického kovu.
3. fyzikálne vlastnosti.
4. Chemické vlastnosti.
5. Použitie kovov alkalických zemín.

Konverzácia.

učiteľ:

Na základe predchádzajúcich poznatkov odpovieme na nasledujúce otázky: ďalšie otázky: Na odpoveď použijeme periodickú tabuľku chemické prvky DI. Mendelejev.

1. Vymenujte kovy alkalických zemín

študent:

Ide o horčík, vápnik, stroncium, bárium, rádium.

učiteľ:

2. Prečo sa tieto kovy nazývajú alkalické zeminy?

študent:

Pôvod tohto názvu je spôsobený skutočnosťou, že ich hydroxidy sú alkálie a ich oxidy sú podobné žiaruvzdornosti ako oxidy hliníka a železa, ktoré sa predtým nosili. spoločný názov"pristátie"

učiteľ:

3. Umiestnenie kovov alkalických zemín v PSCE D.I. Mendelejev.

študent:

Skupina II je hlavnou podskupinou. Kovy skupiny II hlavnej podskupiny majú 2 elektróny na vonkajšej energetickej úrovni, umiestnené v menšej vzdialenosti od jadra ako alkalické kovy. Preto sú ich redukčné vlastnosti, aj keď sú skvelé, stále menšie ako u prvkov skupiny I. Posilnenie redukčných vlastností je pozorované aj pri prechode z Mg na Ba, čo je spojené so zväčšením polomerov ich atómov, vo všetkých zlúčeninách vykazujú oxidačný stav +2.

učiteľ: Fyzikálne vlastnosti kovov alkalických zemín?

študent:

Kovy skupiny II hlavnej podskupiny sú striebristo-biele látky, ktoré dobre vedú teplo a elektriny. Ich hustota sa zvyšuje z Be na Ba, pričom teplota topenia naopak klesá. Sú oveľa tvrdšie ako alkalické kovy. Všetky, okrem berýlia, majú schopnosť zafarbiť plameň v rôznych farbách.

problém: Ako sa kovy alkalických zemín nachádzajú v prírode?

Prečo sa kovy alkalických zemín vyskytujú v prírode väčšinou vo forme zlúčenín?

Odpoveď: V prírode sú kovy alkalických zemín vo forme zlúčenín, pretože majú vysokú chemickú aktivitu, ktorá zase závisí od charakteristík elektronická štruktúra atómov (prítomnosť dvoch nepárové elektróny na vonkajšej energetickej úrovni)

Fizkultminutka - odpočinok pre oči.

učiteľ:

Poznať všeobecné fyzikálne vlastnosti, aktivitu kovov, predpokladať chemické vlastnosti kovov alkalických zemín. S akými látkami interagujú alkalické kovy?

študent:

Kovy alkalických zemín interagujú s jednoduchými aj zložitými látkami. Aktívne interagujú s takmer všetkými nekovmi (s halogénmi, vodíkom, tvoria hydridy). Z komplexných látok s vodou - tvoriace vo vode rozpustné zásady - zásady a s kyselinami.

učiteľ:

A teraz si v experimentoch overíme správnosť našich predpokladov o chemických vlastnostiach kovov alkalických zemín.

4. Laboratórne práce vo virtuálnom laboratóriu.

Cieľ: uskutočňovať reakcie potvrdzujúce chemické vlastnosti kovov alkalických zemín.

Opakujeme bezpečnostné pravidlá pre prácu s kovmi alkalických zemín.

• pracovať v digestore
• na podnose
• so suchými rukami
• brať v malých množstvách

Pracujeme s textom, ktorý čítame vo virtuálnom laboratóriu.

Skúsenosť č. 1. Interakcia vápnika s vodou.

Zážitok číslo 2. Spaľovanie horčíka, vápnika, stroncia, bária

Zapíšte si rovnice reakcie a pozorovania do zošita.

5. Zhrnutie hodiny, klasifikácia.

5. Odraz.

Čo si z hodiny pamätáš, čo sa ti páčilo?

6. Domáce úlohy.

§ 12 cvičenie 1(b) cvičenie 4

Literatúra.

1. Rudzitis G.E., Feldman F.G. Chémia 9.- Moskva.: Vzdelávanie, 2001
2. Gabrielyan O.S. Chémia 9.-Moskva.: Drop, 2008
3. Gabrielyan O.S., Ostroumov I.G. Príručka učiteľa. Chémia 9.-Moskva.: Drop 2002
4. Gabrielyan O.S. Ovládanie a overovacie práce. Chémia 9.-Moskva.: Drop, 2005.
5. Zbierka virtuálneho laboratória. Vzdelávacie elektronické vydanie

Skupina IIA obsahuje iba kovy - Be (berýlium), Mg (horčík), Ca (vápnik), Sr (stroncium), Ba (bárium) a Ra (rádium). Chemické vlastnosti prvého zástupcu tejto skupiny, berýlia, sa najvýraznejšie líšia od chemických vlastností ostatných prvkov tejto skupiny. Jeho chemické vlastnosti sú v mnohých ohľadoch ešte viac podobné hliníku ako iným kovom skupiny IIA (tzv. „diagonálna podobnosť“). Horčík, pokiaľ ide o chemické vlastnosti, sa tiež výrazne líši od Ca, Sr, Ba a Ra, ale stále má oveľa podobnejšie chemické vlastnosti ako berýlium. Pre výraznú podobnosť chemických vlastností vápnika, stroncia, bária a rádia sa spájajú do jednej rodiny, tzv. alkalickej zeminy kovy.

Všetky prvky skupiny IIA patria do s-prvky, t.j. obsahujú všetky ich valenčné elektróny s-podúroveň. Elektrónová konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy všetkých chemických prvkov tejto skupiny má teda tvar ns 2 , Kde n– číslo obdobia, v ktorom sa prvok nachádza.

Kvôli zvláštnostiam elektrónovej štruktúry kovov skupiny IIA sú tieto prvky okrem nuly schopné mať iba jeden jediný oxidačný stav, rovný +2. Jednoduché látky tvorené prvkami skupiny IIA, za účasti akýchkoľvek chemické reakcie môže len oxidovať, t.j. darovať elektróny:

Ja 0 - 2e - → Ja +2

Vápnik, stroncium, bárium a rádium sú mimoriadne reaktívne. Jednoduché látky nimi tvorené sú veľmi silné redukčné činidlá. Horčík je tiež silné redukčné činidlo. Redukčná aktivita kovov sa riadi všeobecnými zákonmi periodického zákona D.I. Mendelejev a zvyšuje sa v podskupine.

Interakcia s jednoduchými látkami

s kyslíkom

Bez zahrievania berýlium a horčík nereagujú ani so vzdušným kyslíkom, ani s čistým kyslíkom, pretože sú pokryté tenkými ochrannými filmami, ktoré pozostávajú z oxidov BeO a MgO. Ich skladovanie si nevyžaduje žiadne špeciálne spôsoby ochrany pred vzduchom a vlhkosťou, na rozdiel od kovov alkalických zemín, ktoré sú uložené pod vrstvou voči nim inertnej kvapaliny, najčastejšie petroleja.

Be, Mg, Ca, Sr pri spaľovaní v kyslíku tvoria oxidy zloženia MeO a Ba - zmes oxidu bárnatého (BaO) a peroxidu bárnatého (BaO 2):

2Mg + O2 \u003d 2MgO

2Ca + O2 \u003d 2CaO

2Ba + O2 \u003d 2BaO

Ba + O2 \u003d BaO2

Treba si uvedomiť, že pri spaľovaní kovov alkalických zemín a horčíka na vzduchu prebieha vedľa seba aj reakcia týchto kovov so vzdušným dusíkom, v dôsledku čoho okrem zlúčenín kovov s kyslíkom vznikajú nitridy so všeobecným vzniká tiež vzorec Me3N2.

s halogénmi

Berýlium reaguje s halogénmi iba pri vysokých teplotách, zatiaľ čo ostatné kovy skupiny IIA už pri izbovej teplote:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - jodid horečnatý

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - bromid vápenatý

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - chlorid bárnatý

s nekovmi IV–VI skupín

Všetky kovy skupiny IIA reagujú pri zahrievaní so všetkými nekovmi skupín IV-VI, ale v závislosti od polohy kovu v skupine, ako aj od aktivity nekovov, je potrebný iný stupeň zahrievania. Keďže berýlium je chemicky najinertnejšie spomedzi všetkých kovov skupiny IIA, jeho reakcie s nekovmi vyžadujú podstatne viac O vysoká teplota.

Treba poznamenať, že reakciou kovov s uhlíkom môžu vznikať karbidy rôzneho charakteru. Existujú karbidy súvisiace s metanoidmi a konvenčne považované za deriváty metánu, v ktorých sú všetky atómy vodíka nahradené kovom. Obsahujú rovnako ako metán uhlík v oxidačnom stave -4 a pri ich hydrolýze alebo interakcii s neoxidačnými kyselinami je metán jedným z produktov. Existuje aj ďalší typ karbidov - acetylénidy, ktoré obsahujú ión C 2 2-, čo je vlastne fragment molekuly acetylénu. Karbidy acetylénidového typu po hydrolýze alebo interakcii s neoxidačnými kyselinami tvoria acetylén ako jeden z reakčných produktov. Aký typ karbidu - metanidu alebo acetylénu - sa získa interakciou jedného alebo druhého kovu s uhlíkom, závisí od veľkosti katiónu kovu. Spravidla sa metanoidy tvoria s kovovými iónmi s malým polomerom, s iónmi väčším veľká veľkosť- acetylénidy. V prípade kovov druhej skupiny sa metanoid získava interakciou berýlia s uhlíkom:

Zvyšné kovy skupiny II A tvoria acetylénidy s uhlíkom:

S kremíkom tvoria kovy skupiny IIA silicidy - zlúčeniny typu Me 2 Si, s dusíkom - nitridy (Me 3 N 2), fosfor - fosfidy (Me 3 P 2):

s vodíkom

Všetky kovy alkalických zemín reagujú pri zahrievaní s vodíkom. Na to, aby horčík reagoval s vodíkom, nestačí len zahrievanie ako pri kovoch alkalických zemín, okrem vysokej teploty je potrebný aj zvýšený tlak vodíka. Berýlium nereaguje s vodíkom za žiadnych podmienok.

Interakcia s komplexnými látkami

s vodou

Všetky kovy alkalických zemín aktívne reagujú s vodou za vzniku alkálií (rozpustných hydroxidov kovov) a vodíka. Horčík reaguje s vodou iba počas varu, pretože pri zahrievaní sa ochranný oxidový film MgO rozpúšťa vo vode. V prípade berýlia je ochranný oxidový film veľmi odolný: voda s ním nereaguje ani pri vare, ani pri teplote červeného tepla:

s neoxidačnými kyselinami

Všetky kovy hlavnej podskupiny skupiny II reagujú s neoxidačnými kyselinami, pretože sú v sérii aktivít vľavo od vodíka. V tomto prípade sa vytvorí soľ zodpovedajúcej kyseliny a vodíka. Príklady reakcií:

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

Mg + 2HBr \u003d MgBr2 + H2

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

s oxidačnými kyselinami

- zriedená kyselina dusičná

So zried kyselina dusičná reagujú všetky kovy skupiny IIA. V tomto prípade sú produktmi redukcie namiesto vodíka (ako v prípade neoxidačných kyselín) oxidy dusíka, najmä oxid dusnatý (I) (N 2 O), v prípade vysoko zriedenej kyseliny dusičnej dusičnan amónny ( NH4NO3):

4Ca + 10HNO 3 ( razb .) \u003d 4Ca (N03)2 + N20 + 5H20

4Mg + 10HN03 (veľmi dezagregované)\u003d 4Mg (N03)2 + NH4NO3 + 3H20

- koncentrovaná kyselina dusičná

Koncentrovaná kyselina dusičná pri bežnej (alebo nízkej) teplote pasivuje berýlium, t.j. nereaguje s ním. Pri varení je reakcia možná a prebieha hlavne v súlade s rovnicou:

Horčík a kovy alkalických zemín reagujú s koncentrovanou kyselinou dusičnou za vzniku širokej škály rôznych produktov redukcie dusíka.

- koncentrovaná kyselina sírová

Berýlium sa pasivuje koncentrovanou kyselinou sírovou, t.j. za normálnych podmienok s ním nereaguje, reakcia však prebieha počas varu a vedie k tvorbe síranu berýlia, oxidu siričitého a vody:

Be + 2H2S04 → BeSO4 + S02 + 2H20

Bárium je tiež pasivované koncentrovanou kyselinou sírovou v dôsledku tvorby nerozpustného síranu bárnatého, ale pri zahrievaní s ním reaguje, síran bárnatý sa pri zahrievaní v koncentrovanej kyseline sírovej rozpúšťa v dôsledku jeho premeny na hydrogénsíran bárnatý.

Zvyšné kovy hlavnej skupiny IIA reagujú s koncentrovanou kyselinou sírovou za akýchkoľvek podmienok, vrátane chladu. Redukcia síry môže nastať na SO 2, H 2 S a S v závislosti od aktivity kovu, reakčnej teploty a koncentrácie kyseliny:

Mg + H2S04 ( konc .) \u003d MgS04 + S02 + H20

3Mg + 4H2S04 ( konc .) \u003d 3MgS04 + S↓ + 4H20

4Ca + 5H2S04 ( konc .) \u003d 4CaS04 + H2S + 4H20

s alkáliami

Horčík a kovy alkalických zemín neinteragujú s alkáliami a berýlium ľahko reaguje s alkalickými roztokmi aj s bezvodými alkáliami počas fúzie. Súčasne, keď sa reakcia uskutočňuje v vodný roztok do reakcie je zapojená aj voda a produktmi sú tetrahydroxoberyláty alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín a plynný vodík:

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

Pri uskutočňovaní reakcie s pevnou zásadou počas fúzie vznikajú beryláty alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín a vodík.

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

s oxidmi

Kovy alkalických zemín, ako aj horčík, môžu pri zahrievaní redukovať menej aktívne kovy a niektoré nekovy zo svojich oxidov, napríklad:

Metóda obnovy kovov z ich oxidov horčíkom sa nazýva magnéziová termia.

Kovy alkalických zemín sú prvky, ktoré patria do druhej skupiny periodická tabuľka. Patria sem látky ako vápnik, horčík, bárium, berýlium, stroncium a rádium. Názov tejto skupiny naznačuje, že vo vode spôsobujú alkalickú reakciu.

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín, alebo skôr ich soli, sú v prírode široko rozšírené. Sú zastúpené minerálmi. Výnimkou je rádium, ktoré sa považuje za pomerne vzácny prvok.

Všetky vyššie uvedené kovy majú niektoré spoločné vlastnosti, ktoré ich umožnili spojiť do jednej skupiny.

Kovy alkalických zemín a ich fyzikálne vlastnosti

Takmer všetky tieto prvky sú sivasté pevné látky (aspoň pri normálnych podmienkach a Mimochodom, fyzikálne vlastnosti sú mierne odlišné - tieto látky, aj keď sú dosť perzistentné, sú ľahko ovplyvnené.

Zaujímavé je, že so sériovým číslom v tabuľke rastie aj taký ukazovateľ kovu ako hustota. Napríklad v tejto skupine má vápnik najnižší index, zatiaľ čo rádium má podobnú hustotu ako železo.

Kovy alkalických zemín: chemické vlastnosti

Na začiatok stojí za zmienku, že chemická aktivita sa zvyšuje podľa poradového čísla periodickej tabuľky. Napríklad berýlium je pomerne stabilný prvok. S kyslíkom a halogénmi reaguje len pri silnom zahriatí. To isté platí pre horčík. Ale vápnik je schopný pomaly oxidovať aj pri izbovej teplote. Zvyšní traja zástupcovia skupiny (rádium, bárium a stroncium) rýchlo reagujú so vzdušným kyslíkom už pri izbovej teplote. To je dôvod, prečo sú tieto prvky uložené, pokryté vrstvou petroleja.

Aktivita oxidov a hydroxidov týchto kovov sa zvyšuje rovnakým spôsobom. Napríklad hydroxid berýliový sa nerozpúšťa vo vode a považuje sa za amfotérnu látku, ale považuje sa za dosť silnú zásadu.

Kovy alkalických zemín a ich stručný popis

Berýlium je svetlosivý tvrdý kov s vysokou toxicitou. Prvok prvýkrát objavil v roku 1798 chemik Vauquelin. V prírode existuje niekoľko minerálov berýlia, z ktorých sa za najznámejšie považujú: beryl, fenakit, danalit a chryzoberyl. Mimochodom, niektoré izotopy berýlia sú vysoko rádioaktívne.

Je zaujímavé, že niektoré formy berylu sú cenné drahé kamene. Patria sem smaragd, akvamarín a heliodor.

Berýlium sa používa na výrobu niektorých zliatin.Tento prvok sa používa na spomalenie neutrónov.

Vápnik je jedným z najznámejších kovov alkalických zemín. Vo svojej čistej forme je to jemná biela látka so striebristým odtieňom. Čistý vápnik bol prvýkrát izolovaný v roku 1808. V prírode je tento prvok prítomný vo forme minerálov ako mramor, vápenec a sadra. Vápnik je široko používaný v moderné technológie. Používa sa ako zdroj chemického paliva a tiež ako materiál spomaľujúci horenie. Nie je žiadnym tajomstvom, že pri výrobe sa používajú zlúčeniny vápnika stavebné materiály a lieky.

Tento prvok sa nachádza aj v každom živom organizme. V podstate je zodpovedný za chod motorického aparátu.

Horčík je ľahký a pomerne tvárny kov s charakteristickou sivastou farbou. Vo svojej čistej forme bol izolovaný v roku 1808, ale jeho soli sa stali známymi oveľa skôr. Horčík sa nachádza v mineráloch ako magnezit, dolomit, karnalit, kieserit. Mimochodom, horčíková soľ poskytuje obrovské množstvo zlúčenín tejto látky možno nájsť v morskej vode.

Kovy hlavných podskupín skupín I a II. Tvrdosť vody

V periodickom systéme prvkov sa kovy nachádzajú hlavne v hlavných podskupinách skupín I-III, ako aj v sekundárnych podskupinách.

V skupine IA majú atómy prvkov na vonkajšej energetickej úrovni 1 elektrón v stave s 1, v skupine IIA majú atómy na vonkajšej EU v stave s 2 2 elektróny. Tieto prvky sú s-prvky. V skupine IIIA majú všetky prvky 3 elektróny v stave s 2 p 1 na vonkajšom EC. Vzťahujú sa na p-prvky.

Do skupiny IA patria alkalické kovy Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, ktorých aktivita sa zvyšuje pri pohybe zhora nadol v dôsledku zväčšenia polomeru atómov, vlastnosti kovov sa zvyšujú rovnako ako pri alkalických kovy zemín skupiny IIA Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra a kovy skupiny IIIA Al, Ga, In, Tl.

Oxidy typu R 2 O sú charakteristické len pre Li, pre všetky ostatné alkalické kovy sú charakteristické peroxidy R 2 O 2, ktoré sú silnými oxidačnými činidlami.

Všetky kovy týchto skupín tvoria zásadité oxidy a hydroxidy, okrem Be a Al, ktoré vykazujú amfotérne vlastnosti.

Fyzikálne vlastnosti

Vo voľnom stave sú všetky kovy strieborno-biele látky. Horčík a kovy alkalických zemín sú kujné a tvárne, skôr mäkké, aj keď tvrdšie ako alkalické kovy. Berýlium je pozoruhodné svojou značnou tvrdosťou a krehkosťou, zatiaľ čo bárium sa pri prudkom údere rozštiepi.

V kryštalickom stave za normálnych podmienok majú berýlium a horčík šesťuholníkovú kryštálovú mriežku, vápnik, stroncium majú kubickú plošne centrovanú kryštálovú mriežku, bárium má kubickú telo centrovanú kryštálovú mriežku s kovovým typom chemická väzba, čo spôsobuje ich vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť.

Kovy majú teploty topenia a varu vyššie ako alkalické kovy a so zvýšením poradového čísla prvku sa teplota topenia kovu mení nemonotónne, čo súvisí so zmenou typu kryštálovej mriežky.

Berýlium a horčík sú pokryté silným oxidovým filmom a na vzduchu sa nemenia. Kovy alkalických zemín sú veľmi aktívne, skladujú sa v uzavretých ampulkách, pod vrstvou vazelínového oleja alebo petroleja.

Niektoré fyzikálne vlastnosti berýlia, horčíka a kovov alkalických zemín sú uvedené v tabuľke.

alkalických kovov- Sú to striebristo-biele látky s charakteristickým kovovým leskom. Na vzduchu rýchlo blednú v dôsledku oxidácie. Ide o mäkké kovy, Na, K, Rb, Cs sú mäkkosťou podobné vosku. Ľahko sa krájajú nožom. Sú ľahké. Lítium je najľahší kov s hustotou 0,5 g/cm3.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

1. Interakcia s nekovmi

Vďaka svojim vysokým redukčným vlastnostiam alkalické kovy prudko reagujú s halogénmi za vzniku zodpovedajúceho halogenidu. Pri zahrievaní reagujú so sírou, fosforom a vodíkom za vzniku sulfidov, hydridov a fosfidov.

2Na + Cl2 -> 2NaCl

2Na + S → Na2S

2Na + H2 -> 2NaH

3Na + P → Na3P

Lítium je jediný kov, ktorý reaguje s dusíkom už pri izbovej teplote.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, výsledný nitrid lítny podlieha ireverzibilnej hydrolýze.

Li3N + 3H20 -> 3LiOH + NH3

Oxid lítny sa tvorí okamžite s lítiom.

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O, a keď kyslík reaguje so sodíkom, vytvára sa peroxid sodný.

2Na + O2 \u003d Na202. Pri spaľovaní všetkých ostatných kovov vznikajú superoxidy.

K + O 2 \u003d KO 2

Reakciou s vodou je možné jasne vidieť, ako sa aktivita týchto kovov v skupine mení zhora nadol. Lítium a sodík pokojne interagujú s vodou, draslík bleskovo a cézium výbuchom.

2Li + 2H20 -> 2LiOH + H2

4.

8K + 10HNO3 (konc) → 8KNO3 + N20 +5 H20

8Na + 5H2S04 (konc) → 4Na2S04 + H2S + 4H20

Získavanie alkalických kovov

Vďaka vysokej aktivite kovov sa dajú získať elektrolýzou solí, najčastejšie chloridov.

Zlúčeniny alkalických kovov sú široko používané v rôznych priemyselných odvetviach.

kovy alkalických zemín

Ich názov je spôsobený skutočnosťou, že hydroxidy týchto kovov sú alkálie a oxidy sa nazývali „zeminy“. Napríklad oxid bárnatý BaO je bária. Berýlium a horčík sa najčastejšie neklasifikujú ako kovy alkalických zemín. Nebudeme uvažovať ani o rádiu, keďže je rádioaktívne.

Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín

1. Interakcia s nekovmi

Ca + Cl2 -> 2CaCl2

Ca + S → CaS

Ca + H2 -> CaH2

3Сa + 2P → Сa 3 P 2-

2. Interakcia s kyslíkom

2Сa + O2 → 2CaO

3. Interakcia s vodou

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, ale interakcia je pokojnejšia ako s alkalickými kovmi.

4. Interakcia s kyselinami - silné oxidačné činidlá

4Sr + 5HN03 (konc) → 4Sr(N03)2 + N20 +4H20

4Ca + 10H2S04 (konc) → 4CaS04 + H2S + 5H20

Získavanie kovov alkalických zemín

Kovový vápnik a stroncium sa získavajú elektrolýzou roztavených solí, najčastejšie chloridov.

CaCl2 Ca + Cl2

Bárium vysokej čistoty možno získať aluminotermickým procesom z oxidu bárnatého