Примена на земноалкалните метали во земјоделството. Карактеристични хемиски својства на Be, Mg и земноалкалните метали. Она што го научивме

Општи карактеристики на групата IIA од Периодниот систем на елементи.

Во оваа група се сместени следните елементи: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Тие имаат заедничка електронска конфигурација: (n-1)p6ns2, освен Be 1s22s2. Поради второто, својствата на Be се малку различни од својствата на подгрупата како целина. Својствата на магнезиумот исто така се разликуваат од својствата на подгрупата, но во помала мера. Во серијата Ca – Sr – Ba – Ra, својствата се менуваат последователно. Релативната електронегативност во серијата Be – Ra се намалува бидејќи Како што се зголемува големината на атомот, валентните електрони полесно се откажуваат. Својствата на елементите на подгрупата IIA се одредуваат со леснотијата на губење на два ns електрони. Во овој случај, се формираат јони Е2+. При проучување на дифракција на Х-зраци, се покажа дека во некои соединенија елементите од подгрупата IIA покажуваат едновалентност. Пример за такви соединенија се ЕГ, кои се добиваат со додавање на Е во топењето на ЕГ2. Сите елементи од оваа серија не се наоѓаат во природата во слободна состојба поради нивната висока активност.

Земјени алкални метали.

Калциумот, стронциумот, бариумот и радиумот се нарекуваат земноалкални метали. Тие се наречени така затоа што нивните оксиди и даваат на водата алкална средина.

Историја на земноалкалните метали
Варовник, мермер и гипс ги користеле Египќаните во градежништвото веќе во античко време (пред 5000 години). До крајот на 18 век, хемичарите размислувале за вар едноставна супстанција. Во 1746 година, И. Пот добил и опишал прилично чист калциум оксид. Во 1789 година, Лавоазие сугерираше дека вар, магнезија и барит се сложени супстанции. Долго пред откривањето на стронциумот и бариумот, нивните „недешифрирани“ соединенија се користеа во пиротехниката за производство на црвени и зелени светла, соодветно. До средината на 40-тите години на минатиот век, стронциумот беше првенствено метал на „забавни пожари“. Во 1787 година, во рудник за олово во близина на шкотското село Стронтјан бил пронајден нов минерал, кој бил наречен стронтјанит SrCO3. А. Крафорд предложи постоење на сè уште непозната „земја“. Во 1792 година, Т. Хоп докажал дека составот на пронајдениот минерал вклучува нов елемент - стронциум. Во тоа време, со помош на Sr(OH)2, нерастворливиот стронциум дисахарат (C12H22O4.2SrO) беше изолиран за да се добие шеќер од меласа. Sr производството се зголеми. Сепак, набрзо беше забележано дека сличниот калциум сахарат е исто така нерастворлив, а калциум оксидот е несомнено поевтин. Интересот за стронциум веднаш исчезна и повторно се зголеми само во 40-тите години на минатиот век. Тешкиот спар беше првото познато соединение на бариум. Откриена е на почетокот на 17 век. Италијанскиот алхемичар Касијароло. Тој, исто така, утврдил дека овој минерал, по силно загревање со јаглен, свети во темница со црвено светло и му го дал името „лапис соларис“ (сончев камен). Во 1808 година, Дејви, подложувајќи ја смесата од влажна гасена вар со жива оксид на електролиза со жива катода, подготвил калциум амалгам и со дестилирање на жива од него, добил метал наречен „калциум“ (од латинскиот Calx, родот calcis - вар). Ba и Sr беа добиени со истиот Дејви метод. Индустриски метод за производство на калциум беше развиен од Сутер и Редлих во 1896 година во фабриката Ратенау (Германија). Во 1904 година започна со работа првата фабрика за производство на калциум.
Радиумот беше предвиден од Менделеев во 1871 година и откриен во 1898 година од сопружниците Марија и Пјер Кири. Откриле дека рудите на ураниум се повеќе радиоактивни од самиот ураниум. Причината беа соединенија на радиум. Преостанатата ураниумска руда ја третирале со алкали, а она што не се растворило со хлороводородна киселина. Остатокот по втората постапка имаше повеќе радиоактивност од рудата. Во оваа фракција е откриен радиум. Кјури го пријавиле своето откритие во извештај во 1898 година.

Изобилство на алкални земјени метали
Содржината на калциум во литосферата е 2,96% од вкупната маса на земјината кора, стронциум - 0,034%, бариум - 0,065%, радиум - 1,10-10%. Во природата, калциумот се состои од изотопи со масени броеви 40(96,97%), 42(0,64%), 43(0,14%), 44(2,06%), 46(0,003%), 48(0,19%); стронциум - 84 (0,56%), 86 (9,86%), 87 (7,02%), 88 (82,56%); бариум - 130 (0,1%), 132 (0,1%), 134 (2,42%), 135 (6,59%), 136 (7,81), 137 (11, 32%), 138 (71,66). Радиумот е радиоактивен. Најстабилен природен изотоп е 226Ra. Главните минерали на алкалните земјени елементи се јаглеродните и сулфатните соли: CaCO3 - калцит, CaSO4 - андидрит, SrCO3 - стронтианит, SrSO4 - целестин, BaCO3 - ветерит. BaSO4 е тежок спар. Флуоритот CaF2 е исто така корисен минерал.
Ca игра важна улога во животните процеси. Човечкото тело содржи 0,7-1,4 wt.% калциум, од кои 99% е во коскеното и забното ткиво. Растенијата исто така содржат големи количини на калциум. Соединенијата на калциум се наоѓаат во природните води и почвата. Бариум, стронциум и радиум се наоѓаат во човечкото тело во занемарливи количини.

Подготовка на земноалкални метали
Најпрво се добиваат оксиди или хлориди на E. EO се добива со калцинирање на ESO3, а ES12 со дејство на хлороводородна киселина на ESO3. Сите земноалкални метали може да се добијат со алуминотермичка редукција на нивните оксиди на температура од 1200 °C според приближната шема: 3EO + 2Al = Al2O3 + 3E. Процесот се изведува во вакуум за да се избегне оксидација на калциум.Калциумот (како и сите други елементи) може да се добие со електролиза на топење на CaCl2 проследено со дестилација во вакуум или термичка дисоцијација на CaCl2. Ba и Sr може да се добијат со пиролиза на E2N3, E(NH3)6, EN2. Радиумот се ископува како нуспроизвод од руди на ураниум.

Физички својства на земноалкалните метали
Ca и неговите аналози се сребрено-бели метали. Калциумот е најтежок од сите нив. Стронциумот и особено бариумот се многу помеки од калциумот. Сите земноалкални метали се еластични и подложни на ковање, сечење и тркалање. Калциумот во нормални услови кристализира во структурата fcc со период a = 0,556 nm (CN = 12), а на температури над 464 ° C во структурата bcc. Ca формира легури со Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Стронциумот има fcc структура; на температура од 488 °C, стронциумот претрпува полиморфна трансформација и кристализира во хексагонална структура. Тоа е парамагнетно. Бариумот кристализира во структура bcc. Ca и Sr се способни да формираат континуирана серија цврсти раствори меѓу себе, а областите на одвојување се појавуваат во системите Ca-Ba и Sr-Ba. Во течна состојба, стронциумот се меша со Be, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. Со последните четири, Sr формира меѓуметални соединенија. Електричната спроводливост на земноалкалните метали се намалува со зголемување на притисокот, спротивно на обратниот процес кај другите типични метали. Подолу се дадени неколку константи за земноалкалните метали:

Ка Ср Ба Ра
Атомски радиус, nm 0,197 0,215 0,221 0,235
Радиус на E2+ јон, nm 0,104 0,127 0,138 0,144
Енергија кр. решетки, µJkmol 194,1 164,3 175,8 130
, gcm3 1,54 2,63 3,5 5,5-6
Се топи.,оС 852 770 710 800
Точка на вриење, oC 1484 1380 1640 1500
Електрична спроводливост (Hg=1) 22 4 2
Топлина на фузија kcalg-атом 2,1 2,2 1,8
Топлина на испарување kcalg-атом 36 33 36
Специфичен топлински капацитет, J(kg.K) 624 737 191,93 136
Втечливост Pa-1,10-11 5,92 8,36

Хемиски својства на земноалкалните метали и нивните соединенија
Свежата површина на Е брзо потемнува поради формирање на оксиден филм. Овој филм е релативно густ - со текот на времето, целиот метал полека оксидира. Филмот се состои од EO, како и EO2 и E3N2. Нормалните електродни потенцијали на реакциите E-2e = E2+ се еднакви на  = -2,84 V (Ca),  = -2,89 (Sr). Овие се многу активни елементи: тие се раствораат во вода и киселини, ги поместуваат повеќето метали од нивните оксиди, халиди и сулфиди. Примарниот (200-300°C) калциум е во интеракција со водена пареа според следната шема: 2Ca + H2O = CaO + CaH2. Секундарните реакции имаат облик: CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 и CaO + H2O = Ca(OH)2. ESO4 се речиси нерастворливи во силна сулфурна киселина поради формирање на филм од слабо растворлив ESO4. Е бурно реагира со разредени минерални киселини, ослободувајќи водород. Кога се загрева над 800°C, калциумот реагира со метан според следната шема: 3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2. Кога се загреваат, тие реагираат со водород, сулфур и амонијак гас. Во однос на хемиските својства, радиумот е најблиску до Ba, но тој е поактивен. На собна температура, забележливо се комбинира со кислородот и азот во воздухот. Во принцип, тоа Хемиски својствамалку поизразен од неговите колеги. Сите соединенија на радиум полека се распаѓаат под влијание на сопственото зрачење, добивајќи жолтеникава или кафена боја. Соединенијата на радиум имаат својство на автолуминисценција. Како резултат на радиоактивното распаѓање, 1 g Ra ослободува 553,7 J топлина секој час. Затоа, температурата на радиумот и неговите соединенија е секогаш 1,5 степени повисока од температурата на околината. Исто така, познато е дека 1 g радиум дневно ослободува 1 mm3 радон (226Ra = 222Rn + 4He), на кој се базира неговата употреба како извор на радон за радонските бањи.
Е-хидридите се бели, кристални супстанции слични на сол. Тие се добиваат директно од елементите со загревање. Почетните температури на реакцијата E + H2 = EN2 се 250 oC (Ca), 200 oC (Sr), 150 oC (Ba). Термичката дисоцијација на EN2 започнува на 600°C. Во водородна атмосфера, CaH2 не се распаѓа на точката на топење (816°C). Во отсуство на влага, хидридите на алкалните метали се стабилни во воздухот на обични температури. Тие не реагираат со халогени. Меѓутоа, кога се загрева, хемиската активност на EN2 се зголемува. Тие се способни да ги редуцираат оксидите до метали (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), на пример 2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Реакцијата на CaH2 со Al2O3 се случува на 750°C: 3CaH2 + Al2O3 = 3CaO + 3H2 + 2Al, а потоа: CaH2 + 2Al = CaAl2 + H2. CaH2 реагира со азот на 600°C според следната шема: 3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2. Кога EN2 се запали, тие полека горат: EN2 + O2 = H2O + CaO. Експлозивен кога се меша со цврсти оксидирачки агенси. Кога водата делува на EN2, се ослободуваат хидроксид и водород. Оваа реакција е многу егзотермична: EN2 навлажнета со вода во воздухот спонтано се запали. EN2 реагира со киселини, на пример, според шемата: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. EN2 се користи за добивање на чист водород, како и за одредување на траги од вода во органски растворувачи. Е нитридите се безбојни, огноотпорни материи. Тие се добиваат директно од елементи на покачени температури. Тие се распаѓаат со вода според следната шема: E3N2 + 6H2O = 3E(OH)2 + 2NH3. E3N2 реагира со CO кога се загрева според следната шема: E3N2 + 3CO = 3EO + N2 + 3C. Процесите што се случуваат при загревање на E3N2 со јаглен изгледаат вака:
E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;
Стронциум нитрид реагира со HCl за да произведе Sr и амониум хлориди. Фосфидите E3P2 се формираат директно од елементи или со калцинирање на трисупституирани фосфати со јаглен:
Ca3(PO4)2 + 4C = Ca3P2 + 4CO
Тие се хидролизираат со вода според шемата: E3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3E(OH)2. Со киселините, фосфидите на земноалкалните метали ја даваат соодветната сол и фосфин. Ова е основа за нивната употреба за добивање на фосфин во лабораторија.
Комплексен состав на амонијак E(NH3)6 - цврсти материисо метален сјај и висока електрична спроводливост. Се добиваат со дејство на течен амонијак на E. спонтано се палат во воздух. Без воздушен пристап, тие се распаѓаат на соодветните амиди: E(NH3)6 = E(NH2)2 + 4NH3 + H2. Кога се загреваат, тие енергично се распаѓаат според истата шема.
Карбидите на земноалкалните метали, кои се добиваат со калцинирање на етилен со јаглен, се распаѓаат со вода, при што се ослободува ацетилен: ES2 + 2H2O = E(OH)2 + C2H2. Реакцијата со BaC2 е толку бурна што се запали во контакт со вода. Топлините на формирање на ES2 од елементите за Ca и Ba се 14 и 12 kcalmol. Кога се загрева со азот, ES2 дава CaCN2, Ba(CN)2, SrCN2. Познати се силициди (ESi и ESi2). Тие можат да се добијат со загревање директно од елементите. Тие се хидролизираат со вода и реагираат со киселини, давајќи H2Si2O5, SiH4, соодветното соединение Е и водород. Познати се EV6 боридите кои се добиваат од елементи со загревање.
Калциум оксидите и неговите аналози се бели, огноотпорни (TbpCaO = 2850°C) супстанции кои енергично ја апсорбираат водата. Ова е основа за употреба на BaO за да се добие апсолутен алкохол. Тие реагираат бурно со вода, ослободувајќи многу топлина (освен SrO, чиешто растворање е ендотермично). EOs се раствораат во киселини и амониум хлорид: EO + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. ЕО се добива со калцинирање на карбонати, нитрати, пероксиди или хидроксиди на соодветните метали. Ефективните полнежи на бариум и кислород во BaO се 0,86. SrO на 700 °C реагира со калиум цијанид:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Стронциум оксидот се раствора во метанол и формира Sr(OSH3)2. При магнезиум-термичка редукција на BaO може да се добие меѓуоксидот Ba2O кој е нестабилен и непропорционален.
Хидроксидите на земноалкалните метали се бели материи растворливи во вода. Тие се силни основи. Во серијата Ca-Sr-Ba, основната природа и растворливоста на хидроксидите се зголемуваат. 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 обично се изолирани од растворите на хидроксид. ЕО додаваат вода за да формираат хидроксиди. Ова е основа за употреба на CaO во градежништвото. Блиската мешавина од Ca(OH)2 и NaOH во тежински сооднос 2:1 се нарекува сода вар и широко се користи како апсорбер на CO2. Ca(OH)2, кога стои во воздух, апсорбира CO2 според следната шема: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O. На околу 400°C, Ca(OH)2 реагира со јаглерод моноксид: CO + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2. Баритната вода реагира со CS2 на 100 °C: CS2 + 2Ba(OH)2 = BaCO3 + Ba(HS)2 + H2O. Алуминиумот реагира со баритна вода: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. E(OH)2 се користи за откривање на јаглероден анхидрид.
Е формираат бели пероксиди. Тие се значително помалку стабилни, за разлика од оксидите и се силни оксидирачки агенси. Од практично значење е најстабилниот BaO2, кој е бел, парамагнетски прав со густина од 4,96 g1cm3 итн. 450°. BaO2 е стабилен на обични температури (може да се чува со години), слабо е растворлив во вода, алкохол и етер и се раствора во разредени киселини со ослободување на сол и водород пероксид. Термичкото распаѓање на бариум пероксидот се забрзува со оксидите Cr2O3, Fe2O3 и CuO. Бариум пероксид реагира кога се загрева со водород, сулфур, јаглерод, амонијак, амониумови соли, калиум ферицијанид итн. Бариум пероксид реагира со концентрирана хлороводородна киселина, ослободувајќи хлор: BaO2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O. Ја оксидира водата до водороден пероксид: H2O + BaO2 = Ba(OH)2 + H2O2. Оваа реакција е реверзибилна и во присуство на дури и јаглеродна киселина рамнотежата се поместува надесно. BaO2 се користи како почетен производ за производство на H2O2, а исто така и како оксидирачки агенс во пиротехничките состави. Сепак, BaO2 може да дејствува и како редукционо средство: HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2. BaO2 се добива со загревање на BaO во проток на воздух до 500°C според шемата: 2BaO + O2 = 2BaO2. Како што температурата се зголемува, се случува обратниот процес. Затоа, кога Ba гори, се ослободува само оксид. SrO2 и CaO2 се помалку стабилни. Општ методМетодот за добивање на EO2 е интеракцијата на E(OH)2 со H2O2 со што се ослободува EO2.8H2O. Термичкото распаѓање на EO2 започнува на 380 °C (Ca), 480 °C (Sr), 790 °C (Ba). При загревање на EO2 со концентриран водороден пероксид, може да се добијат жолти нестабилни материи - EO4 суперпероксиди.
Е-солите обично се безбојни. Хлоридите, бромидите, јодидите и нитратите се многу растворливи во вода. Флуоридите, сулфатите, карбонатите и фосфатите се слабо растворливи. Јонот Ba2+ е токсичен. Е-халидите се поделени во две групи: флуориди и сите други. Флуоридите се речиси нерастворливи во вода и киселини и не формираат кристални хидрати. Напротив, хлоридите, бромидите и јодидите се многу растворливи во вода и се ослободуваат од растворите во форма на кристални хидрати. Некои својства на EG2 се претставени подолу:

CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
Топло. arr., kcalmol. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
Ecr. решетки, kcalmol. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
Топлина, °C 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
Точка на вриење, °C 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
D(EG) во парови, 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

Кога се добиваат со размена на разложување во раствор, флуоридите се ослободуваат во форма на обемни мукозни наслаги, кои прилично лесно формираат колоидни раствори. EG2 може да се добие со дејствување со соодветните халогени на соодветните E. Топите EG2 се способни да растворат до 30% E. При проучување на електричната спроводливост на топите на хлоридите на елементите од втората група од главната подгрупа, беше откриено дека нивниот молекуларен јонски состав е многу различен. Степените на дисоцијација според шемата ESl2 = E2+ + 2Cl– се еднакви на: BeCl2 - 0,009%, MgCl2 - 14,6%, CaCl2 - 43,3%, SrCl2 - 60,6%, BaCl2 - 80,2%. Е-халидите (освен флуоридите) содржат вода за кристализација: CaCl2.6H2O, SrCl2.6H2O и BaCl2.2H2O. Рендгенската дифракциона анализа ја утврди структурата на E[(OH2)6]G2 за кристални хидрати на Ca и Sr. Со бавно загревање на EG2 кристалните хидрати, може да се добијат безводни соли. CaCl2 лесно формира презаситени раствори. Природниот CaF2 (флуорит) се користи во керамичката индустрија, а се користи и за производство на HF и е минерал на флуор. Безводниот CaCl2 се користи како средство за сушење поради неговата хигроскопност. Калциум хлорид кристален хидрат се користи за подготовка на смеси за ладење. BaCl2 – се користи во cx и за отворање на SO42- (Ba2+ + SO42- = BaSO4). Со спојување на EG2 и EN2 може да се добијат хидрохалиди: EG2 + EN2 = 2ENH. Овие супстанции се топат без распаѓање, но се хидролизираат со вода: 2ENH + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2. Растворливоста на хлоратите, броматите и јодатите во вода се намалува по редот на Ca – Sr – Ba и Cl – Br – I. Ba(ClO3)2 – што се користи во пиротехниката. Е перхлоратите се високо растворливи не само во вода туку и во органски растворувачи. Најважен од E(ClO4)2 е Ba(ClO4)2.3H2O. Безводниот бариум перхлорат е добар десикант. Неговото термичко распаѓање започнува само на 400 °C. Калциум хипохлорит Ca(ClO)2.nH2O (n=2,3,4) се добива со дејство на хлорот на варово млеко. Тој е оксидирачки агенс и е многу растворлив во вода. Изветвена вар може да се произведе со третирање на цврста гасена вар со хлор. Се распаѓа со вода и мириса на хлор во присуство на влага. Реагира со CO2 во воздухот:
CO2 + 2CaOCl2 = CaСO3 + CaCl2 + Cl2O.
Белилото се користи како оксидирачки агенс, средство за белење и како средство за дезинфекција.
Азидите E(N3)2 и тиоцијанати E(CNS)2.3H2O се познати по земноалкалните метали. Азидите се многу помалку експлозивни од оловниот азид. Роданидите лесно губат вода кога се загреваат. Тие се многу растворливи во вода и органски растворувачи. Ba(N3)2 и Ba(CNS)2 може да се користат за добивање на азиди и тиоцијанати на други метали од сулфати со реакција на размена.
Калциум и стронциум нитрати обично постојат во форма на кристални хидрати Ca(NO3)2.4H2O и Sr(NO3)2.4H2O. Бариум нитратот не се карактеризира со формирање на кристален хидрат. Кога се загреваат Ca(NO3)2,4H2O и Sr(NO3)2,4H2O, лесно губам вода. Во инертна атмосфера, E нитратите се термички стабилни до 455 oC (Ca), 480 oC (Sr), 495 oC (Ba). Топењето на калциум нитрат кристален хидрат има кисела средина на 75 °C. Посебна карактеристика на бариум нитрат е ниската стапка на растворање на неговите кристали во вода. Само бариум нитрат, по кој е познат нестабилниот комплекс К2, покажува тенденција да формира комплекси. Калциум нитрат е растворлив во алкохоли, метил ацетат и ацетон. Стронциум и бариум нитрати се речиси нерастворливи таму. Точката на топење на E нитратите се проценува на 600°C, но на истата температура започнува распаѓањето: E(NO3)2 = E(NO2)2 + O2. Понатамошното распаѓање се случува на повисока температура: E(NO2)2 = EO + NO2 + NO. Е нитратите долго време се користат во пиротехниката. Високо испарливите Е соли го обојат пламенот во соодветните бои: Ca – портокалово-жолта, Sr – црвено-карминска, Ba – жолто-зелена. Ајде да ја разбереме суштината на ова користејќи го примерот на Sr: Sr2+ има два VAO: 5s и 5p или 5s и 4d. Ајде да му пренесеме енергија на овој систем - да го загрееме. Електроните од орбиталите поблиску до јадрото ќе се преместат кон овие VAO. Но, таков систем не е стабилен и ќе ослободи енергија во форма на светлосен квант. Тоа е Sr2+ што емитира кванти со фреквенција што одговара на црвените бранови должини. При подготовка на пиротехнички композиции, погодно е да се користи шалитра, бидејќи Не само што го бои пламенот, туку е и оксидирачки агенс, ослободувајќи кислород кога се загрева. Пиротехничките композиции се состојат од цврст оксидатор, цврсто редукционо средство и некои органски супстанции кои го обезбојуваат пламенот на редукционото средство и делуваат како средство за врзување. Калциум нитрат се користи како ѓубриво.
Сите фосфати и водород фосфати на Е се слабо растворливи во вода. Тие може да се добијат со растворање на соодветна количина на CaO или CaCO3 во ортофосфорна киселина. Тие се таложат и при реакции на размена од типот: (3-x)Ca2+ + 2HxPO4-(3-x) = Ca(3-x)(HxPO4)2. Од практично значење (како ѓубриво) е моносупституираниот калциум ортофосфат, кој заедно со Ca(SO4) е дел од суперфосфатот. Се добива според шемата:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Оксалатите се исто така малку растворливи во вода. Од практично значење има калциум оксалат, кој се дехидрира на 200 °C и се распаѓа на 430 °C според следната шема: CaC2O4 = CaCO3 + CO. Е ацетатите се изолирани во форма на кристални хидрати и се многу растворливи во вода.
Е сулфатите се бели материи кои се слабо растворливи во вода. Растворливоста на CaSO4.2H2O на 1000 g вода на обична температура е 8,10-3 mol, SrSO4 - 5,10-4 mol, BaSO4 - 1,10-5 mol, RaSO4 - 6,10-6 mol. Во серијата Ca–Ra, растворливоста на сулфатите брзо се намалува. Ba2+ е реагенс за сулфат јон. Калциум сулфат содржи вода за кристализација. Над 66 oC од растворот се ослободува безводен калциум сулфат, под - гипс CaSO4.2H2O. Загревањето на гипсот над 170 °C е придружено со ослободување на хидратна вода. Кога гипсот се меша со вода, оваа маса брзо се стврднува поради формирање на кристален хидрат. Ова својство на гипс се користи во градежништвото. Египќаните го користеле ова знаење пред 2000 години. Растворливоста на ESO4 во силна сулфурна киселина е многу поголема отколку во вода (BaSO4 до 10%), што укажува на формирање комплекс. Соодветните ESO4.H2SO4 комплекси може да се добијат во слободна состојба. Двојните соли со алкални метали и амониум сулфати се познати само за Ca и Sr. (NH4)2 е растворлив во вода и се користи во аналитичката хемија за одвојување Ca од Sr, бидејќи (NH4)2 е малку растворлив. Гипсот се користи за комбинирано производство на сулфурна киселина и цемент, бидејќи кога се загрева со редукционо средство (јаглен), гипсот се разградува: CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO. На повисока температура (900 oC), сулфурот се намалува уште повеќе според следната шема: CaSO4 + 3C = CaS + CO2 + 2CO. Слично распаѓање на Sr и Ba сулфати започнува на повисоки температури. BaSO4 е нетоксичен и се користи во медицината и во производството на минерални бои.
Е сулфидите се бели цврсти материи кои кристализираат како NaCl. Топлините на нивното формирање и енергиите на кристалните решетки се еднакви (kcalmol): 110 и 722 (Ca), 108 и 687 (Sr), 106 и 656 (Ba). Може да се добијат со синтеза од елементи со загревање или со калцинирање на сулфати со јаглен: ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO. Најмалку растворлив е CaS (0,2 hl). ES влегува во следните реакции кога се загрева:
ES + H2O = EO + H2S; ES + G2 = S + EG2; ES + 2O2 = ESO4; ES + xS = ESx+1 (x=2,3).
Сулфидите на земноалкалните метали во неутрален раствор целосно се хидролизираат според шемата: 2ES + 2H2O = E(HS)2 + E(OH)2. Киселинските сулфиди може да се добијат и во слободна состојба со испарување на раствор од сулфиди. Тие реагираат со сулфур:
E(HS)2 + xS = ESx+1 + H2S (x=2,3,4).
Меѓу кристалните хидрати познати се BaS.6H2O и Ca(HS)2.6H2O, Ba(HS)2.4H2O. Ca(HS)2 се користи за отстранување на влакна. ЕС се предмет на феноменот на фосфоресценција. Познати се следните полисулфиди на Е: ES2, ES3, ES4, ES5. Тие се добиваат со варење на суспензија на ES во вода со сулфур. Во воздухот, ES се оксидираат: 2ES + 3O2 = 2ESO3. Со поминување на воздухот низ суспензија на CaS, можете да добиете Ca тиосулфат според шемата: 2CaS + 2O2 + H2O = Ca(OH)2 + CaS2O3. Тој е многу растворлив во вода. Во серијата Ca – Sr – Ba се намалува растворливоста на тиосулфатите. Е-телуридите се малку растворливи во вода и исто така се предмет на хидролиза, но во помала мера од сулфидите.
Растворливоста на E хроматите во серијата Ca-Ba опаѓа исто толку нагло како и во случајот со сулфатите. Овие супстанции жолта бојасе добиваат со интеракција на растворливи соли на Е со хромати (или дихромати) на алкални метали: E2+ + CrO42- = ECrO4. Калциум хромат се ослободува во форма на кристален хидрат – CaCrO4.2H2O (pPR CaCrO4 = 3.15). Дури и пред точката на топење, губи вода. SrCrO4 и BaCrO4 не формираат кристални хидрати. pPR SrCrO4 = 4,44, pPR BaCrO4 = 9,93.
Е карбонатите се бели, слабо растворливи материи во вода. Кога се загрева, ECO3 се трансформира во EO, со што се разделува CO2. Во серијата Ca–Ba, топлинската стабилност на карбонатите се зголемува. Практично најважен од нив е калциум карбонат (варовник). Директно се користи во градежништвото, а служи и како суровина за производство на вар и цемент. Годишното светско производство на вар од варовник изнесува десетици милиони тони. Термичката дисоцијација на CaCO3 е ендотермична: CaCO3 = CaO + CO2 и бара цена од 43 kcal по мол варовник. Калцинирањето на CaCO3 се врши во шахтни печки. Нуспроизвод од печењето е вреден јаглерод диоксид. CaO е важен градежен материјал. Кога се меша со вода, се јавува кристализација поради формирање на хидроксид, а потоа карбонат според следните шеми:
CaO + H2O = Ca(OH)2 и Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
Огромно важна практична улога игра цементот - зеленикаво-сив прав кој се состои од мешавина од различни силикати и калциум алуминати. Кога се меша со вода се стврднува поради хидратација. За време на неговото производство, мешавина од CaCO3 и глина се пече додека не започне синтерувањето (1400-1500 oC). Потоа смесата се меле. Составот на цементот може да се изрази како процент од компонентите CaO, SiO2, Al2O3, Fe2O3, при што CaO ја претставува основата, а остатокот се киселински анхидриди. Составот на силикатниот (портлад) цемент главно се состои од Ca3SiO5, Ca2SiO4, Ca3(AlO3)2 и Ca(FeO2)2. Нејзиното поставување се одвива според следните шеми:
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.
Природна креда се додава на разни китови. Фино-кристален CaCO3, таложен од раствор, е дел од прашокот за заби. BaO се добива од BaCO3 со калцинирање со јаглен според следната шема: BaCO3 + C = BaO + 2CO. Ако процесот се изведува на повисока температура во млаз од азот, се формира бариум цијанид: BaCO3 + 4C + N2 = 3CO + Ba(CN)2. Ba(CN)2 е многу растворлив во вода. Ba(CN)2 може да се користи за производство на цијаниди на други метали со разменување на распаѓање со сулфати. Водородните карбонати се растворливи во вода и можат да се добијат само во раствор, на пример, со внесување на јаглерод диоксид во суспензија на CaCO3 во вода: CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2. Оваа реакција е реверзибилна и се поместува налево кога се загрева. Присуството на калциум и магнезиум бикарбонати во природните води предизвикува тврдост на водата.

Тврдост на водата и начини за нејзино отстранување
Растворливите соли на калциум и магнезиум предизвикуваат целосна тврдост на водата. Ако ги има во вода во мали количини, тогаш водата се нарекува мека. Ако содржината на овие соли е висока (100–200 mg калциумови соли на литар во однос на јони), водата се смета за тврда. Во таква вода, сапунот не се пени добро, бидејќи солите на калциум и магнезиум формираат нерастворливи соединенија со него. Тврдата вода не ја приготвува добро храната, а кога се варат, формира бигор на ѕидовите на приборот за домаќинство и парните котли. Вагата има ниска топлинска спроводливост, предизвикува зголемување на потрошувачката на гориво или потрошувачка на електрична енергија на електричниот апарат и го забрзува абењето на ѕидовите на садот за зовриена вода. Кога се загреваат, киселите калциумови и магнезиум карбонати се разградуваат и се претвораат во нерастворливи базни карбонати: Ca(HCO3) = H2O + CO2 + CaCO3↓ Растворливоста на калциум сулфатот CaSO4 исто така се намалува при загревање, па затоа е дел од скалата. Цврстината предизвикана од присуството на кисели калциум и магнезиум карбонати во водата се нарекува карбонат или привремена цврстина, бидејќи може да се елиминира. Покрај карбонатната цврстина, постои и некарбонатна цврстина, која зависи од содржината на ECl2 и ESO4 во водата, каде што E е Ca, Mg. Овие соли не се отстрануваат со вриење и затоа некарбонатната цврстина се нарекува и трајна цврстина. Карбонатната и некарбонатната цврстина се собираат до вкупната цврстина. За целосно да се елиминира, водата понекогаш се дестилира. Но, тоа е скапо. За да се отстрани тврдоста на карбонат, водата може да се варат, но ова е исто така скапо и се формира со бигор. Тврдоста се отстранува со додавање на соодветна количина на Ca(OH)2: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2H2O. Општата цврстина се елиминира или со додавање Na2CO3, или со користење на таканаречените катјонски разменувачи. Кога користите натриум карбонат растворливи соликалциумот и магнезиумот исто така се претвораат во нерастворливи карбонати: Ca2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓. Отстранувањето на тврдоста со помош на катјонски разменувачки смоли е понапреден процес. Катјонските разменувачи се органски соединенија со висока молекуларна содржина на натриум, чиј состав може да се изрази со формулата Na2R, каде што R е комплексен киселински остаток. Кога водата се филтрира низ слој од смола за размена на катјони, Na+ катјоните од кристалната решетка се разменуваат за Ca2+ и Mg2+ катјони од растворот според шемата: Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR. Следствено, јоните на Ca минуваат од растворот во катјонскиот разменувач, а јоните на Na+ од катјонскиот разменувач во растворот. За да се врати употребениот катјонски изменувач, тој се мие со концентриран раствор од кујнска сол. Во овој случај се случува обратен процес: Ca2+ јоните во кристалната решетка на катјонскиот разменувач се заменуваат со Na+ јони од растворот. Регенерираниот катјонски изменувач повторно се користи за прочистување на водата. Филтрите базирани на пермутит работат на сличен начин:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca

Да се ​​биде во природа
Поради високата хемиска активност, калциумот не се јавува во слободна форма во природата.
Најголем дел од калциумот е содржан во силикати и алумосиликати на разни карпи (гранити, гнајсеви и др.), особено во фелдспат - Ca анортит.
Во форма на седиментни карпи, соединенијата на калциум се претставени со креда и варовници, кои се состојат главно од минералот калцит (CaCO3). Кристалната форма на калцит - мермер - се наоѓа во природата многу поретко.
Калциумските минерали како калцит CaCO3, анхидрит CaSO4, алабастер CaSO4 0,5H2O и гипс CaSO4 2H2O, флуорит CaF2, апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3 CaCO3 се доста распространети. Присуството на соли на калциум и магнезиум во природната вода ја одредува нејзината цврстина.
Калциум, енергично мигрира во земјината кораи акумулирајќи се во различни геохемиски системи, формира 385 минерали (четврто место по бројот на минерали).
Калциумот сочинува 3,38% од масата на земјината кора (5-та најзастапена по кислородот, силициумот, алуминиумот и железото). Содржината на елементот во морската вода е 400 mg/l.
Изотопи
Калциумот се јавува во природата како мешавина од шест изотопи: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, меѓу кои најчестиот - 40Ca - сочинува 96,97%.
Од шесте природни изотопи на калциум, пет се стабилни. Шестиот изотоп, 48Ca, најтешкиот од шесте и многу редок (неговото изотопско изобилство е само 0,187%), неодамна беше откриено дека претрпува двојно бета распаѓање со полуживот од 5,3 x 1019 години.
Потврда
Слободниот метален калциум се добива со електролиза на топење што се состои од CaCl2 (75-80%) и KCl или од CaCl2 и CaF2, како и со алуминотермичка редукција на CaO на 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
Хемиски својства
Калциумот е типичен земноалкален метал. Хемиска активносткалциумот е висок, но понизок од сите други земноалкални метали. Лесно реагира со кислород, јаглерод диоксид и влага во воздухот, поради што површината на калциумовиот метал е обично тапо сива, па во лабораторија калциумот обично се складира, како и другите метали од алкална земја, во добро затворена тегла под слој. од керозин или течен парафин.
Во серијата стандардни потенцијали, калциумот се наоѓа лево од водородот. Стандарден електродниот потенцијалпарови Ca2+/Ca0 −2,84 V, така што калциумот реагира активно со вода, но без палење:
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q.
Калциумот реагира со активни неметали (кислород, хлор, бром) во нормални услови:
2Ca + O2 → 2CaO
Ca + Br2 → CaBr2.
Кога се загрева во воздух или кислород, калциумот се запали. Калциумот комуницира со помалку активни неметали (водород, бор, јаглерод, силициум, азот, фосфор и други) кога се загрева, на пример:
Ca + H2 → CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Ca + 2C → CaC2,
Познати се и 3Ca + 2P → Ca3P2 (калциум фосфид), калциум фосфиди од составите CaP и CaP5;
2Ca + Si → Ca2Si (калциум силицид); познати се и силициди на калциум од составите CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.
Појавата на горенаведените реакции, по правило, е придружена со ослободување на голема количина топлина (односно, овие реакции се егзотермни). Кај сите соединенија со неметали, оксидационата состојба на калциумот е +2. Повеќето соединенија на калциум со неметали лесно се разложуваат со вода, на пример:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Ca2+ јонот е безбоен. Кога на пламенот се додаваат растворливи калциумови соли, пламенот станува тули-црвен.
Калциумовите соли како што се CaCl2 хлорид, CaBr2 бромид, CaI2 јодид и Ca(NO3)2 нитрат се високо растворливи во вода. Флуорид CaF2, карбонат CaCO3, сулфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат CaC2O4 и некои други се нерастворливи во вода.
Важно е дека, за разлика од калциум карбонат CaCO3, киселиот калциум карбонат (бикарбонат) Ca(HCO3)2 е растворлив во вода. Во природата, ова води до следните процеси. Кога студениот дожд или речната вода, заситена со јаглерод диоксид, продира под земја и паѓа на варовник, се забележува нивно растворање:
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2.
На истите места каде што водата заситена со калциум бикарбонат доаѓа на површината на земјата и се загрева од сончевите зраци, се јавува обратна реакција:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O.
Така се случува трансферот во природата големи масисупстанции. Како резултат на тоа, под земја може да се формираат огромни празнини, а во пештерите се формираат прекрасни камени „мразови“ - сталактити и сталагмити.
Присуството на растворен калциум бикарбонат во водата во голема мера ја одредува привремената тврдост на водата. Се нарекува привремен затоа што кога водата ќе зоврие, бикарбонатот се распаѓа и се таложи CaCO3. Овој феномен води, на пример, до фактот дека со текот на времето се формира бигор во котел.
Примени на калциум метал
Главната употреба на калциум метал е како средство за намалување во производството на метали, особено никел, бакар и нерѓосувачки челик. Калциумот и неговиот хидрид се користат и за добивање метали кои тешко се редуцираат како што се хром, ториум и ураниум. Легурите на калциум со олово се користат во батерии и легури на лежишта. Гранулите на калциум се користат и за отстранување на траги од воздух од вакуум уредите.
Биолошка улога
Калциумот е вообичаен макронутриент во телото на растенијата, животните и луѓето. Кај луѓето и другите 'рбетници, најголемиот дел од него е содржан во скелетот и забите во форма на фосфати. Од различни формиКалциум карбонат (вар) се состои од скелети на повеќето групи без'рбетници (сунѓери, корални полипи, мекотели итн.). Калциумовите јони се вклучени во процесите на згрутчување на крвта, како и во обезбедувањето постојан осмотски притисок на крвта. Калциумовите јони служат и како еден од универзалните втори гласници и регулираат различни интрацелуларни процеси - мускулна контракција, егзоцитоза, вклучително и лачење на хормони и невротрансмитери итн. Концентрацијата на калциум во цитоплазмата на човечките клетки е околу 10-7 mol, во меѓуклеточни течности околу 10− 3 mol.
СТРОНТИУМ
Да се ​​биде во природа
Стронциумот не се наоѓа во слободна форма. Тој е дел од околу 40 минерали. Од нив, најважен е celestine SrSO4 (51,2% Sr). Се ископува и стронтианит SrCO3 (64,4% Sr). Овие два минерали се од индустриско значење. Најчесто, стронциумот е присутен како нечистотија во различни минерали на калциум.
Други минерали на стронциум вклучуваат:
SrAl3(AsO4)SO4(OH)6 - кемлицит;
Sr2Al(CO3)F5 - стенонит;
SrAl2(CO3)2(OH)4 H2O - стронтиодресерит;
SrAl3(PO4)2(OH)5 H2O - гојазит;
Sr2Al(PO4)2OH - Гудкенит;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 - сванбергит;
Sr(AlSiO4)2 - слосонит;
Sr(AlSi3O8)2 5H2O - пивстерит;
Sr5(AsO4)3F - ферморит;
Sr2(B14O23) 8H2O - стронтиогинорит;
Sr2(B5O9)Cl Н2О - стронтиохилгардит;
SrFe3(PO4)2(OH)5 H2O - лисунит;
SrMn2(VO4)2 4H2O - сантафеит;
Sr5(PO4)3OH - беловит;
SrV(Si2O7) - Харадаит.
Во однос на физичкото изобилство во земјината кора, стронциумот е на 23-то место - неговиот масен удел е 0,014% (во литосферата - 0,045%). Моловиот дел од металот во земјината кора е 0,0029%. Стронциумот се наоѓа во морската вода (8 mg/l).
Во природата, стронциумот се јавува во форма на мешавина од 4 стабилни изотопи 84Sr (0,56%), 86Sr (9,86%), 87Sr (7,02%), 88Sr (82,56%).

Потврда
Постојат 3 начини да се добие метал стронциум:
термичко разложување на некои соединенија
електролиза
редукција на оксид или хлорид.
Хемиски својства
Стронциумот во неговите соединенија секогаш покажува валентност од +2. Во однос на својствата, стронциумот е блиску до калциумот и бариумот, заземајќи средна позиција меѓу нив.
Во серијата на електрохемиски напон, стронциумот е меѓу најактивните метали (неговиот нормален електроден потенцијал е −2,89 V. Тој енергично реагира со вода, формирајќи хидроксид:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Соединува со киселините, ги поместува тешките метали од нивните соли. Слабо реагира со концентрирани киселини (H2SO4, HNO3).
Металниот стронциум брзо оксидира во воздухот, формирајќи жолтеникава фолија, во која, покрај SrO оксид, секогаш се присутни и SrO2 пероксид и Sr3N2 нитрид. Кога се загрева во воздух, тој се запали; стронциумот во прав во воздухот е склон кон самозапалување.
Енергично реагира со неметали - сулфур, фосфор, халогени. Се поврзува со водород (над 200°C), азот (над 400°C). Практично не реагира со алкалии.
На високи температури реагира со CO2 за да формира карбид:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Лесно растворливи соли на стронциум со анјоните Cl−, I−, NO3−. Солите со анјони F-, SO42-, CO32-, PO43- се малку растворливи.
Апликација
Главните области на примена на стронциумот и неговите хемиски соединенија се радио-електронската индустрија, пиротехниката, металургијата и прехранбената индустрија.
Металургија
Стронциумот се користи за легирање на бакар и некои негови легури, за внесување во легури на олово од батерии, за десулфуризација на леано железо, бакар и челици.
Металотермија
За редукција на ураниумот се користи стронциум со чистота од 99,99-99,999%.
Магнетни материјали
Цврстите магнетни стронциумски ферити се широко користени како материјали за производство на постојани магнети.
Пиротехника
Во пиротехниката, стронциум карбонат, нитрат и перхлорат се користат за боење на пламениот кармин црвено. Легурата на магнезиум-стронциум има силни пирофорични својства и се користи во пиротехниката за запаливи и сигнални композиции.
Нуклеарна енергија
Стронциум уранат игра важна улога во производството на водород (циклус стронциум-уранат, Лос Аламос, САД) со термохемиски метод (атомско-водородна енергија), а особено се развиваат методи за директна фисија на јадрата на ураниум во составот на стронциум уранат за производство на топлина од распаѓањето на водата до водород и кислород.

Стронциум оксидот се користи како компонента на суперспроводлива керамика.
Хемиски извори на струја
Стронциум флуоридот се користи како компонента на флуор батерии во цврста состојба со огромен енергетски капацитет и енергетска густина.
Легурите на стронциум со калај и олово се користат за лиење на струјните кабли на батериите. Легури на стронциум-кадмиум за аноди на галвански ќелии.
Биолошка улога
Ефект врз човечкото тело
Ефектот врз човечкото тело на природни (нерадиоактивни, ниско-токсични и, згора на тоа, широко користени за третман на остеопороза) и радиоактивни изотопи на стронциум не треба да се мешаат.
Природен стронциум - компонентамикроорганизми, растенија и животни. Стронциумот е аналог на калциумот, па затоа најефикасно се депонира во коскеното ткиво. Помалку од 1% се задржува во меките ткива. Стронциумот се акумулира со висока стапка во телото на децата до четиригодишна возраст, кога активно се формира коскеното ткиво. Метаболизмот на стронциумот се менува кај одредени болести на дигестивниот систем и кардиоваскуларниот систем.
БАРИУМ
Да се ​​биде во природа
Содржината на бариум во земјината кора е 0,05% по маса; во морската вода просечната содржина на бариум е 0,02 mg/l. Бариумот е активен, припаѓа на подгрупата на алкални земјени метали и е доста цврсто врзан во минералите. Главни минерали: барит (BaSO4) и ветерит (BaCO3).
Ретки минерали на бариум: целзиан или бариум фелдспат (бариум алумосиликат), хија-лофан (мешан бариум и калиум алумосилат), нитробарит (бариум нитрат) итн.

Изотопи
Природниот бариум се состои од мешавина од седум стабилни изотопи: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba. Вториот е најчест (71,66%). Познати се и радиоактивни изотопи на бариум, од кои најважен е 140Ba. Се формира со распаѓање на ураниум, ториум и плутониум.
Потврда
Главната суровина за производство на бариум е барит концентрат (80-95% BaSO4), кој пак се добива со флотација на барит. Бариум сулфатот последователно се редуцира со кокс или природен гас:
BaSO4 + 4C = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2C + 4H2O.
Потоа, сулфидот, кога се загрева, се хидролизира до бариум хидроксид Ba(OH)2 или, под влијание на CO2, се претвора во нерастворлив бариум карбонат BaCO3, кој потоа се претвора во бариум оксид BaO (калцинирање на 800 °C за Ba (OH)2 и над 1000 °C за BaCO3):
BaS + 2H2O = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba(OH)2 = BaO + H2O
BaCO3 = BaO + CO2
Металот на бариум се добива од оксидот со редукција со алуминиум во вакуум на 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Бариумот се прочистува со вакуумска дестилација или зонско топење.
Хемиски својства
Бариумот е земноалкален метал. Во воздухот, бариумот брзо оксидира, формирајќи мешавина од бариум оксид BaO и бариум нитрид Ba3N2, а со мало загревање се запали. Енергично реагира со вода, формирајќи бариум хидроксид Ba(OH)2:
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2
Активно комуницира со разредени киселини. Многу бариумови соли се нерастворливи или малку растворливи во вода: бариум сулфат BaSO4, бариум сулфит BaSO3, бариум карбонат BaCO3, бариум фосфат Ba3(PO4)2. Бариум сулфид BaS, за разлика од калциум сулфид CaS, е многу растворлив во вода.
Лесно реагира со халогени за да формира халиди.
Кога се загрева со водород, тој формира бариум хидрид BaH2, кој пак со литиум хидрид LiH го дава комплексот Li.
Реагира кога се загрева со амонијак:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Кога се загрева, бариум нитрид Ba3N2 реагира со CO, формирајќи цијанид:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
Со течен амонијак дава темно син раствор, од кој може да се изолира амонијак, кој има златен сјај и лесно се распаѓа со елиминација на NH3. Во присуство на платина катализатор, амонијакот се распаѓа и формира бариум амид:
= Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Бариум карбид BaC2 може да се добие со загревање на BaO со јаглен во лачна печка.
Со фосфор формира фосфид Ba3P2.
Бариумот ги редуцира оксидите, халидите и сулфидите на многу метали до соодветниот метал.
Апликација
Антикорозивен материјал
Бариумот се додава заедно со циркониум во течности за ладење на течни метали (легури на натриум, калиум, рубидиум, литиум, цезиум) за да се намали агресивноста на вториот на цевководи и во металургијата.
Феро- и пиезоелектрични
Бариум титанат се користи како диелектрик во производството на керамички кондензатори и како материјал за пиезоелектрични микрофони и пиезокерамички емитери.
Оптика
Бариум флуорид се користи во форма на единечни кристали во оптика (леќи, призми).
Пиротехника
Бариум пероксид се користи за пиротехника и како оксидирачки агенс. Бариум нитрат и бариум хлорат се користат во пиротехниката за боење на пламенот (зелен оган).
Нуклеарно-водородна енергија
Бариум хромат се користи во производството на водород и кислород со термохемиски метод (циклус Oak Ridge, САД).
Високотемпературна суперспроводливост
Бариум оксидот, заедно со оксидите на бакарот и металите од ретки земји, се користи за синтеза на суперспроводлива керамика која работи на температури на течен азот и повисоки.
Нуклеарна енергија
Бариум оксид се користи за топење на посебен вид стакло - се користи за обложување на ураниумски прачки. Еден од широко распространетите типови на такви очила го има следниот состав - (фосфор оксид - 61%, BaO - 32%, алуминиум оксид - 1,5%, натриум оксид - 5,5%). Во топењето на стакло за нуклеарната индустрија, се користи и бариум фосфат.
Хемиски извори на струја
Бариум флуоридот се користи во флуорионските батерии во цврста состојба како компонента на флуоридниот електролит.
Бариум оксид се користи во бакарни оксидни батерии со голема моќност како компонента на активната маса (бариум оксид-бакар оксид).
Бариум сулфат се користи како експандер на активната маса на негативната електрода во производството на оловно-киселински батерии.

Цените
Цените за бариум метал во инготи со чистота од 99,9% варираат околу 30 долари за 1 кг.
Биолошка улога
Биолошката улога на бариумот не е доволно проучена. Не е вклучен во списокот на витални микроелементи. Сите растворливи соли на бариум се многу отровни.
РАДИУМ
Радиум (лат. Радиум), Ра, радиоактивен хемиски елемент од II група на периодичниот систем на Менделеев, атомски број 88. Изотопи на Ра се познати со масени броеви 213, 215, 219-230. Најдолговечен е а-радиоактивен 226Ra со полуживот од околу 1600 години. Во природата, 222Ra (специјалното име на изотопот е актиниум-X, симбол AcX), 224Ra (ториум-X, ThX), 226Ra и 228Ra (мезоториум-I, MsThI) се наоѓаат како членови на природни радиоактивни серии.
ПРИКАЗНА
Откривањето на Ра беше пријавено во 1898 година од сопружниците П. и М. Кири заедно со Џеј Бемонт, кратко откако А. Бекерел прв (во 1896 година) го откри феноменот на радиоактивност во солите на ураниум. Во 1897 година, М. Склодовска-Кири, која работела во Париз, открила дека интензитетот на зрачењето што го испушта ураниумскиот катран (минералот уранинит) е многу поголем отколку што може да се очекува, со оглед на содржината на ураниум во катранот. Склодовска-Кири сугерираше дека тоа е предизвикано од присуството на сè уште непознати високо радиоактивни материи во минералот. Темелното хемиско проучување на ураниумскиот катран овозможило да се откријат два нови елементи - прво полониум, а малку подоцна - Р. За време на изолацијата на Р., однесувањето на новиот елемент било следено од неговото зрачење, поради што елементот беше именуван од латинскиот. радиус - зрак. За да се изолира чистото соединение R., Куриите во лабораторија обработиле околу 1 тон фабрички отпад што останал по екстракција на ураниум од ураниумски катран. Конкретно, не помалку од 10.000 рекристализација беа извршени од водени раствори на мешавина од BaCl2 и RaCl2 (соединенијата на бариум служат како таканаречени изоморфни носители при екстракција на R). Како резултат на тоа, успеавме да добиеме 90 mg чист RaCI2.
Ра е исклучително редок елемент. Во рудите на ураниум, кои се негов главен извор, нема повеќе од 0,34 g Ra на 1 тон U. R. припаѓа на високо дисперзирани елементи и се наоѓа во многу мали концентрации во широк спектар на објекти.
Сите Ra соединенија покажуваат бледо синкав сјај во воздухот. Поради само-апсорпцијата на a- и b-честичките кои се испуштаат за време на радиоактивното распаѓање на 226Ra и неговите ќерки производи, секој грам 226Ra ослободува околу 550 J (130 cal) топлина на час, така што температурата на препаратите Ra е секогаш малку повисока од температурата на околината.
ФИЗИЧКИ СВОЈСТВА
Ра е сребрено-бел сјаен метал кој брзо се оцрнува во воздухот. Кубна решетка во центарот на телото, проценета густина 5,5 g/cm3. Според различни извори, tpl. е 700-960 °C, tkip е околу 1140 °C. Надворешната електронска обвивка на атомот R содржи 2 електрони (7s2 конфигурација). Во согласност со ова, R. има само една оксидациска состојба +2 (валентност II). Во однос на хемиските својства, R. е најмногу сличен на бариумот, но е поактивен. На собна температура, R. се комбинира со кислород, давајќи го оксидот RaO и со азот, давајќи го нитридот Ra3N2. R. бурно реагира со вода, ослободувајќи H2 и се формира силната база Ra (OH)2. Р.
ХЕМИСКИ СВОЈСТВА
Според хемијата Свето срање, радиумот е сличен на Va. Речиси сите соединенија на радиум се изоморфни на соодветните соединенија. Ва. Во воздухот, металниот радиум брзо се покрива со темна фолија, која е мешавина од радиум нитрид и радиум оксид. Металниот радиум бурно реагира со вода за да формира хидроксид растворлив во вода Ra(OH)2 и да го ослободи H2. Потенцијалот на електродата за ослободување на радиум од водени раствори е -1,718 V (во однос на нормалната електрода на каломел).

Соединенијата на радиум имаат својство на автолуминисценција - светат во темнина поради нивните сопствени својства. радијација. Мн. солите на радиум се безбојни, но кога се распаѓаат под дејство. свој зрачењето добива жолта или кафена боја. Па сол. во вода RaCl2 (mp 900 °C, густина 4,91 g/cm3; види исто така табела), RaBr2 (mp 728 °C, густина 5,79 g/cm3), RaI2 и Ra(NO3)2. Подобро од другите решенија. во вода RaBr2 (70 g во 100 g на 20 ° C). Радиум хлоридот и бромидот се кристализираат од вода во форма на кристални хидрати со две или шест молекули H2O. Малку растворливи соединенија се RaSO4 сулфат (приближно 2 10-4 g во 100 g вода на 20°C), Ra(IO3)2 јодат, RaF2 флуорид, RaCrO4 хромат, RaCO3 карбонат и RaC2O4 оксалат. Познати се комплекси на радиум со лимон, забен камен, јаболко, млеко, етилендиамин тетраоцет и други лиганди. Во споредба со другите алкали-земји. Кај металите, радиумот има послаба тенденција да формира комплекси.
Радиумот се изолира во форма на RaCl2 или други соли како нуспроизвод од преработката на ураниумските руди (по екстракција на U од нив), користејќи методи на таложење, фракциона кристализација и јонска размена; металик радиумот се добива со електролиза на растворот RaCl2 на жива катода, редукција на RaO со алуминиум при загревање. во вакуум.

ПРИМЕНА
Проучувањето на својствата на Ра одигра огромна улога во развојот на научното знаење, бидејќи овозможи да се разјаснат многу прашања поврзани со феноменот на радиоактивност. Долго време, Ра беше единствениот елемент чии радиоактивни својства нашле практична примена (во медицината, за подготовка на светлечки соединенија итн.). Сепак, сега во повеќето случаи е попрофитабилно да се користат не Ра, туку поевтини вештачки радиоактивни изотопи на други елементи. Ра има задржано одредено значење во медицината како извор на радон во третманот на радонските бањи. Рум се користи во мали количини за подготовка на неутронски извори (во мешавина со берилиум) и за производство на лесни композиции (во мешавина со цинк сулфид).

БИОЛОШКА УЛОГА
Радиум во телото. Од природните радиоактивни изотопи, најголемо биолошко значење има долговечниот 226Ra. R. е нерамномерно распореден во различни делови на биосферата. Постојат геохемиски провинции со висока содржина на фосфор Акумулацијата на фосфор во органите и ткивата на растенијата ги почитува општите закони за апсорпција на минералните материи и зависи од видот на растението и неговите услови на растење. Како по правило, има повеќе R. во корените и лисјата на тревните растенија отколку во стеблата и репродуктивните органи; Р. е најзастапена во кората и дрвото. Просечната содржина на R. кај цветните растенија е 0,3-9,0 × 10-11 кури/кг, во морето. алги 0,2-3,2×10-11 кури/кг.
Во телото на животните и луѓето влегува со храна, во која е постојано присутна (кај пченицата 20-26×10-15 g/g, во компирот 67-125×10-15 g/g, во месото 8×10- 15 g/g), како и со вода за пиење. Дневниот внес на 226Ra во човечкото тело со храна и вода е 2,3×10-12 курии, а загубите со урина и измет се 0,8×10-13 и 2,2×10-12 курии. Околу 80% од R. што влегува во телото (по хемиски својства е сличен на Ca) се акумулира во коскеното ткиво. Содржината на R. во човечкото тело зависи од областа на живеење и природата на исхраната. Големите концентрации на R. во телото имаат штетно влијание врз животните и луѓето, предизвикувајќи болни промени во форма на остеопороза, спонтани фрактури и тумори. Содржината на R. во почвата над 1×10-7-10-8 кури/кг значително го инхибира растот и развојот на растенијата.

Земноалкалните метали вклучуваат метали од групата IIa: берилиум, магнезиум, калциум, стронциум, бариум и радиум. Тие се одликуваат со леснотија, мекост и силна реактивност.

општи карактеристики

Од Be до Ra (од горе до долу во периодниот систем) има зголемување на: атомски радиус, метални, основни, намалувачки својства, реактивност. Електронегативноста, енергијата на јонизација и афинитетот на електроните се намалуваат.

Електронски конфигурацииовие елементи се слични, бидејќи се во иста група (главна подгрупа!), општата формула ns 2:

• Биди - 2с 2
• Mg - 3s 2
• Ca - 4s 2
• Sr - 5s 2
• Ба - 6с 2
• Ра - 7с 2

Природни соединенија

Во природата, алкалните земјени метали се јавуваат во форма на следниве соединенија:

• Be - BeO*Al 2 O 3 *6SiO 2 - берил
• Mg - MgCO 3 - магнезит, MgO*Al 2 O 3 - спинел, 2MgO*SiO 2 - оливин
• Ca - CaCO 3 - креда, мермер, варовник, калцит, CaSO 4 *2H 2 O - гипс, CaF 2 - флуорит

Потврда

Ова активни метали, кој не може да се добие со електролиза на раствор. За да ги добијат, тие користат електролиза на топи, алуминотермија и нивно поместување од соли од други поактивни метали.

MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (стопена електролиза)

CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (алуминотермија е метод за производство на метали со намалување на нивните оксиди со алуминиум)

MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg

Хемиски својства

Оксиди на земноалкални метали

Тие имаат општа формула RO, на пример: MgO, CaO, BaO.

Потврда

Оксидите на земноалкалните метали може да се добијат со распаѓање на карбонати и нитрати:

MgCO 3 → (t) MgO + CO 2

Ca(NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2

Хемиски својства

Тие покажуваат претежно основни својства, сите освен BeO - амфотеричен оксид.

Хидроксиди на земноалкални метали

Тие покажуваат основни својства, со исклучок на берилиум хидроксид - амфотеричен хидроксид.

Потврда

Хидроксидите се добиваат во реакцијата на соодветниот метален оксид и вода (сите освен Be(OH) 2)

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Хемиски својства

Основните својства на повеќето хидроксиди ги фаворизираат реакциите со киселини и киселински оксиди.

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

Реакции со соли (и не само) се случуваат ако солта е растворлива и како резултат на реакцијата се ослободува гас, се формира талог или се формира слаб електролит (вода).

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

Берилиум хидроксид е амфотеричен: покажува двојни својства, реагирајќи и со киселини и со бази.

Be(OH) 2 + HCl → BeCl 2 + H 2 O

Be(OH) 2 + NaOH → Na 2

Тврдоста на водата е збир на својства на водата што зависи од присуството во него главно на соли на калциум и магнезиум: бикарбонати, сулфати и хлориди.

Постојат привремена (карбонатна) и постојана (некарбонатна) цврстина.

Веројатно често ја дестврднувате водата во вашиот дом, се осмелувам да кажам секој ден. Привремената тврдост на водата може да се елиминира со едноставно зовривање вода во котел, а вар на нејзините ѕидови - CaCO 3 - е неоспорен доказ за елиминирање на тврдоста:

Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Привремената цврстина може да се елиминира и со додавање Na 2 CO 3 во водата:

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

Бескорисно е да се борите против постојаната цврстина со вриење: сулфатите и хлоридите нема да таложат за време на вриење. Постојаната тврдост на водата се елиминира со додавање на Na 2 CO 3 во водата:

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

Тврдоста на водата може да се одреди со користење на различни тестови. Премногу високата тврдост на водата доведува до брзо формирање на бигор на ѕидовите на котлите, цевките и котлите.

©Белевич Јури Сергеевич

Оваа статија е напишана од Јуриј Сергеевич Белевич и е негова интелектуална сопственост. Копирање, дистрибуција (вклучително и со копирање на други сајтови и ресурси на Интернет) или каква било друга употреба на информации и предмети без претходна согласност на носителот на авторските права е казниво со закон. За да добиете материјали за написите и дозвола да ги користите, ве молиме контактирајте

Метали од главните подгрупи од групите I и II. Цврстина на водата

ВО периодниот системметалните елементи главно се наоѓаат во главните подгрупи на групите I-Ill, како и во секундарните подгрупи.

Во групата IA, атомите на елементите на надворешната страна ниво на енергијаима 1 електрон во s 1 состојба, во групата IIA атомите на надворешниот EC имаат 2 електрони во s 2 состојба. Овие елементи се класифицирани како s-елементи. Во групата IIIA, сите елементи имаат 3 електрони во состојба s 2 p 1 на надворешниот ET. Тие припаѓаат на p-елементи.

Групата IA вклучува алкални метали Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, чија активност се зголемува при движење од врвот до дното поради зголемување на радиусот на атомите, метални својствасе зголемуваат на ист начин како и за металите од алкална земја од групата IIA Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra и металите од групата IIIA Al, Ga, In, Tl.

Оксидите од типот R 2 O се карактеристични само за Li; сите други алкални метали се карактеризираат со пероксиди R 2 O 2, кои се силни оксидирачки агенси.

Сите метали од овие групи формираат основни оксиди и хидроксиди, освен Be и Al, кои покажуваат амфотерични својства.

Физички својства

Во слободна состојба, сите метали се сребрено-бели материи. Магнезиумските и земноалкалните метали се податливи и еластични, прилично меки, иако поцврсти од алкалните метали. Берилиумот се карактеризира со значителна цврстина и кршливост; бариумот се распаѓа при остар удар.

Во кристална состојба во нормални услови, берилиумот и магнезиумот имаат хексагонална кристална решетка, калциумот, стронциумот имаат кубна кристална решетка во центарот на лицето, бариумот има кубна кристална решетка во центарот на телото со метален тип на хемиска врска, што ја одредува нивната висока топлинска и електрична спроводливост.

Металите имаат точки на топење и вриење повисоки од оние на алкалните метали, а со зголемување на атомскиот број на елементот, точката на топење на металот се менува немонотоно, што е поврзано со промена на видот на кристалната решетка.

Берилиумот и магнезиумот се покриени со издржлив филм од оксид и не се менуваат во воздухот. Земјеноалкалните метали се многу активни; тие се чуваат во затворени ампули, под слој од вазелин или керозин.

Некои физички својства на берилиум, магнезиум и земноалкални метали се дадени во табелата.

Алкални метали- Станува збор за сребрено-бели материи со карактеристичен метален сјај. Тие брзо бледнеат во воздухот поради оксидација. Ова се меки метали; мекоста на Na, K, Rb, Cs е слична на восокот. Лесно се сечат со нож. Тие се лесни. Литиумот е најлесниот метал со густина од 0,5 g/cm3.

Хемиски својства на алкалните метали

1. Интеракција со неметали

Поради нивните високи редуцирачки својства, алкалните метали бурно реагираат со халогените за да го формираат соодветниот халид. Кога се загреваат, тие реагираат со сулфур, фосфор и водород за да формираат сулфиди, хидриди и фосфиди.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

2Na + S → Na 2 S

2Na + H 2 → 2NaH

3Na + P → Na 3 P

Литиумот е единствениот метал кој реагира со азот веќе на собна температура.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, добиениот литиум нитрид се подложува на неповратна хидролиза.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

Само со литиум веднаш се формира литиум оксид.

4Li + O 2 = 2Li 2 O, а кога кислородот реагира со натриум, се формира натриум пероксид.

2Na + O 2 = Na 2 O 2. Кога сите други метали согоруваат, се формираат супероксиди.

K + O 2 = KO 2

Со реакција со вода, можете јасно да видите како активноста на овие метали се менува во групата од врвот до дното. Литиумот и натриумот реагираат мирно со вода, калиумот со блесок, а цезиумот со експлозија.

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

4.

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

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

Подготовка на алкални метали

Поради високата активност на металите, тие можат да се добијат со електролиза на соли, најчесто хлориди.

Соединенијата на алкалните метали се широко користени во различни индустрии.

Земјени алкални метали

Нивното име се должи на фактот дека хидроксидите на овие метали се алкалии, а оксидите претходно се нарекувале „земји“. На пример, бариум оксидот BaO е бариум земја. Берилиумот и магнезиумот најчесто не се класифицирани како земноалкални метали. Нема да го сметаме ниту радиумот, бидејќи е радиоактивен.

Хемиски својства на земноалкалните метали

1. Интеракција со неметали

Сa + Cl 2 → 2СaCl 2

Ca + S → CaS

Ca + H 2 → CaH 2

3Ca + 2P → Ca 3 P 2-

2. Интеракција со кислород

2Ca + O 2 → 2CaO

3. Интеракција со вода

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, но интеракцијата е помирна отколку со алкалните метали.

4. Интеракција со киселини - силни оксидирачки агенси

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

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

Подготовка на земноалкални метали

Металниот калциум и стронциум се добиваат со електролиза на стопени соли, најчесто хлориди.

CaCl 2 Ca + Cl 2

Бариум со висока чистота може да се добие алуминотермално од бариум оксид

Втората група од периодниот систем на Д.И. Менделеев содржи група елементи кои се многу слични по нивните својства со алкалните метали, но се инфериорни во однос на нив по активност. Вклучува берилиум и магнезиум, како и калциум, стронциум, бариум и радиум. Заеднички се познати како елементи на алкална земја. Во нашата статија ќе се запознаеме со нивната дистрибуција во природата и употребата во индустријата, а исто така ќе ги проучуваме најважните хемиски својства на алкалните земјени метали.

општи карактеристики

Сите атоми на горенаведените елементи содржат два електрони во нивниот надворешен енергетски слој. При интеракција со други супстанции, тие секогаш се откажуваат од своите негативни честички, претворајќи се во состојба на катјони со полнеж од 2+. Во редокс реакциите, елементите се однесуваат како силни редукциони агенси. Како што се зголемува нуклеарното полнење, се зголемуваат хемиските својства на земноалкалните метали и нивната активност. Во воздухот тие брзо оксидираат, формирајќи оксиден филм на нивната површина. Општата формула на сите оксиди е RO. Тие одговараат на хидроксиди со формулата R(OH) 2. Нивните основни својства и растворливост во вода исто така се зголемуваат со зголемување на атомскиот број на елементот.

Посебни својства на берилиум и магнезиум

Во некои од нивните својства, првите двајца претставници на главната подгрупа од втората група се малку различни од другите елементи на алкална земја. Ова се манифестира, особено, за време на нивната интеракција со вода. На пример, хемиските својства на берилиумот се такви што тој воопшто не реагира со H 2 O. Магнезиумот реагира со вода само кога се загрева. Но, сите елементи на алкална земја лесно реагираат со него при обични температури. Кои супстанции се формираат во овој случај?

Основи од алкални земјени метали

Како активни елементи, калциумот, бариумот и другите претставници на групата брзо го изместуваат водородот од водата, што резултира со нивни хидроксиди. Интеракцијата на земноалкалните метали со вода се одвива насилно, со ослободување на топлина. Растворите на базите на калциум, бариум и стронциум се сапуни на допир и предизвикуваат тешки изгореници доколку дојдат во контакт со кожата и мукозната мембрана на очите. Прва помош во такви случаи ќе биде да се третира површината на раната со слаб раствор. оцетна киселина. Ќе ги неутрализира алкалите и ќе го намали ризикот од некроза на оштетеното ткиво.

Хемиски својства на земноалкалните метали

Интеракцијата со кислород, вода и неметали е главната листа на својства на металите вклучени во втората група од периодниот систем на хемиски елементи. На пример, калциумот, дури и во нормални услови, реагира со халогени: флуор, хлор, бром и јод. Кога се загрева, се комбинира со сулфур, јаглерод и азот. Тврда оксидација - согорување, завршува со формирање на калциум оксид: 2Ca + O 2 = 2 CaO. Интеракцијата на металите со водородот доведува до појава на хидриди. Тие се бели, огноотпорни материи со јонски кристални решетки. Важни хемиски својства на земноалкалните метали ја вклучуваат нивната интеракција со водата. Како што беше кажано претходно, производот од оваа реакција на поместување ќе биде метален хидроксид. Исто така, забележуваме дека во главната подгрупа на втората група, калциумот зазема најзначајно место. Затоа, да се задржиме на неговите карактеристики подетално.

Калциум и неговите соединенија

Содржината на елементот во земјината кора е до 3,5%, што укажува на неговата широка застапеност во минерали како варовник, креда, мермер и калцит. Природниот калциум содржи шест видови изотопи. Го има и во природните извори на вода. Во курсот детално се изучуваат соединенијата на алкалните метали неорганска хемија. На пример, на часовите во 9-то одделение, учениците учат дека калциумот е лесен, но силен сребрено-бел метал. Нејзините точки на топење и вриење се повисоки од оние на алкалните елементи. Главниот метод на производство е електролиза на мешавина од стопени соли на калциум хлорид и калциум флуорид. Главните хемиски својства ги вклучуваат неговите реакции со кислород, вода и неметали. Од соединенијата на алкалните метали, за индустријата најважни се калциум оксидот и базата. Првото соединение се добива од креда или варовник со нивно согорување.

Следно, калциум хидроксид се формира од калциум оксид и вода. Неговата мешавина со песок и вода се нарекува малтер. Продолжува да се користи како малтер и за спојување на тули при поставување ѕидови. Растворот на калциум хидроксид наречен варовна вода се користи како реагенс за откривање на јаглерод диоксид. Кога јаглеродниот диоксид се поминува низ проѕирен воден раствор на Ca(OH) 2, тој станува заматен поради формирање на нерастворлив талог од калциум карбонат.

Магнезиум и неговите карактеристики

Хемијата на земноалкалните метали ги проучува својствата на магнезиумот, фокусирајќи се на некои од неговите карактеристики. Тоа е многу лесен, сребрено-бел метал. Магнезиумот, стопен во атмосфера со висока влажност, активно ги апсорбира водородните молекули од водената пареа. Како што металот се лади, речиси целосно ги ослободува назад во воздухот. Многу бавно реагира со вода поради формирање на малку растворливо соединение - магнезиум хидроксид. Алкалите воопшто немаат ефект врз магнезиумот. Металот не реагира со некои киселини: концентрирани сулфати и флуороводоводни киселини, поради неговата пасивација и формирање на заштитна фолија на површината. Повеќето минерални киселини го раствораат металот, што е придружено со брзо ослободување на водород. Магнезиумот е силен редукционен агенс, тој заменува многу метали од нивните оксиди или соли:

BeO + Mg = MgO + Be.

Металот, заедно со берилиум, манган и алуминиум, се користи како додаток за легирање на челикот. Легурите што содржат магнезиум - електрони - имаат особено вредни својства. Тие се користат во производството на авиони и автомобили, како и во делови од оптичка опрема.

Улогата на елементите во животот на организмите

Да дадеме примери на земноалкални метали, чии соединенија се вообичаени во живата природа. Магнезиумот е централниот атом во молекулите на хлорофилот во растенијата. Тој е вклучен во процесот на фотосинтеза и е дел од активните центри на зелениот пигмент. Атомите на магнезиум се фиксирани светлината енергија, потоа претворајќи го во енергија хемиски врскиоргански соединенија: гликоза, амино киселини, глицерол и масни киселини. Елементот игра важна улога како неопходна компонента на ензимите кои го регулираат метаболизмот во човечкото тело. Калциумот е макроелемент кој обезбедува ефективен премин на електричните импулси низ нервното ткиво. Присуството на неговите соли на фосфорна киселина во коските и забната глеѓ им дава цврстина и сила.

Берилиум и неговите својства

Алкалните земјени метали, исто така, вклучуваат берилиум, бариум и стронциум. Размислете за берилиум. Елементот не е многу чест во природата, главно се наоѓа во минералите, како што е берилот. Се формираат неговите сорти што содржат повеќебојни нечистотии скапоцени камења: смарагди и аквамарини. Карактеристика физички својствае кршлив и со висока цврстина. Карактеристична карактеристика на атомот на елементот е присуството на второто надворешно енергетско ниво од не осум, како и сите други метали на алкална земја, туку само два електрони.

Затоа, радиусот на атомот и јонот е непропорционално мал, а енергијата на јонизација е висока. Ова ја одредува високата јачина на металната кристална решетка. Хемиските својства на берилиумот го разликуваат и од другите елементи од втората група. Тој реагира не само со киселини, туку и со алкални раствори, поместувајќи го водородот и формирајќи хидроксоберилати:

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

Металот има голем број уникатни карактеристики. Поради неговата способност да пренесува рендгенски зраци, се користи за изработка на прозорци за рендген цевки. Во нуклеарната индустрија, елементот се смета за најдобар модератор и рефлектор на неутроните. Во металургијата се користи како вреден додаток за легирање кој ги зголемува антикорозивните својства на легурите.

Стронциум и бариум

Елементите се доста чести во природата и, како и алкалниот земно-метал магнезиум, се наоѓаат во минералите. Да ги наречеме: барит, целестин, стронтјанит. Бариумот има изглед на еластичен метал со сребрено-бела боја. Како и калциумот, тој е претставен со неколку изотопи. Во воздухот, тој активно комуницира со неговите компоненти - кислород и азот, формирајќи бариум оксид и нитрид. Поради оваа причина, металот се чува под слој од парафин или минерално масло, избегнувајќи контакт со воздухот. Двата метали формираат пероксиди кога се загреваат до 500°C.

Од нив, бариум пероксидот има практична примена, кој се користи како избелувач на ткаенината. Хемиските својства на бариум и стронциум на земноалкалните метали се слични на оние на калциумот. Сепак, нивната интеракција со водата е многу поактивна, а добиените бази се посилни од калциум хидроксид. Бариумот се користи како додаток на течни метални течности за ладење, намалувајќи ја корозијата, во оптика, во производството на вакуум Електронски Уреди. Стронциумот е баран во производството на фотоелементи и фосфори.

Квалитативни реакции со употреба на јони на алкални земјени метали

Соединенијата на бариум и стронциум се примери на земноалкални метали кои се широко користени во пиротехниката поради светлото боење на пламенот од нивните јони. Така, стронциум сулфат или карбонат дава кармин-црвен сјај на пламенот, а соодветните соединенија на бариум даваат жолто-зелен сјај. За да се откријат јони на калциум во лабораторија, неколку зрна калциум хлорид се истураат на пламенот на пламеникот; пламенот станува тули-црвен.

Раствор на бариум хлорид се користи во аналитичката хемија за да се идентификуваат јоните на киселиот остаток на сулфатна киселина во растворот. Ако при исцедување на растворите се формира бел талог од бариум сулфат, тоа значи дека во него имало честички SO 4 2-.

Во нашата статија ги проучувавме својствата на алкалните земјени метали и дадовме примери за нивна употреба во различни индустрии.

Главната подгрупа од втората група на периодниот систем ги опфаќа елементите: берилиум, магнезиум, калциум, стронциум, бариум и радиум. Врз основа на главните претставници на оваа подгрупа - калциум, стронциум и бариум - познати колективно како алкални земјени метали, целата главна подгрупа од втората група се нарекува и подгрупа земноалкални метали.

Овие метали (понекогаш им се додава и магнезиум) го добиле името „алкална земја“ затоа што нивните оксиди во нивните хемиски својства се средно, од една страна, помеѓу алкали, т.е. оксиди или хидроксиди на алкалните метали и, од друга страна, „Земји“, односно оксиди на такви елементи, чиј типичен претставник е алуминиумот, главната компонента на глините. Поради оваа средна положба, оксидите на калциум, стронциум и бариум го добија името „алкални земји“.

Првиот елемент на оваа подгрупа, берилиумот (ако не се земе предвид неговата валентност), е многу поблизок по своите својства до алуминиумот отколку до повисоките аналози на врвната група на која припаѓа. Вториот елемент од оваа група, магнезиумот, исто така, во некои аспекти значително се разликува од земноалкалните метали во потесна смисла на терминот. Некои реакции го доближуваат до елементите на секундарната подгрупа од втората група, особено цинкот; Така, сулфатите на магнезиум и цинк, за разлика од сулфатите на земноалкалните метали, се лесно растворливи, изоморфни едни на други и формираат двојни соли со сличен состав. Претходно беше наведено правило според кое првиот елемент покажува својства кои се преодни кон следната главна подгрупа, вториот - во секундарна подгрупа од истата група; и обично само третиот елемент има својства карактеристични за групата; Ова правило особено јасно се манифестира во групата на земноалкални метали.

Најтешкиот од елементите од втората група - радиумот - во неговите хемиски својства, се разбира, одговара на типични претставници на земноалкалните метали, но обично не е вообичаено да се вклучи во групата на земноалкални метали во потесен смисла. Поради особеностите на неговата распространетост во природата, како и поради најкарактеристичното својство - радиоактивноста, посоодветно е да му се даде посебно место. Во дискусијата за општите својства на елементите на оваа подгрупа, радиумот нема да се земе предвид, бидејќи соодветните физичко-хемиски својства сè уште не се доволно проучени.

Со исклучок на радиумот, сите елементи на подгрупата на алкална земја се лесни метали. Лесни метали се оние чија специфична тежина не надминува 5. Во однос на нивната цврстина, металите од главната подгрупа од групата II значително се супериорни во однос на алкалните метали. Најмекиот од нив, бариумот (чии својства се најблиску до алкалните метали) има приближно цврстина на оловото. Точките на топење на металите во оваа група се значително повисоки од оние на алкалните метали.

Она што е заедничко за сите елементи од главната подгрупа од групата II е нивната особина да покажуваат позитивна валентност 2 во нивните соединенија и само во многу исклучителни случаи тие се позитивно едновалентни. Нивната типична валентност 2+, како и атомските броеви на елементите, несомнено ги принудуваат овие метали да се класифицираат како главна подгрупа од втората група. Покрај тоа, сите тие покажуваат силно електропозитивен карактер, што се одредува според нивната положба на левата страна електрохемиски сериинапони, како и силен афинитет за електронегативни елементи.

Во согласност со вредноста на нормалните потенцијали на елементите од главната подгрупа од втората група, сите наведени метали ја разградуваат водата; сепак, ефектот на берилиум и магнезиум врз водата се јавува многу бавно поради ниската растворливост на хидроксидите што произлегуваат од оваа реакција, на пример за магнезиум:

Mg + 2НН = Mg(OH) 2 + H 2

Со формирањето на металната површина, хидроксидите Be и Mg го попречуваат понатамошниот тек на реакцијата. Затоа, дури и малите грешки на магнезиум мора да се чуваат на нормална температура во контакт со вода неколку дена пред целосно да се претворат во магнезиум хидроксид. Останатите земноалкални метали реагираат со водата многу посилно, што се објаснува со подобрата растворливост на нивните хидроксиди. Бариум хидроксид најлесно се раствора; Нормалниот потенцијал на Ба е најмал во споредба со другите елементи во групата, па затоа реагира многу енергично со вода, како и со алкохол. Отпорноста на земноалкалните метали кон воздухот се намалува во правец од магнезиум кон бариум. Во согласност со нивната позиција во серијата на напрегања, именуваните метали ги поместуваат сите тешки метали од растворите на нивните соли.

Нормалните оксиди M II O секогаш се добиваат како производи од согорување на земноалкалните метали.Пероксидите на земноалкалните метали се многу понестабилни отколку во серијата алкални метали.

Оксидите на земноалкалните метали се комбинираат со вода за да формираат хидроксиди, Покрај тоа, енергијата на оваа реакција се зголемува многу забележливо во насока од BeO кон BaO. Растворливоста на хидроксидите исто така значително се зголемува од берилиум хидроксид до бариум хидроксид; Но, дури и растворливоста на второто на нормална температура е многу ниска. Основниот карактер на овие соединенија се зголемува по истиот редослед - од амфотеричен берилиум хидроксид до силно основен каустичен бариум.

Интересно е да се забележи силниот афинитет на елементите од главната подгрупа од втората група за азот. Тенденцијата за формирање соединенија со азот се зголемува кај овие елементи со зголемување на атомската тежина (и покрај фактот што топлината на формирање на нитриди во оваа насока се намалува); Кај самите алкални земјени метали, тенденцијата за формирање на нитриди е толку голема што вторите полека се комбинираат со азот дури и при нормални температури.

Земјени алкални металикако алкалните метали, тие се комбинираат со водород за да формираат хидриди, на пример:

Ca+H2 = CaH2.

Етнохидридите исто така имаат карактер на сол и затоа треба да се претпостави дека кај нив, како и кај хидридите на алкалните метали, водородот е електронегативна компонента.

Потешко е да се добие MgH 2 директно од елементите, но воопшто не беше можно да се синтетизира BeH 2 на овој начин. MgH 2 и BeH 2 се цврсти и неиспарливи соединенија, како хидридите на земноалкалните метали, но за разлика од вторите тие немаат изразен карактер сличен на сол.

Сите елементи од главната подгрупа од втората група формираат безбојни јони со позитивен полнеж 2: Be 2+, Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Ra 2+. Берилиумот, исто така, формира безбојни анјони [BeO 2 ] 2+ и [Be(OH) 4] 2+. Сите соли M II X 2 од овие елементи се исто така безбојни, освен ако не се деривати на обоени анјони.

Самите радиумови соли се исто така безбојни. Меѓутоа, некои од нив, како што се радиум хлоридот и бромидот, постепено се обоени од зрачењето на радиумот содржан во нив и на крајот добиваат боја од кафена до црна. Кога се рекристализираат тие повторно стануваат бели.

Многу соли на земноалкалните метали се слабо растворливи во вода. Во промената на растворливоста на овие соли често се открива одредена шема: на пример, за сулфатите, растворливоста брзо се намалува со зголемување на атомската тежина на алкалниот земјен метал. Растворливоста на хромите се менува приближно на ист начин. Повеќето од солите формирани од земноалкалните метали со слаби киселини и со киселини со средна јачина тешко се раствораат, на пример фосфати, оксалати и карбонати; некои од нив, сепак, се лесно растворливи; вторите вклучуваат сулфиди, цијаниди, тиоцијанати и ацетати. Поради слабеењето на основниот карактер на хидроксидите при преминот од Ba во Be, степенот на хидролиза на нивните карбонати се зголемува во истата низа. Нивната термичка стабилност исто така се менува во истата насока: додека бариум карбонатот, дури и при бело-жешки температури, е далеку од целосно распаднат, калциум карбонатот може целосно да се распадне на CaO и CO 2 дури и со релативно слаба калцинација, а магнезиум карбонатот се разложува уште повеќе лесно.

Од гледна точка на теоријата на Косел, причината за дивалентноста на елементите на групата алкална земја е фактот што во периодниот систем сите тие се отстранети од соодветните инертни гасови со: 2 елементи, затоа секој од нив има по 2 повеќе електрони од претходниот инертен гас. Поради тенденцијата на атомите да ја усвојат конфигурацијата на инертни гасови во елементите на групата алкална земја, се случува мало апстракција на два електрони, но не повеќе, бидејќи понатамошната апстракција би предизвикала уништување на конфигурацијата на инертните гасови.