Общая характеристика IIА группы Периодической Систе-мы элементов.

В этой группе располагаются следующие элементы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Они имеют общую электронную конфигурацию: (n-1)p6ns2, кроме Ве 1s22s2. В силу последнего, свойства Ве немного отличаются от свойств подгруппы в целом. Свойства магния тоже отличаются от свойств подгруппы, но в меньшей степени. В ряду Са – Sr – Ba – Ra свойства меняются последовательно. Относительная электроотрицательность в ряду Ве – Ra падает т.к. с увеличением размера атома валентные электроны отдаются охотнее. Свойства элементов IIА подгруппы определяются легкостью отдачи двух ns-электронов. При этом образуются ионы Э2+. При изучении дифракции рентгеновских лучей выяснилось, что в некоторых соединениях элементы IIА подгруппы проявляют одновалентность. Примером таких соединения являются ЭГ, которые получаются при добавлении Э к расплаву ЭГ2. Все элементы этого ряда не встречаются в природе в свободном состоянии ввиду высокой активности.

Щелочноземельные металлы.

Кальций, стронций, барий и радий носят название щелочноземельных металлов. Назва-ны они так, потому что их окиси придают воде щелочную среду.

История щелочноземельных металлов
Известняк, мрамор и гипс уже в глубокой древности (5000 лет назад) применялись египтянами в строительном деле. Вплоть до конца 18 века химики считали известь простым веществом. В 1746 г. И. Потт получил и описал довольно чистую окись кальция. В 1789 году Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит - вещества сложные. Еще задолго до открытия стронция и бария их “нерасшифрованные” соединения применяли в пиротехнике для получения соответственно красных и зеленых огней. До середины 40-х годов прошлого века стронций был прежде всего металлом “потешных огней”. В 1787 г. в свинцовом руднике близ шотландской деревни Стронциан был найден новый минерал, который назвали стронцианитом SrCO3. А. Крофорд предположил существование еще неизвестной «земли». В 1792 г. Т. Хоп доказал что в состав найденного минерала входит новый элемент – стронций. В то время что с помощью Sr(OH)2 выделяли нерастворимый дисахарат стронция (С12Н22О4.2SrO), при получения сахара из мелассы. Добыча Sr возрастала. Однако скоро было замечено, что аналогичный сахарат кальция тоже не растворим, а окись кальция была несомненно дешевле. Интерес к стронцию сразу же пропал и вновь возрос к нему лишь в 40-х годах прошлого века. Тяжелый шпат был первым известным соединением бария. Его открыл в начале XVII в. итальянский алхимик Касциароло. Он же установил, что этот минерал после сильного нагре¬вания с углем светится в темноте красным светом и дал ему название «lapis solaris» (солнечный камень). В 1808 году Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашеной извести с окисью ртути, приготовил амальгаму кальция, а отогнав из неё ртуть, получил металл, названный «кальций» (от лат. Calх, род. падеж calcis – известь). Тем же способом Дэви были получены Ва и Sr. Промышленный способ получения кальция разработан Зутером и Редлихом в 1896 г. на заводе Ратенау (Германия). В 1904 г. начал работать первый завод по получению кальция.
Радий был предсказан Менделеевым в 1871 г. и открыт в 1898 г. супругами Марией и Пье-ром Кюри. Они обнаружили, что урановые руды обладают большей радиоактивностью чем сам уран. Причиной были соединения радия. Остатки урановой руды они обрабатывали ще-лочью, а что не растворялось - соляной кислотой. Остаток после второй процедуры обладали большей радиоактивностью, чем руда. В этой фракции и был обнаружен радий. О своем открытии супруги Кюри сообщили в докладе за 1898 г.

Распространенность щелочноземельных металлов
Содержание кальция в литосфере составляет 2,96% от общей массы земной коры, стронция- 0,034%, бария- 0,065%, радия- 1.10-10%. В природе кальций состоит из изотопов с массовыми числами 40(96,97%), 42(0,64%), 43(0,14%), 44(2,06%), 46(0,003%), 48(0,19%); стронций- 84(0,56%), 86(9,86%), 87(7,02%), 88(82,56%); барий- 130(0,1%), 132(0,1%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81), 137(11, 32%), 138(71,66). Радий радиоактивен. Наиболее устойчивый природный изотоп- 226Ra. Основные минералы щелочноземельных элементов- угле- и сернокислые соли: СаСО3 - кальцит, СаSO4 - андидрит, SrCO3 - стронцианит, SrSO4- целестин, BaCO3 - витерит. BaSO4 - тяжелый шпат. Флюорит СаF2- тоже полезный минерал.
Са играет важную роль в процессах жизнедеятельности. Человеческий организм со-держит 0,7-1,4 вес.% кальция, 99% которого приходится на костную и зубную ткань. Расте-ния тоже содержат большие количества кальция. Соединения кальция содержатся в природ-ных водах и почве. Барий, стронций и радий содержатся в человеческом организме в ни-чтожных количествах.

Получение щелочноземельных металлов
Сначала получают окиси или хлориды Э. ЭО получают прокаливанием ЭСО3, а ЭС12 действием соляной кислоты на ЭСО3. Все щелочноземельные металлы можно получить алюмотермическим восстановлением их окисей при температуре 1200 оС по примерной схе-ме: 3ЭО + 2Al = Al2O3 + 3Э. Процесс при этом ведут в вакууме во избежании окисления Э. Кальций (как и все остальные Э) можно получить электролизом расплава СаСl2 с последую-щей перегонкой в вакууме или термической диссоциацией СаС2. Ва и Sr можно получить пиролизом Э2N3, Э(NH3)6, ЭН2. Радий добывают попутно из урановых руд.

Физические свойства щелочноземельных металлов
Са и его аналоги представляют собой серебристо-белые металлы. Кальций из них самый твердый. Стронций и особенно барий значительно мягче кальция. Все щелочноземельные ме-таллы пластичные, хорошо поддаются ковке, резанью и прокатке. Кальций при обычных усло-виях кристаллизуется в ГЦК-структуре с периодом а=0,556 нм (КЧ=12), а при температуре выше 464оС в ОЦК-стуктуре. Са образует сплавы с Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Стронций имеет ГЦК – структуру; при температуре 488 оС стронций претерпевает полиморфное превра-щение и кристаллизуется в гексагональной структуре. Он парамагнитен. Барий кристаллизуется в ОЦК структуре. Са и Sr способны образовывать между собой непрерывный ряд твердых растворов, а в системах Са-Ва и Sr-Ba появляются области расслаивания. В жидком состоянии стронций смешивается с Ве, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. С последними четырьмя Sr образует интерметаллиды. Электропроводность щелочноземельных металлов с повышением давления падает, вопреки обратному процессу у остальных типичных металлов. Ниже приведены некоторые константы для щелочноземельных металлов:

Са Sr Ba Ra
Атомный радиус, нм 0,197 0,215 0,221 0,235
Радиус иона Э2+, нм 0,104 0,127 0,138 0,144
Энергия кр. решетки, мкДжкмоль 194,1 164,3 175,8 130
, гсм3 1,54 2,63 3,5 5,5-6
Тпл.,оС 852 770 710 800
Ткип.,оС 1484 1380 1640 1500
Электропроводность (Hg=1) 22 4 2
Теплота плавления ккалг-атом 2,1 2,2 1,8
Теплота испарения ккалг-атом 36 33 36
Удельная теплоемкость, Дж(кг.К) 624 737 191,93 136
Сжижаемость Па-1.10-11 5,92 8,36

Химические свойства щелочноземельных металлов и их соеди-нений
Свежая поверхность Э быстро темнеет вследствие образования оксидной пленки. Пленка эта относительно плотна - с течением времени весь металл медленно окисляется. Пленка со-стоит из ЭО, а также ЭО2 и Э3N2. Нормальные электродные потенциалы реакций Э-2е = Э2+ равны =-2,84В(Са), =-2,89(Sr). Э очень активные элементы: растворяются в воде и кислотах, вытесняют большинство металлов из их оксидов, галогенидов, сульфидов. Первично (200-300оС) кальций взаимодействует с водяным паром по схеме: 2Са + Н2О = СаО + СаН2. Вторич-ные реакции имеют вид: CаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2 и СаО + Н2О = Са(ОН)2. В крепкой серной кислоте Э почти не растворяются ввиду образования пленки из малорастворимых ЭSO4. С разбавленными минеральными кислотами Э реагируют бурно с выделением водорода. Кальций при нагревании выше 800оС с метаном реагирует по схеме: 3Cа + СН4 = СаН2 + СаС2. Э при нагревании реагируют с водородом, с серой и с газообразным аммиаком. По химическим свойствам радий ближе всего к Ва, но он более активен. При комнатной температуре он заметно соединяется с кислородом и азотом воздуха. В общем, его химические свойства немного более выражены чем у его аналогов. Все соединения радия медленно разлагаются под действием собственного излучения, приобретая при этом желто-ватую или коричневую окраску. Соединения радия обладают свойством автолюминесценции. В результате радиоактивного распада 1 г Ra каждый час выделяет 553,7 Дж тепла. Поэтому температура радия и его соединений всегда выше температуры окружающей среды на 1,5 град. Также известно, что 1 г радия в сутки выделяет 1 мм3 радона(226Ra = 222Rn + 4He), на чем основано его применение как источника радона для радоновых ванн.
Гидриды Э – белые, кристаллические солеобразные вещества. Их получают непосредст-венно из элементов при нагревании. Температуры начала реакции Э + Н2 = ЭН2 равны 250 оС (Са), 200 оС (Sr), 150 оС (Ва). Термическая диссоциация ЭН2 начинается при 600оС. В атмо-сфере водорода СаН2 не разлагается при температуре плавления (816оС). В отсутствии влаги гидриды щелочноземельных металлов устойчивы на воздухе при обычной температуре. Они не реагируют с галогенами. Однако при нагревании химическая активность ЭН2 возрастает. Они способны восстанавливать оксиды до металлов(W, Nb, Ti, Се, Zr, Ta), например 2СаН2 + ТiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Реакция СаН2 с Al2O3 идет при 750оС: 3СаН2 + Al2O3 = 3СаО + 3Н2 + 2Аl, и затем: СаН2 + 2Al = CaAl2 + H2. С азотом СаН2 при 600оС реагирует по схеме: 3СаН2 + N2 = Ca3N2 +3H2. При поджигании ЭН2 они медленно сгорают: ЭН2 + О2 = Н2О + СаО. В смеси с твердыми окислителями взрывоопасны. При действии воды на ЭН2 выделяется гидроокись и водород. Эта реакция сильно экзотермична: смоченный водой на воздухе ЭН2 самовоспламе-няется. С кислотами ЭН2 реагирует, например по схеме: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. ЭН2 применяют для получения чистого водорода, а также для определения следов воды в орга-нических растворителях. Нитриды Э представляют собой бесцветные тугоплавкие вещества. Они получаются непосредственно из элементов при повышенной температуре. Водой они раз-лагаются по схеме: Э3N2 + 6H2O = 3Э(ОН)2 + 2NH3. Э3N2 реагируют при нагревании с СО по схеме: Э3N2 + 3СО = 3ЭО + N2 + 3C. Процессы которые происходят при нагревании Э3N2 с уг-лем выглядят так:
Э3N2 + 5С = ЭCN2 + 2ЭС2; (Э = Са, Sr); Ва3N2 + 6С = Ва(СN)2 + 2ВаC2;
Нитрид стронция реагирует с HCl, давая хлориды Sr и аммония. Фосфиды Э3Р2 образуются непосредственно из элементов или прокаливанием трехзамещенных фосфатов с углем:
Cа3(РО4)2 + 4С = Са3Р2 + 4СО
Они гидролизуются водой по схеме: Э3Р2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Э(ОН)2. С кислотами фосфиды ще-лочноземельных металлов дают соответствующую соль и фосфин. На этом основано их при-менение для получения фосфина в лаборатории.
Комплексные аммиакаты состава Э(NН3)6 - твердые вещества с металлическим блеском и высокой электропроводностью. Их получают действием жидкого аммиака на Э. На воздухе они самовоспламеняются. Без доступа воздуха они разлагаются на соответствующие амиды: Э(NH3)6 = Э(NH2)2 + 4NH3 + Н2. При нагревании они энергично разлагаются по этой же схеме.
Карбиды щелочноземельных металлов которые получаются прокаливанием Э с углем разлагаются водой с выделением ацетилена: ЭС2 + 2Н2О = Э(ОН)2 + С2Н2. Реакция с ВаС2 идет настолько бурно, что он воспламеняется в контакте с водой. Теплоты образования ЭС2 из эле-ментов для Са и Ва равны 14 и 12 ккалмоль. При нагревании с азотом ЭС2 дают СаСN2, Ba(CN)2, SrCN2. Известны силициды (ЭSi и ЭSi2). Их можно получить при нагревании непо-средственно из элеменов. Они гидролизуются водой и реагируют с кислотами, давая H2Si2O5, SiH4, соответствующее соединение Э и водород. Известны бориды ЭВ6 получаемые из элемен-тов при нагревании.
Окиси кальция и его аналогов - белые тугоплавкие(TкипСаО = 2850оС) вещества, энер-гично поглощающие воду. На этом основано применение ВаО для получения абсолютного спирта. Они бурно реагируют с водой, выделяя много тепла (кроме SrO растворение которой эндотермично). ЭО растворяются в кислотах и хлориде аммония: ЭО + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. Получают ЭО прокаливанием карбонатов, нитратов, перекисей или гидроксидов соответствующих металлов. Эффективные заряды бария и кислорода в ВаО равны 0,86. SrO при 700 оС реагирует с цианистым калием:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Окись стронция растворяется в метаноле с образованием Sr(ОСН3)2. При магнийтермическом восстановлении ВаО может быть получен промежуточный окисел Ва2О, который неустойчив и диспропорционирует.
Гидроокиси щелочноземельных металлов - белые растворимые в воде вещества. Они являются сильными основаниями. В ряду Са-Sr-Ba основной характер и растворимость гид-роокисей увеличиваются. рПР(Са(ОН)2) = 5,26, рПР(Sr(ОН)2) = 3,5, рПР(Bа(ОН)2) = 2,3. Из растворов гидроокисей обычно выделяются Ва(ОН)2.8Н2О, Sr(ОН)2.8Н2О, Cа(ОН)2.Н2О. ЭО присоединяют воду с образованием гидроокисей. На этом основано использование СаО в строительстве. Тесная смесь Са(ОН)2 и NaOH в весовом соотношении 2:1 носит название натронная известь, и широко используется как поглотитель СО2. Са(ОН)2 при стоянии на воздухе поглощает СО2 по схеме: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + Н2О. Около 400оС Са(ОН)2 реагирует с угарным газом: СО + Ca(OH)2 = СаСО3 + Н2. Баритовая вода реагирует с СS2 при 100 оС: СS2 + 2Ва(ОН)2 = ВаСО3 + Ва(НS)2 + Н2О. Алюминий реагирует с баритовой водой: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. Э(ОН)2 используются для открытия угольного ангидрида.
Э образуют перекиси белого цвета. Они существенно менее стабильны в отличие от окисей и являются сильными окислителями. Практическое значение имеет наиболее устой-чивая ВаО2, которая представляет собой белый, парамагнитный порошок с плот¬ностью 4,96 г1см3 и т. пл. 450°. BaО2 устойчива при обычной температуре (может храниться годами), плохо растворяется в воде, спирте и эфире, растворяется в разбавленных кислотах с выделе-нием соли и перекиси водорода. Термическое разложение перекиси бария ускоряют окислы, Cr2O3, Fe2O3 и CuО. Перекись бария реагирует при нагревании с водородом, серой, углеро-дом, аммиаком, солями аммония, феррицианидом калия и т. д. С концентрированной соля-ной кислотой перекись бария реагирует, выделяя хлор: ВаO2 + 4НСl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O. Она окисляет воду до перекиси водорода: Н2О + ВаО2 = Ва(ОН)2 + Н2О2. Эта реакция обра-тима и в присутствии даже угольной кислоты равновесие смещено вправо. ВаО2 использует-ся как исходный продукт для получения Н2О2, а также как окислитель в пиротехнических составах. Однако, ВаО2 может выступать и в качестве восстановителя: HgCl2 + ВаО2 = Hg + BaCl2 + O2. Получают ВаО2 нагреванием ВаО в токе воздуха до 500оС по схеме: 2ВаО + О2 = 2ВаО2. При повышении температуры имеет место обратный процесс. Поэтому при горении Ва выделяется только окись. SrO2 и СаО2 менее устойчивы. Общим методом получения ЭО2 является взаимодействие Э(ОН)2 с Н2О2, при этом выделяются ЭО2.8Н2О. Термический распад ЭО2 начинается при 380 оС (Са), 480 оС (Sr), 790 оС (Ва). При нагревании ЭО2 с концентрированной пере¬кисью водорода могут быть получены желтые неустойчивые вещества - надпероксиды ЭО4.
Соли Э как правило бесцветны. Хлориды, бромиды, иодиды и нитраты хорошо растворимы в воде. Фториды, сульфаты, карбонаты и фосфаты плохо растворимы. Ион Ва2+ - токсичен. Галиды Э делятся на две группы: фториды и все остальные. Фториды почти не растворимы в воде и кислотах, и не образуют кристаллогидратов. Напротив хлориды, бромиды, и иодиды хорошо растворимы в воде и выделяются из растворов в виде кристаллогидратов. Некоторые свойства ЭГ2 представлены ниже:

СаF2 СаCl2 СаBr2 СаI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
Тепл. обр-я, ккалмоль. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
Екр. решетки, ккалмоль. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
Тпл., оС 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
Ткип., оС 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
D(ЭГ) в парах, нм. 2,1 2,51 2,67 2,88 2,20 2,67 2,82 3,03 2,32 2,82 2,99 3,20

При получении путем обменного разложения в растворе фториды выделяются в виде объемистых слизистых осадков, довольно легко образующих коллоидные растворы. ЭГ2 мож-но получить действуя соответствующими галогенами на соответствующие Э. Расплавы ЭГ2 способны растворять до 30% Э. При изучении электропроводности расплавов хлоридов эле-ментов второй группы главной подгруппы было установлено, что их молекулярно-ионный состав очень различен. Степени диссоциации по схеме ЭСl2 = Э2+ + 2Cl– равны: BeCl2 - 0,009%, MgCl2 - 14,6%, CaCl2 – 43,3%, SrCl2 - 60,6%, BaCl2 – 80,2%. Галогениды (кроме фторидов) Э содержат кристаллизационную воду: CaCl2.6Н2О, SrCl2.6Н2О и ВаCl2.2Н2О. Рентгеноструктур-ным анализом установлено строение Э[(ОН2)6]Г2 для кристаллогидратов Са и Sr. При медлен-ном нагревании кристаллогидратов ЭГ2 можно получить безводные соли. CaCl2 легко образует пересыщенные растворы. Природный СаF2 (флюорит) применяют в керамической промышленности, а также он используется для производства HF и является минералом фтора. Безводный CaCl2 используют как осушитель ввиду его гидроскопичности. Кристаллогидрат хлористого кальция используют для приготовления холодильных смесей. ВаСl2 – используют в сх и для открытия SO42-(Ва2+ + SO42- = ВаSO4). Сплавлением ЭГ2 и ЭН2 могут быть получены гидрогалиды: ЭГ2 + ЭН2 = 2ЭНГ. Эти вещества плавятся без разложения но гидролизуются водой: 2ЭНГ + 2H2O = ЭГ2 + 2Н2 + Э(ОН)2. Растворимость в воде хлоратов, броматов и иодатов в воде уменьшается по рядам Сa – Sr – Ba и Cl – Br – I. Ba(ClO3)2 – используется в пиротехнике. Перхлораты Э хорошо растворимы не только в воде но и в органических растворителях. Наиболее важным из Э(ClO4)2 является Ва(ClO4)2.3Н2О. Безводный перхлорат бария является хорошим осушителем. Его термический распад начинается только при 400 оС. Гипохлорит кальция Са(СlO)2.nH2O (n=2,3,4) получают действием хлора на известковое молоко. Он является окислителем и хорошо растворим в воде. Хлорную известь можно получить действуя хлором на твердую гашеную известь. Она разлагается водой и пахнет хлором в присутствии влаги. Реагирует с СО2 воздуха:
СО2 + 2CaOCl2 = CаСO3 + CaCl2 + Cl2O.
Хлорная известь применяется как окислитель, отбеливатель и как дезинфицирующее средство.
Для щелочноземельных металлов известны азиды Э(N3)2 и роданиды Э(CNS)2.3Н2О. Ази-ды по сравнению с азидом свинца гораздо менее взрывоопасны. Роданиды при нагревании легко теряют воду. Они хорошо растворимы в воде и органических растворителях. Ва(N3)2 и Ba(CNS)2 могут быть использованы для получения азидов и роданидов других металлов из сульфатов обменной реакцией.
Нитраты кальция и стронция существуют обычно в виде кристаллогидратов Са(NO3)2.4H2O и Sr(NO3)2.4H2O. Для нитрата бария не свойственно образование кристаллогид-рата. При нагревании Са(NO3)2.4H2O и Sr(NO3)2.4H2O легко теряю воду. В инертной атмосфере нитраты Э термически устойчивы до 455 oC (Са), 480 oC (Sr), 495 oC (Ba). Расплав кристаллогидрата нитрата кальция имеет кислую среду при 75 оС. Особенностью нитрата бария является малая скорость растворения его кристаллов в воде. Склонность к комплексообразованию проявляет лишь нитрат бария, для которого известен нестойкий комплекс K2. Нитрат кальция растворим в спиртах, метилацетате, ацетоне. Нитраты стронция и бария там же почти не растворимы. Температуры плавления нитратов Э оцениваются в 600оС, однако при этой же температуре начинается распад: Э(NO3)2 = Э(NO2)2 + O2. Дальнейший распад идет при более высокой температуре: Э(NO2)2 = ЭО + NO2 + NO. Нитраты Э уже издавна использовались в пиротехнике. Легколетучие соли Э окрашивают пламя в соответствующие цвета: Са – в оранжево-желтый, Sr – в красно-карминовый, Ba – в желто-зеленый. Разберемся в сущности этого на примере Sr: у Sr2+ есть две ВАО: 5s и 5p или 5s и 4d. Сообщим энергию этой системе - нагреем. Электроны с более близлежащих к ядру орбиталей перейдут на эти ВАО. Но такая система не устойчива и выделит энергию в виде кванта света. Как раз Sr2+ и излучает кванты с частотой, соответствующей длинам красных волн. При получении пиротехнических составов удобно использовать селитру, т.к. она не только окрашивает пламя, но и является окислителем, выделяя кислород при нагревании. Пиротехнические составы состоят из твердого окислителя, твердого восстановителя и некоторых органических веществ, обесцвечивающих пламя восстановителя, и являющихся связывающим агентом. Нитрат кальция используется как удобрение.
Все фосфаты и гидрофосфаты Э плохо растворимы в воде. Их можно получить раство-рением соответствующего количества СаО или СаСO3 в ортофосфорной килоте. Также они осаждаются при обменных реакциях типа: (3-х)Са2+ + 2HxPO4-(3-х) = Са(3-х)(HxPO4)2. Практи-ческое значение (как удобрение) имеет однозамещенный ортофосфат кальция, который наряду с Са(SO4) входит в состав суперфосфата. Его получают по схеме:
Cа3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CаSO4
Оксалаты тоже мало растворимы в воде. Практическое значение имеет оксалат кальция, который при 200 оС обезвоживается, а при 430 оС разлагается по схеме: СаС2О4 = СаСО3 + СО. Ацетаты Э выделяются в виде кристаллогидратов, и хорошо растворимы в воде.
Сульфаты Э – белые, плохо растворимые в воде вещества. Растворимость СaSO4.2Н2О на 1000 г. воды при обычной температуре составляет 8.10-3 моль, SrSO4 – 5.10-4 моль, ВаSO4 – 1.10-5 моль, RaSO4 – 6.10-6 моль. В ряду Са – Ra растворимость сульфатов быстро уменьшается. Ва2+ является реактивом на сульфат-ион. Сульфат кальция содержит кристаллизационную во-ду. Выше 66 оС из раствора выделяется безводный сульфат кальция, ниже – гипс СаSO4.2Н2О. Нагревание гипса выше 170 оС сопровождается выделением гидратной воды. При замешива-нии гипса с водой эта масса быстро твердеет вследствие образования кристал-логидрата. Это свойство гипса используется в строительстве. Египтяне использовали это знание еще 2000 лет назад. Растворимость ЭSO4 в крепкой серной кислоте намного выше, чем в воде (ВаSO4 до 10%), что свидетельствует о комплексообразовании. Соответствующие комплексы ЭSO4.Н2SO4 могут быть получены в свободном состоянии. Двойные соли с сульфатами щелочных металлов и аммония известны только для Са и Sr. (NH4)2 растворим в воде и используется в аналитической химии для отделения Са от Sr, т.к. (NH4)2 мало растворим. Гипс применяют для комбинированного получения серной кислоты и цемента, т.к. при нагревании с восстановителем (углем) гипс разлагается: СаSO4 + С = СаО + SO2 + СО. При более высокой температуре (900 oC) сера еще больше восстанавливается по схеме: СаSO4 + 3С = СаS + CO2 + 2СО. Подобный распад сульфатов Sr и Ва начинается при более высоких температурах. ВаSO4 нетоксичен и используется в медицине и производстве минеральных красок.
Сульфиды Э представляют собой белые твердые вещества, кристаллизующиеся по типу NaCl. Теплоты их образования и энергии кристаллических решеток равны (ккалмоль): 110 и 722 (Са), 108 и 687 (Sr), 106 и 656 (Ва). Могут быть получены синтезом из элементов при на-гревании или прокаливанием сульфатов с углем: ЭSO4 + 3С = ЭS + CO2 + 2СО. Менее всех растворим СаS (0,2 гл). ЭS вступает в следующие реакции при нагревании:
ЭS + H2O = ЭO + H2S; ЭS + Г2 = S + ЭГ2; ЭS + 2O2 = ЭSO4; ЭS + xS = ЭSx+1 (x=2,3).
Сульфиды щелочноземельных металлов в нейтральном растворе нацело гидролизованы по схеме: 2ЭS + 2Н2О = Э(НS)2 + Э(ОН)2. Кислые сульфиды могут быть получены и в свобод-ном состоянии упариванием раствора сульфидов. Они вступают в реакции с серой:
Э(НS)2 + хS = ЭSx+1 + H2S (x=2,3,4).
Из кристаллогидратов известны ВаS.6H2O и Са(HS)2.6Н2О, Ва(HS)2.4Н2О. Са(HS)2 при-меняют для удаления волос. ЭS подвержены явлению фосфоресценции. Известны полисульфи-ды Э: ЭS2, ЭS3, ЭS4, ЭS5. Они получаются при кипячении взвеси ЭS в воде с серой. На воздухе ЭS окисляются: 2ЭS + 3О2 = 2ЭSО3. Пропусканием воздуха через суспензию СаS можно полу-чить тиосульфат Са по схеме: 2СаS + 2О2 + Н2О = Са(ОН)2 + СаS2О3. Он хорошо растворим в воде. В ряду Са – Sr – Ва растворимость тиосульфатов падает. Теллуриды Э мало растворимы в воде и тоже подвержены гидролизу, но в меньшей степени чем сульфиды.
Растворимость хроматов Э в ряду Са – Ва падает также резко, как и в случае с сульфата-ми. Эти вещества желтого цвета получаются при взаимодействии растворимых солей Э с хро-матами (или дихроматами) щелочных металлов: Э2+ + СrO42- = ЭCrO4. Хромат кальция выде-ляется в виде кристаллогидрата – СаCrO4.2H2O (рПР СаCrO4 = 3,15). Еще до температуры плавления он теряет воду. SrCrO4 и ВаCrO4 кристаллогидратов не образуют. pПР SrCrO4 = 4,44, рПР ВаCrO4 = 9,93.
Карбонаты Э белые, плохо растворимые в воде вещества. При нагревании ЭСО3 перехо-дят в ЭО, отщепляя СО2. В ряду Са – Ва термическая устойчивость карбонатов возрастает. Наиболее практически важен из них карбонат кальция (известняк). Он непосредственно ис-пользуется в строительстве, а также служит сырьем для получения извести и цемента. Ежегод-ная мировая добыча извести из известняка исчисляется десятками миллионов тонн. Термиче-ская диссоциация СаСО3 эндотермична: СаСО3 = СаО + СО2 и требует затраты 43 ккал на моль известняка. Обжиг СаСО3 проводят в шахтных печах. Побочным продуктом обжига является ценный углекислый газ. СаО важный строительный материал. При замешивании с водой про-исходит кристаллизация за счет образования гидроокиси, а затем карбоната по схемам:
СаО + Н2О = Са(ОН)2 и Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О.
Колоссально важную практическую роль играет цемент – зеленовато-серый порошок, со-стоящий из смеси различных силикатов и алюминатов кальция. Будучи замешан с водой он отвердевает за счет гидратации. При его производстве смесь СаСО3 с глиной обжигают до на-чала спекания (1400-1500 оС). Затем смесь перемалывают. Состав цемента можно выразить процентным соотношением компонентов СаО, SiO2, Al2O3, Fe2O3, причем СаО представляет основание, а все остальное – ангидриды кислот. Состав силикатного (портладского) цемента слагается в основном из Са3SiO5, Ca2SiO4, Ca3(AlO3)2 и Ca(FeO2)2. Его схватывание проходит по схемам:
Са3SiO5 + 3Н2О = Ca2SiO4.2Н2О + Са(ОН)2
Ca2SiO4 + 2Н2О = Ca2SiO4.2Н2О
Ca3(AlO3)2 + 6Н2О = Ca3(AlO3)2.6Н2О
Ca(FeO2)2 + nH2O = Ca(FeO2)2.nH2O.
Природный мел вводят в состав различных замазок. Мелкокристаллический, осажденный из раствора СаСО3 входит в состав зубных порошков. Из ВаСО3 прокаливанием с углем получают ВаО по схеме: ВаСО3 + С = ВаО + 2СО. Если процесс вести при более высокой температуре в токе азота образуется цианид бария: ВаСО3 + 4С +N2 = 3CO + Ba(CN)2. Ва(СN)2 хорошо растворим в воде. Ва(СN)2 может использован для производства цианидов других металлов путем обменного разложения с сульфатами. Гидрокарбонаты Э растворимы в воде и могут быть получены лишь в растворе например, пропусканием углекислого газа в взвесь СаСО3 в воде: СО2 + СаСО3 + Н2О = Са(НСО3)2. Эта реакция обратима и при нагревании смещается влево. Наличие гидрокарбонатов кальция и магния в природных водах обуславливает жесткость воды.

Жёсткость воды и способы её устранения
Растворимые соли кальция и магния обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При большом содержании этих солей (100 – 200 мг солей кальция – в 1 л. в пересчёте на ионы) вода считается жёсткой. В такой воде мыло плохо пенится, так как соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В жёсткой воде плохо развариваются пищевые продукты, и при кипячении она даёт на стенках бытовой утвари и паровых котлов накипь. Накипь обладает малой теплопроводностью, вызывает увеличение расхода топлива или потребляемой мощности электроприбора и ускоряет изнашивание стенок сосуда для кипячения воды. При нагревании кислые карбонаты кальция и магния разлагаются и переходят в нерастворимые основные карбонаты: Са(НСО3) = Н2О + СО2 + СаСО3↓ Растворимость сульфата кальция СаSO4 при нагревании также снижается, поэтому он входит в состав накипи. Жёсткость, вызванная присутствием в воде кислых карбонатов кальция и магния, называется карбонатной или временной, так как она может быть устранена. Помимо карбонатной жёсткости, различают ещё некарбонатную жёсткость, которая зависит от содержания в воде ЭСl2 и ЭSO4, где Э – Са, Мg. Эти соли не удаляются при кипячении, и поэтому некарбонатную жёсткость называют также постоянной жёсткостью. Карбонатная и некарбонатная жёсткость в сумме дают общую жёсткость. Для полного ее устранения воду иногда перегоняют. Но это дорого. Для устранения карбонатной жёсткости воду можно прокипятить, но это тоже дорого и образуется накипь. Жёсткость удаляют прибавлением соответствующего количества Са(ОН)2: Са(ОН)2 + Са(НСО3)2 = СаСО3↓ + 2Н2О. Общую жёсткость устраняют или добавлением Na2CO3 , или при помощи так называемых катионитов. При использовании углекислого натрия растворимые соли кальция и магния тоже переводят в нерастворимые карбонаты: Са2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓. Устранение жёсткости при помощи катионитов – процесс более совершенный. Катиониты – высокомолекулярные натрийсодержащие органические соединения, состав которых можно выразить формулой Na2R, где R – сложный кислотный остаток. При фильтровании воды через слой катионита происходит обмен катионов Na+ кристаллической решетки на катионы Са2+ и Mg2+ из раствора по схеме: Са2+ + Na2R = 2Na+ + CaR. Сле-довательно, ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na+ переходят из катионита в раствор. Для восстановления использованного катионита его промывают концентрирован-ным раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: ионы Са2+ в кри-сталлической решетке в катионита заменяются на ионы Na+ из раствора. Регенерированный катионит снова применяют для очистки воды. Подобным образом работают фильтры на ос-нове пермутита:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca

Нахождение в природе
Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается.
Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных гор-ных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате - анортите Ca.
В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоя-щими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита - мра-мор - встречается в природе гораздо реже.
Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO3, ангидрит CaSO4, алебастр CaSO4 0.5H2O и гипс CaSO4 2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3 CaCO3. Присутствием солей кальция и магния в при-родной воде определяется её жёсткость.
Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).
На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Содержание элемента в морской воде - 400 мг/л.
Изотопы
Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, среди которых наиболее распространённый - 40Ca - составляет 96,97 %.
Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп 48Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3×1019 лет.
Получение
Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl2 (75-80 %) и KCl или из CaCl2 и CaF2, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
Химические свойства
Кальций - типичный щелочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кисло-родом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочно-земельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.
В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca2+/Ca0 −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:
Ca + 2Н2О → Ca(ОН)2 + Н2 + Q.
С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:
2Са + О2 → 2СаО
Са + Br2 → CaBr2.
При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) каль-ций вступает во взаимодействие при нагревании, например:
Са + Н2 → СаН2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Са + 2С → СаС2,
3Са + 2Р → Са3Р2 (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5;
2Ca + Si → Ca2Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.
Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции - экзотермические). Во всех соединениях с неме-таллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:
СаН2 + 2Н2О → Са(ОН)2 + 2Н2,
Ca3N2 + 6Н2О → 3Са(ОН)2 + 2NH3.
Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.
Такие соли кальция, как хлорид CaCl2, бромид CaBr2, иодид CaI2 и нитрат Ca(NO3)2, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ор-тофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.
Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО3, кис-лый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО3)2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:
СаСО3 + СО2 + Н2О → Са(НСО3)2.
В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:
Са(НСО3)2 → СаСО3 + СО2 + Н2О.
Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» - сталактиты и сталагмиты.
Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жёсткость воды. Временной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО3. Это явление приводит, например, к тому, что в чай-нике со временем образуется накипь.
Применение металлического кальция
Главное применение металлического кальция - это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гид-рид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных ба-тареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.
Биологическая роль
Кальций - распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть содержится в скелете и зубах в виде фосфатов. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят скелеты большин-ства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также в обеспечении постоянного осмотического давления крови. Ионы кальция также служат одним из универсальных вторичных посредников и регулируют самые разные внутриклеточные процессы - мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов и др. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10−7 моль, в межклеточных жидкостях около 10−3 моль.
СТРОНЦИЙ
Нахождение в природе
В свободном виде стронций не встречается. Он входит в состав около 40 минералов. Из них наиболее важный - целестин SrSO4 (51,2% Sr). Добывают также стронцианит SrCO3 (64,4% Sr). Эти два минерала имеют промышленное значение. Чаще всего стронций присутствует как примесь в различных кальциевых минералах.
Среди прочих минералов стронция:
SrAl3(AsO4)SO4(OH)6 - кеммлицит;
Sr2Al(CO3)F5 - стенонит;
SrAl2(CO3)2(OH)4 Н2О - стронциодрессерит;
SrAl3(PO4)2(OH)5 Н2О - гойясит;
Sr2Al(PO4)2OH - гудкенит;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 - сванбергит;
Sr(AlSiO4)2 - слосонит;
Sr(AlSi3O8)2 5Н2О - брюстерит;
Sr5(AsO4)3F - ферморит;
Sr2(B14O23) 8Н2О - стронциоджинорит;
Sr2(B5O9)Cl Н2О - стронциохильгардит;
SrFe3(PO4)2(OH)5 Н2О - люсуньит;
SrMn2(VO4)2 4Н2О - сантафеит;
Sr5(PO4)3OH - беловит;
SrV(Si2O7) - харадаит.
По уровню физической распространённости в земной коре стронций занимает 23-е место - его массовая доля составляет 0,014% (в литосфере - 0,045%). Мольная доля металла в зем-ной коре 0,0029%. Стронций содержится в морской воде (8 мг/л).
В природе стронций встречается в виде смеси 4 стабильных изотопов 84Sr (0,56 %), 86Sr (9,86 %), 87Sr (7,02 %), 88Sr (82,56 %).

Получение
Существуют 3 способа получения металлического стронция:
термическое разложение некоторых соединений
электролиз
восстановление оксида или хлорида.
Химические свойства
Стронций в своих соединениях всегда проявляет валентность +2. По свойствам стронций близок к кальцию и барию, занимая промежуточное положение между ни-ми.
В электрохимическом ряду напряжений стронций находится среди наиболее актив-ных металлов (его нормальный электродный потенциал равен −2,89 В. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Взаимодействует с кислотами, вытесняет тяжёлые металлы из их солей. С концентри-рованными кислотами (H2SO4, HNO3) реагирует слабо.
Металлический стронций быстро окисляется на воздухе, образуя желтоватую плёнку, в которой помимо оксида SrO всегда присутствуют пероксид SrO2 и нитрид Sr3N2. При нагревании на воздухе загорается, порошкообразный стронций на воздухе скло-нен к самовоспламенению.
Энергично реагирует с неметаллами - серой, фосфором, галогенами. Взаимодейст-вует с водородом (выше 200оС), азотом (выше 400оС). Практически не реагирует с щелочами.
При высоких температурах реагирует с CO2, образуя карбид:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Легкорастворимы соли стронция с анионами Cl−, I−, NO3−. Соли с анионами F−, SO42−, CO32−, PO43− малорастворимы.
Применение
Основные области применения стронция и его химических соединений - это радио-электронная промышленность, пиротехника, металлургия, пищевая промышленность.
Металлургия
Стронций применяется для легирования меди и некоторых ее сплавов, для введения в аккумуляторные свинцовые сплавы, для десульфурации чугуна, меди и сталей.
Металлотермия
Стронций чистотой 99,99-99,999 % применяется для восстановления урана.
Магнитные материалы
Магнитотвёрдые ферриты стронция широко употребляются в качестве материалов для производства постоянных магнитов.
Пиротехника
В пиротехнике применяются карбонат, нитрат, перхлорат стронция для окрашивания пламени в карминово-красный цвет. Сплав магний-стронций обладает сильнейшими пирофорными свойствами и находит применение в пиротехнике для зажигательных и сигнальных составов.
Атомноводородная энергетика
Уранат стронция играет важную роль при получении водорода (стронций-уранатный цикл, Лос-Аламос, США) термохимическим способом (атомно-водородная энергети-ка), и в частности разрабатываются способы непосредственного деления ядер урана в составе ураната стронция для получения тепла при разложении воды на водород и кислород.

Оксид стронция применяется в качестве компонента сверхпроводящих керамик.
Химические источники тока
Фторид стронция используется в качестве компонента твердотельных фторионных аккумуляторных батарей с громадной энергоемкостью и энергоплотностью.
Сплавы стронция с оловом и свинцом применяются для отливки токоотводов аккумуляторных батарей. Сплавы стронций-кадмий для анодов гальванических элементов.
Биологическая роль
Влияние на организм человека
Не следует путать действие на организм человека природного (нерадиоактивного, мало-токсичного и более того, широко используемого для лечения остеопороза) и радиоактив-ных изотопов стронция.
Стронций природный - составная часть микроорганизмов, растений и животных. Стронций является аналогом кальция, поэтому он наиболее эффективно откладывается в костной ткани. В мягких тканях задерживается менее 1 %. Стронций с большой скоро-стью накапливается в организме детей до четырехлетнего возраста, когда идет активное формирование костной ткани. Обмен стронция изменяется при некоторых заболеваниях органов пищеварения и сердечно-сосудистой системы.
БАРИЙ
Нахождение в природе
Содержание бария в земной коре составляет 0,05 % по массе; в морской воде среднее содер-жание бария составляет 0,02 мг/литр. Барий активен, он входит в подгруппу щелочноземель-ных металлов и в минералах связан достаточно прочно. Основные минералы: барит (BaSO4) и витерит (BaCO3).
Редкие минералы бария: цельзиан или бариевый полевой шпат (алюмосиликат бария), гиа-лофан (смешанный алюмосиликат бария и калия), нитробарит (нитрат бария) и пр.

Изотопы
Природный барий состоит из смеси семи стабильных изотопов: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba. Последний является самым распространенным (71,66 %). Известны и ра-диоактивные изотопы бария, наиболее важным из которых является 140Ba. Он образуется при распаде урана, тория и плутония.
Получение
Основное сырье для получения бария - баритовый концентрат (80-95 % BaSO4), который в свою очередь получают флотацией барита. Сульфат бария в дальнейшем восстанавливают коксом или природным газом:
BaSO4 + 4С = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2С + 4H2O.
Далее сульфид при нагревании гидролизуют до гидроксида бария Ba(OH)2 или под действи-ем CO2 превращают в нерастворимый карбонат бария BaCO3, который затем переводят в ок-сид бария BaO (прокаливание при 800 °C для Ba(OH)2 и свыше 1000 °C для BaCO3):
BaS + 2H2O = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba(OH)2 = BaO + H2O
BaCO3 = BaO + CO2
Металлический барий получают из оксида восстановлением алюминием в вакууме при 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Очищают барий перегонкой в вакууме или зонной плавкой.
Химические свойства
Барий - щёлочноземельный металл. На воздухе барий быстро окисляется, образуя смесь ок-сид бария BaO и нитрид бария Ba3N2, а при незначительном нагревании воспламеняется. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид бария Ba(ОН)2:
Ba + 2Н2О = Ba(ОН)2 + Н2
Активно взаимодействует с разбавленными кислотами. Многие соли бария нерастворимы или малорастворимы в воде: сульфат бария BaSO4, сульфит бария BaSO3, карбонат бария BaCO3, фосфат бария Ba3(PO4)2. Сульфид бария BaS, в отличие от сульфида кальция CaS, хо-рошо растворим в воде.
Легко вступает в реакцию с галогенами, образуя галогениды.
При нагревании с водородом образует гидрид бария BaH2, который в свою очередь с гидри-дом лития LiH дает комплекс Li.
Реагирует при нагревании с аммиаком:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Нитрид бария Ba3N2 при нагревании взаимодействует с CO, образуя цианид:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
С жидким аммиаком дает темно-синий раствор, из которого можно выделить аммиакат , имеющий золотистый блеск и легко разлагающийся с отщеплением NH3. В при-сутствии платинового катализатора аммиакат разлагается с образованием амида бария:
= Ba(NH2)2 + 4NH3 + Н2
Карбид бария BaC2 может быть получен при нагревании в дуговой печи BaO с углем.
С фосфором образует фосфид Ba3P2.
Барий восстанавливает оксиды, галогениды и сульфиды многих металлов до соответствую-щего металла.
Применение
Антикоррозионный материал
Барий добавляется совместно с цирконием в жидкометаллические теплоносители (сплавы натрия, калия, рубидия, лития, цезия) для уменьшения агрессивности последних к трубопро-водам, и в металлургии.
Сегнето- и пьезоэлектрик
Титанат бария используется в качестве диэлектрика при изготовлении керамических конденсаторов, а также в качестве материала для пьезоэлектрических микрофонов и пьезокерамических излучателей.
Оптика
Фторид бария применяется в виде монокристаллов в оптике (линзы, призмы).
Пиротехника
Пероксид бария используется для пиротехники и как окислитель. Нитрат бария и хлорат ба-рия используется в пиротехнике для окрашивания пламени (зеленый огонь).
Атомно-водородная энергетика
Хромат бария применяется при получении водорода и кислорода термохимическим спосо-бом (цикл Ок-Ридж, США).
Высокотемпературная сверхпроводимость
Оксид бария совместно с оксидами меди и редкоземельных металлов применяется для синте-за сверхпроводящей керамики работающей при температуре жидкого азота и выше.
Ядерная энергетика
Оксид бария применяется для варки специального сорта стекла - применяемого для покры-тия урановых стержней. Один из широкораспространенных типов таких стекол имеет сле-дующий состав - (оксид фосфора - 61 %, ВаО - 32 %, оксид алюминия - 1,5 %, оксид натрия - 5,5 %). В стекловарении для атомной промышленности применяется так же и фос-фат бария.
Химические источники тока
Фторид бария используется в твердотельных фторионных аккумуляторных батареях в каче-стве компонента фторидного электролита.
Оксид бария используется в мощных медноокисных аккумуляторах в качестве компонента активной массы (окись бария-окись меди).
Сульфат бария применяется в качестве расширителя активной массы отрицательного элек-трода при производстве свинцово-кислотных аккумуляторов.

Цены
Цены на металлический барий в слитках чистотой 99,9 % колеблются около 30 долларов за 1 кг.
Биологическая роль
Биологическая роль бария изучена недостаточно. В число жизненно важных микроэлементов он не входит. Все растворимые соли бария сильно ядовиты.
РАДИЙ
Радий (лат. Radium), Ra, радиоактивный химический элемент II группы периодической сис-темы Менделеева, атомный номер 88. Известны изотопы Ra с массовыми числами 213, 215, 219-230. Самым долгоживущим является a-радиоактивный 226Ra с периодом полураспада около 1600 лет. В природе как члены естественных радиоактивных рядов встречаются 222Ra (специальное название изотопа - актиний-икс, символ AcX), 224Ra (торий-икс, ThX), 226Ra и 228Ra (мезоторий-I, MsThI).
ИСТОРИЯ
Об открытии Ra сообщили в 1898 супруги П. и М. Кюри совместно с Ж. Бемоном вскоре после того, как А. Беккерель впервые (в 1896) на солях урана обнаружил явление радиоактивности. В 1897 работавшая в Париже М. Склодовская-Кюри установила, что интенсивность излучения, испускаемого урановой смолкой (минерал уранинит), значительно выше, чем можно было ожидать, учитывая содержание в смолке урана. Склодовская-Кюри предположила, что это вызвано присутствием в минерале ещё неизвестных сильно радиоактивных веществ. Тщательное химическое исследование урановой смолки позволило открыть два новых элемента - сначала полоний, а чуть позже - и Р. В ходе выделения Р. за поведением нового элемента следили по его излучению, поэтому и назвали элемент от лат. radius - луч. Чтобы выделить чистое соединение Р., супруги Кюри в лабораторных условиях переработали около 1 т заводских отходов, оставшихся после извлечения урана из урановой смолки. Было выполнено, в частности, не менее 10 000 перекристаллизаций из водных растворов смеси BaCl2 и RaCl2 (соединения бария служат т. н. изоморфными носителями при извлечении Р.). В итоге удалось получить 90 мг чистого RaCI2.
Ra - чрезвычайно редкий элемент. В урановых рудах, являющихся главным его источни-ком, на 1 т U приходится не более 0,34 г Ra. Р. принадлежит к сильно рассеянным элементам и в очень малых концентрациях обнаружен в самых различных объектах.
Все соединения Ra на воздухе обладают бледно-голубоватым свечением. За счёт самопогло-щения a- и b-частиц, испускаемых при радиоактивном распаде 226Ra и его дочерних продук-тов, каждый грамм 226Ra выделяет около 550 дж (130 кал) теплоты в час, поэтому темпера-тура препаратов Ra всегда немного выше окружающей.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Ra - серебристо-белый блестящий металл, быстро тускнеющий на воздухе. Решётка куби-ческая объёмноцентрированная, расчётная плотность 5,5 г/см3. По разным источникам, tпл. составляет 700-960 °С, tkип около 1140 °С. На внешней электронной оболочке атома Р. на-ходятся 2 электрона (конфигурация 7s2). В соответствии с этим Р. имеет только одну степень окисления +2 (валентность II). По химическим свойствам Р. больше всего похож на барий, но более активен. При комнатной температуре Р. соединяется с кислородом, давая окисел RaO, и с азотом, давая нитрид Ra3N2. С водой Р. бурно реагирует, выделяя H2, причём образуется сильное основание Ra (OH)2. Хорошо растворимы в воде хлорид, бромид, иодид, нитрат и сульфид Р., плохо растворимы карбонат, сульфат, хромат, оксалат.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
По хим. св-вам радий похож на Ва. Практически все соединения радия изоморфны соответ-ствующим соед. Ва. На воздухе металлический радий быстро покрывается темной пленкой, представляющей собой смесь нитрида и оксида радия. Металлический радий бурно реагиру-ет с водой с образованием р-римого в воде гидроксида Ra(OH)2 и выделением Н2. Электрод-ный потенциал выделения радия из водных р-ров -1,718В (по отношению к нормальному каломельному электроду).

Соединения радия обладают св-вом автолюминесценции-свечения в темноте благодаря собств. излучению. Мн. соли радия бесцв., но при разложении под действ. собств. излучения приобретают желтую или коричневую окраску. Хорошо раств. в воде RaCl2 (т. пл. 900 °С, плотн. 4,91 г/см3; см. также табл.), RaBr2 (т. пл. 728 °С, плотн. 5,79 г/см3), RaI2 и Ra(NO3)2. Лучше других раств. в воде RaBr2 (70 г в 100 г при 20 °С). Хлорид и бромид радия кристал-лизуются из воды в виде кристаллогидратов с двумя или шестью молекулами Н2О. Малорас-творимые соед.-сульфат RaSO4 (ок. 2 10-4 г в 100 г воды при 20°С), иодат Ra(IO3)2, фторид RaF2, хромат RaCrO4, карбонат RaCO3 и оксалат RaC2O4. Известны комплексы радия с ли-монной, винной, яблочной, молочной, этилендиаминтетрауксусной к-тами и др. лигандами. По сравнению с др. щел.-зем. металлами радий обладает более слабой склонностью к ком-плексообразованию.
Выделяют радий в виде RaCl2 или др. солей как побочный продукт переработки урановых руд (после извлечения из них U), используя методы осаждения, дробной кристаллизации, ионного обмена; металлич. радий получают электролизом р-ра RaCl2 на ртутном катоде, вос-становлением RaO алюминием при нагр. в вакууме.

ПРИМЕНЕНИЕ
Изучение свойств Ra сыграло огромную роль в развитии научного познания, т.к. позволило выяснить многие вопросы, связанные с явлением радиоактивности. Долгое время Ra был единственным элементом, радиоактивные свойства которого находили практическое приме-нение (в медицине; для приготовления светящихся составов и т.д.). Однако сейчас в боль-шинстве случаев выгоднее использовать не Ra, а более дешёвые искусственные радиоактив-ные изотопы др. элементов. Ra сохранил некоторое значение в медицине как источник радо-на при лечении радоновыми ваннами. В небольших количествах Р. расходуется на приготовление нейтронных источников (в смеси с бериллием) и при производстве светосоставов (в смеси с сульфидом цинка).

БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ
Радий в организме. Из естественных радиоактивных изотопов наибольшее биологическое значение имеет долгоживущий 226Ra. Р. неравномерно распределён в различных участках биосферы. Существуют геохимические провинции с повышенным содержанием Р. Накопле-ние Р. в органах и тканях растений подчиняется общим закономерностям поглощения мине-ральных веществ и зависит от вида растения и условий его произрастания. Как правило, в корнях и листьях травянистых растений Р. больше, чем в стеблях и органах размножения; больше всего Р. в коре и древесине. Среднее содержание Р. в цветковых растениях 0,3-9,0×10-11 кюри/кг, в мор. водорослях 0,2-3,2×10-11 кюри/кг.
В организм животных и человека поступает с пищей, в которой он постоянно присутствует (в пшенице 20-26×10-15г/г, в картофеле 67-125×10-15г/г, в мясе 8×10-15 г/г), а также с питье-вой водой. Суточное поступление в организм человека 226Ra с пищей и водой составляет 2,3×10-12 кюри, а потери с мочой и калом 0,8×10-13 и 2,2×10-12 кюри. Около 80% поступивше-го в организм Р. (он близок по химическим свойствам Ca) накапливается в костной ткани. Содержание Р. в организме человека зависит от района проживания и характера питания. Большие концентрации Р. в организме вредно действуют на животных и человека, вызывая болезненные изменения в виде остеопороза,самопроизвольных переломов, опухолей. Содер-жание Р. в почве свыше 1×10-7-10-8 кюри/кг заметно угнетает рост и развитие растений.

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2:

  • Be - 2s 2
  • Mg - 3s 2
  • Ca - 4s 2
  • Sr - 5s 2
  • Ba - 6s 2
  • Ra - 7s 2
Природные соединения

В природе щелочноземельные металлы встречаются в виде следующих соединений:

  • Be - BeO*Al 2 O 3 *6SiO 2 - берилл
  • Mg - MgCO 3 - магнезит, MgO*Al 2 O 3 - шпинель, 2MgO*SiO 2 - оливин
  • Ca - CaCO 3 - мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO 4 *2H 2 O - гипс, CaF 2 - флюорит


Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (электролиз расплава)

CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (алюминотермия - способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)

MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg


Химические свойства

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Получение

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

MgCO 3 → (t) MgO + CO 2

Ca(NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2


Химические свойства

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO - амфотерного оксида.

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия - амфотерного гидроксида.

Получение

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH) 2)

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Химические свойства

Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.

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


Реакция с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).

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

Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.

Be(OH) 2 + HCl → BeCl 2 + H 2 O

Be(OH) 2 + NaOH → Na 2

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящая от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.


Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить - каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках - CaCO 3 - бесспорное доказательство устранения жесткости:

Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Также временную жесткость можно устранить, добавив Na 2 CO 3 в воду:

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

С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду 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

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.


©Беллевич Юрий Сергеевич

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к

Металлы главных подгрупп I и II групп. Жесткость воды

В периодической системе элементов металлы в основном располагаются в главных подгруппах I-Ill групп, а также в побочных подгруппах.

В IA группе у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1 электрон в состоянии s 1 , во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2 электрона в состоянии s 2 . Эти элементы относятся к s-элементам. В IIIA группе у всех элементов на внешнем ЭУ 3 электрона в состоянии s 2 p 1 . Они относятся к p-элементам.

В IA группу входят щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность которых при движении сверху вниз увеличивается вследствие увеличения радиуса атомов, металлические свойства возрастают также, как и у щелочеземельных металлов IIA группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra и металлов IIIA группы Al, Ga, In, Tl.

Оксиды типа R 2 O характерны только для Li, для всех остальных щелочных металлов характерны пероксиды R 2 O 2 , которые являются сильными окислителями.

Все металлы этих групп образуют основные оксиды и гидроксиды, кроме Be и Al, которые проявляют амфотерные свойства.

Физические свойства

В свободном состоянии все металлы – серебристо-белые вещества. Магний и щелочноземельные металлы – ковкие и пластичные, довольно мягкие, хотя тверже щелочных. Бериллий отличается значительной твердостью и хрупкостью, барий при резком ударе раскалывается.

В кристаллическом состоянии при обычных условиях бериллий и магний имеют гексагональную кристаллическую решетку, кальций, стронций – кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку, барий – кубическую объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность.

Металлы имеют температуры плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла изменяется немонотонно, что связано с изменением типа кристаллической решетки.

Бериллий и магний покрыты прочной оксидной пленкой и не изменяются на воздухе. Щелочноземельные металлы очень активны, их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.

Некоторые физические свойства бериллия, магния и щелочно-земельных металлов приведены в таблице.

Ще­лоч­ные ме­тал­лы – это се­реб­ри­сто-бе­лые ве­ще­ства с ха­рак­тер­ным ме­тал­ли­че­ским блес­ком. Они быст­ро туск­не­ют на воз­ду­хе из-за окис­ле­ния. Это мяг­кие ме­тал­лы, по мяг­ко­сти Na, K, Rb, Cs по­доб­ны воску. Они легко ре­жут­ся ножом. Они лег­кие. Литий – самый лег­кий ме­талл с плот­но­стью 0,5 г/см 3 .

Хи­ми­че­ские свой­ства ще­лоч­ных ме­тал­лов


1. Вза­и­мо­дей­ствие с неме­тал­ла­ми

Из-за вы­со­ких вос­ста­но­ви­тель­ных свойств ще­лоч­ные ме­тал­лы бурно ре­а­ги­ру­ют с га­ло­ге­на­ми с об­ра­зо­ва­ни­ем со­от­вет­ству­ю­ще­го га­ло­ге­ни­да. При на­гре­ва­нии ре­а­ги­ру­ют с серой, фос­фо­ром и во­до­ро­дом с об­ра­зо­ва­ни­ем суль­фи­дов, гид­ри­дов, фос­фи­дов.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

2Na + S → Na 2 S

2Na + H 2 → 2NaH

3Na + P → Na 3 P

Литий – это един­ствен­ный ме­талл, ко­то­рый ре­а­ги­ру­ет с азо­том уже при ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, об­ра­зу­ю­щий­ся нит­рид лития под­вер­га­ет­ся необ­ра­ти­мо­му гид­ро­ли­зу.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

Толь­ко с ли­ти­ем сразу об­ра­зу­ет­ся оксид лития.

4Li + О 2 = 2Li 2 О, а при вза­и­мо­дей­ствии кис­ло­ро­да с на­три­ем об­ра­зу­ет­ся пе­рок­сид на­трия.

2Na + О 2 = Na 2 О 2 . При го­ре­нии всех осталь­ных ме­тал­лов об­ра­зу­ют­ся над­пе­рок­си­ды.

К + О 2 = КО 2

По ре­ак­ции с водой можно на­гляд­но уви­деть, как из­ме­ня­ет­ся ак­тив­ность этих ме­тал­лов в груп­пе свер­ху вниз. Литий и на­трий спо­кой­но вза­и­мо­дей­ству­ют с водой, калий – со вспыш­кой, а цезий – уже с взры­вом.

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

4.

8K + 10HNO 3 (конц) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O

8Na + 5H 2 SO 4 (конц) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

По­лу­че­ние ще­лоч­ных ме­тал­лов

Из-за вы­со­кой ак­тив­но­сти ме­тал­лов, по­лу­чать их можно при по­мо­щи элек­тро­ли­за солей, чаще всего хло­ри­дов.

Со­еди­не­ния ще­лоч­ных ме­тал­лов на­хо­дят боль­шое при­ме­не­ние в раз­ных от­рас­лях про­мыш­лен­но­сти.

Щелочноземельные металлы

Их на­зва­ние свя­за­но с тем, что гид­рок­си­ды этих ме­тал­лов яв­ля­ют­ся ще­ло­ча­ми, а ок­си­ды рань­ше на­зы­ва­ли «земли». На­при­мер, оксид бария BaO – ба­ри­е­вая земля. Бе­рил­лий и маг­ний чаще всего к ще­лоч­но­зе­мель­ным ме­тал­лам не от­но­сят. Мы не будем рас­смат­ри­вать и радий, так как он ра­дио­ак­тив­ный.

Хи­ми­че­ские свой­ства ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов

1. Вза­и­мо­дей­ствие с неме­тал­ла­ми

Сa + Cl 2 → 2СaCl 2

Сa + S → СaS

Сa + H 2 → СaH 2

3Сa + 2P → Сa 3 P 2-

2. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­ро­дом

2Сa + O 2 → 2CaO

3. Вза­и­мо­дей­ствие с водой

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2 , но вза­и­мо­дей­ствие более спо­кой­ное, чем с ще­лоч­ны­ми ме­тал­ла­ми.

4. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­та­ми – силь­ны­ми окис­ли­те­ля­ми

4Sr + 5HNO 3 (конц) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O

4Ca + 10H 2 SO 4 (конц) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O

По­лу­че­ние ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов

Ме­тал­ли­че­ский каль­ций и строн­ций по­лу­ча­ют элек­тро­ли­зом рас­пла­ва солей, чаще всего хло­ри­дов.

CaCl 2 Сa + Cl 2

Барий вы­со­кой чи­сто­ты можно по­лу­чить алю­мо­тер­ми­че­ским спо­со­бом из ок­си­да бария

Вторая группа периодической системы Д. И. Менделеева содержит группу элементов, очень похожих по своим свойствам на щелочные металлы, однако уступающих им по активности. В нее входят бериллий и магний, а также кальций, стронций, барий и радий. Они известны под общим названием - щелочноземельные элементы. В нашей статье мы ознакомимся с их распространением в природе и применением в промышленности, а также изучим важнейшие химические свойства щелочноземельных металлов.

Общая характеристика

Все атомы выше перечисленных элементов содержат на внешнем энергетическом слое по два электрона. Взаимодействуя с другими веществами, они всегда отдают свои отрицательные частицы, переходя в состояние катионов с зарядом 2+. В окислительно-восстановительных реакциях элементы ведут себя как сильные восстановители. По мере увеличения заряда ядра, химические свойства щелочноземельных металлов и их активность усиливаются. На воздухе они быстро окисляются, образуя на своей поверхности оксидную пленку. Общая формула всех оксидов - RO. Им соответствуют гидроксиды с формулой R(OH) 2 . Их основные свойства и растворимость в воде также возрастают с увеличением порядкового номера элемента.

Особые свойства бериллия и магния

По некоторым своим свойствам первые два представителя главной подгруппы второй группы несколько отличаются от других щелочноземельных элементов. Это проявляются, в частности, во время их взаимодействия с водой. Например, химические свойства бериллия таковы, что он вообще не вступает в реакцию с H 2 O. Магний же взаимодействует с водой лишь при нагревании. Зато все щелочноземельные элементы легко реагируют с нею при обычной температуре. Какие же вещества при этом образуются?

Основания щелочноземельных металлов

Являясь активными элементами, кальций, барий и другие представители группы быстро вытесняют водород из воды, в результате получаются их гидроксиды. Взаимодействие щелочноземельных металлов с водой протекает бурно, с выделением тепла. Растворы оснований кальция, бария, стронция мылкие на ощупь, при попадании на кожу и слизистую оболочку глаз вызывают сильные ожоги. Первой помощью в таких случаях будет обработка раневой поверхности слабым раствором уксусной кислоты. Он нейтрализует щелочь и уменьшит риск возникновения некроза поврежденных тканей.

Химические свойства щелочноземельных металлов

Взаимодействие с кислородом, водой и неметаллами - это главный перечень свойств металлов, входящих во вторую группу периодической системы химических элементов. Например, кальций даже в обычных условиях вступает в реакции с галогенами: фтором, хлором, бромом и йодом. При нагревании он соединяется с серой, углеродом и азотом. Жесткое окисление - горение, заканчивается образованием оксида кальция: 2Ca + O 2 = 2 CaO. Взаимодействие металлов с водородом приводит к появлению гидридов. Они представляют собой тугоплавкие вещества белого цвета, имеющие ионные кристаллические решетки. К важным химическим свойствам щелочноземельных металлов относится их взаимодействие с водой. Как уже говорилось ранее, продуктом этой реакции замещения будет гидроксид металла. Отметим также, что в главной подгруппе второй группы наиболее значимое место занимает кальций. Поэтому остановимся на его характеристике подробнее.

Кальций и его соединения

Содержание элемента в земной коре составляет до 3,5%, что указывает на его широкое распространение в составе таких минералов, как известняк, мел, мрамор и кальцит. В состав природного кальция входит шесть видов изотопов. Он также содержится в источниках природной воды. Соединения щелочных металлов подробно изучаются в курсе неорганической химии. Например, на уроках в 9 классе учащиеся узнают, что кальций - это легкий, но прочный металл серебристо-белого цвета. Температура его плавления и кипения выше, чем у щелочных элементов. Основной способ получения - электролиз смеси расплавленных солей хлорида и фторида кальция. К основным химическим свойствам относятся его реакции с кислородом, водой и неметаллами. Из соединений щелочных металлов наибольшее значение для промышленности имеют оксид и основание кальция. Первое соединение получают из мела или известняка методом их выжигания.

Далее из окиси кальция и воды образуется гидроксид кальция. Смесь его с песком и водой называют строительным известковым раствором. Он продолжает применяться в качестве штукатурки и для соединения кирпичей при кладке стен. Раствор гидроксида кальция, называемый известковой водой, используют в качестве реактива для обнаружения углекислого газа. При пропускании двуокиси углерода через прозрачный водный раствор Ca(OH) 2 , наблюдается его помутнение вследствие образования нерастворимого осадка карбоната кальция.

Магний и его характеристика

Химия щелочноземельных металлов изучает свойства магния, акцентируя внимание на некоторых его особенностях. Он представляет собой очень легкий, серебристо-белый металл. Магний, расплавленный в атмосфере с высокой влажностью, активно поглощает из водяного пара молекулы водорода. Остывая, металл практически полностью выделяет их обратно в воздух. Он очень медленно реагирует с водой по причине образования малорастворимого соединения - гидроксида магния. Щелочи на магний не действуют вовсе. Не реагирует металл с некоторыми кислотами: концентрированной сульфатной и плавиковой, вследствие его пассивации и образования на поверхности защитной пленки. Большинство же минеральных кислот растворяют металл, что сопровождается бурным выделением водорода. Магний - сильный восстановитель, он замещает многие металлы из их оксидов или солей:

BeO + Mg = MgO + Be.

Металл вместе с бериллием, марганцем, алюминием применяют в качестве легирующей добавки к стали. Особенно ценными свойствами обладают магнийсодержащие сплавы - электроны. Их используют в самолетостроении и производстве автомобилей, а также в деталях оптической техники.

Роль элементов в жизнедеятельности организмов

Приведем примеры щелочноземельных металлов, соединения которых распространены в живой природе. Магний является центральным атомом в молекулах хлорофилла у растений. Он участвует в процессе фотосинтеза и входит в состав активных центров зеленого пигмента. Атомы магния фиксируют световую энергию, преобразуя ее затем в энергию химических связей органических соединений: глюкозы, аминокислот, глицерина и жирных кислот. Важную роль выполняет элемент в качестве необходимого компонента ферментов, регулирующих обмен веществ в организме человека. Кальций - макроэлемент, обеспечивающий эффективное прохождение электрических импульсов по нервной ткани. Присутствие его фосфорнокислых солей в составе костей и зубной эмали придает им твердость и прочность.

Бериллий и его свойства

К щелочноземельным металлам относятся также бериллий, барий и стронций. Рассмотрим бериллий. Элемент мало распространен в природе, в основном, встречается в составе минералов, например, берилла. Его разновидности, содержащие разноцветные примеси, образуют драгоценные камни: изумруды и аквамарины. Особенностью физических свойств является хрупкость и высокая твердость. Отличительной чертой атома элемента является наличие на втором снаружи энергетическом уровне не восьми, как у всех остальных щелочноземельных металлов, а только двух электронов.

Поэтому радиус атома и иона непропорционально мал, энергия ионизации большая. Это обуславливает высокую прочность кристаллической решетки металла. Химические свойства бериллия также отличают его от других элементов второй группы. Он реагирует не только с кислотами, но и с растворами щелочей, вытесняя водород и, образуя гидроксобериллаты:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 .

Металл имеет ряд уникальных характеристик. Благодаря способности пропускать рентгеновские лучи, его применяют для изготовления окошек рентгеновских трубок. В ядерной промышленности элемент считается наилучшим замедлителем и отражателем нейтронов. В металлургии он применяется как ценная легирующая добавка, повышающая антикоррозионные свойства сплавов.

Стронций и барий

Элементы достаточно распространены в природе и, так же, как щелочноземельный металл магний, входят в состав минералов. Назовем их: это барит, целестин, стронцианит. Барий имеет вид пластичного металла серебристо-белого цвета. Как и кальций, представлен несколькими изотопами. На воздухе активно взаимодействует с его компонентам - кислородом и азотом, образуя оксид и нитрид бария. По этой причине металл хранят под слоем парафина или минерального масла, избегая его контакта с воздухом. Оба металла при нагревании до 500°C образуют пероксиды.

Из них практическое применение имеет перекись бария, используемая в качестве отбеливателя тканей. Химические свойства щелочноземельных металлов - бария и стронция, похожи на свойства кальция. Однако их взаимодействие с водой протекает значительно активнее, а образовавшиеся основания являются более сильными, чем гидроксид кальция. Барий применяют в качестве добавки к жидкометаллическим теплоносителям, уменьшающей коррозию, в оптике, при изготовлении вакуумных электронных приборов. Стронций востребован в производстве фотоэлементов и люминофоров.

Качественные реакции с использованием ионов щелочноземельных металлов

Соединения бария и стронция - это примеры щелочноземельных металлов, широко используемых в пиротехнике по причине яркого окрашивания пламени их ионами. Так, сульфат или карбонат стронция дает карминово-красное свечение пламени, а соответствующие соединения бария - желто-зеленое. Для обнаружения ионов кальция в лаборатории на пламя горелки насыпают несколько крупинок хлорида кальция, пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Раствор хлорида бария применяют в аналитической химии для выявления в растворе ионов кислотного остатка сульфатной кислоты. Если при сливании растворов образуется белый осадок сульфата бария - значит, в нем находились частицы SO 4 2- .

В нашей статье мы изучили свойства щелочноземельных металлов и привели примеры их применения в различных отраслях промышленности.

Главная подгруппа второй группы периодической системы охватывает элементы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. По главным представителям этой подгруппы - кальцию, стронцию ж барию, - известных под общим названием щелочноземельных металлов, вся главная подгруппа второй группы называется также подгруппой щелочноземельных металлов .

Название «щелочноземельные» эти металлы (иногда к ним присоединяют и магний) получили потому, что их окислы по своим химическим свойствам являются промежуточными, с одной стороны, между щелочами, т. е. окислами или гидроокисями щелочных металлов и, с другой стороны, «землями», т. е. окислами таких элементов, типичным представителем которых является алюминий - главная составная часть глин. Вследствие такого промежуточного положения окислам кальция, стронция и бария и дали название «щелочные земли».

Первый элемент этой подгруппы, бериллий (если не принимать во внимание его валентность), по своим свойствам гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогам топ группы, в которую он входит. Второй элемент этой группы, магний, также в некоторых отношениях значительно отличается от щелочноземельных металлов в узком значении этого термина. Некоторые реакции сближаюг его с элементами побочной подгруппы второй группы, особенно с цинком; так, сульфаты магния и цинка в противоположность сульфатам щелочноземельных металлов легко растворимы, изоморфны друг другу и образуют аналогичные по составу двойные соли. Раньше было указано правило, согласно которому первый элемент обнаруживает свойства, переходные к следующей главной подгруппе, второй - к побочной подгруппе той же группы; и обычно характерными для группы свойствами обладает только третий элемент; это правило особенно наглядно проявляется в группе щелочноземельных металлов.

Самый тяжелый из элементов второй группы - радий - по своим химическим свойствам, безусловно, соответствует типичным представителям щелочноземельных металлов, Тем не менее, обычно его не принято включать в группу щелочноземельных металлов в более узком смысли. В связи с особенностями его распространения в природе, а также вследствие наиболее характерного его свойства - радиоактивности целесообразнее отвести ему особое место. В обсуждении общих свойств элементов этой подгруппы радий не будет расмотрен, поскольку соответствующие физико-химические свойства до сих пор исследовали недостаточно.

За исключением радия, все элементы щелочноземельной подгрупы относятся к легким металлам. Легкими называют металлы, удельный вес которых не перевышает 5. По своей твердости металлы главной подгруппы II группы значительно превосходят щелочные. Самый мягкий из них, барий (свойства которого наиболее близки к щелочным металлам) обладает приблизительно твердостью свинца. Точки плавления металлов этой группы лежат значительно выше, чем у щелочных металлов.

Общим для всех элементов главной подгруппы II группы является их свойство проявлять в своих соединениях положительную валентность 2 и только в совершенно исключительных случаях они бывают положительно одновалентны. Типичная для них валентность 2+, а также порядковые номера элементов заставляют, бесспорно, отнести эти металлы к главной подгруппе второй группы. Кроме того, все они обнаруживают сильно электроположительный характер, который определяется их положением в левой части электрохимического ряда напряжений, а также сильным, сродством к электроотрицательным элементам.

В соответствии с величиной нормальных потенциалов элементов главной подгруппы второй группы все перечисленный металлы разлагают воду; однако действие бериллия и магния на воду Протекает очень медленно вследствие малой растворимости гидроокисей, получающихся в результате этой реакции, например для магния:

Мg + 2НОН = Mg(OН) 2 + Н 2

Образовавшись на поверхности металла, гидроокиси Ве и Мg затрудняют дальнейшее течение реакции. Поэтому даже мелкие ошибки магния приходится выдерживать при обычной температуре в соприкосновении с водой в течение нескольких суток, прежде чем они полностью превратятся в гидроокись магния. Остальные щелочноземельные металлы реагируют с водой значительно энергичнее, что объясняется лучшей растворимостью их гидроокисей. Гидроокись бария растворяется легче всего; нормальный потенциал Ва имеет наиболее низкое значение по сравнению с другими элементами группы, поэтому он реагирует с водой, а также со спиртом очень энергично. Устойчииость щелочноземельных металлов к действию воздуха убывает по направлению от магния к барию. В соответствии с положением в ряду напряжений названные металлы вытесняют все тяжелые металлы из растворов их солей.

В качестве продуктов горения щелочноземельных металлов всегда получаются нормальные окислы М ІІ О. Перекиси щелочноземельных металлов гораздо менее устойчивы, чем в ряду щелочных металлов.

С водой окисли щелочноземельных металлов соединяются, образуя гидроокиси, причем энергия этой реакции очень заметно возрастает по направлению от ВеО к ВаО. Растворимость гидроокисей также сильно увеличивается от гидроокиси бериллия п гидроокиси бария; по даже растворимость последней при нормальной температуре очень невелика. В том же порядке возрастает и основной характер этих соединений - от амфоторной гидроокиси бериллия до сильно основного едкого бария.

Интересно отметить сильное сродство элементов главной подгруппы второй группы к азоту. Склопность к образованию соединений с азотом возрастает у этих элементов с увеличением атомного веса (несмотря на то, что теплоты образования нитридов в этом напраилении убывают); у собственно щелочноземельных металлов тепденция к образованию нитридов настолько велика, что последние медленно соединяются с азотом уже при обычной тедгасратуре.

Щелочноземельные металлы подобно щелочным металлам соединяются с водородом, образуя гидриды, например:

Са+Н 2 = СаН 2 .

Этн гидриды также имеют солеобразный характер, и поэтому следует считать, что в них, как и в гидридах щелочных металлов, водород является электроотрицательной составной частью.

Труднее получить непосредственно из элементов МgН 2 , а ВеН 2 синтезировать таким путем вообще но удалось. МgН 2 и ВеН 2 твердые и нелетучие соединения, как и гидриды щелочноземельных металлов, но в отличие от последних они не обладают ярко выраженным солеобразным характером.

Все элементы главной подгруппы второй группы образуют бесцветные ионы, имеющие положительный заряд 2: Bе 2+ , Мg 2+ , Са 2+ , Sr 2+ , Ва 2+ , Rа 2+ . Бериллий образует, кроме того, бесцветные анионы [ВеО 2 ] 2+ и [Ве(ОН) 4 ] 2+ . Бесцветны и все соли М II Х 2 указанных элементов, если они не являются производными окрашенных анионов.

Соли радия сами по себе тоже бесцветны. Однако некоторые из них, например, хлорид и бромид радия, постепенно окрашиваются под действием излучения содержащегося в них радия и, наконец, приобретают окраску от коричневой до черной. При перекристаллизации они вновь становятся белыми.

Многие соли щелочноземельных металлов трудно растворимы в воде. В изменении растворимости этих солей часто обнаруживается определенная закономерность: так, у сульфатов растворимость быстро уменьшается с возрастанием атомного веса щелочноземельного металла. Приблизительно так же изменяется и растворимость хромитов. Большинство солей, образуемых щелочноземельными металлами со слабыми кислотами и с кислотами средней силы, растворяется с трудом, например фосфаты, оксалаты и карбонаты; некоторые из них, однако, легко растворимы; к последним относятся сульфиды, цианиды, роданиды и ацетаты. Вследствие ослабления основного характера гидроокисей при переходе от Ва к Ве, в этой же последовательности возрастает степень гидролиза их карбонатов. В том же направлении изменяется и их термическая устойчивость: в то время как карбонат бария даже при температуре белого каления разлагается далеко не полностью, карбонат кальция можно полностью разложить на СаО и СО 2 уже при сравнительно слабом прокаливании, а карбонат магния разлагается еще легче.

С точки зрения теории Косселя причиной двухвалентности элементов щелочноземельной группы является то обстоятельство, что в периодической системе они все удалены от соответствующих инертных газов с: 2 элемента, поэтому каждый из них имеет на 2 электрона больше, чем предшествующий инертный газ. Вследствие стремления атомов принять конфигурацию инертных газов у элементов щелочноземельной группы и происходит легкое отщепление двух электронов, но не больше, так как дальнейшей отщепление вызвало бы уже разрушение конфигурации инертных газов.