ساختار الکترونیکی فلزات قلیایی خاکی فلزات قلیایی خاکی: توضیحات مختصر

سطح تازه E به دلیل تشکیل یک فیلم اکسید به سرعت تیره می شود. این فیلم نسبتاً متراکم است - با گذشت زمان، تمام فلز به آرامی اکسید می شود. این فیلم از EO و همچنین EO 2 و E 3 N 2 تشکیل شده است. پتانسیل های الکترود طبیعی واکنش های E-2e = E 2+ برابر با 84/2- ولت (Ca)، 89/2- = (Sr) است. اینها عناصر بسیار فعالی هستند: آنها در آب و اسیدها حل می شوند، اکثر فلزات را از اکسیدها، هالیدها و سولفیدهایشان جابجا می کنند. کلسیم اولیه (200-300 درجه سانتیگراد) با بخار آب بر اساس طرح زیر برهمکنش دارد:

2Ca + H 2 O = CaO + CaH 2.

واکنش های ثانویه به شکل زیر است:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2 و CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.

E تقریباً در اسید سولفوریک قوی نامحلول است زیرا فیلمی از ESO 4 کم محلول است. E به شدت با اسیدهای معدنی رقیق واکنش نشان می دهد و هیدروژن آزاد می کند. کلسیم در دمای بالای 800 درجه سانتیگراد بر اساس طرح زیر با متان واکنش می دهد:

3Ca + CH 4 = CaH 2 + CaC 2.

هنگامی که گرم می شوند با هیدروژن، گوگرد و گاز آمونیاک واکنش نشان می دهند. از نظر خواص شیمیایی، رادیوم به Ba نزدیکتر است، اما فعال تر است. در دمای اتاق، به طور قابل توجهی با اکسیژن و نیتروژن موجود در هوا ترکیب می شود. به طور کلی، خواص شیمیایی آن کمی بیشتر از آنالوگ های آن است. همه ترکیبات رادیوم به آرامی تحت تأثیر تابش خود تجزیه می شوند و رنگ مایل به زرد یا قهوه ای به دست می آورند. ترکیبات رادیوم دارای خاصیت اتولومینسانس هستند. در نتیجه تجزیه رادیواکتیو، 1 گرم Ra در هر ساعت 553.7 ژول گرما آزاد می کند. بنابراین دمای رادیوم و ترکیبات آن همیشه 1.5 درجه بالاتر از دمای محیط است. همچنین مشخص است که 1 گرم رادیوم در روز 1 میلی متر 3 رادون (226 Ra = 222 Rn + 4 He) آزاد می کند که استفاده از آن به عنوان منبع رادون برای حمام های رادون بر اساس آن است.

هیدریدها E - مواد سفید و کریستالی مانند نمک. آنها مستقیماً از عناصر با حرارت دادن به دست می آیند. دمای شروع واکنش E + H 2 = EN 2 250 o C (Ca)، 200 o C (Sr)، 150 o C (Ba) است. تفکیک حرارتی EN 2 در دمای 600 درجه سانتیگراد شروع می شود. در اتمسفر هیدروژنی، CaH 2 در نقطه ذوب (816 درجه سانتیگراد) تجزیه نمی شود. در غیاب رطوبت، هیدریدهای فلز قلیایی خاکی در دماهای معمولی در هوا پایدار هستند. آنها با هالوژن ها واکنش نشان نمی دهند. با این حال، هنگامی که گرم می شود، فعالیت شیمیایی EN 2 افزایش می یابد. آنها می توانند اکسیدها را به فلزات (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta) کاهش دهند.

2CaH 2 + TiO 2 = 2CaO + 2H 2 + Ti.

واکنش CaH 2 با Al 2 O 3 در 750 o C رخ می دهد:

3CaH 2 + Al 2 O 3 = 3CaO + 3H 2 + 2Al،

CaH 2 + 2Al = CaAl 2 + H 2.

CaH2 با نیتروژن در دمای 600 درجه سانتیگراد مطابق طرح زیر واکنش می دهد:

3CaH 2 + N 2 = Ca 3 N 2 + 3H 2.

هنگامی که EN 2 مشتعل می شود، به آرامی می سوزند:

EN 2 + O 2 = H 2 O + CaO.

هنگامی که با مواد اکسید کننده جامد مخلوط می شود، منفجر می شود. هنگامی که آب روی EN 2 اثر می کند، هیدروکسید و هیدروژن آزاد می شوند. این واکنش بسیار گرمازا است: EN 2 مرطوب شده با آب در هوا به طور خود به خود مشتعل می شود. EN 2 با اسیدها واکنش می دهد، برای مثال، طبق طرح زیر:

2HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2H 2.

EN 2 برای به دست آوردن هیدروژن خالص و همچنین برای تعیین آثار آب در حلال های آلی استفاده می شود. نیتریدها E مواد بی رنگ و نسوز هستند. آنها به طور مستقیم از عناصر در دماهای بالا به دست می آیند. آنها طبق طرح زیر با آب تجزیه می شوند:

E 3 N 2 + 6H 2 O = 3E(OH) 2 + 2NH 3.

E 3 N 2 هنگام گرم شدن با CO مطابق طرح زیر واکنش نشان می دهد:

E 3 N 2 + 3CO = 3EO + N 2 + 3C.

فرآیندهایی که هنگام گرم کردن E 3 N 2 با زغال سنگ رخ می دهد به شرح زیر است:

E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca، Sr)؛ Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;

نیترید استرانسیم با هیدروکلراید واکنش داده و کلریدهای Sr و آمونیوم تولید می کند. فسفیدها E 3 R 2 مستقیماً از عناصر یا توسط کلسینه کردن فسفاتهای سه جایگزین شده با زغال سنگ تشکیل می شوند:

Ca 3 (PO 4) 2 + 4C = Ca 3 P 2 + 4CO

آنها طبق طرح زیر توسط آب هیدرولیز می شوند:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.

با اسیدها، فسفیدهای فلزات قلیایی خاکی نمک و فسفین مربوطه را می دهند. این اساس استفاده از آنها در به دست آوردن فسفین در آزمایشگاه است.

آمونیاک پیچیده ترکیب E(NH 3) 6 - جامدات با درخشش فلزی و رسانایی الکتریکی بالا. آنها از اثر آمونیاک مایع روی E به دست می آیند. آنها به طور خود به خود در هوا مشتعل می شوند. بدون دسترسی به هوا، آنها به آمیدهای مربوطه تجزیه می شوند: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. هنگامی که گرم می شوند، آنها به شدت طبق همان الگو تجزیه می شوند.

کاربیدها فلزات قلیایی خاکی که از کلسینه E با زغال سنگ بدست می آیند با آب تجزیه می شوند و استیلن آزاد می کنند:

ES 2 + 2H 2 O = E(OH) 2 + C 2 H 2.

واکنش با BaC 2 آنقدر شدید است که در تماس با آب مشتعل می شود. گرمای تشکیل ES 2 از عناصر برای Ca و Ba 14 و 12 کیلوکالمول است. هنگامی که با نیتروژن گرم می شود، ES 2 CaCN 2، Ba(CN) 2، SrCN 2 می دهد. شناخته شده سیلیسیدها (ESi و ESi 2). آنها را می توان با گرم کردن مستقیم از عناصر به دست آورد. آنها توسط آب هیدرولیز می شوند و با اسیدها واکنش می دهند و H 2 Si 2 O 5، SiH 4، ترکیب E و هیدروژن مربوطه را می دهند. شناخته شده بوریدها EV 6 هنگام گرم شدن از عناصر بدست می آید.

اکسیدها کلسیم و آنالوگ های آن مواد سفید و نسوز (Tbp CaO = 2850 o C) هستند که آب را به شدت جذب می کنند. این مبنای استفاده از BaO برای به دست آوردن الکل مطلق است. آنها به شدت با آب واکنش نشان می دهند و گرمای زیادی آزاد می کنند (به جز SrO که انحلال آن گرمازا است). EO ها در اسیدها و کلرید آمونیوم حل می شوند:

EO + 2NH 4 Cl = SrCl 2 + 2NH 3 + H 2 O.

EO از کلسینه کردن کربنات ها، نیترات ها، پراکسیدها یا هیدروکسیدهای فلزات مربوطه به دست می آید. بارهای موثر باریم و اکسیژن در BaO 0.86 است. SrO در دمای 700 درجه سانتیگراد با سیانید پتاسیم واکنش می دهد:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

اکسید استرانسیوم در متانول حل می شود و Sr(OSH 3) 2 را تشکیل می دهد. در طی احیای حرارتی منیزیم BaO می توان اکسید میانی Ba2O را بدست آورد که ناپایدار و نامتناسب است.

هیدروکسیدها فلزات قلیایی خاکی مواد سفید رنگ و محلول در آب هستند. آنها پایگاه های قوی هستند. در سری Ca-Sr-Ba، ماهیت اساسی و حلالیت هیدروکسیدها افزایش می یابد. pPR(Ca(OH) 2) = 5.26، pPR(Sr(OH) 2) = 3.5، pPR(Ba(OH) 2) = 2.3. Ba(OH)2 معمولاً از محلول های هیدروکسید آزاد می شود. 8H 2 O، Sr(OH) 2. 8H 2 O، Ca(OH) 2. H 2 O. EO برای تشکیل هیدروکسید آب اضافه کنید. این اساس استفاده از CaO در ساخت و ساز است. مخلوط نزدیک Ca(OH) 2 و NaOH با نسبت وزنی 2:1 به نام سود آهک است و به طور گسترده ای به عنوان یک جاذب CO 2 استفاده می شود. Ca(OH) 2، هنگامی که در هوا می ایستد، CO 2 را طبق طرح زیر جذب می کند:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

در حدود 400 درجه سانتیگراد، Ca(OH) 2 با مونوکسید کربن واکنش می دهد:

CO + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2.

آب باریت با CS 2 در 100 درجه سانتی گراد واکنش می دهد:

CS 2 + 2Ba(OH) 2 = BaCO 3 + Ba(HS) 2 + H 2 O.

آلومینیوم با آب باریت واکنش می دهد:

2Al + Ba(OH) 2 + 10H 2 O = Ba 2 + 3H 2. E(OH) 2

برای کشف انیدرید کربنیک استفاده می شود.

فرم E پراکسید سفید. آنها برخلاف اکسیدها پایداری قابل توجهی کمتری دارند و عوامل اکسید کننده قوی هستند. از اهمیت عملی پایدارترین BaO 2 است که پودری سفید و پارامغناطیس با چگالی 4.96 است. گرم 1 سانتی متر 3 و غیره. 450 درجه BaO 2 در دماهای معمولی پایدار است (می تواند برای سالها ذخیره شود)، در آب، الکل و اتر کم محلول است و با آزاد شدن نمک و پراکسید هیدروژن در اسیدهای رقیق حل می شود. تجزیه حرارتی پراکسید باریم توسط اکسیدهای Cr 2 O 3 ، Fe 2 O 3 و CuO تسریع می شود. پراکسید باریم هنگامی که با هیدروژن، گوگرد، کربن، آمونیاک، نمک های آمونیوم، فریسیانید پتاسیم و غیره گرم می شود واکنش نشان می دهد. پراکسید باریم با اسید هیدروکلریک غلیظ واکنش داده و کلر آزاد می کند:

BaO 2 + 4HCl = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

آب را به پراکسید هیدروژن اکسید می کند:

H 2 O + BaO 2 = Ba(OH) 2 + H 2 O 2.

این واکنش برگشت پذیر است و حتی در حضور اسید کربنیک، تعادل به سمت راست تغییر می کند. BaO 2 به عنوان محصول اولیه برای تولید H 2 O 2 و همچنین به عنوان یک عامل اکسید کننده در ترکیبات پیروتکنیک استفاده می شود. با این حال، BaO 2 همچنین می تواند به عنوان یک عامل کاهنده عمل کند:

HgCl 2 + BaO 2 = Hg + BaCl 2 + O 2.

BaO 2 با گرم کردن BaO در جریان هوا تا 500 درجه سانتیگراد طبق طرح زیر بدست می آید:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

با افزایش دما، روند معکوس رخ می دهد. بنابراین، هنگامی که Ba می سوزد، تنها اکسید آزاد می شود. SrO 2 و CaO 2 پایداری کمتری دارند. یک روش کلی برای به دست آوردن EO 2 برهمکنش E(OH) 2 با H 2 O 2 است که EO 2 را آزاد می کند. 8H 2 O. تجزیه حرارتی EO 2 در 380 o C (Ca)، 480 o C (Sr)، 790 o C (Ba) آغاز می شود. هنگام گرم کردن EO 2 با پراکسید هیدروژن غلیظ ، می توان مواد ناپایدار زرد - سوپراکسیدهای EO 4 را به دست آورد.

نمک های E معمولا بی رنگ هستند. کلریدها، برومیدها، یدیدها و نیترات ها در آب بسیار محلول هستند. فلوریدها، سولفات ها، کربنات ها و فسفات ها محلول کمی هستند. یون Ba 2+ سمی است. هالیدها E به دو گروه تقسیم می شوند: فلورایدها و بقیه. فلوریدها تقریباً در آب و اسیدها نامحلول هستند و هیدرات های کریستالی تشکیل نمی دهند. برعکس، کلریدها، برومیدها و یدیدها در آب بسیار محلول هستند و به شکل هیدرات های کریستالی از محلول ها آزاد می شوند. برخی از خواص EG 2 در زیر ارائه شده است:

هنگامی که با تجزیه تبادلی در محلول به دست می آید، فلوریدها به شکل رسوبات مخاطی حجیم آزاد می شوند که به راحتی محلول های کلوئیدی را تشکیل می دهند. EG 2 را می توان با عمل با هالوژن های مربوطه روی E متناظر به دست آورد. مذاب های EG 2 می توانند تا 30٪ E را حل کنند. هنگام مطالعه رسانایی الکتریکی مذاب کلریدهای عناصر گروه دوم از زیرگروه اصلی، مشخص شد که ترکیب یونی مولکولی آنها بسیار متفاوت است. درجات تفکیک طبق طرح ESl 2 = E 2 + + 2Cl- برابر است با: BeCl 2 - 0.009٪، MgCl 2 - 14.6٪، CaCl 2 - 43.3٪، SrCl 2 - 60.6٪، BaCl 2 - 80، 2 درصد هالیدها (به استثنای فلوریدها) E حاوی آب تبلور هستند: CaCl 2. 6H 2 O، SrCl 2. 6H 2 O و BaCl 2. 2H2O. تجزیه و تحلیل ساختاری اشعه ایکس ساختار E[(OH2)6]G2 را برای هیدرات های کریستالی Ca و Sr ایجاد کرد. با گرم کردن آهسته هیدرات های کریستالی EG 2 می توان نمک های بی آب را به دست آورد. CaCl 2 به راحتی محلول های فوق اشباع را تشکیل می دهد. طبیعی CaF 2 (فلوریت) در صنعت سرامیک استفاده می شود و همچنین برای تولید HF استفاده می شود و یک کانی فلوراید است. CaCl2 بی آب به دلیل رطوبت سنجی به عنوان یک ماده خشک کننده استفاده می شود. هیدرات کریستالی کلسیم کلرید برای تهیه مخلوط های تبرید استفاده می شود. BaCl 2 - در cx و برای باز کردن استفاده می شود

SO 4 2- (Ba 2 + + SO 4 2- = BaSO 4).

با ترکیب EG2 و EN2 می توان هیدروهالیدهای زیر را به دست آورد:

EG 2 + EN 2 = 2ENG.

این مواد بدون تجزیه ذوب می شوند اما توسط آب هیدرولیز می شوند:

2ENH + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2.

حلالیت در آب کلرات ها , برومات ها و یدات ها در آب در امتداد ردیف های Ca - Sr - Ba و Cl - Br - I کاهش می یابد. Ba(ClO 3) 2 - مورد استفاده در پیروتکنیک. پرکلرات ها E نه تنها در آب بلکه در حلال‌های آلی نیز بسیار محلول هستند. مهمترین E(ClO 4) 2 Ba(ClO 4) 2 است. 3H 2 O. پرکلرات باریم بی آب یک خشک کننده خوب است. تجزیه حرارتی آن تنها در 400 درجه سانتیگراد شروع می شود. هیپوکلریت کلسیم Ca(ClO) 2. nH 2 O (n=2،3،4) از اثر کلر روی شیر آهک به دست می آید. این یک عامل اکسید کننده است و در آب بسیار محلول است. سفید کننده را می توان با تصفیه آهک خشک شده جامد با کلر به دست آورد. با آب تجزیه می شود و در مجاورت رطوبت بوی کلر می دهد. با CO 2 موجود در هوا واکنش می دهد:

CO 2 + 2CaOCl 2 = CaCO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O.

سفید کننده به عنوان یک عامل اکسید کننده، عامل سفید کننده و به عنوان یک ضد عفونی کننده استفاده می شود.

برای فلزات قلیایی خاکی شناخته شده است آزیدها E(N 3) 2 و تیوسیانات ها E(CNS) 2. 3H 2 O. آزیدها بسیار کمتر از آزید سرب قابل انفجار هستند. رودانیدها هنگام گرم شدن به راحتی آب خود را از دست می دهند. آنها در آب و حلال های آلی بسیار محلول هستند. Ba(N 3) 2 و Ba(CNS) 2 را می توان برای بدست آوردن آزیدها و تیوسیانات های سایر فلزات از سولفات ها با واکنش تبادلی استفاده کرد.

نیترات ها کلسیم و استرانسیم معمولاً به شکل هیدرات های کریستالی Ca(NO 3) 2 وجود دارند. 4H 2 O و Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. نیترات باریم با تشکیل هیدرات کریستالی مشخص نمی شود. هنگام گرم شدن، Ca(NO 3) 2. 4H 2 O و Sr(NO 3) 2. 4H 2 O به راحتی آب را از دست می دهد. در یک جو بی اثر، نیترات E از نظر حرارتی تا 455 o C (Ca)، 480 o C (Sr)، 495 o C (Ba) پایدار هستند. مذاب هیدرات کریستالی نیترات کلسیم دارای محیط اسیدی در دمای 75 درجه سانتی گراد است. از ویژگی های نیترات باریم سرعت کم انحلال بلورهای آن در آب است. فقط نیترات باریم، که یک کمپلکس ناپایدار K2 برای آن شناخته شده است، تمایل به تشکیل کمپلکس ها را نشان می دهد. نیترات کلسیم در الکل ها، متیل استات و استون محلول است. نیترات استرانسیوم و باریم در آنجا تقریباً نامحلول هستند. نقطه ذوب نیترات E در 600 درجه سانتیگراد تخمین زده می شود، اما در همین دما تجزیه شروع می شود:

E(NO 3) 2 = E(NO 2) 2 + O 2.

تجزیه بیشتر در دماهای بالاتر رخ می دهد:

E(NO 2) 2 = EO + NO 2 + NO.

نیترات های E از دیرباز در صنایع آتش نشانی مورد استفاده قرار گرفته اند. نمک های E بسیار فرار شعله را به رنگ های مربوطه رنگ می کنند: Ca - زرد نارنجی، Sr - قرمز-کارمین، Ba - زرد-سبز. بیایید ماهیت این را با استفاده از مثال Sr درک کنیم: Sr 2+ دارای دو VAO است: 5s و 5p یا 5s و 4d. بیایید به این سیستم انرژی بدهیم - آن را گرم کنیم. الکترون های اوربیتال های نزدیک به هسته به سمت این VAO ها حرکت می کنند. اما چنین سیستمی پایدار نیست و انرژی را به شکل یک کوانتوم نور آزاد می کند. Sr 2+ است که کوانتومی با فرکانس متناظر با طول موج های قرمز ساطع می کند. هنگام تهیه ترکیبات پیروتکنیک، استفاده از نمکدان راحت است، زیرا این نه تنها شعله را رنگ می کند، بلکه یک عامل اکسید کننده است و در هنگام گرم شدن، اکسیژن آزاد می کند. ترکیبات پیروتکنیک از یک اکسید کننده جامد، یک عامل کاهنده جامد و برخی مواد آلی تشکیل شده است که شعله عامل کاهنده را بی رنگ می کند و به عنوان یک عامل اتصال عمل می کند. نیترات کلسیم به عنوان کود استفاده می شود.

همه فسفات ها و هیدروفسفات ها E در آب کم محلول هستند. آنها را می توان با حل کردن مقدار مناسب CaO یا CaCO 3 در اسید اورتوفسفریک به دست آورد. آنها همچنین در طی واکنش های مبادله ای مانند:

(3-x)Ca 2+ + 2H x PO 4 -(3-x) = Ca (3-x) (H x PO 4) 2.

از اهمیت عملی (به عنوان یک کود) ارتوفسفات کلسیم تک جایگزین است که همراه با Ca(SO 4) در سوپر فسفات طبق این طرح به دست می آید:

Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4

اگزالات ها همچنین کمی در آب حل می شود. اگزالات کلسیم از اهمیت عملی برخوردار است که در دمای 200 درجه سانتیگراد آبگیری می شود و طبق طرح زیر در دمای 430 درجه سانتیگراد تجزیه می شود:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

استات ها E به شکل هیدرات های کریستالی جدا شده و در آب بسیار محلول هستند.

با سولفات ها E - مواد سفید رنگ و کم محلول در آب. حلالیت CaSO 4 . 2H 2 O در هر 1000 گرم آب در دمای معمولی 8 است. 10-3 مول، SrSO 4 - 5. 10-4 مول، BaSO 4 - 1. 10-5 مول، RaSO 4 - 6. 10-6 مول. در سری Ca - Ra حلالیت سولفات ها به سرعت کاهش می یابد. Ba 2+ یک معرف برای یون سولفات است. سولفات کلسیم حاوی آب تبلور است. در دمای بالای 66 درجه سانتیگراد، سولفات کلسیم بی آب از محلول خارج می شود، در زیر - CaSO 4 گچ. 2H 2 O. حرارت دادن گچ بالای 170 درجه سانتیگراد با آزاد شدن آب هیدرات همراه است. هنگامی که گچ با آب مخلوط می شود، این جرم به دلیل تشکیل هیدرات کریستالی به سرعت سفت می شود. از این خاصیت گچ در ساختمان سازی استفاده می شود. مصریان 2000 سال پیش از این دانش استفاده کردند. حلالیت ESO 4 در اسید سولفوریک قوی بسیار بیشتر از آب است (BaSO 4 تا 10٪) که نشان دهنده تشکیل کمپلکس است. کمپلکس های ESO 4 مربوطه. H 2 SO 4 را می توان در حالت آزاد به دست آورد. نمک های مضاعف با فلز قلیایی و سولفات آمونیوم فقط برای Ca و Sr شناخته شده اند. (NH 4) 2 در آب محلول است و در شیمی تجزیه برای جدا کردن کلسیم از Sr استفاده می شود، زیرا (NH 4) 2 کمی محلول است. از گچ برای تولید ترکیبی اسید سولفوریک و سیمان استفاده می شود، زیرا هنگامی که با یک عامل کاهنده (زغال سنگ) گرم می شود، گچ تجزیه می شود:

CaSO 4 + C = CaO + SO 2 + CO.

در دمای بالاتر (900 درجه سانتیگراد)، گوگرد بر اساس طرح زیر حتی بیشتر کاهش می یابد:

CaSO 4 + 3C = CaS + CO 2 + 2CO.

تجزیه مشابه سولفات های Sr و Ba در دماهای بالاتر آغاز می شود. BaSO 4 غیر سمی است و در پزشکی و تولید رنگ های معدنی استفاده می شود.

سولفیدها E جامدات سفید رنگی هستند که مانند NaCl متبلور می شوند. گرمای تشکیل آنها و انرژی شبکه های کریستالی برابر است (کیلو کالمول): 110 و 722 (Ca)، 108 و 687 (Sr)، 106 و 656 (Ba). می توان از طریق سنتز از عناصر با حرارت دادن یا تکلیس سولفات ها با زغال سنگ به دست آورد:

ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO.

کمترین محلول CaS (0.2 hl) است. ES هنگام گرم شدن وارد واکنش های زیر می شود:

ES + H 2 O = EO + H 2 S; ES + G 2 = S + EG 2; ES + 2O 2 = ESO 4; ES + xS = ES x+1 (x=2.3).

سولفیدهای فلزات قلیایی خاکی در یک محلول خنثی بر اساس طرح زیر کاملاً هیدرولیز می شوند:

2ES + 2H 2 O = E(HS) 2 + E(OH) 2.

سولفیدهای اسیدی همچنین می توان در حالت آزاد با تبخیر محلول سولفیدها به دست آورد. آنها با گوگرد واکنش نشان می دهند:

E(HS) 2 + xS = ES x+1 + H 2 S (x=2،3،4).

BaS از هیدرات های کریستالی شناخته می شود. 6H 2 O و Ca(HS) 2. 6H 2 O، Ba(HS) 2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 برای رفع موهای زائد استفاده می شود. ES در معرض پدیده فسفرسانس هستند. شناخته شده پلی سولفیدها E: ES 2، ES 3، ES 4، ES 5. آنها با جوشاندن سوسپانسیون ES در آب با گوگرد به دست می آیند. در هوا، ES اکسید می شود: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. با عبور هوا از طریق تعلیق CaS می توان به دست آورد تیوسولفات Ca طبق این طرح:

2CaS + 2O 2 + H 2 O = Ca(OH) 2 + CaS 2 O 3

در آب بسیار محلول است. در سری Ca - Sr - Ba حلالیت تیوسولفات ها کاهش می یابد. تلوریدس E کمی در آب محلول هستند و همچنین در معرض هیدرولیز هستند، اما به میزان کمتری از سولفیدها.

انحلال پذیری کرومات ها E در سری Ca - Ba به همان شدتی که در مورد سولفات ها سقوط می کند. این مواد زرد رنگ از برهمکنش نمک های محلول E با کرومات ها (یا دی کرومات) فلزات قلیایی به دست می آیند:

E 2 + + CrO 4 2- = ECrO4.

کرومات کلسیم به شکل هیدرات کریستالی - CaCrO 4 آزاد می شود. 2H 2 O (pPR CaCrO 4 = 3.15). حتی قبل از نقطه ذوب، آب خود را از دست می دهد. SrCrO 4 و BaCrO 4 هیدرات های کریستالی تشکیل نمی دهند. pPR SrCrO 4 = 4.44، pPR BaCrO 4 = 9.93.

کربنات ها E سفید، مواد کم محلول در آب. هنگامی که گرم می شود، ESO 3 به EO تبدیل می شود و CO2 را جدا می کند. در سری Ca - Ba پایداری حرارتی کربنات ها افزایش می یابد. مهمترین آنها از نظر عملی کربنات کلسیم (سنگ آهک) است. به طور مستقیم در ساخت و ساز استفاده می شود و همچنین به عنوان ماده اولیه برای تولید آهک و سیمان استفاده می شود. تولید سالانه جهانی آهک از سنگ آهک به ده ها میلیون تن می رسد. تفکیک حرارتی CaCO 3 گرماگیر است:

CaCO 3 = CaO + CO 2

و به هزینه 43 کیلوکالری برای هر مول سنگ آهک نیاز دارد. پخت CaCO 3 در کوره های شفتی انجام می شود. محصول جانبی بو دادن دی اکسید کربن ارزشمند است. CaO یک مصالح ساختمانی مهم است. هنگامی که با آب مخلوط می شود، تبلور به دلیل تشکیل هیدروکسید و سپس کربنات طبق طرح های زیر رخ می دهد:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 و Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

نقش عملی بسیار مهمی را سیمان بازی می کند - پودر خاکستری مایل به سبز متشکل از مخلوطی از سیلیکات های مختلف و آلومینات های کلسیم. وقتی با آب مخلوط می شود به دلیل هیدراتاسیون سفت می شود. در طول تولید آن، مخلوطی از CaCO 3 و خاک رس قبل از شروع پخت (1400-1500 درجه سانتیگراد) پخته می شود. سپس مخلوط آسیاب می شود. ترکیب سیمان را می توان به صورت درصد اجزای CaO، SiO 2، Al 2 O 3، Fe 2 O 3 بیان کرد که CaO نشان دهنده باز است و بقیه انیدریدهای اسیدی هستند. ترکیب سیمان سیلیکات (پرتلاد) عمدتاً از Ca 3 SiO 5، Ca 2 SiO 4، Ca 3 (AlO 3) 2 و Ca ( FeO 2 ) 2 تشکیل شده است. تنظیم آن بر اساس طرح های زیر انجام می شود:

Ca 3 SiO 5 + 3H 2 O = Ca 2 SiO 4 . 2H 2 O + Ca(OH) 2

Ca 2 SiO 4 + 2H 2 O = Ca 2 SiO 4 . 2H 2 O

Ca 3 (AlO 3) 2 + 6H 2 O = Ca 3 (AlO 3) 2. 6H 2 O

Ca(FeO 2) 2 + nH 2 O = Ca(FeO 2) 2. nH2O.

گچ طبیعی به بتونه های مختلف اضافه می شود. CaCO 3 ریز کریستالی رسوب شده از محلول در ترکیب پودرهای دندان گنجانده شده است. BaO از BaCO 3 با تکلیس با زغال سنگ طبق طرح زیر به دست می آید:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

اگر فرآیند در دمای بالاتر در جریان نیتروژن انجام شود، سیانید باریم:

BaCO 3 + 4C + N 2 = 3CO + Ba(CN) 2.

Ba(CN) 2 بسیار محلول در آب است. Ba(CN) 2 می تواند برای تولید سیانیدهای فلزات دیگر از طریق تجزیه تبادلی با سولفات ها استفاده شود. هیدروکربنات ها E محلول در آب هستند و فقط در محلول به دست می آیند، به عنوان مثال، با عبور دی اکسید کربن به یک سوسپانسیون CaCO 3 در آب:

CO 2 + CaCO 3 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.

این واکنش برگشت پذیر است و با گرم شدن به سمت چپ منتقل می شود. وجود بی کربنات های کلسیم و منیزیم در آب های طبیعی باعث سختی آب می شود.

بخش اول. ویژگی های عمومیIIگروهی از جدول تناوبی عناصر.

عناصر زیر در این گروه قرار دارند: Be، Mg، Ca، Sr، Ba، Ra. آنها یک پیکربندی الکترونیکی مشترک دارند: (n-1)p 6 ns 2، به جز Be 1s 2 2s 2. با توجه به مورد دوم، ویژگی های Be کمی با ویژگی های زیر گروه به طور کلی متفاوت است. خواص منیزیم نیز با خواص زیرگروه متفاوت است، اما به میزان کمتر. در سری Ca – Sr – Ba – Ra خصوصیات به صورت متوالی تغییر می کنند. الکترونگاتیوی نسبی در سری Be – Ra کاهش می یابد زیرا با افزایش اندازه اتم، الکترون‌های ظرفیت با سهولت بیشتری از بین می‌روند. خواص عناصر زیرگروه IIA با سهولت از دست دادن دو الکترون ns تعیین می شود. در این حالت یون های E 2+ تشکیل می شوند. هنگام مطالعه پراش اشعه ایکس، مشخص شد که در برخی از ترکیبات عناصر زیرگروه IIA یک ظرفیتی را نشان می دهند. نمونه ای از این ترکیبات EG هستند که با افزودن E به مذاب EG 2 به دست می آیند. تمامی عناصر این مجموعه به دلیل فعالیت زیاد در طبیعت در حالت آزاد یافت نمی شوند.

بخش دوم. بریلیم و منیزیم.

تاریخچه بریلیم

ترکیبات بریلیم به شکل سنگ های قیمتی از زمان های قدیم شناخته شده است. برای مدت طولانی، مردم در جستجوی و توسعه ذخایر آکوامارین های آبی، زمرد سبز، بریل های زرد مایل به سبز و کریزوبریل های طلایی بوده اند. اما تنها در پایان قرن 18 بود که شیمیدانان مشکوک شدند که بریل حاوی عنصر ناشناخته جدیدی است. در سال 1798، لوئیس نیکولا واکلین، شیمیدان فرانسوی، اکسید "La terree du beril" را از بریل جدا کرد که با اکسید آلومینیوم متفاوت بود. این اکسید به نمک ها طعم شیرین می داد، زاج تشکیل نمی داد، در محلول کربنات آمونیوم حل می شد و توسط اگزالات پتاسیم رسوب نمی کرد. فلز بریلیم برای اولین بار در سال 1829 توسط دانشمند معروف آلمانی ولر و در همان زمان توسط دانشمند فرانسوی بوسی بدست آمد که با احیای کلرید بریلیم با فلز پتاسیم پودر فلز بریلیم را بدست آورد. شروع تولید صنعتی به دهه 30-40 برمی گردد. قرن آخر.

تاریخچه منیزیم

این عنصر نام خود را از منطقه منیزیم در یونان باستان گرفته است. مواد طبیعی حاوی منیزیم منیزیت و دولومیت از دیرباز در ساخت و ساز استفاده می شده است.

اولین تلاش ها برای جداسازی پایه فلزی منیزیا به شکل خالص آن در آغاز قرن نوزدهم انجام شد. فیزیکدان و شیمیدان معروف انگلیسی هامفری دیوی (1778-1829) پس از اینکه پتاسیم مذاب و سود سوزآور را تحت الکترولیز قرار داد و Na و K فلزی بدست آورد. او تصمیم گرفت به روشی مشابه تجزیه اکسیدهای فلزات قلیایی خاکی را انجام دهد. و منیزیم دیوی در آزمایش‌های اولیه‌اش، جریانی را از اکسیدهای مرطوب عبور داد و آنها را از تماس با هوا توسط لایه‌ای از روغن محافظت کرد. با این حال، فلزات با کاتد ذوب شده و نمی توانند جدا شوند.

دیوی روش های مختلفی را امتحان کرد، اما همه آنها به دلایل مختلف ناموفق بودند. سرانجام، در سال 1808، او خوش شانس بود - او منیزیم مرطوب را با اکسید جیوه مخلوط کرد، جرم را روی صفحه پلاتین قرار داد و جریانی را از آن عبور داد. آمالگام به یک لوله شیشه ای منتقل شد، برای حذف جیوه حرارت داده شد و فلز جدیدی به دست آمد. دیوی با استفاده از همین روش موفق به بدست آوردن باریم، کلسیم و استرانسیوم شد. تولید صنعتی منیزیم با استفاده از روش الکترولیتی در اواخر قرن نوزدهم در آلمان آغاز شد. کار تئوری و تجربی بر روی تولید منیزیم به روش الکترولیتی در کشور ما توسط P.P. فدوتیف; فرآیند احیای اکسید منیزیم توسط سیلیکون در خلاء توسط P.F. آنتی پین.

در حال گسترش

بریلیم یکی از عناصر کمتر رایج است: محتوای آن در پوسته زمین 0.0004 وزن است. ٪. بریلیم در طبیعت در حالت محدود است. مهم ترین کانی های بریلیم بریل-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6، کریزوبریل-Be (AlO 2) 2 و فناسیت-Be 2 SiO 4 هستند. قسمت اصلی بریلیم به صورت ناخالصی در مواد معدنی تعدادی از عناصر دیگر به ویژه آلومینیوم پراکنده می شود. بریلیم همچنین در رسوبات اعماق دریا و خاکستر برخی زغال سنگ یافت می شود. برخی از انواع بریل که توسط ناخالصی ها در رنگ های مختلف رنگ می شوند، به عنوان سنگ های قیمتی طبقه بندی می شوند. اینها، به عنوان مثال، زمرد سبز و آکوامارین سبز مایل به آبی هستند.

منیزیم یکی از رایج ترین عناصر در پوسته زمین است. محتوای منیزیم 1.4٪ است. مهمترین مواد معدنی شامل سنگ های کربناته دی اکسید کربن است که توده های عظیمی را در خشکی و حتی رشته کوه های کامل تشکیل می دهند. منیزیت MgCO 3 و دولومیت MgCO 3 -CaCO 3 . در زیر لایه‌های سنگ‌های آبرفتی مختلف، همراه با ذخایر سنگ نمک، ذخایر عظیم دیگری از کانی‌های حاوی منیزیم به راحتی قابل حل شناخته شده است. کارنالیت MgCl 2 -KCl-6H 2 O. علاوه بر این، در بسیاری از مواد معدنی منیزیم ارتباط نزدیکی با سیلیس دارد، به عنوان مثال، الیوین[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] و کمتر رایج است فورستریت(Mg 2 SiO 4). سایر مواد معدنی حاوی منیزیم هستند بروسیت Mg(OH)2 ، کیزریت MgSO4 ، اپسونیت MgSO 4 -7H2O ، کینیت MgSO 4 -KCl-3H 2 O . در سطح زمین، منیزیم به راحتی سیلیکات های آبی (تالک، آزبست و غیره) را تشکیل می دهد که نمونه ای از آنها است. مارپیچ 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. از مواد معدنی شناخته شده، حدود 13 درصد حاوی منیزیم است. با این حال، ترکیبات طبیعی منیزیم به طور گسترده به شکل محلول یافت می شوند. علاوه بر مواد معدنی و سنگ های مختلف، 0.13٪ منیزیم به شکل MgCl 2 به طور مداوم در آب های اقیانوس یافت می شود (ذخایر آن در اینجا پایان ناپذیر است - حدود 6-10 16 تن) و در دریاچه ها و چشمه های نمک. منیزیم نیز تا 2 درصد در کلروفیل موجود است و در اینجا به عنوان یک عامل کمپلکس کننده عمل می کند. کل محتوای این عنصر در ماده زنده زمین حدود 1011 تن برآورد شده است.

اعلام وصول

روش اصلی (حدود 70٪) تولید منیزیم الکترولیز کارنالیت مذاب یا MgCl 2 در زیر یک لایه شار برای محافظت در برابر اکسیداسیون است. روش حرارتی به دست آوردن منیزیم (حدود 30%) شامل احیای منیزیت یا دولومیت کلسینه شده است. کنسانتره بریلیم به اکسید یا هیدروکسید بریلیم تبدیل می شود که از آن فلوراید یا کلرید به دست می آید. هنگام به دست آوردن بریلیم فلزی، الکترولیز مذاب BeCl 2 (50 درصد وزنی) و NaCl انجام می شود، این مخلوط دارای نقطه ذوب 300 o C در مقابل 400 o C برای BeCl2 خالص است. بریلیم همچنین منیزیم یا آلومینیوم گرمایی در دمای 1000-1200 0 C از Na 2 به دست می آید: Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + MgF 2. به خصوص بریلیم خالص (عمدتاً برای صنایع هسته ای) از ذوب منطقه ای، تقطیر در خلاء و پالایش الکترولیتی به دست می آید.

ویژگی های خاص

بریلیم یک عنصر "خالص" است. در طبیعت، منیزیم به شکل سه ایزوتوپ پایدار وجود دارد: 24 Mg (78.60%)، 25 Mg (10.11%) و 26 Mg (11.29%). ایزوتوپ هایی با جرم های 23، 27 و 28 به طور مصنوعی به دست آمد.

بریلیم دارای عدد اتمی 4 و وزن اتمی 9.0122 است. در دوره دوم جدول تناوبی قرار دارد و در راس زیر گروه اصلی گروه 2 قرار دارد. ساختار الکترونیکی اتم بریلیم 1s 2 2s 2 است. در طی یک برهمکنش شیمیایی، اتم بریلیم برانگیخته می شود (که به هزینه 63 کیلوکالری بر گرم در اتم نیاز دارد) و یکی از الکترون های 2s به اوربیتال 2p حرکت می کند، که ویژگی های شیمی بریلیم را تعیین می کند: می تواند حداکثر را نشان دهد. کووالانسی 4، تشکیل 2 پیوند با توجه به مکانیسم تبادل، و 2 پیوند برای دهنده-پذیرنده. در منحنی پتانسیل یونیزاسیون، بریلیم یکی از مکان های برتر را اشغال می کند. دومی با شعاع کوچک آن مطابقت دارد و بریلیم را به عنوان عنصری توصیف می کند که تمایلی به رها کردن الکترون های خود ندارد، که در درجه اول میزان کم فعالیت شیمیایی عنصر را تعیین می کند. از نقطه نظر الکترونگاتیوی، بریلیم را می توان به عنوان یک عنصر انتقالی معمولی بین اتم های فلزی الکترومثبت که به راحتی الکترون های خود را اهدا می کنند و عوامل کمپلکس کننده معمولی که تمایل به تشکیل پیوندهای کووالانسی دارند در نظر گرفت. بریلیم شباهت مورب با آلومینیوم را به میزان بیشتری نسبت به LicMg نشان می دهد و یک عنصر متقارن است. بریلیم و ترکیبات آن بسیار سمی هستند. MPC در هوا 2 میکروگرم بر متر مکعب است.

در جدول تناوبی عناصر، منیزیم در زیر گروه اصلی گروه II قرار دارد. شماره سریال منیزیم 12، وزن اتمی 24.312 است. پیکربندی الکترونیکی یک اتم تحریک نشده 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 است. ساختار لایه های الکترونی بیرونی اتم Mg (3s 2) با حالت صفر ظرفیتی آن مطابقت دارد. تحریک به دو ظرفیتی 3s 1 3p 1 نیاز به هزینه 62 کیلو کالری / گرم اتم دارد. پتانسیل یونیزاسیون منیزیم کمتر از بریلیم است، بنابراین ترکیبات منیزیم با نسبت بیشتری از یونیته پیوند مشخص می شوند. از نظر توانایی کمپلکس، منیزیم نیز نسبت به بریلیم پایین تر است. تعامل با عناصر گروه IIIB با پوسته های ناتمام d دارای ویژگی هایی است. این گروه شامل Sc، Y، Ln و Th است. این عناصر تعدادی فاز میانی با منیزیم تشکیل می دهند و در حالت مایع به خوبی در آن حل می شوند. نمودارهای حالت مخلوط این عناصر با منیزیم ماهیت یوتکتیک دارند. حلالیت این عناصر در منیزیم در حالت جامد زیاد نیست (2 تا 5 درصد وزنی). با خاک قلیایی و به ویژه با فلزات قلیایی، منیزیم در حالت جامد ناحیه حلالیت قابل توجهی ایجاد نمی کند که به دلیل تفاوت زیاد در شعاع اتمی است. استثنا لیتیوم است که شعاع اتمی آن با شعاع اتمی منیزیم 2٪ متفاوت است. سیستم های منیزیم با مس، نقره و طلا از نوع یوتکتیک هستند. حلالیت نقره در دمای یوتکتیک 16- درصد وزنی است.

مشخصات فیزیکی

بریلیم - فلز نقره ای سفید کاملا سخت و شکننده. خاصیت دیامغناطیس دارد. در هوا، با یک لایه اکسید نازک پوشیده می شود و به فلز رنگ خاکستری و مات می دهد و از خوردگی بیشتر محافظت می کند. تراکم پذیری بریلیم بسیار کم است. کمترین مقدار فلزات (17 برابر کمتر از Al) تابش اشعه ایکس را مسدود می کند. در یک ساختار hcp با دوره های a=0.228 نانومتر و c=0.358 نانومتر، CN=6 متبلور می شود. در دمای 1254 درجه سانتیگراد، اصلاح شش ضلعی a به b مکعب تبدیل می شود. بریلیم آلیاژهای یوتکتیک را با Al و Si تشکیل می دهد.

از کل جدول تناوبی، بیشتر عناصر نشان دهنده گروه فلزات هستند. آمفوتریک، انتقالی، رادیواکتیو - تعداد زیادی از آنها وجود دارد. همه فلزات نه تنها در طبیعت و زندگی بیولوژیکی انسان، بلکه در صنایع مختلف نقش بسیار زیادی دارند. بیخود نیست که قرن بیستم "آهن" نامیده شد.

فلزات: مشخصات کلی

همه فلزات دارای خواص شیمیایی و فیزیکی مشترکی هستند که به وسیله آنها به راحتی از مواد غیرفلزی متمایز می شوند. به عنوان مثال، ساختار شبکه کریستالی به آنها اجازه می دهد:

• هادی جریان الکتریکی؛
• هادی های حرارتی خوب؛
• چکش خوار و شکل پذیر؛
• بادوام و براق

البته بین آنها تفاوت هایی وجود دارد. برخی از فلزات با رنگ نقره ای می درخشند، برخی دیگر با رنگ سفید مات تر و برخی دیگر با رنگ های قرمز و زرد به طور کلی می درخشند. همچنین در هدایت حرارتی و الکتریکی تفاوت هایی وجود دارد. با این حال، این پارامترها هنوز هم برای همه فلزات مشترک هستند، در حالی که غیر فلزات تفاوت های بیشتری نسبت به شباهت دارند.

از نظر ماهیت شیمیایی، همه فلزات عامل کاهنده هستند. بسته به شرایط واکنش و مواد خاص، آنها می توانند به عنوان عوامل اکسید کننده نیز عمل کنند، اما به ندرت. قادر به تشکیل مواد متعدد. ترکیبات شیمیایی فلزات در طبیعت به مقدار زیاد در کانی ها یا کانی ها، کانی ها و سایر سنگ ها یافت می شود. درجه همیشه مثبت است و می تواند ثابت (آلومینیوم، سدیم، کلسیم) یا متغیر (کروم، آهن، مس، منگنز) باشد.

بسیاری از آنها به طور گسترده به عنوان مصالح ساختمانی مورد استفاده قرار می گیرند و در طیف گسترده ای از شاخه های علم و فناوری استفاده می شوند.

ترکیبات شیمیایی فلزات

در این میان باید به چند دسته اصلی از مواد اشاره کرد که محصول برهمکنش فلزات با عناصر و مواد دیگر هستند.

1. اکسیدها، هیدریدها، نیتریدها، سیلیسیدها، فسفیدها، ازنیدها، کاربیدها، سولفیدها و غیره - ترکیبات دوتایی با غیر فلزات، اغلب به کلاس نمکها (به جز اکسیدها) تعلق دارند.
2. هیدروکسیدها - فرمول کلی Me + x (OH) x.
3. نمک. ترکیبات فلزی با بقایای اسیدی. ممکن است متفاوت باشد:

• میانگین؛
• ترش؛
• دو برابر؛
• پایه ای؛
• مجتمع

4. ترکیبات فلزات با مواد آلی - ساختارهای آلی فلزی.

5. ترکیبات فلزات با یکدیگر - آلیاژهایی که به روش های مختلف به دست می آیند.

گزینه های اتصال فلزی

موادی که می توانند همزمان حاوی دو یا چند فلز مختلف باشند به دو دسته تقسیم می شوند:

• آلیاژها؛
• نمک دو برابر؛
• ترکیبات پیچیده؛
• ترکیبات بین فلزی

روش های اتصال فلزات به یکدیگر نیز متفاوت است. به عنوان مثال برای تولید آلیاژها از روش ذوب، اختلاط و انجماد محصول حاصل استفاده می شود.

ترکیبات بین فلزی در نتیجه واکنش های شیمیایی مستقیم بین فلزات، اغلب انفجاری (به عنوان مثال، روی و نیکل) تشکیل می شوند. چنین فرآیندهایی به شرایط خاصی نیاز دارند: دمای بسیار بالا، فشار، خلاء، کمبود اکسیژن و غیره.

سودا، نمک، سود سوزآور - همه اینها ترکیبات فلزات قلیایی در طبیعت هستند. آنها به شکل خالص وجود دارند و رسوبات تشکیل می دهند یا بخشی از محصولات احتراق برخی مواد هستند. گاهی اوقات به روش آزمایشگاهی به دست می آیند. اما این مواد همیشه مهم و ارزشمند هستند، زیرا انسان را احاطه کرده و زندگی او را شکل می دهند.

ترکیبات فلزات قلیایی و کاربرد آنها به سدیم محدود نمی شود. نمک هایی مانند:

• کلرید پتاسیم؛
• (نیترات پتاسیم)؛
• کربنات پتاسیم؛
• سولفات

همه آنها کودهای معدنی ارزشمندی هستند که در کشاورزی مورد استفاده قرار می گیرند.

فلزات قلیایی خاکی - ترکیبات و کاربردهای آنها

این دسته شامل عناصر گروه دوم از زیرگروه اصلی سیستم عناصر شیمیایی است. حالت اکسیداسیون ثابت آنها 2+ است. اینها عوامل کاهنده فعال هستند که به راحتی با اکثر ترکیبات و مواد ساده وارد واکنش های شیمیایی می شوند. تمام خواص معمولی فلزات را نشان می دهد: درخشندگی، چکش خواری، گرما و هدایت الکتریکی.

مهمترین و رایج ترین آنها منیزیم و کلسیم هستند. بریلیم آمفوتریک است، باریم و رادیوم عناصر کمیاب هستند. همه آنها قادر به ایجاد انواع اتصالات زیر هستند:

• بین فلزی؛
• اکسیدها
• هیدریدها
• نمک های دوتایی (ترکیبات با غیر فلزات)؛
• هیدروکسیدها؛
• نمک (دو، پیچیده، اسیدی، بازی، متوسط).

بیایید مهم ترین ترکیبات را از منظر عملی و زمینه های کاربرد آنها بررسی کنیم.

نمک منیزیم و کلسیم

ترکیبات فلز قلیایی خاکی مانند نمک ها برای موجودات زنده مهم هستند. به هر حال نمک های کلسیم منبع این عنصر در بدن هستند. و بدون آن، تشکیل طبیعی اسکلت، دندان، شاخ در حیوانات، سم، مو و کت و غیره غیرممکن است.

بنابراین، رایج ترین نمک کلسیم فلز قلیایی خاکی کربنات است. نام های دیگر آن:

• سنگ مرمر؛
• سنگ آهک؛
• دولومیت

این نه تنها به عنوان تامین کننده یون کلسیم برای یک موجود زنده، بلکه به عنوان یک ماده ساختمانی، ماده اولیه برای تولید مواد شیمیایی، در صنایع آرایشی و بهداشتی، صنعت شیشه و غیره استفاده می شود.

ترکیبات فلزات قلیایی خاکی مانند سولفات ها نیز مهم هستند. به عنوان مثال، سولفات باریم (نام پزشکی "فرنی باریت") در تشخیص اشعه ایکس استفاده می شود. سولفات کلسیم به شکل هیدرات کریستالی گچ است که در طبیعت یافت می شود. از آن در پزشکی، ساخت و ساز و قالب گیری استفاده می شود.

فسفر فلز قلیایی خاکی

این مواد از قرون وسطی شناخته شده اند. قبلاً به آنها فسفر می گفتند. این نام هنوز هم تا به امروز وجود دارد. این ترکیبات از نظر ماهیت سولفیدهای منیزیم، استرانسیوم، باریم و کلسیم هستند.

با پردازش خاصی، آنها قادر به نمایش خواص فسفری هستند، و درخشش بسیار زیبا، از قرمز تا بنفش روشن است. این در ساخت علائم جاده ای، لباس کار و موارد دیگر استفاده می شود.

اتصالات پیچیده

موادی که شامل دو یا چند عنصر مختلف با ماهیت فلزی هستند، ترکیبات پیچیده فلزی هستند. اغلب آنها مایعاتی با رنگ های زیبا و رنگارنگ هستند. در شیمی تجزیه برای تعیین کیفی یون ها استفاده می شود.

چنین موادی قادرند نه تنها فلزات قلیایی و قلیایی خاکی، بلکه سایر فلزات را نیز تشکیل دهند. مجتمع های هیدروکسو، مجتمع های آبی و غیره وجود دارد.

خواص شیمیایی فلزات قلیایی و قلیایی خاکی مشابه است. سطح انرژی بیرونی فلزات قلیایی دارای یک الکترون و سطح انرژی فلزات قلیایی خاکی دارای دو الکترون است. در طی واکنش‌ها، فلزات به راحتی از الکترون‌های ظرفیت جدا می‌شوند و ویژگی‌های یک عامل احیاکننده قوی را نشان می‌دهند.

قلیایی

گروه I جدول تناوبی شامل فلزات قلیایی است:

• لیتیوم؛
• سدیم؛
• پتاسیم؛
• روبیدیم;
• سزیم؛
• فرانسوی

برنج. 1. فلزات قلیایی.

آنها را با نرمی (می توان با چاقو برش داد)، نقطه ذوب کم و جوش متمایز کرد. اینها فعال ترین فلزات هستند.

خواص شیمیایی فلزات قلیایی در جدول ارائه شده است.

می تواند با اسیدهای آلی و الکل ها واکنش دهد.

خاک قلیایی

در گروه دوم جدول تناوبی فلزات قلیایی خاکی وجود دارد:

• بریلیم؛
• منیزیم؛
• کلسیم؛
• استرانسیوم؛
• باریم؛
• رادیوم

برنج. 2. فلزات قلیایی خاکی.

برخلاف فلزات قلیایی، سخت تر هستند. فقط استرانسیوم را می توان با چاقو برش داد. متراکم ترین فلز رادیوم (5.5 گرم بر سانتی متر مکعب) است.

بریلیم تنها زمانی با اکسیژن واکنش می دهد که تا دمای 900 درجه سانتی گراد گرم شود. تحت هیچ شرایطی با هیدروژن و آب واکنش نمی دهد. منیزیم در دمای 650 درجه سانتیگراد اکسید می شود و تحت فشار بالا با هیدروژن واکنش می دهد.

جدول خواص شیمیایی اصلی فلزات قلیایی خاکی را نشان می دهد.

یون های فلز قلیایی و قلیایی خاکی در نمک ها با تغییر رنگ شعله به راحتی تشخیص داده می شوند. نمک های سدیم با شعله زرد، پتاسیم - بنفش، روبیدیم - قرمز، کلسیم - قرمز آجری، باریم - زرد-سبز می سوزند. نمک این فلزات برای ایجاد آتش بازی استفاده می شود.

برنج. 3. واکنش کیفی.

ما چه آموخته ایم؟

فلزات قلیایی و قلیایی خاکی عناصر فعال جدول تناوبی هستند که با مواد ساده و پیچیده واکنش می دهند. فلزات قلیایی نرم تر هستند، به شدت با آب و هالوژن واکنش نشان می دهند، به راحتی در هوا اکسید می شوند، اکسیدها، پراکسیدها، سوپراکسیدها را تشکیل می دهند و با اسیدها و آمونیاک تعامل دارند. وقتی گرم می شوند با غیر فلزات واکنش نشان می دهند. فلزات قلیایی خاکی با نافلزات، اسیدها و آب واکنش می دهند. بریلیم با هیدروژن و آب واکنش نمی دهد، اما در دماهای بالا با مواد قلیایی و اکسیژن واکنش می دهد.

در مورد موضوع تست کنید

ارزیابی گزارش

میانگین امتیاز: 4.3. مجموع امتیازهای دریافتی: 113.

تمام عناصر زیرگروه های اصلی گروه های I و II جدول تناوبی و همچنین هیدروژن و هلیوم به عناصر s تعلق دارند. به غیر از هیدروژن و هلیوم، همه این عناصر هستند فلزاتفلزات گروه I جدول تناوبی نامیده می شوند قلیایی،چون با آب واکنش می دهند و قلیایی می سازند. فلزات گروه دوم جدول تناوبی، به استثنای بریلیم و منیزیم، نامیده می شوند. خاک قلیاییفرانسیوم، تکمیل کننده گروه I، و رادیوم، تکمیل گروه II، - عناصر رادیواکتیو

برخی از خواص فلزات s 3

جدول 15.1

و PI پتانسیل یونیزاسیون (انرژی) است. EO - الکترونگاتیوی.

تمام فلزات s دارای یک یا دو الکترون در لایه بیرونی خود هستند و می توانند به راحتی آنها را رها کنند و یون هایی با آرایش الکترونی پایدار گازهای نجیب تشکیل دهند. فعالیت احیایی بالای این فلزات در پتانسیل های یونیزاسیون بسیار کم (IP) و الکترونگاتیوی پایین (EO) آشکار می شود (جدول 15.1). پتانسیل یونیزاسیون فلزات قلیایی و گازهای نجیب را مقایسه کنید (از بین همه عناصر، گازهای نجیب کمترین EO و بالاترین PI را دارند؛ جدول 18.1 را ببینید).

مشخصات فیزیکی. در شرایط عادی، فلزات s در حالت جامد هستند و کریستال هایی را با پیوند فلزی تشکیل می دهند. تمام فلزات گروه I دارند شبکه مکعبی بدنه محور(BCC، § 4.4 را ببینید). بریلیم و منیزیم مشخص می شوند بسته بندی نزدیک شش ضلعی(hcp)، کلسیم و استرانسیم شبکه مکعبی رو به مرکز(fcc)، در باریم مکعب بدنه محور(OTSK).

فلزات گروه I نرم و چگالی کمی نسبت به سایرین دارند. لیتیوم، سدیم و پتاسیم سبک تر از آبو روی سطح آن شناور می شوند و با آن واکنش نشان می دهند. فلزات گروه دوم سخت تر و چگال تر از فلزات قلیایی هستند. نقطه ذوب و جوش پایین فلزات s (به جدول 15.1 مراجعه کنید) با پیوند فلزی نسبتا ضعیف در شبکه های کریستالی توضیح داده شده است. انرژی اتصال (بر حسب eV): لیتیوم 1.65، سدیم 1.11، پتاسیم 0.92، روبیدیم 0.84، سزیم 0.79، بریلیم 3.36، منیزیم 1.53، کلسیم 1.85، استرانسیم 1، 1.87 بار

برای مقایسه انرژی های اتصال (در eV): آلومینیوم 3.38، روی 1.35، آهن 4.31، مس 3.51، نقره 2.94، تیتانیوم 4.87، مولیبدن 6.82، تنگستن 8.80.

یک پیوند فلزی توسط الکترون‌های ظرفیت غیرمحلی تشکیل می‌شود که یون‌های مثبت اتم‌های فلز را در کنار هم نگه می‌دارند (نگاه کنید به §3.6). هرچه شعاع فلزی بزرگتر باشد، الکترون های غیرمحلی بیشتری در یک "لایه نازک" بین یون های مثبت توزیع می شوند و قدرت شبکه کریستالی کمتر می شود. این نقطه ذوب و جوش پایین فلزات گروه I و II را توضیح می دهد. نقطه ذوب و جوش عناصر گروه II، بر خلاف فلزات قلیایی، به طور غیر سیستماتیک تغییر می کند، که با تفاوت در ساختارهای کریستالی توضیح داده می شود (به بالا مراجعه کنید).

شیوع در طبیعت تمام s-فلزات در طبیعت فقط به شکل ترکیبات یافت می شوند: نمک های معدنی فسیلی و رسوبات آنها (KS1، NaCl، CaCO 3 و غیره) و یون های موجود در آب دریا. کلسیم، سدیم، پتاسیم و منیزیم به ترتیب پنجمین، ششمین، هفتمین و هشتمین فراوانی روی زمین هستند. استرانسیوم در مقادیر متوسط ​​رایج است. محتوای سایر فلزات s در پوسته زمین و آب های اقیانوسی ناچیز است. به عنوان مثال، محتوای سدیم در پوسته زمین 2.3٪ و در آب دریا 1.1٪، سزیم در پوسته زمین 3 10 ~ 4٪ و در آب دریا 3 10-8٪ است.

سدیم، سزیم و بریلیم هر کدام تنها یک ایزوتوپ پایدار دارند، لیتیوم، پتاسیم و روبیدیم هر کدام دو ایزوتوپ دارند: |Li 7.5% و |Li 92.5%; 93.26 درصد و کمیته مرکزی 6.74 درصد; f^Rb 72.17٪ و fpRb 27.83٪. منیزیم دارای سه ایزوتوپ پایدار است (|2 Mg 79.0٪، j|Mg 10.0٪ و j|Mg 11.0٪). سایر فلزات قلیایی خاکی دارای تعداد بیشتری ایزوتوپ پایدار هستند. موارد اصلی: 4 °С 96.94% و TsSA 2.09٪; ||Sr 82.58%، 8 |Sr 9.86% و ||Sr 7.0%; 1 ||Ba 71.7%، 18 |Ba 11.23%، 18 ®Ba 7.85% و 18 |Ba 6.59%.