Γενικά χαρακτηριστικά της ομάδας ΙΙΑ του Περιοδικού Πίνακα στοιχείων.
Τα ακόλουθα στοιχεία βρίσκονται σε αυτήν την ομάδα: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Έχουν μια κοινή ηλεκτρονική διαμόρφωση: (n-1)p6ns2, εκτός από το Be 1s22s2. Λόγω του τελευταίου, οι ιδιότητες του Be είναι ελαφρώς διαφορετικές από τις ιδιότητες της υποομάδας συνολικά. Οι ιδιότητες του μαγνησίου διαφέρουν επίσης από τις ιδιότητες της υποομάδας, αλλά σε μικρότερο βαθμό. Στη σειρά Ca – Sr – Ba – Ra, οι ιδιότητες αλλάζουν διαδοχικά. Η σχετική ηλεκτραρνητικότητα στη σειρά Be – Ra μειώνεται επειδή Καθώς το μέγεθος του ατόμου αυξάνεται, τα ηλεκτρόνια σθένους παραδίδονται πιο εύκολα. Οι ιδιότητες των στοιχείων της υποομάδας IIA καθορίζονται από την ευκολία απώλειας δύο ns ηλεκτρονίων. Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζονται ιόντα Ε2+. Κατά τη μελέτη της περίθλασης ακτίνων Χ, αποδείχθηκε ότι σε ορισμένες ενώσεις στοιχεία της υποομάδας IIA εμφανίζουν μονοσθενές. Ένα παράδειγμα τέτοιων ενώσεων είναι τα EG, τα οποία λαμβάνονται με την προσθήκη Ε στο τήγμα EG2. Όλα τα στοιχεία αυτής της σειράς δεν βρίσκονται στη φύση σε ελεύθερη κατάσταση λόγω της υψηλής δραστηριότητάς τους.
Μέταλλα αλκαλικών γαιών.
Το ασβέστιο, το στρόντιο, το βάριο και το ράδιο ονομάζονται μέταλλα αλκαλικών γαιών. Ονομάζονται έτσι επειδή τα οξείδια τους δίνουν στο νερό ένα αλκαλικό περιβάλλον.
Ιστορία των μετάλλων αλκαλικών γαιών
Ο ασβεστόλιθος, το μάρμαρο και ο γύψος χρησιμοποιήθηκαν από τους Αιγύπτιους στην κατασκευή ήδη από την αρχαιότητα (πριν από 5000 χρόνια). Μέχρι τα τέλη του 18ου αιώνα, οι χημικοί θεωρούσαν τον ασβέστη απλή ουσία. Το 1746, ο I. Pott έλαβε και περιέγραψε αρκετά καθαρό οξείδιο του ασβεστίου. Το 1789, ο Lavoisier πρότεινε ότι ο ασβέστης, η μαγνησία και ο βαρίτης ήταν σύνθετες ουσίες. Πολύ πριν από την ανακάλυψη του στροντίου και του βαρίου, οι «μη αποκρυπτογραφημένες» ενώσεις τους χρησιμοποιήθηκαν στην πυροτεχνία για την παραγωγή κόκκινων και πράσινων φώτων, αντίστοιχα. Μέχρι τα μέσα της δεκαετίας του '40 του περασμένου αιώνα, το στρόντιο ήταν κατά κύριο λόγο ένα μέταλλο «διασκεδαστικών πυρκαγιών». Το 1787, ένα νέο ορυκτό βρέθηκε σε ένα ορυχείο μολύβδου κοντά στο χωριό Strontian της Σκωτίας, το οποίο ονομαζόταν στροντιανίτης SrCO3. Ο A. Crawford πρότεινε την ύπαρξη μιας ακόμα άγνωστης «γης». Το 1792, ο T. Hop απέδειξε ότι η σύνθεση του ορυκτού που βρέθηκε περιλάμβανε ένα νέο στοιχείο - το στρόντιο. Εκείνη την εποχή, με τη βοήθεια του Sr(OH)2, απομονώθηκε αδιάλυτο δισακχαρικό στρόντιο (C12H22O4.2SrO) για να ληφθεί ζάχαρη από μελάσα. Η παραγωγή Sr αυξήθηκε. Ωστόσο, σύντομα παρατηρήθηκε ότι το παρόμοιο σακχαρικό ασβέστιο ήταν επίσης αδιάλυτο και το οξείδιο του ασβεστίου ήταν αναμφίβολα φθηνότερο. Το ενδιαφέρον για το στρόντιο εξαφανίστηκε αμέσως και αυξήθηκε ξανά μόνο στη δεκαετία του '40 του περασμένου αιώνα. Ο βαρύς σπάρος ήταν η πρώτη γνωστή ένωση βαρίου. Ανακαλύφθηκε στις αρχές του 17ου αιώνα. Ο Ιταλός αλχημιστής Casciarolo. Διαπίστωσε επίσης ότι αυτό το ορυκτό, μετά από ισχυρή θέρμανση με άνθρακα, λάμπει στο σκοτάδι με κόκκινο φως και του έδωσε το όνομα «lapis solaris» (λιθόπετρα). Το 1808, ο Davy, υποβάλλοντας ένα μείγμα υγρού σβησμένου ασβέστη με οξείδιο του υδραργύρου σε ηλεκτρόλυση με μια κάθοδο υδραργύρου, παρασκεύασε αμάλγαμα ασβεστίου και με απόσταξη υδραργύρου από αυτό, έλαβε ένα μέταλλο που ονομάζεται «ασβέστιο» (από το λατινικό Calx, γένος calcis - άσβεστος). Τα Ba και Sr ελήφθησαν με την ίδια μέθοδο Davy. Μια βιομηχανική μέθοδος για την παραγωγή ασβεστίου αναπτύχθηκε από τους Suter και Redlich το 1896 στο εργοστάσιο Rathenau (Γερμανία). Το 1904 άρχισε να λειτουργεί η πρώτη μονάδα παραγωγής ασβεστίου.
Το ράδιο προβλέφθηκε από τον Mendeleev το 1871 και ανακαλύφθηκε το 1898 από τους συζύγους Marie και Pierre Curie. Ανακάλυψαν ότι τα μεταλλεύματα ουρανίου είναι πιο ραδιενεργά από το ίδιο το ουράνιο. Η αιτία ήταν οι ενώσεις ραδίου. Επεξεργάστηκαν το υπόλοιπο μετάλλευμα ουρανίου με αλκάλι και ό,τι δεν διαλύθηκε με υδροχλωρικό οξύ. Το υπόλειμμα μετά τη δεύτερη διαδικασία είχε περισσότερη ραδιενέργεια από το μετάλλευμα. Το ράδιο ανακαλύφθηκε σε αυτό το κλάσμα. Οι Curies ανέφεραν την ανακάλυψή τους σε μια αναφορά το 1898.
Αφθονία μετάλλων αλκαλικών γαιών
Η περιεκτικότητα σε ασβέστιο στη λιθόσφαιρα είναι 2,96% της συνολικής μάζας του φλοιού της γης, στρόντιο - 0,034%, βάριο - 0,065%, ράδιο - 1,10-10%. Στη φύση, το ασβέστιο αποτελείται από ισότοπα με μαζικούς αριθμούς 40(96,97%), 42(0,64%), 43(0,14%), 44(2,06%), 46(0,003%), 48(0 ,19%). στρόντιο - 84 (0,56%), 86 (9,86%), 87 (7,02%), 88 (82,56%); βάριο - 130(0,1%), 132(0,1%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81), 137(11, 32%), 138 (71,66). Το ράδιο είναι ραδιενεργό. Το πιο σταθερό φυσικό ισότοπο είναι το 226Ra. Τα κύρια ορυκτά των στοιχείων των αλκαλικών γαιών είναι τα άλατα άνθρακα και θειικών: CaCO3 - ασβεστίτης, CaSO4 - ανιδρίτης, SrCO3 - στροντιανίτης, SrSO4 - σελεστίνη, BaCO3 - μετερίτης. Το BaSO4 είναι ένα βαρύ spar. Ο φθορίτης CaF2 είναι επίσης ένα χρήσιμο ορυκτό.
Το Ca παίζει σημαντικό ρόλο στις διαδικασίες της ζωής. Το ανθρώπινο σώμα περιέχει 0,7-1,4 wt.% ασβέστιο, το 99% του οποίου βρίσκεται στον οστίτη και τον οδοντικό ιστό. Τα φυτά περιέχουν επίσης μεγάλες ποσότητες ασβεστίου. Οι ενώσεις ασβεστίου βρίσκονται στα φυσικά νερά και στο έδαφος. Το βάριο, το στρόντιο και το ράδιο βρίσκονται στο ανθρώπινο σώμα σε αμελητέες ποσότητες.
Παρασκευή μετάλλων αλκαλικών γαιών
Αρχικά, λαμβάνονται οξείδια ή χλωρίδια του Ε. Το EO λαμβάνεται με φρύξη του ESO3 και το ES12 με τη δράση του υδροχλωρικού οξέος στο ESO3. Όλα τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών μπορούν να ληφθούν με αλουμινοθερμική αναγωγή των οξειδίων τους σε θερμοκρασία 1200 °C σύμφωνα με το κατά προσέγγιση σχήμα: 3EO + 2Al = Al2O3 + 3E. Η διαδικασία πραγματοποιείται σε κενό για να αποφευχθεί η οξείδωση του ασβεστίου.Το ασβέστιο (όπως όλα τα άλλα στοιχεία) μπορεί να ληφθεί με ηλεκτρόλυση τήγματος CaCl2 που ακολουθείται από απόσταξη σε κενό ή θερμική διάσταση του CaCl2. Τα Ba και Sr μπορούν να ληφθούν με πυρόλυση των E2N3, E(NH3)6, EN2. Το ράδιο εξορύσσεται ως υποπροϊόν από μεταλλεύματα ουρανίου.
Φυσικές ιδιότητες μετάλλων αλκαλικών γαιών
Το Ca και τα ανάλογα του είναι ασημί-λευκά μέταλλα. Το ασβέστιο είναι το πιο σκληρό από όλα. Το στρόντιο και ειδικά το βάριο είναι πολύ πιο μαλακό από το ασβέστιο. Όλα τα μέταλλα αλκαλικών γαιών είναι όλκιμα και επιδέχονται σφυρηλάτηση, κοπή και έλαση. Το ασβέστιο υπό κανονικές συνθήκες κρυσταλλώνεται στη δομή fcc με περίοδο a = 0,556 nm (CN = 12) και σε θερμοκρασίες πάνω από 464 ° C στη δομή bcc. Το Ca σχηματίζει κράματα με Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Το στρόντιο έχει δομή fcc. σε θερμοκρασία 488 °C, το στρόντιο υφίσταται πολυμορφικό μετασχηματισμό και κρυσταλλώνεται σε εξαγωνική δομή. Είναι παραμαγνητικό. Το βάριο κρυσταλλώνεται σε δομή bcc. Τα Ca και Sr είναι ικανά να σχηματίζουν μια συνεχή σειρά στερεών διαλυμάτων μεταξύ τους και οι περιοχές διαχωρισμού εμφανίζονται στα συστήματα Ca-Ba και Sr-Ba. Στην υγρή κατάσταση, το στρόντιο αναμιγνύεται με Be, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. Με τα τέσσερα τελευταία, ο Sr σχηματίζει διαμεταλλικές ενώσεις. Η ηλεκτρική αγωγιμότητα των μετάλλων αλκαλικών γαιών μειώνεται με την αύξηση της πίεσης, σε αντίθεση με την αντίστροφη διαδικασία για άλλα τυπικά μέταλλα. Ακολουθούν ορισμένες σταθερές για μέταλλα αλκαλικών γαιών:
Ca Sr Ba Ra
Ατομική ακτίνα, nm 0,197 0,215 0,221 0,235
Ακτίνα ιόντος E2+, nm 0,104 0,127 0,138 0,144
Ενέργεια κρ. πλέγματα, μJkmol 194,1 164,3 175,8 130
, gcm3 1,54 2,63 3,5 5,5-6
Melt.,оС 852 770 710 800
Σημείο βρασμού, oC 1484 1380 1640 1500
Ηλεκτρική αγωγιμότητα (Hg=1) 22 4 2
Θερμότητα σύντηξης kcalg-άτομο 2.1 2.2 1.8
Θερμότητα εξάτμισης kcalg-άτομο 36 33 36
Ειδική θερμοχωρητικότητα, J(kg.K) 624 737 191,93 136
Ρευστοποίηση Pa-1,10-11 5,92 8,36
Χημικές ιδιότητες μετάλλων αλκαλικών γαιών και των ενώσεων τους
Η φρέσκια επιφάνεια του Ε γρήγορα σκουραίνει λόγω του σχηματισμού ενός φιλμ οξειδίου. Αυτή η μεμβράνη είναι σχετικά πυκνή - με την πάροδο του χρόνου, όλο το μέταλλο οξειδώνεται αργά. Η ταινία αποτελείται από EO, καθώς και EO2 και E3N2. Τα κανονικά δυναμικά ηλεκτροδίων των αντιδράσεων E-2e = E2+ είναι ίσα με = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). Αυτά είναι πολύ ενεργά στοιχεία: διαλύονται σε νερό και οξέα, εκτοπίζουν τα περισσότερα μέταλλα από τα οξείδια, τα αλογονίδια και τα σουλφίδια τους. Το πρωτογενές (200-300°C) ασβέστιο αλληλεπιδρά με τους υδρατμούς σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: 2Ca + H2O = CaO + CaH2. Οι δευτερογενείς αντιδράσεις έχουν τη μορφή: CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 και CaO + H2O = Ca(OH)2. Το ESO4 είναι σχεδόν αδιάλυτο σε ισχυρό θειικό οξύ λόγω του σχηματισμού ενός φιλμ από κακώς διαλυτό ESO4. Το Ε αντιδρά βίαια με αραιά ορυκτά οξέα, απελευθερώνοντας υδρογόνο. Όταν θερμαίνεται πάνω από 800°C, το ασβέστιο αντιδρά με το μεθάνιο σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: 3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2. Όταν θερμαίνονται, αντιδρούν με υδρογόνο, θείο και αέριο αμμωνία. Όσον αφορά τις χημικές ιδιότητες, το ράδιο είναι πιο κοντά στο Ba, αλλά είναι πιο ενεργό. Σε θερμοκρασία δωματίου, συνδυάζεται αισθητά με το οξυγόνο και το άζωτο του αέρα. Σε γενικές γραμμές, αυτό Χημικές ιδιότητεςελαφρώς πιο έντονο από τους αντίστοιχους. Όλες οι ενώσεις του ραδίου αποσυντίθενται αργά υπό την επίδραση της δικής τους ακτινοβολίας, αποκτώντας ένα κιτρινωπό ή καφέ χρώμα. Οι ενώσεις του ραδίου έχουν την ιδιότητα της αυτοφωταύγειας. Ως αποτέλεσμα της ραδιενεργής διάσπασης, 1 g Ra απελευθερώνει 553,7 J θερμότητας κάθε ώρα. Επομένως, η θερμοκρασία του ραδίου και των ενώσεων του είναι πάντα 1,5 βαθμούς υψηλότερη από τη θερμοκρασία περιβάλλοντος. Είναι επίσης γνωστό ότι 1 g ραδίου την ημέρα απελευθερώνει 1 mm3 ραδονίου (226Ra = 222Rn + 4He), στο οποίο βασίζεται η χρήση του ως πηγή ραδονίου για λουτρά ραδονίου.
Τα υδρίδια Ε είναι λευκές, κρυσταλλικές ουσίες που μοιάζουν με άλατα. Λαμβάνονται απευθείας από τα στοιχεία με θέρμανση. Οι θερμοκρασίες έναρξης της αντίδρασης E + H2 = EN2 είναι 250 oC (Ca), 200 oC (Sr), 150 oC (Ba). Η θερμική διάσταση του EN2 ξεκινά στους 600°C. Σε ατμόσφαιρα υδρογόνου, το CaH2 δεν αποσυντίθεται στο σημείο τήξης (816°C). Ελλείψει υγρασίας, τα υδρίδια μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι σταθερά στον αέρα σε συνηθισμένες θερμοκρασίες. Δεν αντιδρούν με αλογόνα. Ωστόσο, όταν θερμαίνεται, η χημική δραστηριότητα του EN2 αυξάνεται. Είναι ικανά να ανάγουν οξείδια σε μέταλλα (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), για παράδειγμα 2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Η αντίδραση του CaH2 με το Al2O3 γίνεται στους 750°C: 3CaH2 + Al2O3 = 3CaO + 3H2 + 2Al, και στη συνέχεια: CaH2 + 2Al = CaAl2 + H2. Το CaH2 αντιδρά με άζωτο στους 600°C σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: 3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2. Όταν το EN2 αναφλέγεται, καίγονται αργά: EN2 + O2 = H2O + CaO. Εκρηκτικό όταν αναμιγνύεται με στερεά οξειδωτικά μέσα. Όταν το νερό δρα στο EN2, απελευθερώνεται υδροξείδιο και υδρογόνο. Αυτή η αντίδραση είναι εξαιρετικά εξώθερμη: το EN2 που έχει υγρανθεί με νερό στον αέρα αναφλέγεται αυθόρμητα. Το EN2 αντιδρά με οξέα, για παράδειγμα, σύμφωνα με το σχήμα: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. Το EN2 χρησιμοποιείται για τη λήψη καθαρού υδρογόνου, καθώς και για τον προσδιορισμό ιχνών νερού σε οργανικούς διαλύτες. Τα νιτρίδια Ε είναι άχρωμες, πυρίμαχες ουσίες. Λαμβάνονται απευθείας από στοιχεία σε υψηλές θερμοκρασίες. Αποσυντίθενται με νερό σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: E3N2 + 6H2O = 3E(OH)2 + 2NH3. Το E3N2 αντιδρά με CO όταν θερμαίνεται σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: E3N2 + 3CO = 3EO + N2 + 3C. Οι διαδικασίες που συμβαίνουν κατά τη θέρμανση του E3N2 με άνθρακα μοιάζουν με αυτό:
E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;
Το νιτρίδιο του στροντίου αντιδρά με το HCl για να παράγει Sr και χλωριούχα αμμώνιο. Τα φωσφίδια E3P2 σχηματίζονται απευθείας από στοιχεία ή με πύρωση τριυποκατεστημένα φωσφορικά άλατα με άνθρακα:
Ca3(PO4)2 + 4C = Ca3P2 + 4CO
Υδρολύονται με νερό σύμφωνα με το σχήμα: E3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3E(OH)2. Με τα οξέα, τα φωσφίδια των μετάλλων των αλκαλικών γαιών δίνουν το αντίστοιχο αλάτι και φωσφίνη. Αυτή είναι η βάση για τη χρήση τους για τη λήψη φωσφίνης στο εργαστήριο.
Σύνθετη σύνθεση αμμωνίας E(NH3)6 - στερεάμε μεταλλική λάμψη και υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Λαμβάνονται από τη δράση υγρής αμμωνίας στο Ε. Αναφλέγονται αυθόρμητα στον αέρα. Χωρίς πρόσβαση αέρα, αποσυντίθενται στα αντίστοιχα αμίδια: E(NH3)6 = E(NH2)2 + 4NH3 + H2. Όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται έντονα σύμφωνα με το ίδιο σχέδιο.
Τα καρβίδια των μετάλλων των αλκαλικών γαιών, που λαμβάνονται με φρύξη του αιθυλενίου με άνθρακα, αποσυντίθενται με νερό, απελευθερώνοντας ακετυλένιο: ES2 + 2H2O = E(OH)2 + C2H2. Η αντίδραση με το BaC2 είναι τόσο βίαιη που αναφλέγεται σε επαφή με το νερό. Οι θερμότητες σχηματισμού ES2 από στοιχεία για Ca και Ba είναι 14 και 12 kcalmol. Όταν θερμαίνεται με άζωτο, το ES2 δίνει CaCN2, Ba(CN)2, SrCN2. Τα πυριτικά είναι γνωστά (ESi και ESi2). Μπορούν να ληφθούν με θέρμανση απευθείας από τα στοιχεία. Υδρολύονται με νερό και αντιδρούν με οξέα, δίνοντας H2Si2O5, SiH4, την αντίστοιχη ένωση Ε και υδρογόνο. Είναι γνωστά βορίδια EV6 που λαμβάνονται από στοιχεία με θέρμανση.
Τα οξείδια του ασβεστίου και τα ανάλογα του είναι λευκές, πυρίμαχες (TbpCaO = 2850°C) ουσίες που απορροφούν ενεργειακά το νερό. Αυτή είναι η βάση για τη χρήση του BaO για τη λήψη απόλυτης αλκοόλης. Αντιδρούν βίαια με το νερό, απελευθερώνοντας πολλή θερμότητα (εκτός από το SrO, η διάλυση του οποίου είναι ενδόθερμη). Τα EOs διαλύονται σε οξέα και χλωριούχο αμμώνιο: EO + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. Το EO λαμβάνεται με φρύξη ανθρακικών, νιτρικών, υπεροξειδίων ή υδροξειδίων των αντίστοιχων μετάλλων. Τα ενεργά φορτία βαρίου και οξυγόνου στο BaO είναι 0,86. Το SrO στους 700 °C αντιδρά με το κυανιούχο κάλιο:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Το οξείδιο του στροντίου διαλύεται σε μεθανόλη για να σχηματίσει Sr(OSH3)2. Κατά τη διάρκεια της θερμικής αναγωγής μαγνησίου του BaO, μπορεί να ληφθεί το ενδιάμεσο οξείδιο Ba2O, το οποίο είναι ασταθές και δυσανάλογο.
Τα υδροξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι λευκές, υδατοδιαλυτές ουσίες. Είναι ισχυρές βάσεις. Στη σειρά Ca-Sr-Ba, η βασική φύση και η διαλυτότητα των υδροξειδίων αυξάνονται. pPR(Ca(OH)2) = 5,26, pPR(Sr(OH)2) = 3,5, pPR(Ba(OH)2) = 2,3. Από διαλύματα υδροξειδίου συνήθως απομονώνονται τα Ba(OH)2,8H2O, Sr(OH)2,8H2O, Ca(OH)2.H2O. Τα EO προσθέτουν νερό για να σχηματίσουν υδροξείδια. Αυτή είναι η βάση για τη χρήση του CaO στην κατασκευή. Ένα στενό μείγμα Ca(OH)2 και NaOH σε αναλογία βάρους 2:1 ονομάζεται νατράσβεστος και χρησιμοποιείται ευρέως ως απορροφητής CO2. Το Ca(OH)2, όταν στέκεται στον αέρα, απορροφά CO2 σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O. Σε περίπου 400°C, το Ca(OH)2 αντιδρά με μονοξείδιο του άνθρακα: CO + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2. Το νερό βαρίτη αντιδρά με το CS2 στους 100 °C: CS2 + 2Ba(OH)2 = BaCO3 + Ba(HS)2 + H2O. Το αλουμίνιο αντιδρά με νερό βαρίτη: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. Το E(OH)2 χρησιμοποιείται για την ανακάλυψη ανθρακικού ανυδρίτη.
Ε σχηματίζουν λευκά υπεροξείδια. Είναι σημαντικά λιγότερο σταθερά, σε αντίθεση με τα οξείδια, και είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Πρακτικής σημασίας είναι το πιο σταθερό BaO2, το οποίο είναι μια λευκή, παραμαγνητική σκόνη με πυκνότητα 4,96 g1cm3 κ.λπ. 450°. Το BaO2 είναι σταθερό σε συνηθισμένες θερμοκρασίες (μπορεί να αποθηκευτεί για χρόνια), είναι ελάχιστα διαλυτό σε νερό, αλκοόλη και αιθέρα και διαλύεται σε αραιά οξέα με την απελευθέρωση αλατιού και υπεροξειδίου του υδρογόνου. Η θερμική αποσύνθεση του υπεροξειδίου του βαρίου επιταχύνεται από τα οξείδια Cr2O3, Fe2O3 και CuO. Το υπεροξείδιο του βαρίου αντιδρά όταν θερμαίνεται με υδρογόνο, θείο, άνθρακα, αμμωνία, άλατα αμμωνίου, σιδηροκυανιούχο κάλιο κ.λπ. Το υπεροξείδιο του βαρίου αντιδρά με πυκνό υδροχλωρικό οξύ, απελευθερώνοντας χλώριο: BaO2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O. Οξειδώνει το νερό σε υπεροξείδιο του υδρογόνου: H2O + BaO2 = Ba(OH)2 + H2O2. Αυτή η αντίδραση είναι αναστρέψιμη και με την παρουσία ακόμη και ανθρακικού οξέος η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Το BaO2 χρησιμοποιείται ως προϊόν έναρξης για την παραγωγή H2O2, καθώς και ως οξειδωτικό παράγοντα σε πυροτεχνικές συνθέσεις. Ωστόσο, το BaO2 μπορεί επίσης να δράσει ως αναγωγικός παράγοντας: HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2. Το BaO2 λαμβάνεται με θέρμανση του BaO σε ρεύμα αέρα στους 500°C σύμφωνα με το σχήμα: 2BaO + O2 = 2BaO2. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, συμβαίνει η αντίστροφη διαδικασία. Επομένως, όταν καίγεται το Ba, απελευθερώνεται μόνο οξείδιο. Το SrO2 και το CaO2 είναι λιγότερο σταθερά. Γενική μέθοδοςΗ μέθοδος για τη λήψη EO2 είναι η αλληλεπίδραση του E(OH)2 με το H2O2, το οποίο απελευθερώνει EO2,8H2O. Η θερμική αποσύνθεση του EO2 ξεκινά στους 380 °C (Ca), 480 °C (Sr), 790 °C (Ba). Κατά τη θέρμανση του EO2 με συμπυκνωμένο υπεροξείδιο του υδρογόνου, μπορούν να ληφθούν κίτρινες ασταθείς ουσίες - υπερυπεροξείδια EO4.
Τα άλατα Ε είναι συνήθως άχρωμα. Τα χλωρίδια, τα βρωμίδια, τα ιωδίδια και τα νιτρικά άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Τα φθόριο, τα θειικά, τα ανθρακικά και τα φωσφορικά άλατα είναι ελάχιστα διαλυτά. Το ιόν Ba2+ είναι τοξικό. Τα Ε αλογονίδια χωρίζονται σε δύο ομάδες: τα φθορίδια και όλα τα άλλα. Τα φθορίδια είναι σχεδόν αδιάλυτα στο νερό και τα οξέα και δεν σχηματίζουν κρυσταλλικούς υδρίτες. Αντίθετα, τα χλωρίδια, τα βρωμίδια και τα ιωδίδια είναι πολύ διαλυτά στο νερό και απελευθερώνονται από διαλύματα με τη μορφή κρυσταλλικών υδριτών. Μερικές ιδιότητες του EG2 παρουσιάζονται παρακάτω:
CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
Ζεστός. αρρ., kcalmol. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
Ecr. πλέγματα, kcalmol. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
Θερμότητα, °C 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
Σημείο βρασμού, °C 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
D(EG) σε ζεύγη, 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
Όταν λαμβάνονται με αποσύνθεση ανταλλαγής σε διάλυμα, τα φθορίδια απελευθερώνονται με τη μορφή ογκωδών βλεννογόνων εναποθέσεων, οι οποίες σχηματίζουν πολύ εύκολα κολλοειδή διαλύματα. Το EG2 μπορεί να ληφθεί ενεργώντας με τα αντίστοιχα αλογόνα στα αντίστοιχα E. Τα τήγματα EG2 είναι ικανά να διαλύσουν έως και 30% E. Κατά τη μελέτη της ηλεκτρικής αγωγιμότητας τήγματος χλωριδίων στοιχείων της δεύτερης ομάδας της κύριας υποομάδας, βρέθηκε ότι η μοριακή τους ιοντική σύσταση είναι πολύ διαφορετική. Οι βαθμοί διάστασης σύμφωνα με το σχήμα ESl2 = E2+ + 2Cl– είναι ίσοι με: BeCl2 - 0,009%, MgCl2 - 14,6%, CaCl2 - 43,3%, SrCl2 - 60,6%, BaCl2 - 80,2%. Τα Ε αλογονίδια (εκτός από τα φθορίδια) περιέχουν νερό κρυστάλλωσης: CaCl2.6H2O, SrCl2.6H2O και BaCl2.2H2O. Η ανάλυση περίθλασης ακτίνων Χ καθόρισε τη δομή του E[(OH2)6]G2 για κρυσταλλικούς υδρίτες Ca και Sr. Με αργή θέρμανση κρυσταλλικών υδριτών EG2, μπορούν να ληφθούν άνυδρα άλατα. Το CaCl2 σχηματίζει εύκολα υπερκορεσμένα διαλύματα. Το φυσικό CaF2 (φθορίτης) χρησιμοποιείται στη βιομηχανία κεραμικών και χρησιμοποιείται επίσης για την παραγωγή HF και είναι ορυκτό φθορίου. Το άνυδρο CaCl2 χρησιμοποιείται ως ξηραντικό λόγω της υγροσκοπικότητάς του. Το κρυσταλλικό ένυδρο χλωριούχο ασβέστιο χρησιμοποιείται για την παρασκευή μιγμάτων ψύξης. BaCl2 – χρησιμοποιείται σε cx και για άνοιγμα SO42- (Ba2+ + SO42- = BaSO4). Με τη σύντηξη EG2 και EN2, μπορούν να ληφθούν υδραλογονίδια: EG2 + EN2 = 2ENH. Οι ουσίες αυτές λιώνουν χωρίς αποσύνθεση αλλά υδρολύονται με νερό: 2ENH + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2. Η διαλυτότητα των χλωρικών, βρωμικών και ιωδικών στο νερό μειώνεται της τάξης των Ca – Sr – Ba και Cl – Br – I. Ba(ClO3)2 – που χρησιμοποιούνται στην πυροτεχνία. Τα υπερχλωρικά Ε είναι πολύ διαλυτά όχι μόνο στο νερό αλλά και σε οργανικούς διαλύτες. Το πιο σημαντικό από το E(ClO4)2 είναι το Ba(ClO4)2,3H2O. Το άνυδρο υπερχλωρικό βάριο είναι καλό ξηραντικό. Η θερμική αποσύνθεσή του ξεκινά μόνο στους 400 °C. Το υποχλωριώδες ασβέστιο Ca(ClO)2.nH2O (n=2,3,4) λαμβάνεται από τη δράση του χλωρίου στο γάλα ασβέστη. Είναι οξειδωτικό μέσο και είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Ο λευκασμένος ασβέστης μπορεί να παραχθεί με επεξεργασία στερεού σβησμένου ασβέστη με χλώριο. Αποσυντίθεται με το νερό και μυρίζει χλώριο παρουσία υγρασίας. Αντιδρά με το CO2 στον αέρα:
CO2 + 2CaOCl2 = CaСO3 + CaCl2 + Cl2O.
Η χλωρίνη χρησιμοποιείται ως οξειδωτικό, λευκαντικό και ως απολυμαντικό.
Τα αζίδια E(N3)2 και τα θειοκυανικά E(CNS)2.3H2O είναι γνωστά για τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών. Τα αζίδια είναι πολύ λιγότερο εκρηκτικά από το αζίδιο του μολύβδου. Οι Ροδανίδες χάνουν εύκολα νερό όταν θερμαίνονται. Είναι πολύ διαλυτά στο νερό και σε οργανικούς διαλύτες. Τα Ba(N3)2 και Ba(CNS)2 μπορούν να χρησιμοποιηθούν για τη λήψη αζιδίων και θειοκυανικών άλλων μετάλλων από θειικά άλατα με αντίδραση ανταλλαγής.
Τα νιτρικά ασβέστιο και στρόντιο υπάρχουν συνήθως με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων Ca(NO3)2,4H2O και Sr(NO3)2,4H2O. Το νιτρικό βάριο δεν χαρακτηρίζεται από το σχηματισμό κρυσταλλικού ένυδρου. Όταν θερμαίνονται Ca(NO3)2,4H2O και Sr(NO3)2,4H2O, χάνω εύκολα νερό. Σε μια αδρανή ατμόσφαιρα, τα νιτρικά Ε είναι θερμικά σταθερά μέχρι τους 455 oC (Ca), 480 oC (Sr), 495 oC (Ba). Το τήγμα του κρυσταλλικού ένυδρου νιτρικού ασβεστίου έχει όξινο περιβάλλον στους 75 °C. Ένα ιδιαίτερο χαρακτηριστικό του νιτρικού βαρίου είναι ο χαμηλός ρυθμός διάλυσης των κρυστάλλων του στο νερό. Μόνο το νιτρικό βάριο, για το οποίο είναι γνωστό το ασταθές σύμπλοκο Κ2, εμφανίζει την τάση να σχηματίζει σύμπλοκα. Το νιτρικό ασβέστιο είναι διαλυτό σε αλκοόλες, οξικό μεθυλεστέρα και ακετόνη. Το στρόντιο και το νιτρικό βάριο είναι σχεδόν αδιάλυτα εκεί. Το σημείο τήξης των νιτρικών Ε υπολογίζεται στους 600°C, αλλά στην ίδια θερμοκρασία αρχίζει η αποσύνθεση: Ε(ΝΟ3)2 = Ε(ΝΟ2)2 + Ο2. Περαιτέρω αποσύνθεση συμβαίνει σε υψηλότερη θερμοκρασία: E(NO2)2 = EO + NO2 + NO. Τα νιτρικά Ε χρησιμοποιούνται από καιρό στην πυροτεχνία. Τα πολύ πτητικά άλατα Ε χρωματίζουν τη φλόγα στα αντίστοιχα χρώματα: Ca – πορτοκαλοκίτρινο, Sr – κόκκινο-καρμίνιο, Ba – κιτρινοπράσινο. Ας καταλάβουμε την ουσία αυτού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του Sr: Το Sr2+ έχει δύο VAO: 5s και 5p ή 5s και 4d. Ας μεταδώσουμε ενέργεια σε αυτό το σύστημα - ας το ζεστάνουμε. Τα ηλεκτρόνια από τροχιακά πιο κοντά στον πυρήνα θα μετακινηθούν σε αυτά τα VAO. Αλλά ένα τέτοιο σύστημα δεν είναι σταθερό και θα απελευθερώσει ενέργεια με τη μορφή ενός ελαφρού κβαντικού. Είναι το Sr2+ που εκπέμπει κβάντα με συχνότητα που αντιστοιχεί στα κόκκινα μήκη κύματος. Κατά την παρασκευή πυροτεχνικών συνθέσεων, είναι βολικό να χρησιμοποιείτε αλάτι, επειδή Δεν χρωματίζει μόνο τη φλόγα, αλλά είναι επίσης ένας οξειδωτικός παράγοντας, απελευθερώνοντας οξυγόνο όταν θερμαίνεται. Οι πυροτεχνικές συνθέσεις αποτελούνται από ένα στερεό οξειδωτικό, έναν στερεό αναγωγικό παράγοντα και ορισμένες οργανικές ουσίες που αποχρωματίζουν τη φλόγα του αναγωγικού παράγοντα και δρουν ως συνδετικό μέσο. Το νιτρικό ασβέστιο χρησιμοποιείται ως λίπασμα.
Όλα τα φωσφορικά άλατα και τα όξινα φωσφορικά του Ε είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό. Μπορούν να ληφθούν με διάλυση της κατάλληλης ποσότητας CaO ή CaCO3 σε ορθοφωσφορικό οξύ. Επίσης εναποτίθενται κατά τις αντιδράσεις ανταλλαγής του τύπου: (3-x)Ca2+ + 2HxPO4-(3-x) = Ca(3-x)(HxPO4)2. Πρακτικής σημασίας (ως λίπασμα) είναι το μονουποκατεστημένο ορθοφωσφορικό ασβέστιο, το οποίο, μαζί με το Ca(SO4), είναι μέρος του υπερφωσφορικού. Λαμβάνεται σύμφωνα με το σχήμα:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Τα οξαλικά είναι επίσης ελαφρώς διαλυτά στο νερό. Πρακτικής σημασίας είναι το οξαλικό ασβέστιο, το οποίο αφυδατώνεται στους 200 °C και αποσυντίθεται στους 430 °C σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: CaC2O4 = CaCO3 + CO. Τα οξικά Ε απομονώνονται με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων και είναι πολύ διαλυτά στο νερό.
Τα θειικά Ε είναι λευκές ουσίες που είναι ελάχιστα διαλυτές στο νερό. Η διαλυτότητα του CaSO4.2H2O ανά 1000 g νερού σε κανονική θερμοκρασία είναι 8,10-3 mol, SrSO4 - 5,10-4 mol, BaSO4 - 1,10-5 mol, RaSO4 - 6,10-6 mol. Στη σειρά Ca–Ra, η διαλυτότητα των θειικών μειώνεται γρήγορα. Το Ba2+ είναι ένα αντιδραστήριο για θειικά ιόντα. Το θειικό ασβέστιο περιέχει νερό κρυστάλλωσης. Πάνω από τους 66 oC, απελευθερώνεται άνυδρο θειικό ασβέστιο από το διάλυμα, κάτω - γύψος CaSO4.2H2O. Η θέρμανση του γύψου πάνω από 170 °C συνοδεύεται από απελευθέρωση ένυδρου νερού. Όταν ο γύψος αναμιγνύεται με νερό, αυτή η μάζα σκληραίνει γρήγορα λόγω του σχηματισμού κρυσταλλικού ένυδρου. Αυτή η ιδιότητα του γύψου χρησιμοποιείται στην κατασκευή. Οι Αιγύπτιοι χρησιμοποίησαν αυτή τη γνώση πριν από 2000 χρόνια. Η διαλυτότητα του ESO4 στο ισχυρό θειικό οξύ είναι πολύ υψηλότερη από ό,τι στο νερό (BaSO4 έως 10%), γεγονός που υποδηλώνει σχηματισμό συμπλόκου. Τα αντίστοιχα σύμπλοκα ESO4.H2SO4 μπορούν να ληφθούν σε ελεύθερη κατάσταση. Τα διπλά άλατα με θειικά αλκάλια και αμμώνιο είναι γνωστά μόνο για Ca και Sr. Το (NH4)2 είναι διαλυτό στο νερό και χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημεία για τον διαχωρισμό του Ca από το Sr, επειδή Το (NH4)2 είναι ελαφρώς διαλυτό. Ο γύψος χρησιμοποιείται για τη συνδυασμένη παραγωγή θειικού οξέος και τσιμέντου, επειδή όταν θερμαίνεται με αναγωγικό παράγοντα (άνθρακας), ο γύψος αποσυντίθεται: CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO. Σε υψηλότερη θερμοκρασία (900 oC), το θείο μειώνεται ακόμη περισσότερο σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: CaSO4 + 3C = CaS + CO2 + 2CO. Μια παρόμοια αποσύνθεση των θειικών Sr και Ba ξεκινά σε υψηλότερες θερμοκρασίες. Το BaSO4 είναι μη τοξικό και χρησιμοποιείται στην ιατρική και στην παραγωγή ορυκτών χρωμάτων.
Τα σουλφίδια Ε είναι λευκά στερεά που κρυσταλλώνονται όπως το NaCl. Οι θερμότητες του σχηματισμού τους και οι ενέργειες των κρυσταλλικών δικτυωμάτων είναι ίσες (kcalmol): 110 και 722 (Ca), 108 και 687 (Sr), 106 και 656 (Ba). Μπορούν να ληφθούν με σύνθεση από στοιχεία με θέρμανση ή με φρύξη θειικών αλάτων με άνθρακα: ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO. Το λιγότερο διαλυτό είναι το CaS (0,2 hl). Το ES εισέρχεται στις ακόλουθες αντιδράσεις όταν θερμαίνεται:
ES + H2O = EO + H2S; ES + G2 = S + EG2; ES + 2O2 = ESO4; ES + xS = ESx+1 (x=2,3).
Τα σουλφίδια μετάλλων αλκαλικών γαιών σε ουδέτερο διάλυμα υδρολύονται πλήρως σύμφωνα με το σχήμα: 2ES + 2H2O = E(HS)2 + E(OH)2. Τα όξινα σουλφίδια μπορούν επίσης να ληφθούν σε ελεύθερη κατάσταση με εξάτμιση ενός διαλύματος θειούχων. Αντιδρούν με θείο:
E(HS)2 + xS = ESx+1 + H2S (x=2,3,4).
Μεταξύ των κρυσταλλικών υδριτών, είναι γνωστά τα BaS.6H2O και Ca(HS)2.6H2O, Ba(HS)2.4H2O. Το Ca(HS)2 χρησιμοποιείται για αποτρίχωση. Τα ES υπόκεινται στο φαινόμενο του φωσφορισμού. Τα ακόλουθα πολυσουλφίδια του Ε είναι γνωστά: ES2, ES3, ES4, ES5. Λαμβάνονται με βρασμό ενός εναιωρήματος ES σε νερό με θείο. Στον αέρα τα ES οξειδώνονται: 2ES + 3O2 = 2ESO3. Περνώντας αέρα μέσα από ένα εναιώρημα CaS, μπορείτε να λάβετε θειοθειικό Ca σύμφωνα με το σχήμα: 2CaS + 2O2 + H2O = Ca(OH)2 + CaS2O3. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Στη σειρά Ca – Sr – Ba, η διαλυτότητα των θειοθειικών μειώνεται. Τα Ε τελουρίδια είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό και υπόκεινται επίσης σε υδρόλυση, αλλά σε μικρότερο βαθμό από τα σουλφίδια.
Η διαλυτότητα των χρωμικών Ε στη σειρά Ca–Ba μειώνεται εξίσου απότομα όπως και στην περίπτωση των θειικών αλάτων. Αυτές οι ουσίες κίτρινο χρώμαλαμβάνονται από την αλληλεπίδραση διαλυτών αλάτων του Ε με χρωμικά (ή διχρωμικά) αλκαλικών μετάλλων: E2+ + CrO42- = ECrO4. Το χρωμικό ασβέστιο απελευθερώνεται με τη μορφή κρυσταλλικού ένυδρου - CaCrO4.2H2O (pPR CaCrO4 = 3.15). Ακόμη και πριν από το σημείο τήξης, χάνει νερό. Το SrCrO4 και το BaCrO4 δεν σχηματίζουν κρυσταλλικούς υδρίτες. pPR SrCrO4 = 4,44, pPR BaCrO4 = 9,93.
Τα ανθρακικά Ε είναι λευκές, δυσδιάλυτες ουσίες στο νερό. Όταν θερμαίνεται, το ECO3 μετατρέπεται σε EO, διασπώντας το CO2. Στη σειρά Ca–Ba, η θερμική σταθερότητα των ανθρακικών αυξάνεται. Το πιο πρακτικά σημαντικό από αυτά είναι το ανθρακικό ασβέστιο (ασβεστόλιθος). Χρησιμοποιείται άμεσα στις κατασκευές, ενώ χρησιμεύει και ως πρώτη ύλη για την παραγωγή ασβέστη και τσιμέντου. Η ετήσια παγκόσμια παραγωγή ασβέστη από ασβεστόλιθο ανέρχεται σε δεκάδες εκατομμύρια τόνους. Η θερμική διάσταση του CaCO3 είναι ενδόθερμη: CaCO3 = CaO + CO2 και απαιτεί κόστος 43 kcal ανά mol ασβεστόλιθου. Η φρύξη του CaCO3 πραγματοποιείται σε φρεατικούς κλιβάνους. Ένα υποπροϊόν του ψησίματος είναι το πολύτιμο διοξείδιο του άνθρακα. Το CaO είναι σημαντικό ΥΛΙΚΟ ΚΑΤΑΣΚΕΥΗΣ. Όταν αναμιγνύεται με νερό, η κρυστάλλωση συμβαίνει λόγω του σχηματισμού υδροξειδίου και στη συνέχεια ανθρακικού σύμφωνα με τα ακόλουθα σχήματα:
CaO + H2O = Ca(OH)2 και Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
Ένας εξαιρετικά σημαντικός πρακτικός ρόλος διαδραματίζει το τσιμέντο - μια πρασινωπό-γκρι σκόνη που αποτελείται από ένα μείγμα διαφόρων πυριτικών αλάτων και αργιλικού ασβεστίου. Όταν αναμιγνύεται με νερό σκληραίνει λόγω της ενυδάτωσης. Κατά την παραγωγή του, ένα μείγμα CaCO3 και αργίλου ψήνεται μέχρι να αρχίσει η πυροσυσσωμάτωση (1400-1500 oC). Στη συνέχεια το μείγμα αλέθεται. Η σύνθεση του τσιμέντου μπορεί να εκφραστεί ως το ποσοστό των συστατικών CaO, SiO2, Al2O3, Fe2O3, με το CaO να αντιπροσωπεύει τη βάση και τα υπόλοιπα να είναι όξινα ανυδρίτες. Η σύνθεση του πυριτικού τσιμέντου (Portlad) αποτελείται κυρίως από Ca3SiO5, Ca2SiO4, Ca3(AlO3)2 και Ca(FeO2)2. Η ρύθμισή του γίνεται σύμφωνα με τα ακόλουθα σχήματα:
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.
Σε διάφορους στόκους προστίθεται φυσική κιμωλία. Το λεπτόκρυσταλλο CaCO3, που κατακρημνίζεται από ένα διάλυμα, είναι μέρος της σκόνης δοντιών. Το BaO λαμβάνεται από το BaCO3 με πύρωση με άνθρακα σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα: BaCO3 + C = BaO + 2CO. Εάν η διαδικασία εκτελείται σε υψηλότερη θερμοκρασία σε ρεύμα αζώτου, σχηματίζεται κυανιούχο βάριο: BaCO3 + 4C + N2 = 3CO + Ba(CN)2. Το Ba(CN)2 είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Το Ba(CN)2 μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την παραγωγή κυανιδίων άλλων μετάλλων με αποσύνθεση ανταλλαγής με θειικά άλατα. Τα ανθρακικά υδρογόνο είναι διαλυτά στο νερό και μπορούν να ληφθούν μόνο σε διάλυμα, για παράδειγμα, με διοχέτευση διοξειδίου του άνθρακα σε εναιώρημα CaCO3 σε νερό: CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2. Αυτή η αντίδραση είναι αναστρέψιμη και μετατοπίζεται προς τα αριστερά όταν θερμαίνεται. Η παρουσία διττανθρακικών ασβεστίου και μαγνησίου στα φυσικά νερά προκαλεί σκληρότητα του νερού.
Σκληρότητα νερού και τρόποι εξάλειψής της
Τα διαλυτά άλατα ασβεστίου και μαγνησίου προκαλούν τη συνολική σκληρότητα του νερού. Εάν υπάρχουν στο νερό σε μικρές ποσότητες, τότε το νερό ονομάζεται μαλακό. Εάν η περιεκτικότητα σε αυτά τα άλατα είναι υψηλή (100–200 mg αλάτων ασβεστίου ανά λίτρο σε ιόντα), το νερό θεωρείται σκληρό. Σε τέτοιο νερό, το σαπούνι δεν αφρίζει καλά, καθώς τα άλατα ασβεστίου και μαγνησίου σχηματίζουν αδιάλυτες ενώσεις μαζί του. Το σκληρό νερό δεν μαγειρεύει καλά το φαγητό και όταν βράζεται σχηματίζει λέπια στους τοίχους των οικιακών σκευών και των ατμολέβητων. Η ζυγαριά έχει χαμηλή θερμική αγωγιμότητα, προκαλεί αύξηση της κατανάλωσης καυσίμου ή της κατανάλωσης ρεύματος μιας ηλεκτρικής συσκευής και επιταχύνει τη φθορά των τοιχωμάτων του δοχείου για βραστό νερό. Όταν θερμαίνονται, το όξινο ανθρακικό ασβέστιο και το μαγνήσιο αποσυντίθενται και μετατρέπονται σε αδιάλυτα βασικά ανθρακικά: Ca(HCO3) = H2O + CO2 + CaCO3↓ Η διαλυτότητα του θειικού ασβεστίου CaSO4 μειώνεται επίσης όταν θερμαίνεται, επομένως είναι μέρος της κλίμακας. Η σκληρότητα που προκαλείται από την παρουσία όξινων ανθρακικών αλάτων ασβεστίου και μαγνησίου στο νερό ονομάζεται ανθρακική ή προσωρινή σκληρότητα, καθώς μπορεί να εξαλειφθεί. Εκτός από την ανθρακική σκληρότητα, υπάρχει και η μη ανθρακική σκληρότητα, η οποία εξαρτάται από την περιεκτικότητα του νερού σε ECl2 και ESO4, όπου το E είναι Ca, Mg. Αυτά τα άλατα δεν αφαιρούνται με βρασμό, και επομένως η μη ανθρακική σκληρότητα ονομάζεται επίσης μόνιμη σκληρότητα. Η ανθρακική και η μη ανθρακική σκληρότητα αθροίζονται στη συνολική σκληρότητα. Για να εξαλειφθεί τελείως, μερικές φορές το νερό αποστάζεται. Αλλά είναι ακριβό. Για να αφαιρεθεί η ανθρακική σκληρότητα, το νερό μπορεί να βράσει, αλλά αυτό είναι επίσης ακριβό και σχηματίζεται άλατα. Η σκληρότητα αφαιρείται προσθέτοντας την κατάλληλη ποσότητα Ca(OH)2: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2H2O. Η γενική σκληρότητα εξαλείφεται είτε με προσθήκη Na2CO3, είτε χρησιμοποιώντας τους λεγόμενους κατιονανταλλάκτες. Όταν χρησιμοποιείτε ανθρακικό νάτριο διαλυτά άλαταΤο ασβέστιο και το μαγνήσιο μετατρέπονται επίσης σε αδιάλυτα ανθρακικά: Ca2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓. Η αφαίρεση της σκληρότητας με χρήση κατιονανταλλακτικής ρητίνης είναι μια πιο προηγμένη διαδικασία. Οι κατιονανταλλάκτες είναι οργανικές ενώσεις που περιέχουν νάτριο υψηλά μοριακά, η σύνθεση των οποίων μπορεί να εκφραστεί με τον τύπο Na2R, όπου το R είναι ένα σύνθετο κατάλοιπο οξέος. Όταν το νερό διηθείται μέσω ενός στρώματος κατιονανταλλακτικής ρητίνης, τα κατιόντα Na+ του κρυσταλλικού πλέγματος ανταλλάσσονται με κατιόντα Ca2+ και Mg2+ από το διάλυμα σύμφωνα με το σχήμα: Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR. Κατά συνέπεια, τα ιόντα Ca περνούν από το διάλυμα στον κατιονανταλλάκτη και τα ιόντα Na+ περνούν από τον κατιονανταλλάκτη στο διάλυμα. Για την αποκατάσταση του χρησιμοποιημένου εναλλάκτη κατιόντων, πλένεται με συμπυκνωμένο διάλυμα επιτραπέζιου αλατιού. Σε αυτή την περίπτωση, συμβαίνει η αντίστροφη διαδικασία: Τα ιόντα Ca2+ στο κρυσταλλικό πλέγμα του εναλλάκτη κατιόντων αντικαθίστανται από ιόντα Na+ από το διάλυμα. Ο αναγεννημένος εναλλάκτης κατιόντων χρησιμοποιείται και πάλι για τον καθαρισμό του νερού. Τα φίλτρα που βασίζονται στο permutite λειτουργούν με παρόμοιο τρόπο:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca
Όντας στη φύση
Λόγω της υψηλής χημικής του δράσης, το ασβέστιο δεν υπάρχει σε ελεύθερη μορφή στη φύση.
Το μεγαλύτερο μέρος του ασβεστίου περιέχεται σε πυριτικά και αργιλοπυριτικά άλατα διαφόρων πετρωμάτων (γρανίτες, γνεύσιοι κ.λπ.), ιδιαίτερα στον άστριο - ανορθίτη Ca.
Με τη μορφή ιζηματογενών πετρωμάτων, οι ενώσεις ασβεστίου αντιπροσωπεύονται από κιμωλία και ασβεστόλιθους, που αποτελούνται κυρίως από το ορυκτό ασβεστίτη (CaCO3). Η κρυσταλλική μορφή του ασβεστίτη - μάρμαρο - βρίσκεται στη φύση πολύ λιγότερο συχνά.
Ορυκτά ασβεστίου όπως ο ασβεστίτης CaCO3, ο ανυδρίτης CaSO4, ο αλάβαστρος CaSO4 0,5H2O και ο γύψος CaSO4 2H2O, ο φθορίτης CaF2, ο απατίτης Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), ο δολομίτης MgCO3 CaCO3 είναι αρκετά διαδεδομένα. Η παρουσία αλάτων ασβεστίου και μαγνησίου στο φυσικό νερό καθορίζει τη σκληρότητά του.
Ασβέστιο, που μεταναστεύει έντονα σε φλοιός της γηςκαι συσσωρεύοντας σε διάφορα γεωχημικά συστήματα, σχηματίζει 385 ορυκτά (τέταρτη θέση σε αριθμό ορυκτών).
Το ασβέστιο αντιπροσωπεύει το 3,38% της μάζας του φλοιού της γης (5ο σε αφθονία μετά το οξυγόνο, το πυρίτιο, το αλουμίνιο και τον σίδηρο). Η περιεκτικότητα του στοιχείου στο θαλασσινό νερό είναι 400 mg/l.
Ισότοπα
Το ασβέστιο εμφανίζεται στη φύση ως μείγμα έξι ισοτόπων: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca και 48Ca, μεταξύ των οποίων το πιο κοινό - 40 Ca - αντιπροσωπεύει το 96,97%.
Από τα έξι φυσικά ισότοπα του ασβεστίου, τα πέντε είναι σταθερά. Το έκτο ισότοπο, το 48Ca, το βαρύτερο από τα έξι και πολύ σπάνιο (η ισοτοπική του αφθονία είναι μόνο 0,187%), ανακαλύφθηκε πρόσφατα ότι υφίσταται διπλή βήτα διάσπαση με χρόνο ημιζωής 5,3 x 1019 χρόνια.
Παραλαβή
Το ελεύθερο μεταλλικό ασβέστιο λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση τήγματος που αποτελείται από CaCl2 (75-80%) και KCl ή από CaCl2 και CaF2, καθώς και με αλουμινόθερμη αναγωγή του CaO στους 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
Χημικές ιδιότητες
Το ασβέστιο είναι ένα τυπικό μέταλλο αλκαλικής γαίας. Χημική δραστηριότηταΤο ασβέστιο είναι υψηλό, αλλά χαμηλότερο από όλα τα άλλα μέταλλα των αλκαλικών γαιών. Αντιδρά εύκολα με το οξυγόνο, το διοξείδιο του άνθρακα και την υγρασία του αέρα, γι' αυτό η επιφάνεια του μετάλλου ασβεστίου είναι συνήθως θαμπή γκρίζα, επομένως στο εργαστήριο το ασβέστιο συνήθως αποθηκεύεται, όπως και άλλα μέταλλα αλκαλικών γαιών, σε ένα καλά κλεισμένο βάζο κάτω από ένα στρώμα. από κηροζίνη ή υγρή παραφίνη .
Στη σειρά των τυπικών δυναμικών, το ασβέστιο βρίσκεται στα αριστερά του υδρογόνου. Πρότυπο δυναμικό ηλεκτροδίουζεύγη Ca2+/Ca0 −2,84 V, επομένως το ασβέστιο αντιδρά ενεργά με το νερό, αλλά χωρίς ανάφλεξη:
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q.
Το ασβέστιο αντιδρά με ενεργά αμέταλλα (οξυγόνο, χλώριο, βρώμιο) υπό κανονικές συνθήκες:
2Ca + O2 → 2CaO
Ca + Br2 → CaBr2.
Όταν θερμαίνεται στον αέρα ή το οξυγόνο, το ασβέστιο αναφλέγεται. Το ασβέστιο αλληλεπιδρά με λιγότερο ενεργά αμέταλλα (υδρογόνο, βόριο, άνθρακας, πυρίτιο, άζωτο, φώσφορος και άλλα) όταν θερμαίνεται, για παράδειγμα:
Ca + H2 → CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Ca + 2C → CaC2,
3Ca + 2P → Ca3P2 (φωσφίδιο ασβεστίου), φωσφίδια ασβεστίου των συνθέσεων CaP και CaP5 είναι επίσης γνωστά.
2Ca + Si → Ca2Si (πυριτικό ασβέστιο)· πυριτίδια ασβεστίου των συνθέσεων CaSi, Ca3Si4 και CaSi2 είναι επίσης γνωστά.
Η εμφάνιση των παραπάνω αντιδράσεων, κατά κανόνα, συνοδεύεται από την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας (δηλαδή αυτές οι αντιδράσεις είναι εξώθερμες). Σε όλες τις ενώσεις με αμέταλλα, η κατάσταση οξείδωσης του ασβεστίου είναι +2. Οι περισσότερες από τις ενώσεις ασβεστίου με αμέταλλα αποσυντίθενται εύκολα από το νερό, για παράδειγμα:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Το ιόν Ca2+ είναι άχρωμο. Όταν προστίθενται διαλυτά άλατα ασβεστίου στη φλόγα, η φλόγα γίνεται κόκκινη.
Τα άλατα ασβεστίου όπως το χλωριούχο CaCl2, το βρωμιούχο CaBr2, το ιωδιούχο CaI2 και το νιτρικό Ca(NO3)2 είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Το φθόριο CaF2, το ανθρακικό CaCO3, το θειικό CaSO4, το ορθοφωσφορικό Ca3(PO4)2, το οξαλικό CaC2O4 και μερικά άλλα είναι αδιάλυτα στο νερό.
Είναι σημαντικό ότι, σε αντίθεση με το ανθρακικό ασβέστιο CaCO3, το όξινο ανθρακικό ασβέστιο (διττανθρακικό) Ca(HCO3)2 είναι διαλυτό στο νερό. Στη φύση, αυτό οδηγεί στις ακόλουθες διαδικασίες. Όταν η κρύα βροχή ή το νερό του ποταμού, κορεσμένο με διοξείδιο του άνθρακα, διεισδύει υπόγεια και πέφτει σε ασβεστόλιθο, παρατηρείται διάλυσή τους:
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2.
Στα ίδια σημεία όπου το νερό κορεσμένο με όξινο ανθρακικό ασβέστιο έρχεται στην επιφάνεια της γης και θερμαίνεται από τις ακτίνες του ήλιου, εμφανίζεται μια αντίστροφη αντίδραση:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O.
Έτσι γίνεται η μεταφορά στη φύση μεγάλες μάζεςουσίες. Ως αποτέλεσμα, τεράστια κενά μπορούν να σχηματιστούν υπόγεια και όμορφα πέτρινα «παγάκια» - σταλακτίτες και σταλαγμίτες - σχηματίζονται σε σπηλιές.
Η παρουσία διαλυμένου διττανθρακικού ασβεστίου στο νερό καθορίζει σε μεγάλο βαθμό την προσωρινή σκληρότητα του νερού. Ονομάζεται προσωρινό γιατί όταν το νερό βράζει, τα διττανθρακικά αποσυντίθενται και το CaCO3 κατακρημνίζεται. Αυτό το φαινόμενο οδηγεί, για παράδειγμα, στο γεγονός ότι σχηματίζονται άλατα στον βραστήρα με την πάροδο του χρόνου.
Εφαρμογές μεταλλικού ασβεστίου
Η κύρια χρήση του μετάλλου ασβεστίου είναι ως αναγωγικός παράγοντας στην παραγωγή μετάλλων, ιδιαίτερα του νικελίου, του χαλκού και του ανοξείδωτου χάλυβα. Το ασβέστιο και το υδρίδιο του χρησιμοποιούνται επίσης για τη λήψη δύσκολα αναγωγικών μετάλλων όπως το χρώμιο, το θόριο και το ουράνιο. Κράματα ασβεστίου με μόλυβδο χρησιμοποιούνται σε μπαταρίες και κράματα ρουλεμάν. Οι κόκκοι ασβεστίου χρησιμοποιούνται επίσης για την αφαίρεση ιχνών αέρα από συσκευές κενού.
Βιολογικός ρόλος
Το ασβέστιο είναι ένα κοινό μακροθρεπτικό συστατικό στο σώμα των φυτών, των ζώων και των ανθρώπων. Στους ανθρώπους και σε άλλα σπονδυλωτά, το μεγαλύτερο μέρος του περιέχεται στον σκελετό και τα δόντια με τη μορφή φωσφορικών αλάτων. Από διάφορες μορφέςΤο ανθρακικό ασβέστιο (άσβεστος) αποτελείται από τους σκελετούς των περισσότερων ομάδων ασπόνδυλων (σφουγγάρια, πολύποδες κοραλλιών, μαλάκια κ.λπ.). Τα ιόντα ασβεστίου συμμετέχουν στις διαδικασίες πήξης του αίματος, καθώς και στη διασφάλιση σταθερής οσμωτικής πίεσης του αίματος. Τα ιόντα ασβεστίου χρησιμεύουν επίσης ως ένας από τους παγκόσμιους δεύτερους αγγελιοφόρους και ρυθμίζουν μια ποικιλία ενδοκυτταρικών διεργασιών - μυϊκή σύσπαση, εξωκυττάρωση, συμπεριλαμβανομένης της έκκρισης ορμονών και νευροδιαβιβαστών κ.λπ. Η συγκέντρωση ασβεστίου στο κυτταρόπλασμα των ανθρώπινων κυττάρων είναι περίπου 10−7 mol. σε μεσοκυττάρια υγρά περίπου 10− 3 mol.
ΣΤΡΟΝΤΙΟ
Όντας στη φύση
Το στρόντιο δεν βρίσκεται σε ελεύθερη μορφή. Αποτελεί μέρος περίπου 40 ορυκτών. Από αυτές, η σημαντικότερη είναι η σελεστίνη SrSO4 (51,2% Sr). Εξορύσσεται επίσης ο στροντιανίτης SrCO3 (64,4% Sr). Αυτά τα δύο ορυκτά είναι βιομηχανικής σημασίας. Τις περισσότερες φορές, το στρόντιο υπάρχει ως πρόσμειξη σε διάφορα μέταλλα ασβεστίου.
Άλλα ορυκτά στροντίου περιλαμβάνουν:
SrAl3(AsO4)SO4(OH)6 - kemmlicite;
Sr2Al(CO3)F5 - στενονίτης;
SrAl2(CO3)2(OH)4H2O - στροντιοδρεσερίτης;
SrAl3(PO4)2(OH)5H2O - γογιασίτης;
Sr2Al(PO4)2OH - Goodkenite;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 - σβανβεργίτης;
Sr(AlSiO4)2 - σλοσονίτης;
Sr(AlSi3O8)2 5H2O - brewsterite;
Sr5(AsO4)3F - φερμορίτης;
Sr2(B14O23) 8H2O - στροντιογινορίτης;
Sr2(B5O9)Cl Н2О - στροντιοχιλγαρδίτης;
SrFe3(PO4)2(OH)5H2O - λυουσουνίτης;
SrMn2(VO4)2 4H2O - santafeite;
Sr5(PO4)3OH - belovite;
SrV(Si2O7) - Χαραδαϊτης.
Όσον αφορά τη φυσική αφθονία στον φλοιό της γης, το στρόντιο κατατάσσεται στην 23η θέση - το κλάσμα μάζας του είναι 0,014% (στη λιθόσφαιρα - 0,045%). Το μοριακό κλάσμα του μετάλλου στον φλοιό της γης είναι 0,0029%. Το στρόντιο βρίσκεται στο θαλασσινό νερό (8 mg/l).
Στη φύση, το στρόντιο εμφανίζεται με τη μορφή ενός μείγματος 4 σταθερών ισοτόπων 84Sr (0,56%), 86Sr (9,86%), 87Sr (7,02%), 88Sr (82,56%).
Παραλαβή
Υπάρχουν 3 τρόποι για να αποκτήσετε μέταλλο στρόντιο:
θερμική αποσύνθεση ορισμένων ενώσεων
ηλεκτρόλυση
αναγωγή οξειδίου ή χλωρίου.
Χημικές ιδιότητες
Το στρόντιο στις ενώσεις του εμφανίζει πάντα σθένος +2. Από πλευράς ιδιοτήτων, το στρόντιο είναι κοντά στο ασβέστιο και το βάριο, καταλαμβάνοντας μια ενδιάμεση θέση μεταξύ τους.
Στην ηλεκτροχημική σειρά τάσης, το στρόντιο είναι ένα από τα πιο ενεργά μέταλλα (το κανονικό δυναμικό του ηλεκτροδίου είναι −2,89 V. Αντιδρά έντονα με το νερό, σχηματίζοντας υδροξείδιο:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Αλληλεπιδρά με οξέα, εκτοπίζει τα βαρέα μέταλλα από τα άλατά τους. Αντιδρά ασθενώς με πυκνά οξέα (H2SO4, HNO3).
Το μεταλλικό στρόντιο οξειδώνεται γρήγορα στον αέρα, σχηματίζοντας ένα κιτρινωπό φιλμ, στο οποίο, εκτός από το οξείδιο SrO, υπάρχουν πάντα υπεροξείδιο SrO2 και νιτρίδιο Sr3N2. Όταν θερμαίνεται στον αέρα, αναφλέγεται· το στρόντιο σε σκόνη στον αέρα είναι επιρρεπές σε αυτανάφλεξη.
Αντιδρά έντονα με αμέταλλα - θείο, φώσφορο, αλογόνα. Αλληλεπιδρά με υδρογόνο (πάνω από 200°C), άζωτο (πάνω από 400°C). Πρακτικά δεν αντιδρά με αλκάλια.
Σε υψηλές θερμοκρασίες αντιδρά με CO2 σχηματίζοντας καρβίδιο:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Εύκολα διαλυτά άλατα στροντίου με τα ανιόντα Cl−, I−, NO3−. Τα άλατα με ανιόντα F−, SO42−, CO32−, PO43− είναι ελαφρώς διαλυτά.
Εφαρμογή
Οι κύριοι τομείς εφαρμογής του στροντίου και των χημικών του ενώσεων είναι η ραδιοηλεκτρονική βιομηχανία, η πυροτεχνία, η μεταλλουργία και η βιομηχανία τροφίμων.
Μεταλλουργία
Το στρόντιο χρησιμοποιείται για το κράμα χαλκού και ορισμένων από τα κράματά του, για εισαγωγή σε κράματα μολύβδου μπαταρίας, για αποθείωση χυτοσιδήρου, χαλκού και χάλυβα.
Μεταλλοθερμία
Για την αναγωγή του ουρανίου χρησιμοποιείται στρόντιο με καθαρότητα 99,99-99,999%.
Μαγνητικά υλικά
Οι φερρίτες σκληρού μαγνητικού στροντίου χρησιμοποιούνται ευρέως ως υλικά για την παραγωγή μόνιμων μαγνητών.
Πυροτεχνήματα
Στην πυροτεχνία, το ανθρακικό στρόντιο, το νιτρικό και το υπερχλωρικό χρησιμοποιούνται για να χρωματίσουν τη φλόγα με κόκκινο χρώμα. Το κράμα μαγνησίου-στροντίου έχει ισχυρές πυροφορικές ιδιότητες και χρησιμοποιείται στην πυροτεχνική για εμπρηστικές και σηματοδοτικές συνθέσεις.
Πυρηνική ενέργεια
Το ουρανικό στρόντιο παίζει σημαντικό ρόλο στην παραγωγή υδρογόνου (κύκλος ουρανικού στροντίου, Los Alamos, Η.Π.Α.) με θερμοχημική μέθοδο (ατομική ενέργεια υδρογόνου), και ειδικότερα, αναπτύσσονται μέθοδοι για την άμεση σχάση των πυρήνων ουρανίου στη σύνθεση του ουρανικού στροντίου για την παραγωγή θερμότητας από την αποσύνθεση του νερού σε υδρογόνο και οξυγόνο.
Το οξείδιο του στροντίου χρησιμοποιείται ως συστατικό υπεραγώγιμων κεραμικών.
Πηγές χημικού ρεύματος
Το φθόριο στρόντιο χρησιμοποιείται ως συστατικό μπαταριών φθορίου στερεάς κατάστασης με τεράστια ενεργειακή χωρητικότητα και ενεργειακή πυκνότητα.
Κράματα στροντίου με κασσίτερο και μόλυβδο χρησιμοποιούνται για τη χύτευση καλωδίων ρεύματος μπαταρίας. Κράματα στροντίου-καδμίου για ανόδους γαλβανικών κυττάρων.
Βιολογικός ρόλος
Επίδραση στον ανθρώπινο οργανισμό
Η επίδραση στο ανθρώπινο σώμα των φυσικών (μη ραδιενεργών, χαμηλής τοξικότητας και, επιπλέον, ευρέως χρησιμοποιούμενα για τη θεραπεία της οστεοπόρωσης) και των ραδιενεργών ισοτόπων του στροντίου δεν πρέπει να συγχέεται.
Φυσικό στρόντιο - συστατικόμικροοργανισμών, φυτών και ζώων. Το στρόντιο είναι ανάλογο του ασβεστίου, επομένως εναποτίθεται πιο αποτελεσματικά στον οστικό ιστό. Λιγότερο από 1% κατακρατείται στους μαλακούς ιστούς. Το στρόντιο συσσωρεύεται με υψηλό ρυθμό στο σώμα των παιδιών έως την ηλικία των τεσσάρων ετών, όταν σχηματίζεται ενεργά ο οστικός ιστός. Ο μεταβολισμός του στροντίου αλλάζει σε ορισμένες ασθένειες του πεπτικού συστήματος και του καρδιαγγειακού συστήματος.
ΒΑΡΙΟ
Όντας στη φύση
Η περιεκτικότητα σε βάριο στον φλοιό της γης είναι 0,05% κατά βάρος. στο θαλασσινό νερό η μέση περιεκτικότητα σε βάριο είναι 0,02 mg/λίτρο. Το βάριο είναι ενεργό· ανήκει στην υποομάδα των μετάλλων των αλκαλικών γαιών και δεσμεύεται αρκετά στενά σε ορυκτά. Κύρια ορυκτά: βαρίτης (BaSO4) και αχαιρίτης (BaCO3).
Σπάνια ορυκτά βαρίου: άστριος κελσίου ή βαρίου (αργιλοπυριτικό βάριο), υαλοφάνιο (μικτό αργιλοπυριτικό βάριο και κάλιο), νιτροβαρίτης (νιτρικό βάριο) κ.λπ.
Ισότοπα
Το φυσικό βάριο αποτελείται από ένα μείγμα επτά σταθερών ισοτόπων: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba. Το τελευταίο είναι το πιο κοινό (71,66%). Είναι επίσης γνωστά ραδιενεργά ισότοπα του βαρίου, το σημαντικότερο από τα οποία είναι τα 140Ba. Σχηματίζεται από τη διάσπαση του ουρανίου, του θορίου και του πλουτωνίου.
Παραλαβή
Η κύρια πρώτη ύλη για την παραγωγή βαρίου είναι το συμπύκνωμα βαρίτη (80-95% BaSO4), το οποίο με τη σειρά του λαμβάνεται με επίπλευση βαρίτη. Το θειικό βάριο ανάγεται στη συνέχεια με οπτάνθρακα ή φυσικό αέριο:
BaSO4 + 4C = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2C + 4H2O.
Στη συνέχεια, το σουλφίδιο, όταν θερμαίνεται, υδρολύεται σε υδροξείδιο του βαρίου Ba(OH)2 ή, υπό την επίδραση του CO2, μετατρέπεται σε αδιάλυτο ανθρακικό βάριο BaCO3, το οποίο στη συνέχεια μετατρέπεται σε οξείδιο του βαρίου BaO (φρύξη στους 800 °C για το Ba (OH)2 και πάνω από 1000 °C για BaCO3):
BaS + 2H2O = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba(OH)2 = BaO + H2O
BaCO3 = BaO + CO2
Το μέταλλο βάριο λαμβάνεται από το οξείδιο με αναγωγή με αλουμίνιο σε κενό στους 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Το βάριο καθαρίζεται με απόσταξη υπό κενό ή με τήξη ζώνης.
Χημικές ιδιότητες
Το βάριο είναι μέταλλο αλκαλικής γαίας. Στον αέρα, το βάριο οξειδώνεται γρήγορα, σχηματίζοντας ένα μείγμα οξειδίου του βαρίου BaO και νιτριδίου του βαρίου Ba3N2, και με ελαφρά θέρμανση αναφλέγεται. Αντιδρά έντονα με το νερό, σχηματίζοντας υδροξείδιο του βαρίου Ba(OH)2:
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2
Αλληλεπιδρά ενεργά με αραιά οξέα. Πολλά άλατα βαρίου είναι αδιάλυτα ή ελαφρώς διαλυτά στο νερό: θειικό βάριο BaSO4, θειώδες βάριο BaSO3, ανθρακικό βάριο BaCO3, φωσφορικό βάριο Ba3(PO4)2. Το θειούχο βάριο BaS, σε αντίθεση με το θειούχο ασβέστιο CaS, είναι εξαιρετικά διαλυτό στο νερό.
Αντιδρά εύκολα με αλογόνα σχηματίζοντας αλογονίδια.
Όταν θερμαίνεται με υδρογόνο, σχηματίζει υδρίδιο του βαρίου BaH2, το οποίο με τη σειρά του με το υδρίδιο του λιθίου LiH δίνει το σύμπλοκο Li.
Αντιδρά όταν θερμαίνεται με αμμωνία:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Όταν θερμαίνεται, το νιτρίδιο του βαρίου Ba3N2 αντιδρά με το CO, σχηματίζοντας κυάνιο:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
Με υγρή αμμωνία δίνει ένα σκούρο μπλε διάλυμα, από το οποίο μπορεί να απομονωθεί η αμμωνία, που έχει χρυσαφένια γυαλάδα και αποσυντίθεται εύκολα με την αποβολή της ΝΗ3. Παρουσία καταλύτη πλατίνας, η αμμωνία αποσυντίθεται για να σχηματίσει αμίδιο βαρίου:
= Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Το καρβίδιο του βαρίου BaC2 μπορεί να ληφθεί με θέρμανση του BaO με άνθρακα σε κλίβανο τόξου.
Με τον φώσφορο σχηματίζει το φωσφίδιο Ba3P2.
Το βάριο ανάγει τα οξείδια, τα αλογονίδια και τα σουλφίδια πολλών μετάλλων στο αντίστοιχο μέταλλο.
Εφαρμογή
Αντιδιαβρωτικό υλικό
Το βάριο προστίθεται μαζί με το ζιρκόνιο σε υγρά ψυκτικά μετάλλων (κράματα νατρίου, καλίου, ρουβιδίου, λιθίου, καισίου) για να μειωθεί η επιθετικότητα του τελευταίου στους αγωγούς και στη μεταλλουργία.
Σιδηρο- και πιεζοηλεκτρικό
Το τιτανικό βάριο χρησιμοποιείται ως διηλεκτρικό στην κατασκευή κεραμικών πυκνωτών και ως υλικό για πιεζοηλεκτρικά μικρόφωνα και πιεζοκεραμικούς εκπομπούς.
Οπτική
Το φθοριούχο βάριο χρησιμοποιείται με τη μορφή μονοκρυστάλλων στην οπτική (φακοί, πρίσματα).
Πυροτεχνήματα
Το υπεροξείδιο του βαρίου χρησιμοποιείται για πυροτεχνήματα και ως οξειδωτικός παράγοντας. Το νιτρικό βάριο και το χλωρικό βάριο χρησιμοποιούνται στην πυροτεχνία για να χρωματίσουν τις φλόγες (πράσινη φωτιά).
Πυρηνική ενέργεια υδρογόνου
Το χρωμικό βάριο χρησιμοποιείται στην παραγωγή υδρογόνου και οξυγόνου με θερμοχημική μέθοδο (κύκλος Oak Ridge, ΗΠΑ).
Υπεραγωγιμότητα υψηλής θερμοκρασίας
Το οξείδιο του βαρίου, μαζί με τα οξείδια του χαλκού και των μετάλλων σπάνιων γαιών, χρησιμοποιείται για τη σύνθεση υπεραγώγιμων κεραμικών που λειτουργούν σε θερμοκρασίες υγρού αζώτου και άνω.
Πυρηνική ενέργεια
Το οξείδιο του βαρίου χρησιμοποιείται για την τήξη ενός ειδικού τύπου γυαλιού - που χρησιμοποιείται για την επίστρωση ράβδων ουρανίου. Ένας από τους διαδεδομένους τύπους τέτοιων γυαλιών έχει την ακόλουθη σύνθεση - (οξείδιο του φωσφόρου - 61%, BaO - 32%, οξείδιο αλουμινίου - 1,5%, οξείδιο του νατρίου - 5,5%). Στην τήξη γυαλιού για την πυρηνική βιομηχανία, χρησιμοποιείται επίσης φωσφορικό βάριο.
Πηγές χημικού ρεύματος
Το φθοριούχο βάριο χρησιμοποιείται σε μπαταρίες φθορίου στερεάς κατάστασης ως συστατικό του ηλεκτρολύτη φθορίου.
Το οξείδιο του βαρίου χρησιμοποιείται σε μπαταρίες οξειδίου του χαλκού υψηλής ισχύος ως συστατικό της ενεργής μάζας (οξείδιο του βαρίου-οξείδιο του χαλκού).
Το θειικό βάριο χρησιμοποιείται ως διαστολέας της ενεργής μάζας του αρνητικού ηλεκτροδίου στην παραγωγή μπαταριών μολύβδου-οξέος.
Τιμές
Οι τιμές για το μέταλλο βαρίου σε πλινθώματα με καθαρότητα 99,9% κυμαίνονται γύρω στα 30 $ ανά 1 κιλό.
Βιολογικός ρόλος
Ο βιολογικός ρόλος του βαρίου δεν έχει μελετηθεί επαρκώς. Δεν περιλαμβάνεται στον κατάλογο των ζωτικών μικροστοιχείων. Όλα τα διαλυτά άλατα βαρίου είναι ιδιαίτερα δηλητηριώδη.
ΡΑΔΙΟ
Ράδιο (λατ. Radium), Ra, ραδιενεργό χημικό στοιχείο της ομάδας II του περιοδικού συστήματος του Mendeleev, ατομικός αριθμός 88. Τα ισότοπα του Ra είναι γνωστά με αριθμούς μάζας 213, 215, 219-230. Το μακροβιότερο είναι το α-ραδιενεργό 226Ra με χρόνο ημιζωής περίπου 1600 χρόνια. Στη φύση, τα 222Ra (η ειδική ονομασία του ισοτόπου είναι ακτίνιο-Χ, σύμβολο AcX), 224Ra (θόριο-Χ, ThX), 226Ra και 228Ra (μεσοθόριο-Ι, MsThI) βρίσκονται ως μέλη φυσικών ραδιενεργών σειρών.
ΙΣΤΟΡΙΑ
Η ανακάλυψη του Ra αναφέρθηκε το 1898 από τους συζύγους P. και M. Curie μαζί με τον J. Bemont, λίγο αφότου ο A. Becquerel ανακάλυψε πρώτος (το 1896) το φαινόμενο της ραδιενέργειας στα άλατα ουρανίου. Το 1897, η M. Sklodowska-Curie, που εργαζόταν στο Παρίσι, διαπίστωσε ότι η ένταση της ακτινοβολίας που εκπέμπεται από την πίσσα ουρανίου (το ορυκτό ουρανίτη) ήταν πολύ υψηλότερη από ό,τι θα μπορούσε να αναμενόταν, δεδομένης της περιεκτικότητας σε ουράνιο στην πίσσα. Η Sklodowska-Curie πρότεινε ότι αυτό προκλήθηκε από την παρουσία ακόμη άγνωστων εξαιρετικά ραδιενεργών ουσιών στο ορυκτό. Μια ενδελεχής χημική μελέτη της πίσσας ουρανίου κατέστησε δυνατή την ανακάλυψη δύο νέων στοιχείων - πρώτα το πολώνιο και λίγο αργότερα - το R. Κατά την απομόνωση του R., η συμπεριφορά του νέου στοιχείου παρακολουθήθηκε από την ακτινοβολία του, γι' αυτό το στοιχείο ονομάστηκε από τα λατινικά. ακτίνα - ακτίνα. Για να απομονώσουν την καθαρή ένωση R., οι Curies στο εργαστήριο επεξεργάστηκαν περίπου 1 τόνο εργοστασιακών απορριμμάτων που απομένουν μετά την εξαγωγή ουρανίου από πίσσα ουρανίου. Συγκεκριμένα, πραγματοποιήθηκαν όχι λιγότερες από 10.000 ανακρυσταλλώσεις από υδατικά διαλύματα μίγματος BaCl2 και RaCl2 (οι ενώσεις βαρίου χρησιμεύουν ως λεγόμενοι ισόμορφοι φορείς στην εκχύλιση του R). Ως αποτέλεσμα, καταφέραμε να λάβουμε 90 mg καθαρού RaCI2.
Το Ra είναι ένα εξαιρετικά σπάνιο στοιχείο. Στα μεταλλεύματα ουρανίου, που είναι η κύρια πηγή του, δεν υπάρχουν περισσότερα από 0,34 g Ra ανά 1 τόνο U. Το R. ανήκει σε στοιχεία υψηλής διασποράς και βρίσκεται σε πολύ μικρές συγκεντρώσεις σε μεγάλη ποικιλία αντικειμένων.
Όλες οι ενώσεις Ra παρουσιάζουν μια απαλή γαλαζωπή λάμψη στον αέρα. Λόγω της αυτοαπορρόφησης των σωματιδίων a και b που εκπέμπονται κατά τη ραδιενεργή διάσπαση του 226Ra και των θυγατρικών του προϊόντων, κάθε γραμμάριο 226Ra απελευθερώνει περίπου 550 J (130 cal) θερμότητας ανά ώρα, επομένως η θερμοκρασία των παρασκευασμάτων Ra είναι πάντα ελαφρώς υψηλότερη από τη θερμοκρασία περιβάλλοντος.
ΦΥΣΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ
Το Ra είναι ένα ασημί-λευκό γυαλιστερό μέταλλο που αμαυρώνει γρήγορα στον αέρα. Κυβικό πλέγμα με κέντρο το σώμα, εκτιμώμενη πυκνότητα 5,5 g/cm3. Σύμφωνα με διάφορες πηγές, tpl. είναι 700-960 °C, tkip είναι περίπου 1140 °C. Το εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων του ατόμου R περιέχει 2 ηλεκτρόνια (διάταξη 7s2). Σύμφωνα με αυτό, το R. έχει μόνο μία κατάσταση οξείδωσης +2 (σθένος II). Όσον αφορά τις χημικές ιδιότητες, το R. μοιάζει περισσότερο με το βάριο, αλλά είναι πιο ενεργό. Σε θερμοκρασία δωματίου, το R. συνδυάζεται με το οξυγόνο, δίνοντας το οξείδιο RaO, και με το άζωτο, δίνοντας το νιτρίδιο Ra3N2. Το R. αντιδρά βίαια με το νερό, απελευθερώνοντας Η2, και σχηματίζεται η ισχυρή βάση Ra (OH)2. Το χλωριούχο R., το βρωμιούχο, το ιωδιούχο, το νιτρικό και το σουλφίδιο είναι πολύ διαλυτά στο νερό· το ανθρακικό, το θειικό, το χρωμικό και το οξαλικό είναι ελάχιστα διαλυτά.
ΧΗΜΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ
Σύμφωνα με τη χημεία Άγιε σκατά, το ράδιο είναι παρόμοιο με το Va. Σχεδόν όλες οι ενώσεις του ραδίου είναι ισόμορφες με τις αντίστοιχες ενώσεις. Va. Στον αέρα, το μεταλλικό ράδιο καλύπτεται γρήγορα με ένα σκούρο φιλμ, το οποίο είναι ένα μείγμα νιτριδίου του ραδίου και οξειδίου του ραδίου. Το μεταλλικό ράδιο αντιδρά βίαια με το νερό για να σχηματίσει το υδατοδιαλυτό υδροξείδιο Ra(OH)2 και να απελευθερώσει Η2. Το δυναμικό ηλεκτροδίου για απελευθέρωση ραδίου από υδατικά διαλύματα είναι -1,718 V (σε σχέση με ένα κανονικό ηλεκτρόδιο καλομέλας).
Οι ενώσεις του ραδίου έχουν την ιδιότητα της αυτοφωταύγειας - λάμπουν στο σκοτάδι λόγω των δικών τους ιδιοτήτων. ακτινοβολία. Mn. Τα άλατα ραδίου είναι άχρωμα, αλλά όταν αποσυντίθενται υπό τη δράση. τα δικά η ακτινοβολία αποκτά κίτρινο ή καφέ χρώμα. Λοιπόν sol. σε νερό RaCl2 (mp 900 °C, πυκνότητα 4,91 g/cm3, βλέπε επίσης πίνακα), RaBr2 (mp 728 °C, πυκνότητα 5,79 g/cm3), RaI2 και Ra(NO3)2. Καλύτερη από άλλες λύσεις. σε νερό RaBr2 (70 g σε 100 g στους 20 ° C). Το χλωριούχο ράδιο και το βρωμίδιο κρυσταλλώνονται από το νερό με τη μορφή κρυσταλλικών υδριτών με δύο ή έξι μόρια H2O. Ελαφρώς διαλυτές ενώσεις είναι το θειικό RaSO4 (περίπου 2 10-4 g σε 100 g νερού στους 20°C), το ιωδικό Ra(IO3)2, το φθόριο RaF2, το χρωμικό RaCrO4, το ανθρακικό RaCO3 και το οξαλικό RaC2O4. Είναι γνωστά σύμπλοκα ραδίου με λεμόνι, τρυγία, μήλο, γάλα, αιθυλενοδιαμινοτετραοξικό και άλλους υποκαταστάτες. Σε σύγκριση με άλλες αλκαλικές γαίες. Με τα μέταλλα, το ράδιο έχει ασθενέστερη τάση να σχηματίζει σύμπλοκα.
Το ράδιο απομονώνεται με τη μορφή RaCl2 ή άλλων αλάτων ως παραπροϊόν της επεξεργασίας μεταλλευμάτων ουρανίου (μετά την εξαγωγή U από αυτά), χρησιμοποιώντας τις μεθόδους καθίζησης, κλασματικής κρυστάλλωσης και ανταλλαγής ιόντων. μεταλλικός Το ράδιο λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση διαλύματος RaCl2 σε κάθοδο υδραργύρου, αναγωγή του RaO από αλουμίνιο κατά τη θέρμανση. στο κενό.
ΕΦΑΡΜΟΓΗ
Η μελέτη των ιδιοτήτων του Ρα έπαιξε τεράστιο ρόλο στην ανάπτυξη της επιστημονικής γνώσης, γιατί κατέστησε δυνατή την αποσαφήνιση πολλών ζητημάτων που σχετίζονται με το φαινόμενο της ραδιενέργειας. Για μεγάλο χρονικό διάστημα, το Ra ήταν το μόνο στοιχείο του οποίου οι ραδιενεργές ιδιότητες βρήκαν πρακτική εφαρμογή (στην ιατρική, για την παρασκευή φωτεινών ενώσεων κ.λπ.). Ωστόσο, τώρα στις περισσότερες περιπτώσεις είναι πιο κερδοφόρο να χρησιμοποιείτε όχι Ra, αλλά φθηνότερα τεχνητά ραδιενεργά ισότοπα άλλων στοιχείων. Το Ra έχει διατηρήσει κάποια σημασία στην ιατρική ως πηγή ραδονίου στη θεραπεία των λουτρών ραδονίου. Το ρούμι χρησιμοποιείται σε μικρές ποσότητες για την παρασκευή πηγών νετρονίων (σε μείγμα με βηρύλλιο) και για την παραγωγή ελαφρών συνθέσεων (σε μείγμα με θειούχο ψευδάργυρο).
ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ
Ράδιο στο σώμα. Από τα φυσικά ραδιενεργά ισότοπα, το μακρόβιο 226Ra έχει τη μεγαλύτερη βιολογική σημασία. Το R. κατανέμεται άνισα σε διάφορα μέρη της βιόσφαιρας. Υπάρχουν γεωχημικές επαρχίες με υψηλή περιεκτικότητα σε φώσφορο Η συσσώρευση φωσφόρου στα όργανα και τους ιστούς των φυτών υπακούει στους γενικούς νόμους απορρόφησης των ορυκτών ουσιών και εξαρτάται από τον τύπο του φυτού και τις συνθήκες ανάπτυξής του. Κατά κανόνα, υπάρχει περισσότερο R. στις ρίζες και τα φύλλα των ποωδών φυτών παρά στους μίσχους και στα αναπαραγωγικά όργανα. Το R. είναι πιο άφθονο σε φλοιό και ξύλο. Η μέση περιεκτικότητα σε R. στα ανθοφόρα φυτά είναι 0,3-9,0 × 10-11 curie/kg, στη θάλασσα. φύκια 0,2-3,2×10-11 κιούρ/κιλό.
Εισέρχεται στον οργανισμό των ζώων και των ανθρώπων με τροφή, στην οποία υπάρχει συνεχώς (στο σιτάρι 20-26×10-15 g/g, στις πατάτες 67-125×10-15 g/g, στο κρέας 8×10- 15 g/g), καθώς και με πόσιμο νερό. Η ημερήσια πρόσληψη 226Ra στον ανθρώπινο οργανισμό με τροφή και νερό είναι 2,3×10-12 κιύριες, και οι απώλειες με ούρα και κόπρανα είναι 0,8×10-13 και 2,2×10-12 κιύριες. Περίπου το 80% του R. που εισέρχεται στο σώμα (είναι παρόμοιο σε χημικές ιδιότητες με το Ca) συσσωρεύεται στον οστικό ιστό. Η περιεκτικότητα του R. στο ανθρώπινο σώμα εξαρτάται από την περιοχή κατοικίας και τη φύση της διατροφής. Μεγάλες συγκεντρώσεις R. στον οργανισμό έχουν βλαβερή επίδραση στα ζώα και στον άνθρωπο, προκαλώντας οδυνηρές αλλαγές με τη μορφή οστεοπόρωσης, αυθόρμητων καταγμάτων και όγκων. Η περιεκτικότητα του R. στο έδαφος πάνω από 1×10-7-10-8 curie/kg αναστέλλει αισθητά την ανάπτυξη και ανάπτυξη των φυτών.
Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών περιλαμβάνουν μέταλλα της ομάδας ΙΙα: βηρύλλιο, μαγνήσιο, ασβέστιο, στρόντιο, βάριο και ράδιο. Διακρίνονται από ελαφρότητα, απαλότητα και ισχυρή αντιδραστικότητα.
γενικά χαρακτηριστικά
Από το Be στο Ra (από πάνω προς τα κάτω στον περιοδικό πίνακα) υπάρχει αύξηση σε: ατομική ακτίνα, μεταλλική, βασική, αναγωγικές ιδιότητες, αντιδραστικότητα. Η ηλεκτροαρνητικότητα, η ενέργεια ιονισμού και η συγγένεια ηλεκτρονίων μειώνονται.
Ηλεκτρονικές διαμορφώσειςαυτά τα στοιχεία είναι παρόμοια, αφού βρίσκονται στην ίδια ομάδα (κύρια υποομάδα!), ο γενικός τύπος ns 2:
- Be - 2s 2
- Mg - 3s 2
- Ca - 4s 2
- Sr - 5s 2
- Ba - 6s 2
- Ra - 7s 2
Φυσικές ενώσεις
Στη φύση, τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών εμφανίζονται με τη μορφή των ακόλουθων ενώσεων:
- Be - BeO*Al 2 O 3 *6SiO 2 - βηρύλιο
- Mg - MgCO 3 - μαγνησίτης, MgO*Al 2 O 3 - σπινέλιο, 2MgO*SiO 2 - ολιβίνη
- Ca - CaCO 3 - κιμωλία, μάρμαρο, ασβεστόλιθος, ασβεστίτης, CaSO 4 *2H 2 O - γύψος, CaF 2 - φθορίτης
Παραλαβή
Αυτό ενεργά μέταλλα, που δεν μπορεί να ληφθεί με ηλεκτρόλυση διαλύματος. Για να τα αποκτήσουν, χρησιμοποιούν ηλεκτρόλυση τήγματος, η αλουμινοθερμία και η μετατόπισή τους από άλατα από άλλα πιο ενεργά μέταλλα.
MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (ηλεκτρόλυση τήγματος)
CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (η αλουμινοθερμία είναι μια μέθοδος παραγωγής μετάλλων με αναγωγή των οξειδίων τους με αλουμίνιο)
MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg
Χημικές ιδιότητες
Οξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών
Έχουν γενικό τύπο RO, για παράδειγμα: MgO, CaO, BaO.
Παραλαβή
Τα οξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών μπορούν να ληφθούν με αποσύνθεση ανθρακικών και νιτρικών αλάτων:
MgCO 3 → (t) MgO + CO 2
Ca(NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2
Χημικές ιδιότητες
Παρουσιάζουν κυρίως βασικές ιδιότητες, όλες εκτός από το BeO - ένα αμφοτερικό οξείδιο.
Υδροξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών
Εμφανίζουν βασικές ιδιότητες, με εξαίρεση το υδροξείδιο του βηρυλλίου - αμφοτερικό υδροξείδιο.
Παραλαβή
Τα υδροξείδια λαμβάνονται στην αντίδραση του αντίστοιχου οξειδίου μετάλλου και νερού (όλα εκτός από το Be(OH) 2)
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2
Χημικές ιδιότητες
Οι βασικές ιδιότητες των περισσότερων υδροξειδίων ευνοούν τις αντιδράσεις με οξέα και οξείδια οξέος.
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
Αντιδράσεις με άλατα (και όχι μόνο) συμβαίνουν εάν το άλας είναι διαλυτό και ως αποτέλεσμα της αντίδρασης απελευθερώνεται αέριο, σχηματίζεται ίζημα ή σχηματίζεται ένας ασθενής ηλεκτρολύτης (νερό).
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + NaOH
Το υδροξείδιο του βηρυλλίου είναι αμφοτερικό: παρουσιάζει διπλές ιδιότητες, αντιδρώντας τόσο με οξέα όσο και με βάσεις.
Be(OH) 2 + HCl → BeCl 2 + H 2 O
Be(OH) 2 + NaOH → Na 2
Η σκληρότητα του νερού είναι ένα σύνολο ιδιοτήτων του νερού που εξαρτάται από την παρουσία σε αυτό κυρίως αλάτων ασβεστίου και μαγνησίου: διττανθρακικά, θειικά και χλωριούχα.
Υπάρχουν προσωρινή (ανθρακική) και μόνιμη (μη ανθρακική) σκληρότητα.
Μάλλον αποσκληρύνετε το νερό στο σπίτι σας συχνά, τολμώ να πω κάθε μέρα. Η προσωρινή σκληρότητα του νερού μπορεί να εξαλειφθεί απλά βράζοντας νερό σε ένα βραστήρα και ο ασβέστης στα τοιχώματά του - CaCO 3 - είναι αδιαμφισβήτητη απόδειξη της εξάλειψης της σκληρότητας:
Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O
Η προσωρινή σκληρότητα μπορεί επίσης να εξαλειφθεί προσθέτοντας Na 2 CO 3 στο νερό:
Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaHCO 3
Είναι άχρηστο να καταπολεμηθεί η σταθερή σκληρότητα με βρασμό: τα θειικά άλατα και τα χλωρίδια δεν θα καθιζάνουν κατά τη διάρκεια του βρασμού. Η σταθερή σκληρότητα του νερού εξαλείφεται με την προσθήκη Na 2 CO 3 στο νερό:
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
Η σκληρότητα του νερού μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας διάφορες δοκιμές. Η υπερβολικά υψηλή σκληρότητα του νερού οδηγεί σε γρήγορο σχηματισμό αλάτων στα τοιχώματα των λεβήτων, των σωλήνων και των βραστών.
©Belevich Yuri Sergeevich
Αυτό το άρθρο γράφτηκε από τον Yuri Sergeevich Bellevich και αποτελεί πνευματική του ιδιοκτησία. Η αντιγραφή, διανομή (συμπεριλαμβανομένης της αντιγραφής σε άλλους ιστότοπους και πόρους στο Διαδίκτυο) ή οποιαδήποτε άλλη χρήση πληροφοριών και αντικειμένων χωρίς την προηγούμενη συγκατάθεση του κατόχου των πνευματικών δικαιωμάτων τιμωρείται από το νόμο. Για να λάβετε υλικό του άρθρου και άδεια χρήσης τους, επικοινωνήστε
Μέταλλα των κύριων υποομάδων των ομάδων I και II. Σκληρότητα νερού
ΣΕ Περιοδικός Πίνακαςμεταλλικά στοιχεία εντοπίζονται κυρίως στις κύριες υποομάδες των ομάδων I-Ill, καθώς και σε δευτερεύουσες υποομάδες.
Στην ομάδα ΙΑ, τα άτομα των στοιχείων στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειαςυπάρχει 1 ηλεκτρόνιο στην κατάσταση s 1, στην ομάδα IIA τα άτομα στο εξωτερικό EC έχουν 2 ηλεκτρόνια στην κατάσταση s 2. Αυτά τα στοιχεία ταξινομούνται ως στοιχεία s. Στην ομάδα IIIA, όλα τα στοιχεία έχουν 3 ηλεκτρόνια στην κατάσταση s 2 p 1 στο εξωτερικό ET. Ανήκουν στα p-στοιχεία.
Η ομάδα ΙΑ περιλαμβάνει αλκαλικά μέταλλα Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, η δραστηριότητα των οποίων αυξάνεται όταν μετακινούνται από πάνω προς τα κάτω λόγω της αύξησης της ακτίνας των ατόμων, μεταλλικές ιδιότητεςαύξηση με τον ίδιο τρόπο όπως για τα μέταλλα αλκαλικών γαιών της ομάδας ΙΙΑ Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra και τα μέταλλα της ομάδας IIIA Al, Ga, In, Tl.
Τα οξείδια του τύπου R 2 O είναι χαρακτηριστικά μόνο του Li· όλα τα άλλα αλκαλιμέταλλα χαρακτηρίζονται από υπεροξείδια R 2 O 2, τα οποία είναι ισχυρά οξειδωτικά μέσα.
Όλα τα μέταλλα αυτών των ομάδων σχηματίζουν βασικά οξείδια και υδροξείδια, εκτός από το Be και το Al, τα οποία παρουσιάζουν αμφοτερικές ιδιότητες.
Φυσικές ιδιότητες
Σε ελεύθερη κατάσταση, όλα τα μέταλλα είναι ασημόλευκες ουσίες. Το μαγνήσιο και τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι ελατά και όλκιμα, αρκετά μαλακά, αν και σκληρότερα από τα αλκαλικά μέταλλα. Το βηρύλλιο χαρακτηρίζεται από σημαντική σκληρότητα και ευθραυστότητα· το βάριο θρυμματίζεται με απότομη πρόσκρουση.
Στην κρυσταλλική κατάσταση υπό κανονικές συνθήκες, το βηρύλλιο και το μαγνήσιο έχουν εξαγωνικό κρυσταλλικό πλέγμα, το ασβέστιο, το στρόντιο έχουν ένα κεντροκεντρικό κυβικό κρυσταλλικό πλέγμα, το βάριο έχει ένα κυβικό κρυσταλλικό πλέγμα με κέντρο το σώμα με έναν μεταλλικό τύπο χημικού δεσμού, που καθορίζει το υψηλό τους θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα.
Τα μέταλλα έχουν σημεία τήξης και βρασμού υψηλότερα από αυτά των αλκαλικών μετάλλων και με την αύξηση του ατομικού αριθμού ενός στοιχείου, το σημείο τήξης του μετάλλου αλλάζει μη μονοτονικά, γεγονός που σχετίζεται με μια αλλαγή στον τύπο του κρυσταλλικού πλέγματος.
Το βηρύλλιο και το μαγνήσιο καλύπτονται με ένα ανθεκτικό φιλμ οξειδίου και δεν αλλάζουν στον αέρα. Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι πολύ ενεργά· αποθηκεύονται σε σφραγισμένες φύσιγγες, κάτω από ένα στρώμα πετρελαίου ή κηροζίνης.
Ορισμένες φυσικές ιδιότητες του βηρυλλίου, του μαγνησίου και των μετάλλων των αλκαλικών γαιών δίνονται στον πίνακα.
Αλκαλικά μέταλλα- Πρόκειται για ασημόλευκες ουσίες με χαρακτηριστική μεταλλική λάμψη. Εξασθενούν γρήγορα στον αέρα λόγω της οξείδωσης. Αυτά είναι μαλακά μέταλλα· η απαλότητα των Na, K, Rb, Cs είναι παρόμοια με το κερί. Κόβονται εύκολα με ένα μαχαίρι. Είναι ελαφριά. Το λίθιο είναι το ελαφρύτερο μέταλλο με πυκνότητα 0,5 g/cm3.
Χημικές ιδιότητες αλκαλιμετάλλων
1. Αλληλεπίδραση με αμέταλλα
Λόγω των υψηλών αναγωγικών τους ιδιοτήτων, τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν βίαια με τα αλογόνα για να σχηματίσουν το αντίστοιχο αλογονίδιο. Όταν θερμαίνονται, αντιδρούν με θείο, φώσφορο και υδρογόνο για να σχηματίσουν σουλφίδια, υδρίδια και φωσφίδια.
2Na + Cl 2 → 2NaCl
2Na + S → Na 2 S
2Na + H 2 → 2NaH
3Na + P → Na 3 P
Το λίθιο είναι το μόνο μέταλλο που αντιδρά με άζωτο ήδη σε θερμοκρασία δωματίου.
6Li + N 2 = 2Li 3 N, το νιτρίδιο του λιθίου που προκύπτει υφίσταται μη αναστρέψιμη υδρόλυση.
Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3
Μόνο με το λίθιο σχηματίζεται αμέσως οξείδιο του λιθίου.
4Li + O 2 = 2Li 2 O, και όταν το οξυγόνο αντιδρά με το νάτριο, σχηματίζεται υπεροξείδιο του νατρίου.
2Na + O 2 = Na 2 O 2. Όταν όλα τα άλλα μέταλλα καίγονται, σχηματίζονται υπεροξείδια.
K + O 2 = KO 2
Με την αντίδραση με το νερό, μπορείτε να δείτε καθαρά πώς η δραστηριότητα αυτών των μετάλλων αλλάζει στην ομάδα από πάνω προς τα κάτω. Το λίθιο και το νάτριο αντιδρούν ήρεμα με το νερό, το κάλιο με μια έκρηξη και το καίσιο με μια έκρηξη.
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
4.
8K + 10HNO 3 (συμπ.) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O
8Na + 5H 2 SO 4 (συμπ.) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Παρασκευή αλκαλιμετάλλων
Λόγω της υψηλής δραστικότητας των μετάλλων, μπορούν να ληφθούν με ηλεκτρόλυση αλάτων, πιο συχνά χλωριούχων.
Οι ενώσεις αλκαλιμετάλλων χρησιμοποιούνται ευρέως σε διάφορες βιομηχανίες.
Μέταλλα αλκαλικών γαιών
Το όνομά τους οφείλεται στο γεγονός ότι τα υδροξείδια αυτών των μετάλλων είναι αλκάλια, και τα οξείδια ονομάζονταν προηγουμένως «γη». Για παράδειγμα, το οξείδιο του βαρίου BaO είναι η γη του βαρίου. Το βηρύλλιο και το μαγνήσιο τις περισσότερες φορές δεν ταξινομούνται ως μέταλλα αλκαλικών γαιών. Δεν θα εξετάσουμε ούτε το ράδιο, αφού είναι ραδιενεργό.
Χημικές ιδιότητες μετάλλων αλκαλικών γαιών
1. Αλληλεπίδραση με αμέταλλα
Сa + Cl 2 → 2СaCl 2
Ca + S → CaS
Ca + H 2 → CaH 2
3Ca + 2P → Ca 3 P 2-
2. Αλληλεπίδραση με οξυγόνο
2Ca + O 2 → 2CaO
3. Αλληλεπίδραση με το νερό
Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, αλλά η αλληλεπίδραση είναι πιο ήρεμη από ό,τι με τα αλκαλικά μέταλλα.
4. Αλληλεπίδραση με οξέα – ισχυρά οξειδωτικά μέσα
4Sr + 5HNO 3 (συμπ.) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O
4Ca + 10H 2 SO 4 (συμπ.) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O
Παρασκευή μετάλλων αλκαλικών γαιών
Το μεταλλικό ασβέστιο και το στρόντιο λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων, πιο συχνά χλωριούχων.
CaCl 2 Ca + Cl 2
Βάριο υψηλής καθαρότητας μπορεί να ληφθεί αλουμινοθερμικά από οξείδιο του βαρίου
Η δεύτερη ομάδα του περιοδικού πίνακα του D.I. Mendeleev περιέχει μια ομάδα στοιχείων που είναι πολύ παρόμοια στις ιδιότητές τους με τα αλκαλικά μέταλλα, αλλά είναι κατώτερα από αυτά σε δραστηριότητα. Περιλαμβάνει βηρύλλιο και μαγνήσιο, καθώς και ασβέστιο, στρόντιο, βάριο και ράδιο. Είναι γνωστά συλλογικά ως στοιχεία αλκαλικής γαίας. Στο άρθρο μας θα εξοικειωθούμε με την κατανομή τους στη φύση και τη χρήση τους στη βιομηχανία, καθώς και να μελετήσουμε τις πιο σημαντικές χημικές ιδιότητες των μετάλλων αλκαλικών γαιών.
γενικά χαρακτηριστικά
Όλα τα άτομα των παραπάνω στοιχείων περιέχουν δύο ηλεκτρόνια στο εξωτερικό ενεργειακό τους στρώμα. Όταν αλληλεπιδρούν με άλλες ουσίες, εγκαταλείπουν πάντα τα αρνητικά τους σωματίδια, μετατρέπονται σε κατάσταση κατιόντων με φορτίο 2+. Στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, τα στοιχεία συμπεριφέρονται ως ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες. Καθώς το πυρηνικό φορτίο αυξάνεται, οι χημικές ιδιότητες των μετάλλων αλκαλικών γαιών και η δραστηριότητά τους αυξάνονται. Στον αέρα οξειδώνονται γρήγορα, σχηματίζοντας ένα φιλμ οξειδίου στην επιφάνειά τους. Ο γενικός τύπος όλων των οξειδίων είναι RO. Αντιστοιχούν σε υδροξείδια με τύπο R(OH) 2. Οι βασικές τους ιδιότητες και η διαλυτότητά τους στο νερό αυξάνονται επίσης με την αύξηση του ατομικού αριθμού του στοιχείου.
Ειδικές ιδιότητες βηρυλλίου και μαγνησίου
Σε ορισμένες από τις ιδιότητές τους, οι δύο πρώτοι εκπρόσωποι της κύριας υποομάδας της δεύτερης ομάδας διαφέρουν κάπως από άλλα στοιχεία αλκαλικής γαίας. Αυτό εκδηλώνεται, ιδιαίτερα, κατά την αλληλεπίδρασή τους με το νερό. Για παράδειγμα, οι χημικές ιδιότητες του βηρυλλίου είναι τέτοιες που δεν αντιδρά καθόλου με το H 2 O. Το μαγνήσιο αντιδρά με το νερό μόνο όταν θερμαίνεται. Αλλά όλα τα στοιχεία αλκαλικής γαίας αντιδρούν εύκολα μαζί του σε συνηθισμένες θερμοκρασίες. Ποιες ουσίες σχηματίζονται σε αυτή την περίπτωση;
Βάσεις μετάλλων αλκαλικής γαίας
Ως ενεργά στοιχεία, το ασβέστιο, το βάριο και άλλοι εκπρόσωποι της ομάδας εκτοπίζουν γρήγορα το υδρογόνο από το νερό, με αποτέλεσμα τα υδροξείδια τους. Η αλληλεπίδραση των μετάλλων των αλκαλικών γαιών με το νερό προχωρά βίαια, με την απελευθέρωση θερμότητας. Τα διαλύματα βάσεων ασβεστίου, βαρίου και στροντίου είναι σαπουνάδα στην αφή και προκαλούν σοβαρά εγκαύματα εάν έρθουν σε επαφή με το δέρμα και τη βλεννογόνο μεμβράνη των ματιών. Η πρώτη βοήθεια σε τέτοιες περιπτώσεις θα είναι η επεξεργασία της επιφάνειας του τραύματος με ένα αδύναμο διάλυμα. οξικό οξύ. Θα εξουδετερώσει τα αλκάλια και θα μειώσει τον κίνδυνο νέκρωσης του κατεστραμμένου ιστού.
Χημικές ιδιότητες μετάλλων αλκαλικών γαιών
Η αλληλεπίδραση με το οξυγόνο, το νερό και τα αμέταλλα είναι η κύρια λίστα ιδιοτήτων των μετάλλων που περιλαμβάνονται στη δεύτερη ομάδα του περιοδικού πίνακα των χημικών στοιχείων. Για παράδειγμα, το ασβέστιο, ακόμη και υπό κανονικές συνθήκες, αντιδρά με αλογόνα: φθόριο, χλώριο, βρώμιο και ιώδιο. Όταν θερμαίνεται, συνδυάζεται με θείο, άνθρακα και άζωτο. Σκληρή οξείδωση - καύση, τελειώνει με το σχηματισμό οξειδίου του ασβεστίου: 2Ca + O 2 = 2 CaO. Η αλληλεπίδραση των μετάλλων με το υδρογόνο οδηγεί στην εμφάνιση υδριδίων. Είναι λευκές, πυρίμαχες ουσίες με ιοντικά κρυσταλλικά πλέγματα. Σημαντικές χημικές ιδιότητες των μετάλλων αλκαλικών γαιών περιλαμβάνουν την αλληλεπίδρασή τους με το νερό. Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, το προϊόν αυτής της αντίδρασης μετατόπισης θα είναι ένα υδροξείδιο μετάλλου. Σημειώνουμε επίσης ότι στην κύρια υποομάδα της δεύτερης ομάδας, το ασβέστιο κατέχει τη σημαντικότερη θέση. Επομένως, ας σταθούμε στα χαρακτηριστικά του με περισσότερες λεπτομέρειες.
Το ασβέστιο και οι ενώσεις του
Η περιεκτικότητα του στοιχείου στον φλοιό της γης είναι έως και 3,5%, γεγονός που υποδηλώνει την ευρεία εμφάνισή του σε ορυκτά όπως ο ασβεστόλιθος, η κιμωλία, το μάρμαρο και ο ασβεστίτης. Το φυσικό ασβέστιο περιέχει έξι τύπους ισοτόπων. Βρίσκεται επίσης σε φυσικές πηγές νερού. Στο μάθημα μελετώνται αναλυτικά οι ενώσεις αλκαλιμετάλλων ανόργανη χημεία. Για παράδειγμα, στα μαθήματα της 9ης τάξης, οι μαθητές μαθαίνουν ότι το ασβέστιο είναι ένα ελαφρύ αλλά ισχυρό ασημί-λευκό μέταλλο. Τα σημεία τήξης και βρασμού του είναι υψηλότερα από αυτά των αλκαλικών στοιχείων. Η κύρια μέθοδος παραγωγής είναι η ηλεκτρόλυση ενός μείγματος τηγμένων αλάτων χλωριούχου ασβεστίου και φθοριούχου ασβεστίου. Οι κύριες χημικές ιδιότητες περιλαμβάνουν τις αντιδράσεις του με το οξυγόνο, το νερό και τα μη μέταλλα. Από τις ενώσεις αλκαλιμετάλλων, το οξείδιο του ασβεστίου και η βάση είναι οι πιο σημαντικές για τη βιομηχανία. Η πρώτη ένωση λαμβάνεται από κιμωλία ή ασβεστόλιθο με καύση τους.
Στη συνέχεια, το υδροξείδιο του ασβεστίου σχηματίζεται από το οξείδιο του ασβεστίου και το νερό. Το μείγμα του με άμμο και νερό ονομάζεται κονίαμα. Συνεχίζει να χρησιμοποιείται ως σοβάς και για ένωση τούβλων κατά την τοποθέτηση τοίχων. Ένα διάλυμα υδροξειδίου του ασβεστίου που ονομάζεται ασβεστόνερο χρησιμοποιείται ως αντιδραστήριο για την ανίχνευση του διοξειδίου του άνθρακα. Όταν το διοξείδιο του άνθρακα διέρχεται από ένα διαυγές υδατικό διάλυμα Ca(OH) 2, γίνεται θολό λόγω του σχηματισμού ενός αδιάλυτου ιζήματος ανθρακικού ασβεστίου.
Το μαγνήσιο και τα χαρακτηριστικά του
Η χημεία των μετάλλων των αλκαλικών γαιών μελετά τις ιδιότητες του μαγνησίου, εστιάζοντας σε μερικά από τα χαρακτηριστικά του. Είναι ένα πολύ ελαφρύ, ασημί-λευκό μέταλλο. Το μαγνήσιο, λιωμένο σε ατμόσφαιρα με υψηλή υγρασία, απορροφά ενεργά μόρια υδρογόνου από τους υδρατμούς. Καθώς το μέταλλο ψύχεται, τα απελευθερώνει σχεδόν εντελώς πίσω στον αέρα. Αντιδρά πολύ αργά με το νερό λόγω του σχηματισμού μιας ελαφρώς διαλυτής ένωσης - υδροξειδίου του μαγνησίου. Τα αλκάλια δεν έχουν καμία επίδραση στο μαγνήσιο. Το μέταλλο δεν αντιδρά με ορισμένα οξέα: συμπυκνωμένα θειικά και υδροφθορικά οξέα, λόγω της παθητικοποίησής του και του σχηματισμού μιας προστατευτικής μεμβράνης στην επιφάνεια. Τα περισσότερα ανόργανα οξέα διαλύουν το μέταλλο, το οποίο συνοδεύεται από την ταχεία απελευθέρωση υδρογόνου. Το μαγνήσιο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, αντικαθιστά πολλά μέταλλα από τα οξείδια ή τα άλατά τους:
BeO + Mg = MgO + Be.
Το μέταλλο, μαζί με το βηρύλλιο, το μαγγάνιο και το αλουμίνιο, χρησιμοποιείται ως πρόσθετο κράματος στο χάλυβα. Τα κράματα που περιέχουν μαγνήσιο - ηλεκτρόνια - έχουν ιδιαίτερα πολύτιμες ιδιότητες. Χρησιμοποιούνται στην παραγωγή αεροσκαφών και αυτοκινήτων, καθώς και σε μέρη οπτικού εξοπλισμού.
Ο ρόλος των στοιχείων στη ζωή των οργανισμών
Ας δώσουμε παραδείγματα μετάλλων αλκαλικών γαιών, οι ενώσεις των οποίων είναι κοινές στη ζωντανή φύση. Το μαγνήσιο είναι το κεντρικό άτομο στα μόρια της χλωροφύλλης στα φυτά. Συμμετέχει στη διαδικασία της φωτοσύνθεσης και αποτελεί μέρος των ενεργών κέντρων της πράσινης χρωστικής. Τα άτομα μαγνησίου είναι σταθερά ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΦΩΤΟΣ, στη συνέχεια μετατρέποντάς το σε ενέργεια χημικοί δεσμοίοργανικές ενώσεις: γλυκόζη, αμινοξέα, γλυκερίνη και λιπαρά οξέα. Το στοιχείο παίζει σημαντικό ρόλο ως απαραίτητο συστατικό των ενζύμων που ρυθμίζουν το μεταβολισμό στο ανθρώπινο σώμα. Το ασβέστιο είναι ένα μακροστοιχείο που εξασφαλίζει την αποτελεσματική διέλευση των ηλεκτρικών ερεθισμάτων μέσω του νευρικού ιστού. Η παρουσία των αλάτων του φωσφορικού οξέος στα οστά και το σμάλτο των δοντιών τους δίνει σκληρότητα και αντοχή.
Το βηρύλλιο και οι ιδιότητές του
Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών περιλαμβάνουν επίσης το βηρύλλιο, το βάριο και το στρόντιο. Σκεφτείτε το βηρύλλιο. Το στοιχείο δεν είναι πολύ κοινό στη φύση· βρίσκεται κυρίως σε ορυκτά, όπως το βηρύλιο. Σχηματίζονται οι ποικιλίες του που περιέχουν πολύχρωμες ακαθαρσίες πολύτιμους λίθους: σμαράγδια και ακουαμαρίνες. χαρακτηριστικό φυσικές ιδιότητεςείναι εύθραυστο και υψηλής σκληρότητας. Ένα ιδιαίτερο χαρακτηριστικό του ατόμου του στοιχείου είναι η παρουσία στο δεύτερο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας όχι οκτώ, όπως όλα τα άλλα μέταλλα των αλκαλικών γαιών, αλλά μόνο δύο ηλεκτρονίων.
Επομένως, η ακτίνα του ατόμου και του ιόντος είναι δυσανάλογα μικρή και η ενέργεια ιοντισμού είναι υψηλή. Αυτό καθορίζει την υψηλή αντοχή του μεταλλικού κρυσταλλικού πλέγματος. Οι χημικές ιδιότητες του βηρυλλίου το διακρίνουν επίσης από άλλα στοιχεία της δεύτερης ομάδας. Αντιδρά όχι μόνο με οξέα, αλλά και με αλκαλικά διαλύματα, εκτοπίζοντας το υδρογόνο και σχηματίζοντας υδροξοβερυλικά:
Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2.
Το μέταλλο έχει μια σειρά από μοναδικά χαρακτηριστικά. Λόγω της ικανότητάς του να μεταδίδει ακτίνες Χ, χρησιμοποιείται για την κατασκευή παραθύρων για σωλήνες ακτίνων Χ. Στην πυρηνική βιομηχανία, το στοιχείο θεωρείται ο καλύτερος συντονιστής και ανακλαστήρας των νετρονίων. Στη μεταλλουργία, χρησιμοποιείται ως πολύτιμο πρόσθετο κραμάτων που αυξάνει τις αντιδιαβρωτικές ιδιότητες των κραμάτων.
Στρόντιο και βάριο
Τα στοιχεία είναι αρκετά κοινά στη φύση και, όπως το μαγνήσιο μετάλλου αλκαλικής γαίας, βρίσκονται σε ορυκτά. Ας τους ονομάσουμε: βαρίτης, σελεστίνος, στροντιανίτης. Το βάριο έχει την εμφάνιση ενός όλκιμου μετάλλου με ασημί-λευκό χρώμα. Όπως και το ασβέστιο, αντιπροσωπεύεται από πολλά ισότοπα. Στον αέρα, αλληλεπιδρά ενεργά με τα συστατικά του - οξυγόνο και άζωτο, σχηματίζοντας οξείδιο του βαρίου και νιτρίδιο. Για το λόγο αυτό, το μέταλλο αποθηκεύεται κάτω από ένα στρώμα παραφίνης ή ορυκτελαίου, αποφεύγοντας την επαφή του με τον αέρα. Και τα δύο μέταλλα σχηματίζουν υπεροξείδια όταν θερμαίνονται στους 500°C.
Από αυτά, το υπεροξείδιο του βαρίου έχει πρακτική εφαρμογή, που χρησιμοποιείται ως λευκαντικό υφασμάτων. Οι χημικές ιδιότητες των μετάλλων των αλκαλικών γαιών του βαρίου και του στροντίου είναι παρόμοιες με εκείνες του ασβεστίου. Ωστόσο, η αλληλεπίδρασή τους με το νερό είναι πολύ πιο ενεργή και οι βάσεις που προκύπτουν είναι ισχυρότερες από το υδροξείδιο του ασβεστίου. Το βάριο χρησιμοποιείται ως πρόσθετο σε υγρά ψυκτικά μετάλλων, μειώνοντας τη διάβρωση, στην οπτική, στην κατασκευή κενού ηλεκτρονικές συσκευές. Το στρόντιο είναι σε ζήτηση για την παραγωγή φωτοκυττάρων και φωσφόρων.
Ποιοτικές αντιδράσεις με χρήση ιόντων μετάλλων αλκαλικών γαιών
Οι ενώσεις βαρίου και στροντίου είναι παραδείγματα μετάλλων αλκαλικών γαιών που χρησιμοποιούνται ευρέως στην πυροτεχνία λόγω του λαμπερού χρωματισμού της φλόγας από τα ιόντα τους. Έτσι, το θειικό ή ανθρακικό στρόντιο δίνει μια κόκκινη-κόκκινη λάμψη της φλόγας και οι αντίστοιχες ενώσεις βαρίου δίνουν μια κιτρινοπράσινη λάμψη. Για την ανίχνευση ιόντων ασβεστίου στο εργαστήριο, αρκετοί κόκκοι χλωριούχου ασβεστίου χύνονται στη φλόγα του καυστήρα· η φλόγα γίνεται κόκκινη.
Ένα διάλυμα χλωριούχου βαρίου χρησιμοποιείται στην αναλυτική χημεία για την αναγνώριση ιόντων του όξινου υπολείμματος θειικού οξέος σε ένα διάλυμα. Εάν κατά την αποστράγγιση των διαλυμάτων σχηματιστεί λευκό ίζημα θειικού βαρίου, σημαίνει ότι υπήρχαν σωματίδια SO 4 2- σε αυτό.
Στο άρθρο μας, μελετήσαμε τις ιδιότητες των μετάλλων αλκαλικών γαιών και δώσαμε παραδείγματα χρήσης τους σε διάφορες βιομηχανίες.
Η κύρια υποομάδα της δεύτερης ομάδας του περιοδικού πίνακα καλύπτει τα στοιχεία: βηρύλλιο, μαγνήσιο, ασβέστιο, στρόντιο, βάριο και ράδιο. Με βάση τους κύριους εκπροσώπους αυτής της υποομάδας - ασβέστιο, στρόντιο και βάριο - γνωστά συλλογικά ως μέταλλα αλκαλικών γαιών, ολόκληρη η κύρια υποομάδα της δεύτερης ομάδας ονομάζεται επίσης υποομάδα μέταλλα αλκαλικών γαιών.
Αυτά τα μέταλλα (μερικές φορές προστίθεται και μαγνήσιο σε αυτά) έλαβαν την ονομασία «αλκαλική γη» επειδή τα οξείδια τους στις χημικές τους ιδιότητες είναι ενδιάμεσα, αφενός, μεταξύ αλκαλίων, δηλαδή οξειδίων ή υδροξειδίων αλκαλικών μετάλλων και, αφετέρου, «γη», δηλαδή, οξείδια τέτοιων στοιχείων, τυπικός εκπρόσωπος των οποίων είναι το αλουμίνιο, το κύριο συστατικό των αργίλων. Λόγω αυτής της ενδιάμεσης θέσης, τα οξείδια του ασβεστίου, του στροντίου και του βαρίου ονομάστηκαν «αλκαλικές γαίες».
Το πρώτο στοιχείο αυτής της υποομάδας, το βηρύλλιο (αν δεν λάβετε υπόψη το σθένος του), είναι πολύ πιο κοντά στις ιδιότητές του στο αλουμίνιο παρά στα ανώτερα ανάλογα της κορυφαίας ομάδας στην οποία ανήκει. Το δεύτερο στοιχείο αυτής της ομάδας, το μαγνήσιο, διαφέρει επίσης από ορισμένες απόψεις σημαντικά από τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών με τη στενή έννοια του όρου. Κάποιες αντιδράσεις το φέρνουν πιο κοντά σε στοιχεία της δευτερεύουσας υποομάδας της δεύτερης ομάδας, ιδιαίτερα στον ψευδάργυρο. Έτσι, τα θειικά άλατα μαγνησίου και ψευδάργυρου, σε αντίθεση με τα θειικά άλατα μετάλλων αλκαλικών γαιών, είναι εύκολα διαλυτά, ισόμορφα μεταξύ τους και σχηματίζουν διπλά άλατα παρόμοιας σύστασης. Προηγουμένως, αναφέρθηκε ένας κανόνας σύμφωνα με τον οποίο το πρώτο στοιχείο εμφανίζει ιδιότητες που είναι μεταβατικές στην επόμενη κύρια υποομάδα, το δεύτερο - σε μια δευτερεύουσα υποομάδα της ίδιας ομάδας. και συνήθως μόνο το τρίτο στοιχείο έχει ιδιότητες χαρακτηριστικές της ομάδας. Αυτός ο κανόνας εκδηλώνεται ιδιαίτερα σαφώς στην ομάδα μετάλλων αλκαλικών γαιών.
Το βαρύτερο από τα στοιχεία της δεύτερης ομάδας - το ράδιο - στις χημικές του ιδιότητες, φυσικά, αντιστοιχεί σε τυπικούς εκπροσώπους των μετάλλων αλκαλικών γαιών. Ωστόσο, συνήθως δεν είναι συνηθισμένο να συμπεριληφθεί στην ομάδα μετάλλων αλκαλικών γαιών σε ένα στενότερο έννοια. Λόγω των ιδιαιτεροτήτων της κατανομής του στη φύση, καθώς και λόγω της πιο χαρακτηριστικής ιδιότητάς του - ραδιενέργειας, είναι καταλληλότερο να του δοθεί μια ιδιαίτερη θέση. Στη συζήτηση των γενικών ιδιοτήτων των στοιχείων αυτής της υποομάδας, το ράδιο δεν θα ληφθεί υπόψη, καθώς οι αντίστοιχες φυσικοχημικές ιδιότητες δεν έχουν ακόμη μελετηθεί επαρκώς.
Με εξαίρεση το ράδιο, όλα τα στοιχεία της υποομάδας των αλκαλικών γαιών είναι ελαφρά μέταλλα. Ελαφρά μέταλλα είναι εκείνα των οποίων το ειδικό βάρος δεν ξεπερνά το 5. Ως προς τη σκληρότητά τους, τα μέταλλα της κύριας υποομάδας της ομάδας ΙΙ υπερτερούν σημαντικά από τα αλκαλικά μέταλλα. Το πιο μαλακό από αυτά, το βάριο (του οποίου οι ιδιότητες είναι πιο κοντά στα αλκαλικά μέταλλα) έχει περίπου τη σκληρότητα του μολύβδου. Τα σημεία τήξης των μετάλλων αυτής της ομάδας είναι σημαντικά υψηλότερα από εκείνα των αλκαλικών μετάλλων.
Αυτό που είναι κοινό σε όλα τα στοιχεία της κύριας υποομάδας της ομάδας II είναι η ιδιότητά τους να εμφανίζουν θετικό σθένος 2 στις ενώσεις τους και μόνο σε πολύ εξαιρετικές περιπτώσεις είναι θετικά μονοσθενείς. Το τυπικό τους σθένος 2+, καθώς και οι ατομικοί αριθμοί των στοιχείων, αναμφίβολα αναγκάζουν αυτά τα μέταλλα να ταξινομηθούν ως η κύρια υποομάδα της δεύτερης ομάδας. Επιπλέον, όλα παρουσιάζουν έναν έντονα ηλεκτροθετικό χαρακτήρα, ο οποίος καθορίζεται από τη θέση τους στην αριστερή πλευρά ηλεκτροχημική σειράτάσεις, καθώς και ισχυρή συγγένεια για ηλεκτραρνητικά στοιχεία.
Σύμφωνα με την τιμή των κανονικών δυναμικών των στοιχείων της κύριας υποομάδας της δεύτερης ομάδας, όλα τα αναφερόμενα μέταλλα αποσυνθέτουν το νερό. Ωστόσο, η επίδραση του βηρυλλίου και του μαγνησίου στο νερό συμβαίνει πολύ αργά λόγω της χαμηλής διαλυτότητας των υδροξειδίων που προκύπτουν από αυτή την αντίδραση, για παράδειγμα για το μαγνήσιο:
Mg + 2НН = Mg(OH) 2 + H 2
Έχοντας σχηματιστεί στην επιφάνεια του μετάλλου, τα υδροξείδια Be και Mg εμποδίζουν την περαιτέρω πορεία της αντίδρασης. Επομένως, ακόμη και μικρά σφάλματα μαγνησίου πρέπει να διατηρούνται σε κανονική θερμοκρασία σε επαφή με το νερό για αρκετές ημέρες πριν μετατραπούν πλήρως σε υδροξείδιο του μαγνησίου. Τα υπόλοιπα μέταλλα αλκαλικών γαιών αντιδρούν με το νερό πολύ πιο έντονα, γεγονός που εξηγείται από την καλύτερη διαλυτότητα των υδροξειδίων τους. Το υδροξείδιο του βαρίου είναι το πιο εύκολο να διαλυθεί. Το κανονικό δυναμικό του Ba είναι το χαμηλότερο σε σύγκριση με άλλα στοιχεία της ομάδας, επομένως αντιδρά πολύ έντονα με το νερό, καθώς και με το αλκοόλ. Η αντίσταση των μετάλλων των αλκαλικών γαιών στον αέρα μειώνεται προς την κατεύθυνση από μαγνήσιο προς βάριο. Σύμφωνα με τη θέση τους στη σειρά τάσεων, τα ονομαζόμενα μέταλλα εκτοπίζουν όλα τα βαρέα μέταλλα από τα διαλύματα των αλάτων τους.
Τα κανονικά οξείδια M II O λαμβάνονται πάντα ως προϊόντα καύσης μετάλλων αλκαλικών γαιών Τα υπεροξείδια των μετάλλων των αλκαλικών γαιών είναι πολύ λιγότερο σταθερά από ό,τι στη σειρά μετάλλων αλκαλικών γαιών.
Οξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών συνδυάζονται με νερό για να σχηματίσουν υδροξείδια, Επιπλέον, η ενέργεια αυτής της αντίδρασης αυξάνεται πολύ αισθητά προς την κατεύθυνση από BeO προς BaO. Η διαλυτότητα των υδροξειδίων αυξάνεται επίσης πολύ από το υδροξείδιο του βηρυλλίου στο υδροξείδιο του βαρίου. Αλλά ακόμη και η διαλυτότητα του τελευταίου σε κανονική θερμοκρασία είναι πολύ χαμηλή. Ο βασικός χαρακτήρας αυτών των ενώσεων αυξάνεται με την ίδια σειρά - από το αμφοτερικό υδροξείδιο του βηρυλλίου έως το ισχυρά βασικό καυστικό βάριο.
Είναι ενδιαφέρον να σημειωθεί η ισχυρή συγγένεια των στοιχείων της κύριας υποομάδας της δεύτερης ομάδας για το άζωτο. Η τάση σχηματισμού ενώσεων με άζωτο αυξάνεται σε αυτά τα στοιχεία με την αύξηση του ατομικού βάρους (παρά το γεγονός ότι η θερμότητα σχηματισμού νιτριδίων προς αυτή την κατεύθυνση μειώνεται). Στα ίδια τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών, η τάση σχηματισμού νιτριδίων είναι τόσο μεγάλη που τα τελευταία συνδυάζονται αργά με άζωτο ακόμη και σε κανονικές θερμοκρασίες.
Μέταλλα αλκαλικών γαιώνόπως τα αλκαλικά μέταλλα, συνδυάζονται με το υδρογόνο για να σχηματίσουν υδρίδια, για παράδειγμα:
Ca+H2 = CaH2.
Τα εθνυδρίδια έχουν επίσης χαρακτήρα που μοιάζει με άλας και επομένως θα πρέπει να υποτεθεί ότι σε αυτά, όπως και στα υδρίδια αλκαλιμετάλλων, το υδρογόνο είναι ηλεκτραρνητικό συστατικό.
Είναι πιο δύσκολο να ληφθεί MgH 2 απευθείας από τα στοιχεία, αλλά δεν ήταν καθόλου δυνατό να συντεθεί το BeH 2 με αυτόν τον τρόπο. Το MgH 2 και το BeH 2 είναι στερεές και μη πτητικές ενώσεις, όπως τα υδρίδια μετάλλων αλκαλικών γαιών, αλλά σε αντίθεση με τα τελευταία δεν έχουν έντονο χαρακτήρα που μοιάζει με άλας.
Όλα τα στοιχεία της κύριας υποομάδας της δεύτερης ομάδας σχηματίζουν άχρωμα ιόντα με θετικό φορτίο 2: Be 2+, Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Ra 2+. Το βηρύλλιο σχηματίζει επίσης άχρωμα ανιόντα [BeO 2 ] 2+ και [Be(OH) 4 ] 2+. Όλα τα άλατα M II X 2 αυτών των στοιχείων είναι επίσης άχρωμα, εκτός εάν είναι παράγωγα έγχρωμων ανιόντων.
Τα ίδια τα άλατα ραδίου είναι επίσης άχρωμα. Κάποια όμως από αυτά, όπως το χλωριούχο ράδιο και το βρωμίδιο, χρωματίζονται σταδιακά από την ακτινοβολία του ραδίου που περιέχονται σε αυτά και τελικά αποκτούν χρώμα από καφέ έως μαύρο. Όταν ανακρυσταλλωθούν γίνονται πάλι λευκά.
Πολλά άλατα μετάλλων αλκαλικών γαιών είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό. Συχνά αποκαλύπτεται ένα συγκεκριμένο σχέδιο στη μεταβολή της διαλυτότητας αυτών των αλάτων: για παράδειγμα, για τα θειικά άλατα, η διαλυτότητα μειώνεται γρήγορα με την αύξηση του ατομικού βάρους του μετάλλου της αλκαλικής γαίας. Η διαλυτότητα των χρωμιτών αλλάζει περίπου με τον ίδιο τρόπο. Τα περισσότερα από τα άλατα που σχηματίζονται από μέταλλα αλκαλικών γαιών με ασθενή οξέα και με οξέα μέσης ισχύος είναι δύσκολο να διαλυθούν, για παράδειγμα φωσφορικά, οξαλικά και ανθρακικά. μερικά από αυτά, ωστόσο, είναι εύκολα διαλυτά? Τα τελευταία περιλαμβάνουν σουλφίδια, κυανιούχα, θειοκυανικά και οξικά. Λόγω της αποδυνάμωσης του βασικού χαρακτήρα των υδροξειδίων κατά τη μετάβαση από το Ba στο Be, ο βαθμός υδρόλυσης των ανθρακικών τους αυξάνεται με την ίδια σειρά. Η θερμική τους σταθερότητα αλλάζει επίσης προς την ίδια κατεύθυνση: ενώ το ανθρακικό βάριο, ακόμη και σε θερμές θερμοκρασίες, απέχει πολύ από το να αποσυντεθεί πλήρως, το ανθρακικό ασβέστιο μπορεί να αποσυντεθεί πλήρως σε CaO και CO 2 ακόμη και με σχετικά ασθενή φρύξη και το ανθρακικό μαγνήσιο αποσυντίθεται ακόμη περισσότερο εύκολα.
Από τη σκοπιά της θεωρίας του Kossel, ο λόγος για τη δισθενότητα των στοιχείων της ομάδας των αλκαλικών γαιών είναι το γεγονός ότι στον περιοδικό πίνακα αφαιρούνται όλα από τα αντίστοιχα αδρανή αέρια με: 2 στοιχεία, επομένως το καθένα από αυτά έχει 2 περισσότερα ηλεκτρόνια από το προηγούμενο αδρανές αέριο. Λόγω της τάσης των ατόμων να υιοθετούν τη διαμόρφωση των αδρανών αερίων στα στοιχεία της ομάδας αλκαλικών γαιών, συμβαίνει μια ελαφρά αφαίρεση δύο ηλεκτρονίων, αλλά όχι περισσότερο, καθώς περαιτέρω αφαίρεση θα προκαλούσε την καταστροφή της διαμόρφωσης των αδρανών αερίων.
