Opšte karakteristike grupe IIA periodnog sistema elemenata.
Sledeći elementi se nalaze u ovoj grupi: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Imaju zajedničku elektronsku konfiguraciju: (n-1)p6ns2, osim Be 1s22s2. Zbog potonjeg, svojstva Be malo se razlikuju od svojstava podgrupe u cjelini. Osobine magnezijuma se takođe razlikuju od svojstava podgrupe, ali u manjoj meri. U seriji Ca – Sr – Ba – Ra svojstva se menjaju uzastopno. Relativna elektronegativnost u Be – Ra seriji opada jer Kako se veličina atoma povećava, valentni elektroni se sve lakše predaju. Svojstva elemenata podgrupe IIA određena su lakoćom gubitka dva ns elektrona. U tom slučaju nastaju E2+ joni. Prilikom proučavanja difrakcije rendgenskih zraka, pokazalo se da u nekim jedinjenjima elementi IIA podgrupe pokazuju monovalentnost. Primjer takvih spojeva su EG, koji se dobijaju dodavanjem E u EG2 talinu. Svi elementi ove serije se ne nalaze u prirodi u slobodnom stanju zbog njihove visoke aktivnosti.
Zemnoalkalni metali.
Kalcijum, stroncijum, barijum i radijum se nazivaju zemnoalkalni metali. Nazvani su tako jer njihovi oksidi daju vodi alkalni okoliš.
Istorija zemnoalkalnih metala
Krečnjak, mermer i gips Egipćani su koristili u građevinarstvu još u antičko doba (prije 5000 godina). Do kraja 18. veka hemičari su smatrali kreč jednostavna supstanca. Godine 1746. I. Pott je dobio i opisao prilično čist kalcijum oksid. Godine 1789. Lavoisier je sugerirao da su vapno, magnezijum i barit složene supstance. Mnogo prije otkrića stroncija i barija, njihova "nedešifrirana" jedinjenja su korištena u pirotehnici za proizvodnju crvenog i zelenog svjetla. Sve do sredine 40-ih godina prošlog veka, stroncijum je prvenstveno bio metal „zabavne vatre“. Godine 1787. pronađen je novi mineral u rudniku olova u blizini škotskog sela Strontian, koji je nazvan stroncijanit SrCO3. A. Crawford je sugerirao postojanje još uvijek nepoznate “zemlje”. Godine 1792. T. Hop je dokazao da je u sastavu pronađenog minerala uključen novi element - stroncij. Tada je uz pomoć Sr(OH)2 izolovan nerastvorljivi stroncijum disaharat (C12H22O4.2SrO) da bi se iz melase dobio šećer. Proizvodnja Sr se povećala. Međutim, ubrzo je uočeno da je sličan kalcijum saharat također netopiv, a kalcijev oksid je nesumnjivo jeftiniji. Interes za stroncijum je odmah nestao i ponovo se povećao tek 40-ih godina prošlog veka. Teški špart bio je prvo poznato jedinjenje barijuma. Otkriven je početkom 17. vijeka. Italijanski alhemičar Casciarolo. Utvrdio je i da ovaj mineral nakon jakog zagrijavanja ugljem svijetli u mraku crvenom svjetlošću i dao mu ime “lapis solaris” (sunčev kamen). Godine 1808. Davy je, podvrgavajući mješavinu vlažnog gašenog vapna sa živinim oksidom elektrolizi sa živinom katodom, pripremio kalcijum amalgam i destilacijom žive iz njega dobio metal nazvan "kalcij" (od latinskog Calx, rod calcis - kreč). Ba i Sr su dobijeni istom Davyjevom metodom. Suter i Redlich razvili su industrijsku metodu za proizvodnju kalcija 1896. godine u fabrici Rathenau (Njemačka). Godine 1904. počela je sa radom prva fabrika za proizvodnju kalcijuma.
Radijum je predvideo Mendeljejev 1871. godine, a otkrili su ga 1898. supružnici Marija i Pjer Kiri. Otkrili su da su rude uranijuma radioaktivnije od samog uranijuma. Uzrok su bila jedinjenja radijuma. Preostalu rudu uranijuma tretirali su alkalijom, a ono što se nije rastvorilo hlorovodoničnom kiselinom. Ostatak nakon drugog postupka imao je veću radioaktivnost od rude. U ovoj frakciji je otkriven radijum. Curijevi su o svom otkriću izvijestili u izvještaju iz 1898.
Obilje zemnoalkalnih metala
Sadržaj kalcijuma u litosferi je 2,96% ukupne mase zemljine kore, stroncijuma - 0,034%, barijuma - 0,065%, radijuma - 1,10-10%. U prirodi, kalcijum se sastoji od izotopa sa masenim brojevima 40(96,97%), 42(0,64%), 43(0,14%), 44(2,06%), 46(0,003%), 48(0,19%); stroncijum - 84(0,56%), 86(9,86%), 87(7,02%), 88(82,56%); barijum - 130(0,1%), 132(0,1%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81), 137(11, 32%), 138 (71,66). Radijum je radioaktivan. Najstabilniji prirodni izotop je 226Ra. Glavni minerali zemnoalkalnih elemenata su ugljične i sulfatne soli: CaCO3 – kalcit, CaSO4 – andirit, SrCO3 – stroncijanit, SrSO4 – celestin, BaCO3 – viterit. BaSO4 je teška batina. Fluorit CaF2 je takođe koristan mineral.
Ca igra važnu ulogu u životnim procesima. Ljudsko tijelo sadrži 0,7-1,4 tež.% kalcijuma, od čega se 99% nalazi u koštanom i zubnom tkivu. Biljke takođe sadrže velike količine kalcijuma. Jedinjenja kalcijuma nalaze se u prirodnim vodama i tlu. Barijum, stroncij i radijum se nalaze u ljudskom tijelu u zanemarljivim količinama.
Priprema zemnoalkalnih metala
Prvo se dobijaju oksidi ili hloridi E. EO se dobija kalcinacijom ESO3, a ES12 delovanjem hlorovodonične kiseline na ESO3. Svi zemnoalkalni metali se mogu dobiti aluminotermnom redukcijom njihovih oksida na temperaturi od 1200 °C prema približnoj shemi: 3EO + 2Al = Al2O3 + 3E. Proces se izvodi u vakuumu kako bi se izbjegla oksidacija kalcijuma.Kalcijum (kao i svi ostali elementi) se može dobiti elektrolizom rastopljenog CaCl2 nakon čega slijedi destilacija u vakuumu ili termička disocijacija CaCl2. Ba i Sr se mogu dobiti pirolizom E2N3, E(NH3)6, EN2. Radijum se kopa kao nusproizvod iz ruda uranijuma.
Fizička svojstva zemnoalkalnih metala
Ca i njegovi analozi su srebrno-bijeli metali. Kalcijum je najteži od svih. Stroncijum i posebno barijum su mnogo mekši od kalcijuma. Svi zemnoalkalni metali su duktilni i podložni kovanju, rezanju i valjanju. Kalcijum u normalnim uslovima kristališe u fcc strukturi sa periodom a = 0,556 nm (CN = 12), a na temperaturama iznad 464°C u bcc strukturi. Ca formira legure sa Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Stroncijum ima fcc strukturu; na temperaturi od 488 °C, stroncij prolazi polimorfnu transformaciju i kristalizira u heksagonalnoj strukturi. Paramagnetski je. Barij kristalizira u bcc strukturi. Ca i Sr su sposobni da formiraju neprekidan niz čvrstih rastvora između sebe, a područja razdvajanja se pojavljuju u Ca-Ba i Sr-Ba sistemima. U tečnom stanju, stroncijum se meša sa Be, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. Sa poslednja četiri, Sr formira intermetalna jedinjenja. Električna provodljivost zemnoalkalnih metala opada sa povećanjem pritiska, za razliku od obrnutog procesa za druge tipične metale. Ispod su neke konstante za zemnoalkalne metale:
Ca Sr Ba Ra
Atomski radijus, nm 0,197 0,215 0,221 0,235
Radijus E2+ jona, nm 0,104 0,127 0,138 0,144
Energy cr. rešetke, µJkmol 194,1 164,3 175,8 130
, gcm3 1,54 2,63 3,5 5,5-6
Melt.,oS 852 770 710 800
Tačka ključanja, oC 1484 1380 1640 1500
Električna provodljivost (Hg=1) 22 4 2
Toplina fuzije kcalg-atoma 2,1 2,2 1,8
Toplota isparavanja kcalg-atoma 36 33 36
Specifični toplotni kapacitet, J(kg.K) 624 737 191,93 136
Ukapljivanje Pa-1,10-11 5,92 8,36
Hemijska svojstva zemnoalkalnih metala i njihovih spojeva
Svježa površina E brzo potamni zbog stvaranja oksidnog filma. Ovaj film je relativno gust - s vremenom sav metal polako oksidira. Film se sastoji od EO, kao i od EO2 i E3N2. Normalni elektrodni potencijali reakcija E-2e = E2+ jednaki su = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). To su vrlo aktivni elementi: otapaju se u vodi i kiselinama, istiskuju većinu metala iz njihovih oksida, halogenida i sulfida. Primarni (200-300°C) kalcijum stupa u interakciju sa vodenom parom prema sljedećoj shemi: 2Ca + H2O = CaO + CaH2. Sekundarne reakcije imaju oblik: CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 i CaO + H2O = Ca(OH)2. ESO4 su gotovo nerastvorljivi u jakoj sumpornoj kiselini zbog stvaranja filma slabo rastvorljivog ESO4. E burno reaguje sa razblaženim mineralnim kiselinama, oslobađajući vodonik. Kada se zagreje iznad 800°C, kalcijum reaguje sa metanom prema sledećoj šemi: 3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2. Kada se zagreju, reaguju sa vodonikom, sumporom i gasom amonijaka. U pogledu hemijskih svojstava, radijum je najbliži Ba, ali je aktivniji. Na sobnoj temperaturi primetno se kombinuje sa kiseonikom i azotom u vazduhu. Općenito, to Hemijska svojstva nešto izraženije od svojih kolega. Sva jedinjenja radijuma polako se raspadaju pod uticajem sopstvenog zračenja, dobijajući žućkastu ili smeđu boju. Jedinjenja radijuma imaju svojstvo autoluminiscencije. Kao rezultat radioaktivnog raspada, 1 g Ra oslobađa 553,7 J toplote svakog sata. Stoga je temperatura radijuma i njegovih spojeva uvijek za 1,5 stepeni viša od temperature okoline. Takođe je poznato da 1 g radijuma dnevno oslobađa 1 mm3 radona (226Ra = 222Rn + 4He), na čemu se zasniva njegova upotreba kao izvora radona za radonske kupke.
E hidridi su bijele, kristalne tvari slične soli. Dobijaju se direktno iz elemenata zagrijavanjem. Početne temperature reakcije E + H2 = EN2 su 250 oC (Ca), 200 oC (Sr), 150 oC (Ba). Termička disocijacija EN2 počinje na 600°C. U atmosferi vodonika, CaH2 se ne raspada na tački topljenja (816°C). U nedostatku vlage, hidridi zemnoalkalnih metala su stabilni na zraku na uobičajenim temperaturama. Ne reaguju sa halogenima. Međutim, kada se zagrije, povećava se kemijska aktivnost EN2. Oni su sposobni reducirati okside u metale (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), na primjer 2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Reakcija CaH2 sa Al2O3 odvija se na 750°C: 3CaH2 + Al2O3 = 3CaO + 3H2 + 2Al, a zatim: CaH2 + 2Al = CaAl2 + H2. CaH2 reaguje sa azotom na 600°C prema sledećoj šemi: 3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2. Kada se EN2 zapali, oni polako sagorevaju: EN2 + O2 = H2O + CaO. Eksplozivno kada se pomeša sa čvrstim oksidacionim agensima. Kada voda djeluje na EN2, oslobađaju se hidroksid i vodonik. Ova reakcija je vrlo egzotermna: EN2 navlažen vodom u zraku spontano se zapali. EN2 reagira s kiselinama, na primjer, prema shemi: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. EN2 se koristi za dobijanje čistog vodonika, kao i za određivanje tragova vode u organskim rastvaračima. E nitridi su bezbojne, vatrostalne supstance. Dobivaju se direktno iz elemenata na povišenim temperaturama. S vodom se razlažu prema sljedećoj shemi: E3N2 + 6H2O = 3E(OH)2 + 2NH3. E3N2 reaguje sa CO kada se zagreva prema sledećoj šemi: E3N2 + 3CO = 3EO + N2 + 3C. Procesi koji se javljaju prilikom zagrijavanja E3N2 ugljem izgledaju ovako:
E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;
Stroncijev nitrid reaguje sa HCl i proizvodi Sr i amonijum hloride. Fosfidi E3P2 nastaju direktno iz elemenata ili kalcinacijom trosupstituiranih fosfata ugljem:
Ca3(PO4)2 + 4C = Ca3P2 + 4CO
Hidrolizuju se vodom prema šemi: E3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3E(OH)2. Sa kiselinama, fosfidi zemnoalkalnih metala daju odgovarajuću sol i fosfin. To je osnova za njihovu upotrebu za dobijanje fosfina u laboratoriji.
Kompleksni sastav amonijaka E(NH3)6 - čvrste materije sa metalnim sjajem i visokom električnom provodljivošću. Dobijaju se djelovanjem tečnog amonijaka na E. Spontano se pale na zraku. Bez pristupa vazduha, razlažu se na odgovarajuće amide: E(NH3)6 = E(NH2)2 + 4NH3 + H2. Kada se zagriju, snažno se raspadaju po istom obrascu.
Karbidi zemnoalkalnih metala, koji se dobijaju kalcinacijom etilena sa ugljem, razlažu se vodom, oslobađajući acetilen: ES2 + 2H2O = E(OH)2 + C2H2. Reakcija sa BaC2 je toliko burna da se zapali u kontaktu s vodom. Toplote stvaranja ES2 iz elemenata za Ca i Ba su 14 i 12 kcalmola. Kada se zagreva sa azotom, ES2 daje CaCN2, Ba(CN)2, SrCN2. Poznati su silicidi (ESi i ESi2). Mogu se dobiti zagrevanjem direktno iz elemenata. Hidrolizuju se vodom i reaguju sa kiselinama, dajući H2Si2O5, SiH4, odgovarajuće jedinjenje E i vodonik. Poznati su EV6 boridi koji se dobijaju iz elemenata zagrevanjem.
Kalcijum oksidi i njegovi analozi su bele, vatrostalne (TbpCaO = 2850°C) supstance koje energetski apsorbuju vodu. Ovo je osnova za upotrebu BaO za dobijanje apsolutnog alkohola. Oni burno reaguju sa vodom, oslobađajući mnogo toplote (osim SrO čije je otapanje endotermno). EO se rastvaraju u kiselinama i amonijum hloridu: EO + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. EO se dobija kalcinacijom karbonata, nitrata, peroksida ili hidroksida odgovarajućih metala. Efektivni naboji barijuma i kiseonika u BaO su 0,86. SrO na 700 °C reaguje sa kalijum cijanidom:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Stroncijev oksid se rastvara u metanolu i formira Sr(OSH3)2. Tokom magnezijum-termalne redukcije BaO može se dobiti međuoksid Ba2O, koji je nestabilan i nesrazmjeran.
Hidroksidi zemnoalkalnih metala su bijele, u vodi rastvorljive supstance. Oni su jake baze. U seriji Ca-Sr-Ba raste osnovna priroda i rastvorljivost hidroksida. 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, Ca(OH)2.H2O se obično izoluju iz rastvora hidroksida. EO dodaju vodu da formiraju hidrokside. Ovo je osnova za upotrebu CaO u građevinarstvu. Bliska mješavina Ca(OH)2 i NaOH u težinskom omjeru 2:1 naziva se soda vapno i široko se koristi kao apsorber CO2. Ca(OH)2, kada stoji na vazduhu, apsorbuje CO2 prema sledećoj šemi: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O. Na oko 400°C, Ca(OH)2 reaguje sa ugljen monoksidom: CO + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2. Baritna voda reaguje sa CS2 na 100 °C: CS2 + 2Ba(OH)2 = BaCO3 + Ba(HS)2 + H2O. Aluminijum reaguje sa baritnom vodom: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. E(OH)2 se koristi za otkrivanje ugljičnog anhidrida.
E formiraju bijele perokside. Oni su znatno manje stabilni, za razliku od oksida, i jaki su oksidanti. Od praktičnog značaja je najstabilniji BaO2, koji je beli, paramagnetski prah gustine 4,96 g1cm3 itd. 450°. BaO2 je stabilan na uobičajenim temperaturama (može se skladištiti godinama), slabo je topiv u vodi, alkoholu i eteru, a rastvara se u razrijeđenim kiselinama uz oslobađanje soli i vodikovog peroksida. Termičku razgradnju barijum peroksida ubrzavaju oksidi Cr2O3, Fe2O3 i CuO. Barijum peroksid reaguje kada se zagrije sa vodonikom, sumporom, ugljenikom, amonijakom, amonijevim solima, kalij-fericijanidom, itd. Barijum peroksid reaguje sa koncentriranom hlorovodoničnom kiselinom, oslobađajući hlor: BaO2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O. Oksidira vodu u vodikov peroksid: H2O + BaO2 = Ba(OH)2 + H2O2. Ova reakcija je reverzibilna i u prisustvu čak i ugljene kiseline ravnoteža se pomera udesno. BaO2 se koristi kao polazni proizvod za proizvodnju H2O2, ali i kao oksidant u pirotehničkim kompozicijama. Međutim, BaO2 takođe može delovati kao redukciono sredstvo: HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2. BaO2 se dobija zagrevanjem BaO u struji vazduha na 500°C po šemi: 2BaO + O2 = 2BaO2. Kako temperatura raste, dolazi do obrnutog procesa. Stoga, kada Ba gori, oslobađa se samo oksid. SrO2 i CaO2 su manje stabilni. Opća metoda Metoda za dobijanje EO2 je interakcija E(OH)2 sa H2O2, pri čemu se oslobađa EO2.8H2O. Termička razgradnja EO2 počinje na 380 °C (Ca), 480 °C (Sr), 790 °C (Ba). Pri zagrijavanju EO2 koncentriranim vodikovim peroksidom mogu se dobiti žute nestabilne tvari - EO4 superperoksidi.
E soli su obično bezbojne. Hloridi, bromidi, jodidi i nitrati su visoko rastvorljivi u vodi. Fluoridi, sulfati, karbonati i fosfati su slabo rastvorljivi. Jon Ba2+ je toksičan. E halogenidi se dijele u dvije grupe: fluoridi i svi ostali. Fluoridi su gotovo netopivi u vodi i kiselinama i ne stvaraju kristalne hidrate. Naprotiv, hloridi, bromidi i jodidi su visoko rastvorljivi u vodi i oslobađaju se iz rastvora u obliku kristalnih hidrata. Neka svojstva EG2 su predstavljena u nastavku:
CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
Toplo. arr., kcalmol. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
Ecr. rešetke, kcalmol. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
Toplota, °C 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
Tačka ključanja, °C 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
D(EG) u parovima, 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
Kada se dobiju razmjenom razgradnje u otopini, fluoridi se oslobađaju u obliku voluminoznih sluzavih naslaga, koje prilično lako formiraju koloidne otopine. EG2 se može dobiti djelovanjem s odgovarajućim halogenima na odgovarajući E. EG2 taline su sposobne otopiti do 30% E. Prilikom proučavanja električne provodljivosti talina hlorida elemenata druge grupe glavne podgrupe, utvrđeno je da je njihov molekularni jonski sastav veoma različit. Stepeni disocijacije prema šemi ESl2 = E2+ + 2Cl– jednaki su: BeCl2 - 0,009%, MgCl2 - 14,6%, CaCl2 - 43,3%, SrCl2 - 60,6%, BaCl2 - 80,2%. E halogenidi (osim fluorida) sadrže vodu kristalizacije: CaCl2.6H2O, SrCl2.6H2O i BaCl2.2H2O. Analiza difrakcije rendgenskih zraka utvrdila je strukturu E[(OH2)6]G2 za kristalne hidrate Ca i Sr. Polaganim zagrijavanjem EG2 kristalnih hidrata mogu se dobiti bezvodne soli. CaCl2 lako formira prezasićene otopine. Prirodni CaF2 (fluorit) koristi se u keramičkoj industriji, a koristi se i za proizvodnju HF i mineral je fluora. Bezvodni CaCl2 se koristi kao desikant zbog svoje higroskopnosti. Kalcijum hlorid kristalni hidrat se koristi za pripremu rashladnih smeša. BaCl2 – koristi se u cx i za otvaranje SO42- (Ba2+ + SO42- = BaSO4). Spajanjem EG2 i EN2 mogu se dobiti hidrohalidi: EG2 + EN2 = 2ENH. Ove supstance se tope bez raspadanja, ali se hidroliziraju vodom: 2ENH + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2. Rastvorljivost hlorata, bromata i jodata u vodi opada po redu Ca – Sr – Ba i Cl – Br – I. Ba(ClO3)2 – koji se koristi u pirotehnici. E perhlorati su visoko rastvorljivi ne samo u vodi već iu organskim rastvaračima. Najvažniji od E(ClO4)2 je Ba(ClO4)2.3H2O. Bezvodni barijum perhlorat je dobar desikant. Njegovo termičko razlaganje počinje tek na 400 °C. Kalcijum hipohlorit Ca(ClO)2.nH2O (n=2,3,4) se dobija delovanjem hlora na krečno mleko. To je oksidant i vrlo je topiv u vodi. Izbijeljeno vapno se može proizvesti tretiranjem čvrstog gašenog vapna hlorom. Razgrađuje se vodom i miriše na hlor u prisustvu vlage. Reaguje sa CO2 u vazduhu:
CO2 + 2CaOCl2 = CaCO3 + CaCl2 + Cl2O.
Izbjeljivač se koristi kao oksidacijsko sredstvo, sredstvo za izbjeljivanje i kao dezinficijens.
Azidi E(N3)2 i tiocijanati E(CNS)2.3H2O su poznati za zemnoalkalne metale. Azidi su mnogo manje eksplozivni od azida olova. Rodanidi lako gube vodu kada se zagrijavaju. Vrlo su topljivi u vodi i organskim rastvaračima. Ba(N3)2 i Ba(CNS)2 se mogu koristiti za dobijanje azida i tiocijanata drugih metala iz sulfata reakcijom razmene.
Kalcijum i stroncijum nitrati obično postoje u obliku kristalnih hidrata Ca(NO3)2.4H2O i Sr(NO3)2.4H2O. Barijev nitrat nije karakteriziran stvaranjem kristalnog hidrata. Kada se zagreju Ca(NO3)2.4H2O i Sr(NO3)2.4H2O, lako gubim vodu. U inertnoj atmosferi, E nitrati su termički stabilni do 455 oC (Ca), 480 oC (Sr), 495 oC (Ba). Talina kristalnog hidrata kalcijum nitrata ima kiselu sredinu na 75 °C. Posebnost barijum nitrata je niska brzina rastvaranja njegovih kristala u vodi. Samo barijum nitrat, za koji je poznat nestabilan K2 kompleks, pokazuje sklonost formiranju kompleksa. Kalcijum nitrat je rastvorljiv u alkoholima, metil acetatu i acetonu. Stroncijum i barijum nitrati su tamo skoro nerastvorljivi. Tačka topljenja E nitrata je procijenjena na 600°C, ali na istoj temperaturi počinje raspadanje: E(NO3)2 = E(NO2)2 + O2. Dalje razlaganje se dešava na višoj temperaturi: E(NO2)2 = EO + NO2 + NO. E nitrati se dugo koriste u pirotehnici. Veoma isparljive E soli boje plamen u odgovarajuće boje: Ca – narandžasto-žuta, Sr – crveno-karmin, Ba – žuto-zelena. Hajde da shvatimo suštinu ovoga na primeru Sr: Sr2+ ima dva VAO: 5s i 5p ili 5s i 4d. Predajmo energiju ovom sistemu - zagrejmo ga. Elektroni iz orbitala bliže jezgru će se kretati do ovih VAO. Ali takav sistem nije stabilan i oslobađaće energiju u obliku svjetlosnog kvanta. Sr2+ emituje kvante sa frekvencijom koja odgovara crvenim talasnim dužinama. Prilikom pripreme pirotehničkih sastava, zgodno je koristiti salitru, jer Ne samo da boji plamen, već je i oksidacijsko sredstvo, oslobađajući kisik kada se zagrije. Pirotehničke kompozicije sastoje se od čvrstog oksidatora, čvrstog redukcionog sredstva i nekih organskih supstanci koje obezbojavaju plamen redukcionog sredstva i deluju kao vezivno sredstvo. Kalcijum nitrat se koristi kao đubrivo.
Svi fosfati i hidrogenfosfati E su slabo rastvorljivi u vodi. Mogu se dobiti otapanjem odgovarajuće količine CaO ili CaCO3 u ortofosfornoj kiselini. Takođe se talože tokom reakcija razmene tipa: (3-x)Ca2+ + 2HxPO4-(3-x) = Ca(3-x)(HxPO4)2. Od praktičnog značaja (kao đubrivo) je monosupstituisani kalcijum ortofosfat, koji je, uz Ca(SO4), deo superfosfata. Dobiva se prema šemi:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Oksalati su takođe slabo rastvorljivi u vodi. Od praktičnog značaja je kalcijum oksalat, koji se dehidrira na 200 °C i razgrađuje na 430 °C prema sljedećoj shemi: CaC2O4 = CaCO3 + CO. E acetati su izolirani u obliku kristalnih hidrata i vrlo su topljivi u vodi.
E sulfati su bijele tvari koje su slabo topljive u vodi. Rastvorljivost CaSO4.2H2O na 1000 g vode pri normalnoj temperaturi je 8.10-3 mol, SrSO4 - 5.10-4 mol, BaSO4 - 1.10-5 mol, RaSO4 - 6.10-6 mol. U seriji Ca–Ra, rastvorljivost sulfata se brzo smanjuje. Ba2+ je reagens za sulfatne jone. Kalcijum sulfat sadrži vodu kristalizacije. Iznad 66 oC iz rastvora se oslobađa bezvodni kalcijum sulfat, ispod - gips CaSO4.2H2O. Zagrijavanje gipsa iznad 170 °C je praćeno oslobađanjem hidratne vode. Kada se gips pomiješa s vodom, ova masa se brzo stvrdne zbog stvaranja kristalnog hidrata. Ovo svojstvo gipsa se koristi u građevinarstvu. Egipćani su koristili ovo znanje prije 2000 godina. Rastvorljivost ESO4 u jakoj sumpornoj kiselini je mnogo veća nego u vodi (BaSO4 do 10%), što ukazuje na formiranje kompleksa. Odgovarajući ESO4.H2SO4 kompleksi se mogu dobiti u slobodnom stanju. Dvostruke soli sa alkalnim metalima i amonijum sulfatima poznate su samo za Ca i Sr. (NH4)2 je rastvorljiv u vodi i koristi se u analitičkoj hemiji za odvajanje Ca od Sr, jer (NH4)2 je slabo rastvorljiv. Gips se koristi za kombinovanu proizvodnju sumporne kiseline i cementa, jer kada se zagrije sa redukcijskim sredstvom (ugljem), gips se raspada: CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO. Na višoj temperaturi (900 oC), sumpor se još više smanjuje prema sljedećoj shemi: CaSO4 + 3C = CaS + CO2 + 2CO. Slična razgradnja Sr i Ba sulfata počinje na višim temperaturama. BaSO4 je netoksičan i koristi se u medicini i proizvodnji mineralnih boja.
E sulfidi su bijele čvrste tvari koje kristaliziraju poput NaCl. Toplote njihovog nastanka i energije kristalnih rešetki su jednake (kcalmol): 110 i 722 (Ca), 108 i 687 (Sr), 106 i 656 (Ba). Mogu se dobiti sintezom iz elemenata zagrijavanjem ili kalcinacijom sulfata sa ugljem: ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO. Najmanje rastvorljiv je CaS (0,2 hl). ES prilikom zagrijavanja ulazi u sljedeće reakcije:
ES + H2O = EO + H2S; ES + G2 = S + EG2; ES + 2O2 = ESO4; ES + xS = ESx+1 (x=2,3).
Sulfidi zemnoalkalnih metala u neutralnom rastvoru su potpuno hidrolizovani prema šemi: 2ES + 2H2O = E(HS)2 + E(OH)2. Kiseli sulfidi se takođe mogu dobiti u slobodnom stanju isparavanjem rastvora sulfida. Reaguju sa sumporom:
E(HS)2 + xS = ESx+1 + H2S (x=2,3,4).
Među kristalnim hidratima poznati su BaS.6H2O i Ca(HS)2.6H2O, Ba(HS)2.4H2O. Ca(HS)2 se koristi za uklanjanje dlačica. ES su podložni fenomenu fosforescencije. Poznati su sledeći polisulfidi E: ES2, ES3, ES4, ES5. Dobivaju se kuhanjem suspenzije ES u vodi sa sumporom. U vazduhu se ES oksidiraju: 2ES + 3O2 = 2ESO3. Propuštanjem zraka kroz CaS suspenziju možete dobiti Ca tiosulfat prema šemi: 2CaS + 2O2 + H2O = Ca(OH)2 + CaS2O3. Vrlo je rastvorljiv u vodi. U seriji Ca – Sr – Ba, rastvorljivost tiosulfata opada. E teluridi su slabo rastvorljivi u vodi i takođe su podložni hidrolizi, ali u manjoj meri od sulfida.
Rastvorljivost E hromata u Ca-Ba seriji opada jednako naglo kao iu slučaju sulfata. Ove supstance žuta boja dobijaju se interakcijom rastvorljivih soli E sa hromatima (ili dihromatima) alkalnih metala: E2+ + CrO42- = ECrO4. Kalcijum hromat se oslobađa u obliku kristalnog hidrata – CaCrO4.2H2O (pPR CaCrO4 = 3,15). Čak i prije tačke topljenja, gubi vodu. SrCrO4 i BaCrO4 ne formiraju kristalne hidrate. pPR SrCrO4 = 4,44, pPR BaCrO4 = 9,93.
E karbonati su bijele, slabo topljive tvari u vodi. Kada se zagrije, ECO3 se pretvara u EO, odvajajući CO2. U seriji Ca–Ba povećava se termička stabilnost karbonata. Praktično najvažniji od njih je kalcijum karbonat (vapnenac). Direktno se koristi u građevinarstvu, a služi i kao sirovina za proizvodnju vapna i cementa. Godišnja svjetska proizvodnja krečnjaka iz krečnjaka iznosi desetine miliona tona. Termička disocijacija CaCO3 je endotermna: CaCO3 = CaO + CO2 i zahtijeva trošak od 43 kcal po molu krečnjaka. Kalcinacija CaCO3 se vrši u osovinskim pećima. Nusproizvod pečenja je vrijedan ugljični dioksid. CaO je važan građevinski materijal. Kada se pomiješa s vodom, dolazi do kristalizacije zbog stvaranja hidroksida, a zatim karbonata prema sljedećim shemama:
CaO + H2O = Ca(OH)2 i Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
Izuzetno važnu praktičnu ulogu igra cement - zelenkasto-sivi prah koji se sastoji od mješavine raznih silikata i kalcijevih aluminata. Kada se pomiješa s vodom stvrdne zbog hidratacije. Prilikom njegove proizvodnje, mješavina CaCO3 i gline se peče do početka sinterovanja (1400-1500 oC). Zatim se smjesa melje. Sastav cementa može se izraziti kao postotak komponenti CaO, SiO2, Al2O3, Fe2O3, pri čemu CaO predstavlja bazu, a ostatak su anhidridi kiselina. Sastav silikatnog (Portlad) cementa sastoji se uglavnom od Ca3SiO5, Ca2SiO4, Ca3(AlO3)2 i Ca(FeO2)2. Njegovo postavljanje se odvija prema sljedećim shemama:
Ca3SiO5 + 3H2O = Ca2SiO4.2H2O + Ca(OH)2
Ca2SiO4 + 2H2O = Ca2SiO4.2H2O
Ca3(AlO3)2 + 6H2O = Ca3(AlO3)2.6H2O
Ca(FeO2)2 + nH2O = Ca(FeO2)2.nH2O.
Prirodna kreda se dodaje raznim kitovima. Finokristalni CaCO3, precipitiran iz otopine, dio je zubnog praha. BaO se dobija iz BaCO3 kalcinacijom sa ugljem prema sledećoj šemi: BaCO3 + C = BaO + 2CO. Ako se proces odvija na višoj temperaturi u struji azota, nastaje barijum cijanid: BaCO3 + 4C + N2 = 3CO + Ba(CN)2. Ba(CN)2 je visoko rastvorljiv u vodi. Ba(CN)2 se može koristiti za proizvodnju cijanida drugih metala razgradnjom izmenom sa sulfatima. Hidrogenkarbonati su rastvorljivi u vodi i mogu se dobiti samo u rastvoru, na primer, propuštanjem ugljen-dioksida u suspenziju CaCO3 u vodi: CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2. Ova reakcija je reverzibilna i pri zagrijavanju se pomiče ulijevo. Prisustvo kalcijum i magnezijum bikarbonata u prirodnim vodama uzrokuje tvrdoću vode.
Tvrdoća vode i načini njenog otklanjanja
Rastvorljive soli kalcija i magnezija uzrokuju ukupnu tvrdoću vode. Ako su prisutni u vodi u malim količinama, tada se voda naziva mekom. Ako je sadržaj ovih soli visok (100-200 mg kalcijevih soli po litri u smislu jona), voda se smatra tvrdom. U takvoj vodi sapun se slabo pjeni, jer s njim soli kalcija i magnezija stvaraju nerastvorljiva jedinjenja. Tvrda voda loše kuva hranu, a kada se prokuva stvara kamenac na zidovima kućnog posuđa i parnih kotlova. Kamenac ima nisku toplinsku provodljivost, uzrokuje povećanje potrošnje goriva ili potrošnje električne energije električnog uređaja i ubrzava habanje stijenki posude za kipuću vodu. Zagrijavanjem kiseli kalcijum i magnezijum karbonati se razlažu i pretvaraju u nerastvorljive bazične karbonate: Ca(HCO3) = H2O + CO2 + CaCO3↓ Rastvorljivost kalcijum sulfata CaSO4 takođe se smanjuje kada se zagreva, pa je deo kamenca. Tvrdoća uzrokovana prisustvom kiselih kalcijumovih i magnezijum karbonata u vodi naziva se karbonatna ili privremena tvrdoća, jer se može eliminisati. Pored karbonatne tvrdoće postoji i nekarbonatna tvrdoća koja zavisi od sadržaja ECl2 i ESO4 u vodi, gdje je E Ca, Mg. Ove soli se ne uklanjaju ključanjem, pa se nekarbonatna tvrdoća naziva i trajnom tvrdoćom. Karbonatna i nekarbonatna tvrdoća zbrajaju ukupnu tvrdoću. Da bi se to potpuno eliminisalo, voda se ponekad destiluje. Ali to je skupo. Da bi se uklonila karbonatna tvrdoća, voda se može prokuhati, ali je i to skupo i stvara se kamenac. Tvrdoća se uklanja dodavanjem odgovarajuće količine Ca(OH)2: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2H2O. Opšta tvrdoća se eliminiše ili dodavanjem Na2CO3, ili korišćenjem takozvanih kationskih izmenjivača. Kada koristite natrijum karbonat rastvorljive soli kalcij i magnezij se također pretvaraju u nerastvorljive karbonate: Ca2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓. Uklanjanje tvrdoće pomoću kationskih izmjenjivača je napredniji proces. Kationski izmjenjivači su visokomolekularna organska jedinjenja koja sadrže natrijum, čiji sastav se može izraziti formulom Na2R, gdje je R kompleksni kiseli ostatak. Kada se voda filtrira kroz sloj katjonoizmjenjivačke smole, Na+ kationi kristalne rešetke zamjenjuju se za Ca2+ i Mg2+ katione iz otopine prema šemi: Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR. Posljedično, Ca ioni prelaze iz otopine u kationski izmjenjivač, a Na+ ioni prelaze iz kationskog izmjenjivača u otopinu. Da bi se obnovio korišteni kationski izmjenjivač, on se ispere koncentriranom otopinom kuhinjske soli. U ovom slučaju dolazi do obrnutog procesa: ioni Ca2+ u kristalnoj rešetki kationskog izmjenjivača zamjenjuju se Na+ jonima iz otopine. Regenerisani kationski izmenjivač se ponovo koristi za prečišćavanje vode. Filteri zasnovani na permutiranju rade na sličan način:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca
Biti u prirodi
Zbog svoje visoke hemijske aktivnosti, kalcijum se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom obliku.
Najveći dio kalcija se nalazi u silikatima i aluminosilikatima raznih stijena (graniti, gnajsi, itd.), posebno u feldspatu - Ca anortitu.
U obliku sedimentnih stijena, spojevi kalcija su predstavljeni kredom i krečnjacima, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO3). Kristalni oblik kalcita - mermer - se u prirodi nalazi mnogo rjeđe.
Prilično su rasprostranjeni minerali kalcijuma kao što su kalcit CaCO3, anhidrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O i gips CaSO4 2H2O, fluorit CaF2, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3. Prisustvo soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njenu tvrdoću.
Kalcijum, snažno migrira u zemljine kore a akumulirajući se u različitim geohemijskim sistemima, formira 385 minerala (četvrto mjesto po broju minerala).
Kalcijum čini 3,38% mase zemljine kore (5. najzastupljeniji nakon kiseonika, silicijuma, aluminijuma i gvožđa). Sadržaj elementa u morskoj vodi je 400 mg/l.
Izotopi
Kalcijum se u prirodi javlja kao mešavina šest izotopa: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca, među kojima najčešći – 40Ca – čini 96,97%.
Od šest prirodnih izotopa kalcijuma, pet je stabilno. Šesti izotop, 48Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), nedavno je otkriveno da podliježe dvostrukom beta raspadu s vremenom poluraspada od 5,3 x 1019 godina.
Potvrda
Slobodni metalni kalcij se dobija elektrolizom taline koja se sastoji od CaCl2 (75-80%) i KCl ili od CaCl2 i CaF2, kao i aluminotermnom redukcijom CaO na 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
Hemijska svojstva
Kalcijum je tipičan zemnoalkalni metal. Hemijska aktivnost kalcij je visok, ali niži od svih ostalih zemnoalkalnih metala. Lako reaguje sa kiseonikom, ugljen-dioksidom i vlagom u vazduhu, zbog čega je površina metalnog kalcijuma obično mutno siva, pa se u laboratoriji kalcijum obično skladišti, kao i drugi zemnoalkalni metali, u dobro zatvorenoj tegli ispod sloja. kerozina ili tečnog parafina.
U nizu standardnih potencijala, kalcijum se nalazi lijevo od vodonika. Standard potencijal elektrode parovi Ca2+/Ca0 -2,84 V, tako da kalcij reaguje aktivno sa vodom, ali bez paljenja:
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q.
Kalcijum reaguje sa aktivnim nemetalima (kiseonik, hlor, brom) pod normalnim uslovima:
2Ca + O2 → 2CaO
Ca + Br2 → CaBr2.
Kada se zagrije na zraku ili kisiku, kalcij se zapali. Kalcij stupa u interakciju s manje aktivnim nemetalima (vodikom, borom, ugljikom, silicijumom, dušikom, fosforom i drugima) kada se zagrijava, na primjer:
Ca + H2 → CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Ca + 2C → CaC2,
3Ca + 2P → Ca3P2 (kalcijum fosfid), poznati su i kalcijum fosfidi sastava CaP i CaP5;
2Ca + Si → Ca2Si (kalcijum silicid), poznati su i kalcijum silicidi sastava CaSi, Ca3Si4 i CaSi2.
Pojava gore navedenih reakcija u pravilu je praćena oslobađanjem velike količine topline (odnosno, ove reakcije su egzotermne). U svim jedinjenjima sa nemetalima, oksidaciono stanje kalcijuma je +2. Većina spojeva kalcija s nemetalima lako se razgrađuje vodom, na primjer:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Ca2+ jon je bezbojan. Kada se u plamen dodaju rastvorljive soli kalcijuma, plamen postaje ciglastocrven.
Kalcijumove soli kao što su CaCl2 hlorid, CaBr2 bromid, CaI2 jodid i Ca(NO3)2 nitrat su visoko rastvorljive u vodi. Fluorid CaF2, karbonat CaCO3, sulfat CaSO4, ortofosfat Ca3(PO4)2, oksalat CaC2O4 i neki drugi su nerastvorljivi u vodi.
Važno je da je, za razliku od kalcijum karbonata CaCO3, kiseli kalcijum karbonat (bikarbonat) Ca(HCO3)2 rastvorljiv u vodi. U prirodi to dovodi do sljedećih procesa. Kada hladna kišnica ili riječna voda, zasićena ugljičnim dioksidom, prodre pod zemlju i padne na krečnjak, uočava se njihovo otapanje:
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2.
Na istim mjestima gdje voda zasićena kalcijum bikarbonatom izlazi na površinu zemlje i zagrijava se sunčevim zracima, događa se obrnuta reakcija:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O.
Ovako dolazi do prijenosa u prirodi velike mase supstance. Kao rezultat toga, pod zemljom se mogu formirati ogromne praznine, a u pećinama se formiraju prekrasne kamene „sleđe“ - stalaktiti i stalagmiti.
Prisustvo rastvorenog kalcijum bikarbonata u vodi u velikoj meri određuje privremenu tvrdoću vode. Naziva se privremenim jer kada voda proključa, bikarbonat se razgrađuje i taloži CaCO3. Ova pojava dovodi, na primjer, do činjenice da se kamenac stvara u kotliću s vremenom.
Primjena metalnog kalcija
Glavna upotreba metalnog kalcija je kao redukciono sredstvo u proizvodnji metala, posebno nikla, bakra i nerđajućeg čelika. Kalcijum i njegov hidrid se takođe koriste za dobijanje metala koji se teško redukuju kao što su hrom, torijum i uranijum. Legure kalcijuma sa olovom koriste se u baterijama i legurama ležajeva. Granule kalcijuma se takođe koriste za uklanjanje tragova vazduha iz vakuum uređaja.
Biološka uloga
Kalcijum je uobičajen makronutrijent u organizmu biljaka, životinja i ljudi. Kod ljudi i drugih kralježnjaka, većina ga je sadržana u skeletu i zubima u obliku fosfata. Od razne forme Kalcijum karbonat (kreč) se sastoji od skeleta većine grupa beskičmenjaka (spužve, koralni polipi, mekušci, itd.). Kalcijumovi joni su uključeni u procese zgrušavanja krvi, kao i u osiguravanju konstantnog osmotskog pritiska krvi. Kalcijumovi joni takođe služe kao jedan od univerzalnih sekundarnih glasnika i regulišu niz intracelularnih procesa – kontrakciju mišića, egzocitozu, uključujući lučenje hormona i neurotransmitera itd. Koncentracija kalcijuma u citoplazmi ljudskih ćelija je oko 10−7 mol, u međućelijskim tečnostima oko 10−3 mol.
STRONCIJ
Biti u prirodi
Stroncijum se ne nalazi u slobodnom obliku. Sastoji se od oko 40 minerala. Od njih je najvažniji celestin SrSO4 (51,2% Sr). Kopa se i stroncijanit SrCO3 (64,4% Sr). Ova dva minerala su od industrijskog značaja. Najčešće je stroncij prisutan kao nečistoća u raznim mineralima kalcijuma.
Ostali minerali stroncijuma uključuju:
SrAl3(AsO4)SO4(OH)6 - kemmlicit;
Sr2Al(CO3)F5 - stenonit;
SrAl2(CO3)2(OH)4 H2O - strontiodresserit;
SrAl3(PO4)2(OH)5 H2O - gojazit;
Sr2Al(PO4)2OH - dobarkenit;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 - svanbergit;
Sr(AlSiO4)2 - slosonit;
Sr(AlSi3O8)2 5H2O - brewsterite;
Sr5(AsO4)3F - fermorit;
Sr2(B14O23) 8H2O - strontioginorit;
Sr2(B5O9)Cl N2O - strontiohilgardit;
SrFe3(PO4)2(OH)5 H2O - ljusunit;
SrMn2(VO4)2 4H2O - santafeit;
Sr5(PO4)3OH - belovit;
SrV(Si2O7) - Haradait.
Po fizičkoj zastupljenosti u zemljinoj kori, stroncijum je na 23. mjestu - njegov maseni udio je 0,014% (u litosferi - 0,045%). Molni udio metala u zemljinoj kori je 0,0029%. Stroncijum se nalazi u morskoj vodi (8 mg/l).
U prirodi se stroncijum javlja u obliku mješavine 4 stabilna izotopa 84Sr (0,56%), 86Sr (9,86%), 87Sr (7,02%), 88Sr (82,56%).
Potvrda
Postoje 3 načina da se dobije metalni stroncij:
termička razgradnja nekih jedinjenja
elektroliza
redukcija oksida ili klorida.
Hemijska svojstva
Stroncijum u svojim jedinjenjima uvijek pokazuje valencu od +2. Po svojstvima, stroncijum je blizak kalcijumu i barijumu, zauzimajući srednju poziciju između njih.
U elektrohemijskom nizu napona, stroncijum je među najaktivnijim metalima (njegov normalni elektrodni potencijal je -2,89 V. On snažno reaguje sa vodom, formirajući hidroksid:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Interagira sa kiselinama, istiskuje teške metale iz njihovih soli. Slabo reaguje sa koncentrisanim kiselinama (H2SO4, HNO3).
Metalni stroncij brzo oksidira na zraku, stvarajući žućkasti film, u kojem su, osim SrO oksida, uvijek prisutni SrO2 peroksid i Sr3N2 nitrid. Kada se zagrije na zraku, zapali se; stroncij u prahu u zraku je sklon samozapaljenju.
Snažno reaguje sa nemetalima - sumporom, fosforom, halogenima. Reaguje sa vodonikom (iznad 200°C), azotom (iznad 400°C). Praktično ne reaguje sa alkalijama.
Na visokim temperaturama reaguje sa CO2 i formira karbid:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Lako rastvorljive soli stroncijuma sa anjonima Cl−, I−, NO3−. Soli sa anjonima F−, SO42−, CO32−, PO43− su slabo rastvorljive.
Aplikacija
Glavna područja primjene stroncijuma i njegovih hemijskih spojeva su radioelektronska industrija, pirotehnika, metalurgija i prehrambena industrija.
metalurgija
Stroncijum se koristi za legiranje bakra i nekih njegovih legura, za uvođenje u legure olova za baterije, za odsumporavanje livenog gvožđa, bakra i čelika.
Metalotermija
Za redukciju uranijuma koristi se stroncij čistoće 99,99-99,999%.
Magnetni materijali
Tvrdi magnetni stroncij feriti se široko koriste kao materijali za proizvodnju trajnih magneta.
Pirotehnika
U pirotehnici, stroncij karbonat, nitrat i perhlorat se koriste za bojenje plamena karmin crveno. Legura magnezijum-stroncijum ima jaka piroforna svojstva i koristi se u pirotehnici za zapaljive i signalne kompozicije.
Nuklearna energija
Stroncijev uranat igra važnu ulogu u proizvodnji vodonika (stroncij-uranat ciklus, Los Alamos, SAD) termohemijskom metodom (atomsko-vodikova energija), a posebno se razvijaju metode za direktnu fisiju jezgri uranijuma u sastavu stroncij uranata za proizvodnju topline od razgradnje vode do vodika i kisika.
Stroncijev oksid se koristi kao komponenta supravodljive keramike.
Hemijski izvori struje
Stroncijum fluorid se koristi kao komponenta čvrstih fluornih baterija sa ogromnim energetskim kapacitetom i gustinom energije.
Legure stroncijuma sa kalajem i olovom koriste se za livenje strujnih vodova akumulatora. Legure stroncijum-kadmijum za anode galvanskih ćelija.
Biološka uloga
Uticaj na ljudski organizam
Ne treba brkati učinak prirodnih (neradioaktivnih, niskotoksičnih i, štoviše, široko korištenih za liječenje osteoporoze) i radioaktivnih izotopa stroncija na ljudski organizam.
Prirodni stroncij - komponenta mikroorganizme, biljke i životinje. Stroncijum je analog kalcijuma, pa se najefikasnije deponuje u koštanom tkivu. Manje od 1% se zadržava u mekim tkivima. Stroncijum se akumulira velikom brzinom u tijelu djece do četvrte godine, kada se aktivno formira koštano tkivo. Metabolizam stroncijuma se mijenja kod određenih bolesti probavnog i kardiovaskularnog sistema.
BARIJUM
Biti u prirodi
Sadržaj barijuma u zemljinoj kori je 0,05% po težini; u morskoj vodi prosječan sadržaj barija je 0,02 mg/litar. Barijum je aktivan, pripada podgrupi zemnoalkalnih metala i prilično je čvrsto vezan u mineralima. Glavni minerali: barit (BaSO4) i viterit (BaCO3).
Rijetki minerali barija: celzijan ili barij feldspat (barijum aluminosilikat), hijalofan (mješoviti barij i kalijum aluminosilikat), nitrobarit (barijum nitrat) itd.
Izotopi
Prirodni barijum se sastoji od mešavine sedam stabilnih izotopa: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba. Potonji je najčešći (71,66%). Poznati su i radioaktivni izotopi barijuma, od kojih je najvažniji 140Ba. Nastaje raspadom uranijuma, torija i plutonijuma.
Potvrda
Glavna sirovina za proizvodnju barija je koncentrat barita (80-95% BaSO4), koji se dobija flotacijom barita. Barijum sulfat se naknadno redukuje koksom ili prirodnim gasom:
BaSO4 + 4C = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2C + 4H2O.
Zatim se sulfid, kada se zagrije, hidrolizira u barijev hidroksid Ba(OH)2 ili se pod utjecajem CO2 pretvara u nerastvorljivi barijev karbonat BaCO3, koji se zatim pretvara u barijev oksid BaO (kalcinacija na 800 °C za Ba (OH)2 i preko 1000 °C za BaCO3):
BaS + 2H2O = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba(OH)2 = BaO + H2O
BaCO3 = BaO + CO2
Metalni barijum se dobija iz oksida redukcijom sa aluminijumom u vakuumu na 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Barijum se prečišćava vakuumskom destilacijom ili zonskim taljenjem.
Hemijska svojstva
Barijum je zemnoalkalni metal. Na zraku, barij brzo oksidira, formirajući mješavinu barijevog oksida BaO i barijum nitrida Ba3N2, a uz lagano zagrijavanje se zapali. Snažno reaguje sa vodom, formirajući barijum hidroksid Ba(OH)2:
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2
Aktivno djeluje s razrijeđenim kiselinama. Mnoge soli barija su nerastvorljive ili slabo rastvorljive u vodi: barijum sulfat BaSO4, barijum sulfit BaSO3, barijum karbonat BaCO3, barijum fosfat Ba3(PO4)2. Barijum sulfid BaS, za razliku od kalcijum sulfida CaS, je visoko rastvorljiv u vodi.
Lako reaguje sa halogenima i formira halogenide.
Kada se zagreje sa vodonikom, formira barijum-hidrid BaH2, koji zauzvrat sa litijum-hidridom LiH daje Li kompleks.
Reaguje kada se zagreje sa amonijakom:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Kada se zagrije, barijev nitrid Ba3N2 reagira sa CO, stvarajući cijanid:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
Sa tečnim amonijakom daje tamnoplavu otopinu iz koje se može izdvojiti amonijak, koji ima zlatni sjaj i lako se razgrađuje eliminacijom NH3. U prisustvu platinastog katalizatora, amonijak se razgrađuje i formira barijum amid:
= Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Barijum karbid BaC2 se može dobiti zagrevanjem BaO sa ugljem u lučnoj peći.
Sa fosforom formira fosfid Ba3P2.
Barij reducira okside, halogenide i sulfide mnogih metala u odgovarajući metal.
Aplikacija
Antikorozivni materijal
Barijum se zajedno sa cirkonijumom dodaje rashladnim tečnostima tečnih metala (legure natrijuma, kalijuma, rubidijuma, litijuma, cezijuma) kako bi se smanjila agresivnost potonjeg na cevovode i u metalurgiji.
Fero- i piezoelektrični
Barijum titanat se koristi kao dielektrik u proizvodnji keramičkih kondenzatora, te kao materijal za piezoelektrične mikrofone i piezokeramičke emitere.
Optika
Barijum fluorid se koristi u obliku monokristala u optici (leće, prizme).
Pirotehnika
Barijum peroksid se koristi za pirotehniku i kao oksidaciono sredstvo. Barijum nitrat i barijum hlorat se koriste u pirotehnici za bojenje plamena (zelena vatra).
Nuklearno-vodikova energija
Barijum hromat se koristi u proizvodnji vodonika i kiseonika termohemijskom metodom (Oak Ridge ciklus, SAD).
Visokotemperaturna superprovodljivost
Barijum oksid, zajedno sa oksidima bakra i metala retkih zemalja, koristi se za sintetizaciju supravodljive keramike koja radi na temperaturama tečnog azota i više.
Nuklearna energija
Barijev oksid se koristi za topljenje posebne vrste stakla - koristi se za oblaganje uranijskih šipki. Jedna od rasprostranjenih vrsta ovakvih stakala ima sledeći sastav - (fosforov oksid - 61%, BaO - 32%, aluminijum oksid - 1,5%, natrijum oksid - 5,5%). U topljenju stakla za nuklearnu industriju koristi se i barij fosfat.
Hemijski izvori struje
Barijum fluorid se koristi u čvrstim fluoronskim baterijama kao komponenta fluoridnog elektrolita.
Barijum oksid se koristi u baterijama bakar oksida velike snage kao komponenta aktivne mase (barijum oksid-bakar oksid).
Barijum sulfat se koristi kao ekspander aktivne mase negativne elektrode u proizvodnji olovnih baterija.
Cijene
Cijene metalnog barija u ingotima čistoće od 99,9% variraju oko 30 USD po 1 kg.
Biološka uloga
Biološka uloga barijuma nije dovoljno proučavana. Nije uključen u listu vitalnih mikroelemenata. Sve rastvorljive soli barijuma su veoma otrovne.
RADIJUM
Radijum (lat. Radium), Ra, radioaktivni hemijski element grupe II periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 88. Poznati su izotopi Ra sa masenim brojevima 213, 215, 219-230. Najdugovječniji je a-radioaktivni 226Ra s vremenom poluraspada od oko 1600 godina. U prirodi se 222Ra (poseban naziv izotopa je aktinijum-X, simbol AcX), 224Ra (torijum-X, ThX), 226Ra i 228Ra (mezotorij-I, MsThI) nalaze kao članovi prirodnih radioaktivnih serija.
PRIČA
O otkriću Ra prijavili su 1898. supružnici P. i M. Curie zajedno sa J. Bemontom, ubrzo nakon što je A. Becquerel prvi (1896.) otkrio fenomen radioaktivnosti u solima uranijuma. Godine 1897. M. Sklodowska-Curie, koja je radila u Parizu, otkrila je da je intenzitet radijacije koju emituje uranijum katran (mineral uraninit) mnogo veći nego što se moglo očekivati, s obzirom na sadržaj uranijuma u katranu. Sklodowska-Curie je sugerirala da je to uzrokovano prisustvom još uvijek nepoznatih visoko radioaktivnih tvari u mineralu. Temeljito hemijsko proučavanje uranijum katrana omogućilo je da se otkriju dva nova elementa – prvo polonijum, a nešto kasnije – R. Tokom izolacije R., ponašanje novog elementa je praćeno njegovim zračenjem, zbog čega je element dobio je naziv od latinskog. radijus - zraka. Da bi izolovali čisto jedinjenje R., Curijevi su u laboratoriji obrađivali oko 1 tonu fabričkog otpada koji je ostao nakon ekstrakcije uranijuma iz uranijum katrana. Konkretno, izvedeno je ne manje od 10.000 rekristalizacija iz vodenih otopina mješavine BaCl2 i RaCl2 (jedinjenja barija služe kao tzv. izomorfni nosači u ekstrakciji R). Kao rezultat, uspjeli smo dobiti 90 mg čistog RaCI2.
Ra je izuzetno rijedak element. U rudama uranijuma, koje su njegov glavni izvor, nema više od 0,34 g Ra po 1 toni U. R. pripada visoko dispergovanim elementima i nalazi se u vrlo malim koncentracijama u velikom broju objekata.
Sva Ra jedinjenja pokazuju blijedo plavkasti sjaj u zraku. Zbog samoapsorpcije a- i b-čestica koje se emituju tokom radioaktivnog raspada 226Ra i njegovih ćerki proizvoda, svaki gram 226Ra oslobađa oko 550 J (130 cal) toplote na sat, tako da je temperatura Ra preparata uvek nešto više od temperature okoline.
FIZIČKA SVOJSTVA
Ra je srebrno-bijeli sjajni metal koji brzo tamni na zraku. Kubična rešetka centrirana na tijelo, procijenjena gustina 5,5 g/cm3. Prema različitim izvorima, tpl. je 700-960 °C, tkip je oko 1140 °C. Vanjska elektronska ljuska R atoma sadrži 2 elektrona (7s2 konfiguracija). U skladu s tim, R. ima samo jedno oksidaciono stanje +2 (valencija II). Po hemijskim svojstvima R. je najsličniji barijumu, ali je aktivniji. Na sobnoj temperaturi, R. se kombinuje sa kiseonikom, dajući oksid RaO, i sa azotom, dajući nitrid Ra3N2. R. burno reaguje sa vodom, oslobađajući H2 i nastaje jaka baza Ra (OH)2. R. hlorid, bromid, jodid, nitrat i sulfid su visoko rastvorljivi u vodi, a karbonat, sulfat, hromat i oksalat su slabo rastvorljivi.
HEMIJSKA SVOJSTVA
Prema hemiji Sranje, radij je sličan Va. Gotovo sva jedinjenja radijuma su izomorfna odgovarajućim jedinjenjima. Va. U zraku, metalni radij brzo postaje prekriven tamnim filmom, koji je mješavina radij nitrida i radij oksida. Metalni radijum burno reaguje sa vodom da bi formirao hidroksid rastvorljiv u vodi Ra(OH)2 i oslobađao H2. Potencijal elektrode za oslobađanje radijuma iz vodenih otopina je -1,718 V (u odnosu na normalnu kalomel elektrodu).
Jedinjenja radijuma imaju svojstvo autoluminiscencije - svijetle u mraku zbog vlastitih svojstava. zračenje. Mn. soli radijuma su bezbojne, ali kada se razlažu pod dejstvom. vlastiti zračenje poprima žutu ili smeđu boju. Well sol. u vodi RaCl2 (t.t. 900 °C, gustina 4,91 g/cm3; vidi i tabelu), RaBr2 (t.t. 728 °C, gustina 5,79 g/cm3), RaI2 i Ra(NO3)2. Bolje od ostalih rješenja. u vodi RaBr2 (70 g u 100 g na 20 °C). Radij hlorid i bromid kristaliziraju iz vode u obliku kristalnih hidrata sa dva ili šest molekula H2O. Slabo rastvorljiva jedinjenja su RaSO4 sulfat (cca. 2 10-4 g u 100 g vode na 20°C), Ra(IO3)2 jodat, RaF2 fluorid, RaCrO4 hromat, RaCO3 karbonat i RaC2O4 oksalat. Poznati su kompleksi radijuma sa ligandima limuna, tartara, jabuke, mlijeka, etilendiamintetraacetata i drugih. U poređenju sa drugim zemnoalkalnim. Sa metalima, radij ima slabiju tendenciju formiranja kompleksa.
Radijum se izoluje u obliku RaCl2 ili drugih soli kao nusproizvod prerade uranijumskih ruda (nakon ekstrakcije U iz njih), primenom metoda taloženja, frakcione kristalizacije i jonske razmene; metalik radijum se dobija elektrolizom rastvora RaCl2 na živinoj katodi, redukcijom RaO aluminijumom pri zagrevanju. u vakuumu.
PRIMJENA
Proučavanje svojstava Ra odigralo je ogromnu ulogu u razvoju naučnog znanja, jer omogućilo je da se razjasne mnoga pitanja vezana za fenomen radioaktivnosti. Dugo je vremena Ra bio jedini element čija su radioaktivna svojstva našla praktičnu primjenu (u medicini, za pripremu svjetlećih spojeva itd.). Međutim, sada je u većini slučajeva isplativije koristiti ne Ra, već jeftinije umjetne radioaktivne izotope drugih elemenata. Ra je zadržao određeni značaj u medicini kao izvor radona u liječenju radonskih kupki. Rum se u malim količinama koristi za pripremu izvora neutrona (u mešavini sa berilijumom) i u proizvodnji lakih kompozicija (u mešavini sa cink sulfidom).
BIOLOŠKA ULOGA
Radijum u telu. Od prirodnih radioaktivnih izotopa, dugovječni 226Ra ima najveći biološki značaj. R. je neravnomjerno raspoređen u različitim dijelovima biosfere. Postoje geohemijske provincije sa visokim sadržajem fosfora.Akumulacija fosfora u organima i tkivima biljaka podleže opštim zakonima apsorpcije mineralnih materija i zavisi od vrste biljke i uslova njenog uzgoja. U pravilu je više R. u korijenu i lišću zeljastih biljaka nego u stabljikama i reproduktivnim organima; R. je najzastupljeniji u kori i drvetu. Prosječan sadržaj R. u cvjetnicama je 0,3-9,0 × 10-11 curie/kg, u moru. alge 0,2-3,2×10-11 kirija/kg.
U organizam životinja i ljudi ulazi sa hranom, u kojoj je stalno prisutan (u pšenici 20-26×10-15 g/g, u krompiru 67-125×10-15 g/g, u mesu 8×10- 15 g/g), kao i sa vodom za piće. Dnevni unos 226Ra u ljudski organizam hranom i vodom iznosi 2,3×10-12 kirija, a gubici sa urinom i izmetom su 0,8×10-13 i 2,2×10-12 kirija. Oko 80% R. koji uđe u organizam (po hemijskim svojstvima sličan je Ca) akumulira se u koštanom tkivu. Sadržaj R. u ljudskom tijelu ovisi o području stanovanja i prirodi prehrane. Velike koncentracije R. u organizmu štetno djeluju na životinje i ljude, uzrokujući bolne promjene u vidu osteoporoze, spontanih prijeloma i tumora. Sadržaj R. u zemljištu iznad 1×10-7-10-8 curie/kg značajno inhibira rast i razvoj biljaka.
Zemnoalkalni metali uključuju metale grupe IIa: berilijum, magnezijum, kalcijum, stroncijum, barijum i radijum. Odlikuje ih lakoća, mekoća i jaka reaktivnost.
opšte karakteristike
Od Be do Ra (od vrha do dna u periodnom sistemu) dolazi do povećanja: atomskog radijusa, metalnih, osnovnih, redukcionih svojstava, reaktivnosti. Smanjuje se elektronegativnost, energija jonizacije i afinitet prema elektronu.
Elektronske konfiguracije ovi elementi su slični, budući da su u istoj grupi (glavnoj podgrupi!), opća formula ns 2:
- Biti - 2s 2
- Mg - 3s 2
- Ca - 4s 2
- Sr - 5s 2
- Ba - 6s 2
- Ra - 7s 2
Prirodna jedinjenja
U prirodi se zemnoalkalni metali javljaju u obliku sljedećih spojeva:
- Be - BeO*Al 2 O 3 *6SiO 2 - beril
- Mg - MgCO 3 - magnezit, MgO*Al 2 O 3 - spinel, 2MgO*SiO 2 - olivin
- Ca - CaCO 3 - kreda, mermer, krečnjak, kalcit, CaSO 4 *2H 2 O - gips, CaF 2 - fluorit
Potvrda
Ovo aktivni metali, koji se ne može dobiti elektrolizom otopine. Da bi ih dobili, koriste elektroliza taline, aluminotermiju i njihovo istiskivanje iz soli drugim aktivnijim metalima.
MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (elektroliza taline)
CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (aluminotermija je metoda proizvodnje metala redukcijom njihovih oksida aluminijumom)
MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg
Hemijska svojstva
Oksidi zemnoalkalnih metala
Imaju opću formulu RO, na primjer: MgO, CaO, BaO.
Potvrda
Oksidi zemnoalkalnih metala mogu se dobiti razgradnjom karbonata i nitrata:
MgCO 3 → (t) MgO + CO 2
Ca(NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2
Hemijska svojstva
Oni pokazuju pretežno osnovna svojstva, sve osim BeO - amfoternog oksida.
Hidroksidi zemnoalkalnih metala
Pokazuju osnovna svojstva, sa izuzetkom berilijum hidroksida - amfoternog hidroksida.
Potvrda
Hidroksidi se dobijaju reakcijom odgovarajućeg metalnog oksida i vode (svi osim Be(OH) 2)
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2
Hemijska svojstva
Osnovna svojstva većine hidroksida pogoduju reakcijama s kiselinama i kiselim oksidima.
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
Reakcije sa solima (i ne samo) nastaju ako je sol topljiva i kao rezultat reakcije se oslobađa plin, formira se talog ili stvara slab elektrolit (voda).
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + NaOH
Berilijum hidroksid je amfoteričan: pokazuje dvostruka svojstva, reagujući i sa kiselinama i sa bazama.
Be(OH) 2 + HCl → BeCl 2 + H 2 O
Be(OH) 2 + NaOH → Na 2
Tvrdoća vode je skup svojstava vode koja ovisi o prisutnosti u njoj uglavnom soli kalcija i magnezija: bikarbonata, sulfata i hlorida.
Postoje privremene (karbonatne) i stalne (nekarbonatne) tvrdoće.
Usuđujem se reći svaki dan, vjerovatno često stvrdnjavate vodu u svom domu. Privremena tvrdoća vode može se eliminirati jednostavnim prokuhavanjem vode u kotliću, a vapno na njegovim stijenkama - CaCO 3 - neosporan je dokaz eliminacije tvrdoće:
Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O
Privremena tvrdoća se takođe može eliminisati dodavanjem Na 2 CO 3 u vodu:
Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaHCO 3
Beskorisno je suzbijati konstantnu tvrdoću ključanjem: sulfati i hloridi se neće taložiti tokom ključanja. Konstantna tvrdoća vode eliminiše se dodavanjem Na 2 CO 3 u vodu:
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
Tvrdoća vode se može odrediti različitim testovima. Previše velika tvrdoća vode dovodi do brzog stvaranja kamenca na zidovima kotlova, cijevi i kotlova.
©Belevič Jurij Sergejevič
Ovaj članak je napisao Yuri Sergeevich Bellevich i njegovo je intelektualno vlasništvo. Kopiranje, distribucija (uključujući kopiranje na druge stranice i resurse na Internetu) ili bilo koje drugo korištenje informacija i objekata bez prethodnog pristanka nositelja autorskih prava je kažnjivo po zakonu. Da biste dobili materijale za članak i dozvolu za njihovo korištenje, kontaktirajte
Metali glavnih podgrupa grupa I i II. Tvrdoća vode
IN periodni sistem metalni elementi se uglavnom nalaze u glavnim podgrupama grupa I-III, kao iu sekundarnim podgrupama.
U grupi IA, atomi elemenata na vanjskoj strani nivo energije postoji 1 elektron u s 1 stanju, u grupi IIA atomi na vanjskom EC imaju 2 elektrona u s 2 stanju. Ovi elementi su klasifikovani kao s-elementi. U grupi IIIA, svi elementi imaju 3 elektrona u s 2 p 1 stanju na vanjskom ET. Oni pripadaju p-elementima.
Grupa IA uključuje alkalne metale Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, čija se aktivnost povećava pri kretanju odozgo prema dolje zbog povećanja radijusa atoma, metalna svojstva raste na isti način kao i za zemnoalkalne metale grupe IIA Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra i metale grupe IIIA Al, Ga, In, Tl.
Oksidi tipa R 2 O karakteristični su samo za Li, sve ostale alkalne metale karakterišu peroksidi R 2 O 2, koji su jaki oksidanti.
Svi metali ovih grupa formiraju bazične okside i hidrokside, osim Be i Al, koji pokazuju amfoterna svojstva.
Fizička svojstva
U slobodnom stanju, svi metali su srebrno-bijele supstance. Magnezijum i zemnoalkalni metali su savitljivi i duktilni, prilično mekani, iako tvrđi od alkalnih metala. Berilijum se odlikuje značajnom tvrdoćom i lomljivošću; barijum se raspada pri oštrom udaru.
U kristalnom stanju u normalnim uslovima, berilij i magnezijum imaju heksagonalnu kristalnu rešetku, kalcijum, stroncijum imaju kubičnu kristalnu rešetku centriranu na lice, barijum ima kubičnu kristalnu rešetku usredsređenu na telo sa metalnim tipom hemijske veze, što određuje njihovu visoku toplotnu i električnu provodljivost.
Metali imaju tačke topljenja i ključanja veće od onih alkalnih metala, a s povećanjem atomskog broja elementa, tačka topljenja metala se mijenja nemonotono, što je povezano s promjenom tipa kristalne rešetke.
Berilijum i magnezijum su prekriveni trajnim oksidnim filmom i ne menjaju se na vazduhu. Zemnoalkalni metali su veoma aktivni, čuvaju se u zatvorenim ampulama, ispod sloja vazelina ili kerozina.
Neka fizička svojstva berilijuma, magnezijuma i zemnoalkalnih metala data su u tabeli.
Alkalni metali- To su srebrno-bijele supstance sa karakterističnim metalnim sjajem. Brzo blijede na zraku zbog oksidacije. To su meki metali; mekoća Na, K, Rb, Cs slična je vosku. Lako se režu nožem. Oni su lagani. Litijum je najlakši metal sa gustinom od 0,5 g/cm3.
Hemijska svojstva alkalnih metala
1. Interakcija sa nemetalima
Zbog svojih visokih redukcijskih svojstava, alkalni metali burno reagiraju s halogenima i formiraju odgovarajući halogenid. Kada se zagreju, oni reaguju sa sumporom, fosforom i vodonikom i formiraju sulfide, hidride i fosfide.
2Na + Cl 2 → 2NaCl
2Na + S → Na 2 S
2Na + H 2 → 2NaH
3Na + P → Na 3 P
Litijum je jedini metal koji reaguje sa azotom već na sobnoj temperaturi.
6Li + N 2 = 2Li 3 N, nastali litijum nitrid podleže nepovratnoj hidrolizi.
Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3
Samo s litijumom se odmah formira litijum oksid.
4Li + O 2 = 2Li 2 O, a kada kiseonik reaguje sa natrijumom, nastaje natrijum peroksid.
2Na + O 2 = Na 2 O 2. Kada svi drugi metali izgore, nastaju superoksidi.
K + O 2 = KO 2
Reakcijom s vodom možete jasno vidjeti kako se aktivnost ovih metala mijenja u grupi od vrha do dna. Litijum i natrijum reaguju mirno sa vodom, kalijum sa bljeskom, a cezijum sa eksplozijom.
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
4.
8K + 10HNO 3 (konc) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O
8Na + 5H 2 SO 4 (konc) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Priprema alkalnih metala
Zbog visoke aktivnosti metala, mogu se dobiti elektrolizom soli, najčešće hlorida.
Jedinjenja alkalnih metala se široko koriste u raznim industrijama.
Zemnoalkalni metali
Njihovo ime je zbog činjenice da su hidroksidi ovih metala alkalije, a oksidi su se ranije zvali "zemlje". Na primjer, barij oksid BaO je zemlja barija. Berilijum i magnezijum se najčešće ne klasifikuju kao zemnoalkalni metali. Ni radijum nećemo razmatrati, jer je radioaktivan.
Hemijska svojstva zemnoalkalnih metala
1. Interakcija sa nemetalima
Sa + Cl 2 → 2SaCl 2
Ca + S → CaS
Ca + H 2 → CaH 2
3Ca + 2P → Ca 3 P 2-
2. Interakcija sa kiseonikom
2Ca + O 2 → 2CaO
3. Interakcija s vodom
Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, ali je interakcija mirnija nego kod alkalnih metala.
4. Interakcija sa kiselinama – jakim oksidantima
4Sr + 5HNO 3 (konc) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O
4Ca + 10H 2 SO 4 (konc) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O
Priprema zemnoalkalnih metala
Metalni kalcijum i stroncijum dobijaju se elektrolizom rastopljenih soli, najčešće hlorida.
CaCl 2 Ca + Cl 2
Barijum visoke čistoće može se dobiti aluminotermalno iz barijum oksida
Druga grupa periodnog sistema D.I. Mendelejeva sadrži grupu elemenata koji su po svojim svojstvima vrlo slični alkalnim metalima, ali su inferiorni u odnosu na njihovu aktivnost. Sadrži berilijum i magnezijum, kao i kalcijum, stroncijum, barijum i radijum. Oni su zajednički poznati kao zemnoalkalni elementi. U našem članku ćemo se upoznati s njihovom distribucijom u prirodi i primjenom u industriji, te proučavati najvažnije kemijske osobine zemnoalkalnih metala.
opšte karakteristike
Svi atomi gornjih elemenata sadrže dva elektrona u svom vanjskom energetskom sloju. U interakciji s drugim tvarima uvijek odustaju od svojih negativnih čestica, prelazeći u stanje kationa s nabojem od 2+. U redoks reakcijama elementi se ponašaju kao jaki redukcioni agensi. Kako se nuklearni naboj povećava, hemijska svojstva zemnoalkalnih metala i njihova aktivnost se povećavaju. Na zraku brzo oksidiraju, stvarajući oksidni film na njihovoj površini. Opća formula svih oksida je RO. Odgovaraju hidroksidima formule R(OH)2. Njihova osnovna svojstva i rastvorljivost u vodi takođe se povećavaju sa povećanjem atomskog broja elementa.
Posebna svojstva berilija i magnezijuma
Po nekim svojim svojstvima, prva dva predstavnika glavne podgrupe druge grupe se donekle razlikuju od ostalih zemnoalkalnih elemenata. To se posebno manifestira tokom njihove interakcije s vodom. Na primjer, hemijska svojstva berilija su takva da on uopšte ne reaguje sa H 2 O. Magnezijum reaguje sa vodom samo kada se zagreje. Ali svi zemnoalkalni elementi lako reagiraju s njim na uobičajenim temperaturama. Koje tvari nastaju u ovom slučaju?
Baze zemnoalkalnih metala
Kao aktivni elementi, kalcij, barij i drugi predstavnici grupe brzo istiskuju vodonik iz vode, što rezultira njihovim hidroksidima. Interakcija zemnoalkalnih metala s vodom odvija se burno, uz oslobađanje topline. Otopine baza kalcija, barija i stroncijuma su sapunaste na dodir i izazivaju teške opekotine ako dođu u dodir s kožom i sluznicom očiju. Prva pomoć u takvim slučajevima bit će tretiranje površine rane slabom otopinom. sirćetna kiselina. Neutralizirat će alkalije i smanjiti rizik od nekroze oštećenog tkiva.
Hemijska svojstva zemnoalkalnih metala
Interakcija sa kiseonikom, vodom i nemetalima je glavna lista svojstava metala uključenih u drugu grupu periodnog sistema hemijskih elemenata. Na primjer, kalcij, čak i pod normalnim uvjetima, reagira sa halogenima: fluorom, hlorom, bromom i jodom. Kada se zagrije, spaja se sa sumporom, ugljikom i dušikom. Tvrda oksidacija - sagorevanje, završava se formiranjem kalcijum oksida: 2Ca + O 2 = 2 CaO. Interakcija metala sa vodonikom dovodi do pojave hidrida. To su bijele, vatrostalne tvari s ionskim kristalnim rešetkama. Važna hemijska svojstva zemnoalkalnih metala uključuju njihovu interakciju sa vodom. Kao što je ranije rečeno, proizvod ove reakcije istiskivanja će biti metalni hidroksid. Takođe napominjemo da u glavnoj podgrupi druge grupe kalcijum zauzima najznačajnije mjesto. Stoga, hajde da se detaljnije zadržimo na njegovim karakteristikama.
Kalcijum i njegovi spojevi
Sadržaj elementa u zemljinoj kori iznosi i do 3,5%, što ukazuje na njegovu raširenost u mineralima kao što su krečnjak, kreda, mermer i kalcit. Prirodni kalcij sadrži šest vrsta izotopa. Nalazi se i u prirodnim izvorima vode. Na kursu se detaljno proučavaju jedinjenja alkalnih metala neorganska hemija. Na primjer, na časovima 9. razreda učenici uče da je kalcij lagan, ali jak srebrno-bijeli metal. Njegove tačke topljenja i ključanja su veće od onih alkalnih elemenata. Glavni način proizvodnje je elektroliza mješavine rastopljenih soli kalcijum hlorida i kalcijum fluorida. Glavna hemijska svojstva uključuju njegove reakcije sa kiseonikom, vodom i nemetalima. Od jedinjenja alkalnih metala, za industriju su najvažniji kalcijum oksid i baza. Prvo jedinjenje se dobija od krede ili krečnjaka njihovim sagorevanjem.
Zatim, kalcijev hidroksid nastaje iz kalcijum oksida i vode. Njegova mješavina s pijeskom i vodom naziva se malter. I dalje se koristi kao žbuka i za spajanje cigle prilikom polaganja zidova. Otopina kalcijum hidroksida koja se zove krečna voda koristi se kao reagens za detekciju ugljičnog dioksida. Kada se ugljični dioksid propušta kroz bistri vodeni rastvor Ca(OH) 2, postaje mutan zbog stvaranja nerastvorljivog taloga kalcijum karbonata.
Magnezijum i njegove karakteristike
Hemija zemnoalkalnih metala proučava svojstva magnezijuma, fokusirajući se na neke od njegovih karakteristika. To je vrlo lagan, srebrno-bijeli metal. Magnezijum, otopljen u atmosferi sa visokom vlažnošću, aktivno apsorbuje molekule vodonika iz vodene pare. Kako se metal hladi, on ih gotovo potpuno pušta natrag u zrak. Vrlo sporo reaguje sa vodom zbog stvaranja slabo rastvorljivog jedinjenja - magnezijum hidroksida. Alkalije uopšte nemaju uticaja na magnezijum. Metal ne reagira s nekim kiselinama: koncentriranim sulfatom i fluorovodoničnom kiselinom, zbog svoje pasivizacije i stvaranja zaštitnog filma na površini. Većina mineralnih kiselina otapa metal, što je praćeno brzim oslobađanjem vodika. Magnezijum je jako redukciono sredstvo; zamenjuje mnoge metale iz njihovih oksida ili soli:
BeO + Mg = MgO + Be.
Metal, zajedno sa berilijumom, manganom i aluminijumom, koristi se kao legirajući aditiv čeliku. Legure koje sadrže magnezijum - elektroni - imaju posebno vrijedna svojstva. Koriste se u proizvodnji aviona i automobila, kao iu dijelovima optičke opreme.
Uloga elemenata u životu organizama
Navedimo primjere zemnoalkalnih metala, čiji su spojevi uobičajeni u živoj prirodi. Magnezijum je centralni atom u molekulima hlorofila u biljkama. Uključen je u proces fotosinteze i dio je aktivnih centara zelenog pigmenta. Atomi magnezija su fiksni svetlosna energija, a zatim ga pretvara u energiju hemijske veze organska jedinjenja: glukoza, aminokiseline, glicerol i masne kiseline. Element igra važnu ulogu kao neophodna komponenta enzima koji regulišu metabolizam u ljudskom tijelu. Kalcijum je makroelement koji obezbeđuje efikasan prolaz električnih impulsa kroz nervno tkivo. Prisustvo soli fosforne kiseline u kostima i zubnoj caklini daje im tvrdoću i snagu.
Berilijum i njegova svojstva
Zemnoalkalni metali takođe uključuju berilijum, barijum i stroncijum. Uzmite u obzir berilijum. Element nije vrlo čest u prirodi; uglavnom se nalazi u mineralima, kao što je beril. Formiraju se njegove sorte koje sadrže raznobojne nečistoće gems: smaragdi i akvamarine. Feature fizička svojstva je krt i visoke tvrdoće. Posebnost atoma elementa je prisustvo na drugom vanjskom energetskom nivou ne osam, kao svi drugi zemnoalkalni metali, već samo dva elektrona.
Zbog toga je radijus atoma i jona neproporcionalno mali, a energija ionizacije velika. Ovo određuje visoku čvrstoću metalne kristalne rešetke. Hemijska svojstva berilija ga također razlikuju od ostalih elemenata druge grupe. Reaguje ne samo sa kiselinama, već i sa rastvorima alkalija, istiskujući vodik i formirajući hidroksoberilate:
Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2.
Metal ima niz jedinstvenih karakteristika. Zbog svoje sposobnosti da prenosi rendgenske zrake, koristi se za izradu prozora za rendgenske cijevi. U nuklearnoj industriji, element se smatra najboljim moderatorom i reflektorom neutrona. U metalurgiji se koristi kao vrijedan aditiv za legiranje koji povećava antikorozivna svojstva legura.
Stroncijum i barijum
Elementi su prilično česti u prirodi i, poput zemnoalkalnog metala magnezijuma, nalaze se u mineralima. Nazovimo ih: barit, celestin, stroncijanit. Barijum ima izgled duktilnog metala srebrno-bijele boje. Kao i kalcij, predstavljen je s nekoliko izotopa. U zraku aktivno stupa u interakciju sa svojim komponentama - kisikom i dušikom, stvarajući barij oksid i nitrid. Iz tog razloga, metal se skladišti ispod sloja parafina ili mineralnog ulja, izbjegavajući njegov kontakt sa zrakom. Oba metala formiraju perokside kada se zagreju na 500°C.
Od njih, barij peroksid ima praktičnu primjenu, koristi se kao izbjeljivač tkanine. Hemijska svojstva zemnoalkalnih metala barija i stroncijuma su slična onima kalcijuma. Međutim, njihova interakcija s vodom je mnogo aktivnija, a nastale baze su jače od kalcijum hidroksida. Barij se koristi kao dodatak tekućim metalnim rashladnim tekućinama, smanjujući koroziju, u optici, u proizvodnji vakuuma elektronskih uređaja. Stroncijum je tražen u proizvodnji fotoćelija i fosfora.
Kvalitativne reakcije upotrebom jona zemnoalkalnih metala
Jedinjenja barijuma i stroncijuma su primeri zemnoalkalnih metala koji se široko koriste u pirotehnici zbog svetle boje plamena njihovim jonima. Tako stroncij sulfat ili karbonat daje karmin-crveni sjaj plamena, a odgovarajuća jedinjenja barija daju žuto-zeleni sjaj. Za detekciju kalcijevih jona u laboratoriji, nekoliko zrna kalcijum hlorida se sipa na plamen plamenika; plamen postaje ciglastocrven.
Rastvor barijum hlorida koristi se u analitičkoj hemiji za identifikaciju jona kiselog ostatka sulfatne kiseline u rastvoru. Ako se pri isceđivanju rastvora formira beli talog barijum sulfata, to znači da su u njemu bile čestice SO 4 2-.
U našem članku proučavali smo svojstva zemnoalkalnih metala i naveli primjere njihove upotrebe u različitim industrijama.
Glavna podgrupa druge grupe periodnog sistema obuhvata elemente: berilijum, magnezijum, kalcijum, stroncijum, barijum i radijum. Na osnovu glavnih predstavnika ove podgrupe - kalcijuma, stroncijuma i barijuma - poznatih kao zemnoalkalni metali, cijela glavna podgrupa druge grupe naziva se i podgrupa zemnoalkalni metali.
Ovi metali (ponekad im se dodaje i magnezij) dobili su naziv „zemnoalkalna” jer su njihovi oksidi po svojim hemijskim svojstvima posredni, s jedne strane, između alkalija, odnosno oksida ili hidroksida alkalnih metala, a s druge strane, „zemlje“, odnosno oksidi takvih elemenata, čiji je tipičan predstavnik aluminijum, glavna komponenta gline. Zbog ovog srednjeg položaja, oksidi kalcijuma, stroncijuma i barijuma dobili su naziv „zemnoalkalne“.
Prvi element ove podgrupe, berilij (ako ne uzmete u obzir njegovu valenciju), mnogo je bliži po svojim svojstvima aluminijumu nego višim analozima gornje grupe kojoj pripada. Drugi element ove grupe, magnezijum, takođe se u nekim aspektima značajno razlikuje od zemnoalkalnih metala u užem smislu te reči. Neke reakcije ga približavaju elementima sekundarne podgrupe druge grupe, posebno cinku; Dakle, magnezijum i cink sulfati su, za razliku od sulfata zemnoalkalnih metala, lako rastvorljivi, međusobno izomorfni i formiraju dvostruke soli sličnog sastava. Prethodno je navedeno pravilo prema kojem prvi element ispoljava svojstva koja su prelazna u sljedeću glavnu podgrupu, drugi - u sekundarnu podgrupu iste grupe; i obično samo treći element ima svojstva karakteristična za grupu; Ovo pravilo se posebno jasno manifestuje u grupi zemnoalkalnih metala.
Najteži od elemenata druge grupe - radijum - po svojim hemijskim svojstvima, naravno, odgovara tipičnim predstavnicima zemnoalkalnih metala, međutim, obično nije uobičajeno da se u užu grupu svrstava u grupu zemnoalkalnih metala. smisao. Zbog posebnosti njegovog rasprostranjenja u prirodi, kao i zbog najkarakterističnijeg svojstva - radioaktivnosti, prikladnije mu je dati posebno mjesto. U raspravi o općim svojstvima elemenata ove podgrupe, radij neće biti razmatran, jer odgovarajuća fizičko-hemijska svojstva još uvijek nisu dovoljno proučena.
Sa izuzetkom radijuma, svi elementi zemnoalkalne podgrupe su laki metali. Laki metali su oni čija specifična težina ne prelazi 5. Po svojoj tvrdoći, metali glavne podgrupe II grupe su znatno superiorniji od alkalnih metala. Najmekši od njih, barij (čija su svojstva najbliža alkalnim metalima) ima približno tvrdoću olova. Tačke topljenja metala u ovoj grupi su znatno veće od onih alkalnih metala.
Ono što je zajedničko svim elementima glavne podgrupe grupe II je njihovo svojstvo da ispoljavaju pozitivnu valenciju 2 u svojim jedinjenjima, a samo u vrlo izuzetnim slučajevima oni su pozitivno monovalentni. Njihova tipična valencija 2+, kao i atomski brojevi elemenata, nesumnjivo primoravaju da se ovi metali svrstanu u glavnu podgrupu druge grupe. Osim toga, svi oni pokazuju jako elektropozitivan karakter, koji je određen njihovim položajem na lijevoj strani elektrohemijske serije napona, kao i jak afinitet prema elektronegativnim elementima.
U skladu sa vrijednostima normalnih potencijala elemenata glavne podgrupe druge grupe, svi navedeni metali razlažu vodu; međutim, efekat berilija i magnezijuma na vodu se dešava veoma sporo zbog niske rastvorljivosti hidroksida koji nastaju kao rezultat ove reakcije, na primer za magnezijum:
Mg + 2NN = Mg(OH) 2 + H 2
Nastali na površini metala, Be i Mg hidroksidi ometaju dalji tok reakcije. Stoga se čak i male greške magnezijuma moraju držati na normalnoj temperaturi u kontaktu s vodom nekoliko dana prije nego što se potpuno pretvore u magnezijev hidroksid. Preostali zemnoalkalni metali mnogo snažnije reaguju sa vodom, što se objašnjava boljom rastvorljivošću njihovih hidroksida. Barijum hidroksid se najlakše rastvara; Ba-ov normalni potencijal je najmanji u poređenju sa ostalim elementima u grupi, tako da veoma energično reaguje sa vodom, kao i sa alkoholom. Otpor zemnoalkalnih metala na zrak opada u smjeru od magnezija ka bariju. U skladu sa svojim položajem u seriji napona, navedeni metali istiskuju sve teške metale iz rastvora svojih soli.
Normalni oksidi M II O uvek se dobijaju kao produkti sagorevanja zemnoalkalnih metala.Peroksidi zemnoalkalnih metala su mnogo manje stabilni nego u nizu alkalnih metala.
Oksidi zemnoalkalnih metala se kombinuju sa vodom i formiraju hidrokside, Štaviše, energija ove reakcije raste veoma primetno u pravcu od BeO ka BaO. Rastvorljivost hidroksida se takođe uveliko povećava od berilijum hidroksida do barijum hidroksida; Ali čak je i rastvorljivost potonjeg na normalnoj temperaturi vrlo niska. Osnovni karakter ovih jedinjenja raste istim redom - od amfoternog berilijum hidroksida do jako bazičnog kaustičnog barijuma.
Zanimljivo je primijetiti snažan afinitet elemenata glavne podgrupe druge grupe prema dušiku. Sklonost stvaranju spojeva s dušikom kod ovih elemenata se povećava s povećanjem atomske težine (uprkos činjenici da se toplina formiranja nitrida u ovom smjeru smanjuje); U samim zemnoalkalnim metalima, sklonost formiranju nitrida je tolika da se ovi potonji polako spajaju sa dušikom čak i pri normalnim temperaturama.
Zemnoalkalni metali poput alkalnih metala, oni se spajaju s vodikom da bi formirali hidride, na primjer:
Ca+H2 = CaH2.
Etn hidridi također imaju solni karakter, te stoga treba pretpostaviti da je u njima, kao i u hidridima alkalnih metala, vodonik elektronegativna komponenta.
Teže je dobiti MgH 2 direktno iz elemenata, ali BeH 2 uopće nije bilo moguće sintetizirati na ovaj način. MgH 2 i BeH 2 su čvrsta i nehlapljiva jedinjenja, poput hidrida zemnoalkalnih metala, ali za razliku od potonjih nemaju izražen slani karakter.
Svi elementi glavne podgrupe druge grupe formiraju bezbojne ione sa pozitivnim nabojem 2: Be 2+, Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Ra 2+. Berilijum takođe formira bezbojne anjone [BeO 2 ] 2+ i [Be(OH) 4 ] 2+. Sve soli M II X 2 ovih elemenata su također bezbojne, osim ako nisu derivati obojenih anjona.
Same soli radijuma su takođe bezbojne. Međutim, neki od njih, kao što su radij hlorid i bromid, postepeno se boje zračenjem radijuma koji se u njima nalazi i konačno dobijaju boju od smeđe do crne. Kada se prekristaliziraju, ponovo postaju bijeli.
Mnoge soli zemnoalkalnih metala su slabo rastvorljive u vodi. Određeni obrazac se često otkriva u promjeni rastvorljivosti ovih soli: na primjer, za sulfate, topljivost brzo opada s povećanjem atomske težine zemnoalkalnog metala. Rastvorljivost hromita se mijenja na približno isti način. Većina soli koje formiraju zemnoalkalni metali sa slabim kiselinama i kiselinama srednje jačine teško se otapaju, na primjer fosfati, oksalati i karbonati; neki od njih su, međutim, lako rastvorljivi; potonji uključuju sulfide, cijanide, tiocijanate i acetate. Zbog slabljenja baznog karaktera hidroksida pri prelasku iz Ba u Be, stepen hidrolize njihovih karbonata raste u istom nizu. Njihova termička stabilnost se također mijenja u istom smjeru: dok je barij karbonat, čak i na vrućim temperaturama, daleko od potpunog razlaganja, kalcijev karbonat se može potpuno razgraditi na CaO i CO 2 čak i uz relativno slabu kalcinaciju, a magnezijev karbonat se još više razgrađuje. lako.
Sa stanovišta Kosselove teorije, razlog za divalentnost elemenata zemnoalkalne grupe je činjenica da su u periodnom sistemu svi oni uklonjeni iz odgovarajućih inertnih gasova sa: 2 elementa, dakle svaki od njih ima 2 više elektrona od prethodnog inertnog gasa. Zbog težnje atoma da u elementima zemnoalkalne grupe prihvate konfiguraciju inertnih plinova, dolazi do blagog oduzimanja dva elektrona, ali ne više, jer bi daljnje apstrahiranje izazvalo uništavanje konfiguracije inertnih plinova.
