Հողալկալիական մետաղների էլեկտրոնային կառուցվածքը. Հողալկալիական մետաղներ. համառոտ նկարագրություն

E-ի թարմ մակերեսը արագ մթնում է օքսիդ թաղանթի առաջացման պատճառով։ Այս թաղանթը համեմատաբար խիտ է. ժամանակի ընթացքում ամբողջ մետաղը դանդաղորեն օքսիդանում է: Ֆիլմը բաղկացած է EO-ից, ինչպես նաև EO 2-ից և E 3 N 2-ից: E-2e = E 2+ ռեակցիաների նորմալ էլեկտրոդային պոտենցիալները հավասար են = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr): Սրանք շատ ակտիվ տարրեր են. դրանք լուծվում են ջրի և թթուների մեջ, մետաղների մեծ մասը տեղահանում իրենց օքսիդներից, հալոգենիդներից և սուլֆիդներից: Առաջնային (200-300 o C) կալցիումը փոխազդում է ջրի գոլորշու հետ հետևյալ սխեմայի համաձայն.

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

Երկրորդական ռեակցիաները ունեն ձև.

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2 և CaO + H 2 O = Ca(OH) 2:

E-ն գրեթե չի լուծվում ուժեղ ծծմբաթթվի մեջ՝ վատ լուծվող ESO 4-ի թաղանթի ձևավորման պատճառով: E-ն բուռն արձագանքում է նոսր հանքային թթուների հետ՝ ազատելով ջրածին։ Կալցիումը, երբ տաքացվում է 800 o C-ից բարձր, փոխազդում է մեթանի հետ հետևյալ սխեմայի համաձայն.

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

Երբ տաքանում են, դրանք փոխազդում են ջրածնի, ծծմբի և ամոնիակ գազի հետ։ Քիմիական հատկություններով ռադիումը ամենամոտն է Ba-ին, բայց ավելի ակտիվ է։ Սենյակային ջերմաստիճանում այն ​​նկատելիորեն միանում է օդի թթվածնի և ազոտի հետ։ Ընդհանուր առմամբ, նրա քիմիական հատկությունները մի փոքր ավելի ընդգծված են, քան իր անալոգայինները: Ռադիումի բոլոր միացությունները դանդաղորեն քայքայվում են սեփական ճառագայթման ազդեցության տակ՝ ձեռք բերելով դեղնավուն կամ շագանակագույն երանգ։ Ռադիումի միացություններն ունեն ավտոլյումինեսցենտության հատկություն։ Ռադիոակտիվ քայքայման արդյունքում 1 գ Ra-ն ամեն ժամում արձակում է 553,7 Ջ ջերմություն։ Ուստի ռադիումի և նրա միացությունների ջերմաստիճանը միշտ 1,5 աստիճանով բարձր է շրջակա միջավայրի ջերմաստիճանից։ Հայտնի է նաև, որ օրական 1 գ ռադիումն արտազատում է 1 մմ 3 ռադոն (226 Ra = 222 Rn + 4 He), որի վրա հիմնված է դրա օգտագործումը որպես ռադոնի աղբյուր ռադոնի լոգանքների համար։

Հիդրիդներ E - սպիտակ, բյուրեղային աղի նման նյութեր: Դրանք ձեռք են բերվում անմիջապես տարրերից՝ տաքացնելով։ E + H 2 = EN 2 ռեակցիայի մեկնարկային ջերմաստիճաններն են 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba): EN 2-ի ջերմային տարանջատումը սկսվում է 600 o C-ում: Ջրածնի մթնոլորտում CaH 2-ը չի քայքայվում հալման կետում (816 o C): Խոնավության բացակայության դեպքում հողալկալիական մետաղների հիդրիդները սովորական ջերմաստիճաններում կայուն են օդում։ Նրանք չեն արձագանքում հալոգենների հետ: Այնուամենայնիվ, երբ տաքացվում է, EN 2-ի քիմիական ակտիվությունը մեծանում է: Նրանք ունակ են օքսիդները վերածել մետաղների (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), օրինակ.

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

CaH 2-ի ռեակցիան Al 2 O 3-ի հետ տեղի է ունենում 750 o C-ում:

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

CaH 2 + 2Al = CaAl 2 + H 2:

CaH2-ը փոխազդում է ազոտի հետ 600°C-ում հետևյալ սխեմայի համաձայն.

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

Երբ EN 2-ը բռնկվում է, դրանք դանդաղ այրվում են.

EN 2 + O 2 = H 2 O + CaO:

Պայթուցիկ, երբ խառնվում է պինդ օքսիդացնող նյութերի հետ: Երբ ջուրը գործում է EN 2-ի վրա, հիդրօքսիդը և ջրածինը ազատվում են: Այս ռեակցիան խիստ էկզոթերմիկ է. օդում ջրով խոնավացած EN 2-ը ինքնաբուխ բռնկվում է: EN 2-ը փոխազդում է թթուների հետ, օրինակ՝ հետևյալ սխեմայի համաձայն.

2HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2H 2:

EN 2-ն օգտագործվում է մաքուր ջրածնի ստացման, ինչպես նաև օրգանական լուծիչներում ջրի հետքերը որոշելու համար։ Նիտրիդներ Ե–ն անգույն, հրակայուն նյութեր են։ Դրանք ստացվում են անմիջապես բարձր ջերմաստիճանի տարրերից: Նրանք ջրով քայքայվում են հետևյալ սխեմայով.

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

E 3 N 2 արձագանքում են CO-ով տաքացնելիս հետևյալ սխեմայի համաձայն.

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

Գործընթացները, որոնք տեղի են ունենում E 3 N 2 ածուխով տաքացնելիս, այսպիսին են.

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

Ստրոնցիումի նիտրիդը փոխազդում է HCl-ի հետ՝ առաջացնելով Sr և ամոնիումի քլորիդներ։ Ֆոսֆիդներ E 3 R 2-ը ձևավորվում է ուղղակիորեն տարրերից կամ եռախառնուրդ ֆոսֆատների ածուխով կալցինացիայի միջոցով.

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

Դրանք ջրով հիդրոլիզվում են հետևյալ սխեմայով.

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E (OH) 2.

Թթուներով հողալկալիական մետաղների ֆոսֆիդները տալիս են համապատասխան աղ և ֆոսֆին։ Սա հիմք է հանդիսանում դրանց օգտագործման լաբորատոր պայմաններում ֆոսֆին ստանալու համար:

Համալիր ամոնիակ կազմը E(NH 3) 6 - մետաղական փայլով և բարձր էլեկտրական հաղորդունակությամբ պինդ նյութեր: Ստացվում են E-ի վրա հեղուկ ամոնիակի ազդեցությամբ։Օդում ինքնաբուխ բռնկվում են։ Առանց օդի մուտքի դրանք քայքայվում են համապատասխան ամիդների՝ E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2: Երբ տաքանում են, նրանք ակտիվորեն քայքայվում են նույն օրինաչափության համաձայն:

Կարբիդներ հողալկալիական մետաղները, որոնք ստացվում են ածուխով E-ի կալցինացիայի արդյունքում, քայքայվում են ջրով` արտազատելով ացետիլեն.

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

BaC 2-ի հետ ռեակցիան այնքան բուռն է, որ այն բռնկվում է ջրի հետ շփվելիս: Ca-ի և Ba-ի համար ES 2-ի ձևավորման ջերմությունները կազմում են 14 և 12 կկալմոլ: Ազոտով տաքացնելիս ES 2-ը տալիս է CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2։ Հայտնի է սիլիցիդներ (ESi և ESi 2): Դրանք կարելի է ձեռք բերել ուղղակիորեն ջեռուցելով տարրերից: Դրանք հիդրոլիզվում են ջրով և փոխազդում թթուների հետ՝ ստանալով H 2 Si 2 O 5, SiH 4, համապատասխան E միացություն և ջրածին։ Հայտնի է բորիդները EV 6 ստացված տարրերից, երբ ջեռուցվում է:

Օքսիդներ կալցիումը և նրա անալոգները սպիտակ, հրակայուն (T bp CaO = 2850 o C) նյութեր են, որոնք ակտիվորեն կլանում են ջուրը: Սա բացարձակ սպիրտ ստանալու համար BaO-ի օգտագործման հիմքն է։ Նրանք բուռն արձագանքում են ջրի հետ՝ արձակելով մեծ ջերմություն (բացառությամբ SrO-ի, որի տարրալուծումը էնդոթերմիկ է)։ EO-ները լուծվում են թթուներում և ամոնիումի քլորիդում.

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

EO-ն ստացվում է համապատասխան մետաղների կարբոնատների, նիտրատների, պերօքսիդների կամ հիդրօքսիդների կալցինացիայի միջոցով։ Բարիումի և թթվածնի արդյունավետ լիցքերը BaO-ում 0,86 են։ SrO 700 o C-ում փոխազդում է կալիումի ցիանիդի հետ.

KCN + SrO = Sr + KCNO:

Ստրոնցիումի օքսիդը լուծվում է մեթանոլում՝ առաջացնելով Sr(OSH 3) 2։ BaO-ի մագնեզիում-ջերմային վերացման ժամանակ կարելի է ստանալ Ba2O միջանկյալ օքսիդ, որն անկայուն է և անհամաչափ։

Հիդրօքսիդներ Հողալկալիական մետաղները սպիտակ, ջրում լուծվող նյութեր են։ Դրանք ամուր հիմքեր են։ Ca-Sr-Ba շարքում հիդրօքսիդների հիմնական բնույթն ու լուծելիությունը մեծանում են։ pPR(Ca(OH) 2) = 5.26, pPR(Sr(OH) 2) = 3.5, pPR(Ba(OH) 2) = 2.3: Ba(OH)2 սովորաբար արտազատվում է հիդրօքսիդի լուծույթներից։ 8H 2 O, Sr(OH) 2. 8H2O, Ca(OH) 2. H 2 O. EO ավելացնել ջուրը հիդրօքսիդներ առաջացնելու համար: Սա հիմք է հանդիսանում շինարարության մեջ CaO-ի օգտագործման համար: Ca(OH) 2-ի և NaOH-ի սերտ խառնուրդը 2:1 քաշային հարաբերակցությամբ կոչվում է սոդա կրաքար և լայնորեն օգտագործվում է որպես CO 2 կլանող: Ca(OH) 2-ը օդում կանգնելիս կլանում է CO 2 հետևյալ սխեմայի համաձայն.

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

Մոտ 400 o C-ում Ca(OH) 2-ը փոխազդում է ածխածնի երկօքսիդի հետ.

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

Բարիտ ջուրը փոխազդում է CS 2-ի հետ 100 o C-ում.

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

Ալյումինը փոխազդում է բարիտ ջրի հետ.

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

օգտագործվում է ածխածնի անհիդրիդ հայտնաբերելու համար:

E ձև պերօքսիդ սպիտակ. Նրանք զգալիորեն պակաս կայուն են, ի տարբերություն օքսիդների, և ուժեղ օքսիդացնող նյութեր են։ Գործնական նշանակություն ունի ամենակայուն BaO 2-ը, որը սպիտակ, պարամագնիսական փոշի է՝ 4,96 խտությամբ։ գ1 սմ 3 և այլն: 450°։ BaO 2-ը կայուն է սովորական ջերմաստիճանում (կարելի է տարիներ շարունակ պահել), վատ է լուծվում ջրի, ալկոհոլի և եթերի մեջ և լուծվում է նոսր թթուներում՝ աղի և ջրածնի պերօքսիդի արտազատմամբ։ Բարիումի պերօքսիդի ջերմային տարրալուծումն արագանում է օքսիդներով՝ Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 և CuO ։ Բարիումի պերօքսիդը փոխազդում է ջրածնի, ծծմբի, ածխածնի, ամոնիակի, ամոնիումի աղերի, կալիումի ֆերիցանիդի հետ և այլն տաքացնելիս: Բարիումի պերօքսիդը փոխազդում է խտացված աղաթթվի հետ՝ ազատելով քլոր.

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

Այն ջուրը օքսիդացնում է ջրածնի պերօքսիդի.

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

Այս ռեակցիան շրջելի է, և նույնիսկ ածխաթթվի առկայության դեպքում հավասարակշռությունը տեղափոխվում է աջ: BaO 2-ն օգտագործվում է որպես մեկնարկային արտադրանք H 2 O 2-ի արտադրության համար, ինչպես նաև որպես օքսիդացնող նյութ պիրոտեխնիկական կոմպոզիցիաներում: Այնուամենայնիվ, BaO 2-ը կարող է նաև գործել որպես նվազեցնող նյութ.

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

BaO 2-ը ստացվում է՝ BaO-ն օդի հոսքում տաքացնելով մինչև 500 o C՝ հետևյալ սխեմայի համաձայն.

2BaO + O 2 = 2BaO 2:

Ջերմաստիճանի բարձրացման հետ տեղի է ունենում հակառակ գործընթացը: Հետեւաբար, երբ Ba-ն այրվում է, միայն օքսիդ է արտազատվում: SrO 2-ը և CaO 2-ը պակաս կայուն են: EO 2 ստանալու ընդհանուր մեթոդը E(OH) 2-ի փոխազդեցությունն է H 2 O 2-ի հետ, որն անջատում է EO 2: 8H 2 O. EO 2-ի ջերմային տարրալուծումը սկսվում է 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba): EO 2-ը խտացված ջրածնի պերօքսիդով տաքացնելիս կարող են ստացվել դեղին անկայուն նյութեր՝ EO 4 սուպերօքսիդներ։

E աղերը սովորաբար անգույն են: Քլորիդները, բրոմիդները, յոդիդները և նիտրատները ջրի մեջ շատ լուծելի են: Ֆտորիդները, սուլֆատները, կարբոնատները և ֆոսֆատները վատ լուծվող են: Ba 2+ իոնը թունավոր է: Հալիդներ E-ն բաժանվում են երկու խմբի՝ ֆտորիդներ և բոլոր մյուսները։ Ֆտորիդները գրեթե չեն լուծվում ջրում և թթուներում և չեն առաջացնում բյուրեղային հիդրատներ։ Ընդհակառակը, քլորիդները, բրոմիդները և յոդիդները շատ լուծելի են ջրում և լուծույթներից ազատվում են բյուրեղային հիդրատների տեսքով։ EG 2-ի որոշ հատկություններ ներկայացված են ստորև.

Երբ ստացվում է լուծույթում փոխանակման տարրալուծմամբ, ֆտորիդներն ազատվում են ծավալուն լորձաթաղանթային նստվածքների տեսքով, որոնք բավականին հեշտությամբ ձևավորում են կոլոիդային լուծույթներ։ EG 2-ը կարելի է ստանալ համապատասխան հալոգենների հետ գործելով համապատասխան E-ի վրա: EG 2-ի հալվածքները ունակ են լուծելու մինչև 30% E: Հիմնական ենթախմբի երկրորդ խմբի տարրերի քլորիդների հալվածքների էլեկտրական հաղորդունակությունն ուսումնասիրելիս. պարզվել է, որ նրանց մոլեկուլային իոնային կազմը շատ տարբեր է։ Տարանջատման աստիճաններն ըստ ESl 2 = E 2+ + 2Cl- սխեմայի հավասար են՝ BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%: Հալոգենիդները (բացի ֆտորիդներից) E պարունակում են բյուրեղացման ջուր՝ CaCl 2: 6H 2 O, SrCl 2: 6H 2 O և BaCl 2: 2H 2 O. Ռենտգենյան կառուցվածքային վերլուծությունը հաստատել է E[(OH 2) 6 ]G 2-ի կառուցվածքը Ca և Sr-ի բյուրեղային հիդրատների համար: Դանդաղ տաքացնելով EG 2-ի բյուրեղային հիդրատները, կարելի է ստանալ անջուր աղեր: CaCl 2-ը հեշտությամբ ձևավորում է գերհագեցած լուծույթներ: Բնական CaF 2 (ֆտորիտ) օգտագործվում է կերամիկական արդյունաբերության մեջ, այն նաև օգտագործվում է HF-ի արտադրության համար և հանդիսանում է ֆտորիդային հանքանյութ: Անջուր CaCl 2-ն օգտագործվում է որպես չորացուցիչ՝ իր հիգրոսկոպիկության պատճառով: Կալցիումի քլորիդ բյուրեղային հիդրատը օգտագործվում է սառնարանային խառնուրդներ պատրաստելու համար: BaCl 2 - օգտագործվում է cx-ում և բացման համար

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

EG2-ը և EN2-ը միաձուլելով կարելի է ստանալ հետևյալ հիդրոհալիդները.

EG 2 + EN 2 = 2ENG.

Այս նյութերը հալվում են առանց տարրալուծման, բայց հիդրոլիզվում են ջրով.

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

Լուծելիություն ջրի մեջ քլորատներ , բրոմատներ Եվ յոդատներ ջրի մեջ այն նվազում է Ca - Sr - Ba և Cl - Br - I տողերի երկայնքով: Ba(ClO 3) 2 - օգտագործվում է պիրոտեխնիկայում: Պերքլորատներ E-ն շատ լուծելի է ոչ միայն ջրի, այլև օրգանական լուծիչների մեջ։ E(ClO 4) 2-ից ամենակարեւորը Ba(ClO 4) 2-ն է: 3H 2 O. Անջուր բարիումի պերքլորատը լավ չորացուցիչ է: Նրա ջերմային տարրալուծումը սկսվում է միայն 400 o C-ում։ Հիպոքլորիտ կալցիում Ca (ClO) 2. nH 2 O (n=2,3,4) ստացվում է կրաքարի կաթի վրա քլորի ազդեցությամբ։ Այն օքսիդացնող նյութ է և շատ լուծելի է ջրում։ Սպիտակեցնող միջոց կարելի է ձեռք բերել պինդ խարխլված կրաքարը քլորով մշակելով: Այն քայքայվում է ջրով և խոնավության առկայության դեպքում քլորի հոտ է գալիս։ Օդի մեջ արձագանքում է CO 2-ի հետ.

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

Սպիտակեցնող նյութը օգտագործվում է որպես օքսիդացնող, սպիտակեցնող և որպես ախտահանող միջոց:

Հողալկալիական մետաղների համար հայտնի է ազիդներ Ե(N 3) 2 և թիոցիանատներ E(CNS) 2. 3H 2 O. Ազիդները շատ ավելի քիչ պայթուցիկ են, քան կապարի ազիդը: Ռոդանիդները տաքացնելիս հեշտությամբ կորցնում են ջուրը: Նրանք շատ լուծելի են ջրի և օրգանական լուծիչների մեջ: Ba(N 3) 2-ը և Ba(CNS) 2-ը կարող են օգտագործվել փոխանակման ռեակցիայի միջոցով սուլֆատներից այլ մետաղների ազիդներ և թիոցիանատներ ստանալու համար:

Նիտրատներ կալցիումը և ստրոնցիումը սովորաբար գոյություն ունեն Ca(NO 3) 2-ի բյուրեղային հիդրատների տեսքով: 4H 2 O և Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. Բարիումի նիտրատը չի բնութագրվում բյուրեղային հիդրատի ձևավորմամբ: Երբ տաքացվում է, Ca(NO 3) 2. 4H 2 O և Sr(NO 3) 2. 4H 2 O հեշտությամբ կորցնում է ջուրը: Իներտ մթնոլորտում E նիտրատները ջերմային կայուն են մինչև 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba): Կալցիումի նիտրատի բյուրեղահիդրատի հալվածքը ունի թթվային միջավայր 75 o C-ում: Բարիումի նիտրատի առանձնահատկությունը նրա բյուրեղների ջրում լուծարման ցածր արագությունն է: Միայն բարիումի նիտրատը, որի համար հայտնի է անկայուն K2 կոմպլեքս, ցույց է տալիս բարդույթներ առաջացնելու միտում։ Կալցիումի նիտրատը լուծելի է սպիրտների, մեթիլացետատի և ացետոնի մեջ։ Ստրոնցիումի և բարիումի նիտրատներն այնտեղ գրեթե չեն լուծվում։ E նիտրատների հալման կետը գնահատվում է 600 o C, բայց այս նույն ջերմաստիճանում սկսվում է տարրալուծումը.

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

Հետագա տարրալուծումը տեղի է ունենում ավելի բարձր ջերմաստիճաններում.

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

E նիտրատները վաղուց օգտագործվել են պիրոտեխնիկայում: Բարձր ցնդող E աղերը բոցը գունավորում են համապատասխան գույներով՝ Ca - նարնջագույն-դեղին, Sr - կարմիր-կարմին, Ba - դեղին-կանաչ: Եկեք հասկանանք սրա էությունը Sr-ի օրինակով. Sr 2+-ն ունի երկու VAO՝ 5s և 5p կամ 5s և 4d: Եկեք էներգիա փոխանցենք այս համակարգին՝ տաքացնենք այն: Միջուկին ավելի մոտ գտնվող ուղեծրերի էլեկտրոնները կտեղափոխվեն այս VAO-ներ: Բայց նման համակարգը կայուն չէ և էներգիա կթողնի լույսի քվանտի տեսքով։ Հենց Sr 2+-ն է արձակում կարմիր ալիքի երկարություններին համապատասխան հաճախականությամբ քվանտա։ Պիրոտեխնիկական կոմպոզիցիաներ պատրաստելիս հարմար է օգտագործել սելիտրա, քանի որ Այն ոչ միայն գունավորում է բոցը, այլև օքսիդացնող նյութ է՝ տաքացնելիս թթվածին ազատելով: Պիրոտեխնիկական կոմպոզիցիաները բաղկացած են պինդ օքսիդիչից, պինդ վերականգնող նյութից և որոշ օրգանական նյութերից, որոնք գունազրկում են վերականգնող նյութի բոցը և գործում որպես կապող նյութ։ Կալցիումի նիտրատն օգտագործվում է որպես պարարտանյութ։

Բոլորը ֆոսֆատներ Եվ հիդրոֆոսֆատներ E-ն վատ են լուծվում ջրում։ Դրանք կարելի է ստանալ օրթոֆոսֆորական թթուում CaO կամ CaCO 3 համապատասխան քանակի լուծմամբ։ Նրանք նաև նստում են փոխանակման ռեակցիաների ժամանակ, ինչպիսիք են.

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

Գործնական նշանակություն ունի (որպես պարարտանյութ) մոնոփոխարինված կալցիումի օրթոֆոսֆատը, որը Ca(SO 4-ի հետ միասին) ներառված է. սուպերֆոսֆատ. Այն ստացվում է սխեմայի համաձայն.

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

Օքսալատներ նաև մի փոքր լուծելի է ջրի մեջ: Գործնական նշանակություն ունի կալցիումի օքսալատը, որը ջրազրկվում է 200 o C-ում և քայքայվում 430 o C-ում հետևյալ սխեմայով.

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO:

Ացետատներ E-ն մեկուսացված են բյուրեղային հիդրատների տեսքով և շատ լուծելի են ջրում։

ՀԵՏ սուլֆատներ E - սպիտակ, ջրի մեջ վատ լուծվող նյութեր: Լուծելիություն CaSO 4. 2H 2 O 1000 գ ջրին նորմալ ջերմաստիճանում 8 է: 10 -3 մոլ, SrSO 4 - 5: 10 -4 մոլ, BaSO 4 - 1: 10 -5 մոլ, RaSO 4 - 6: 10-6 մոլ. Ca - Ra շարքերում սուլֆատների լուծելիությունը արագորեն նվազում է։ Ba 2+-ը սուլֆատ իոնի ռեագենտ է: Կալցիումի սուլֆատը պարունակում է բյուրեղացման ջուր: 66 o C-ից բարձր լուծույթից ազատվում է անջուր կալցիումի սուլֆատ, ներքևում՝ գիպս CaSO 4։ 2H 2 O. 170 o C-ից բարձր գիպսի տաքացումը ուղեկցվում է հիդրատ ջրի արտազատմամբ: Երբ գիպսը խառնվում է ջրի հետ, այս զանգվածը արագորեն կարծրանում է բյուրեղային հիդրատի առաջացման պատճառով։ Գիպսի այս հատկությունը օգտագործվում է շինարարության մեջ։ Եգիպտացիներն օգտագործել են այս գիտելիքները 2000 տարի առաջ։ ESO 4-ի լուծելիությունը ուժեղ ծծմբական թթուում շատ ավելի բարձր է, քան ջրում (BaSO 4-ից մինչև 10%), ինչը ցույց է տալիս բարդ առաջացում: Համապատասխան ESO 4 համալիրներ. H 2 SO 4 կարելի է ստանալ ազատ վիճակում։ Ալկալիական մետաղների և ամոնիումի սուլֆատներով կրկնակի աղերը հայտնի են միայն Ca և Sr-ի համար: (NH 4) 2-ը լուծելի է ջրում և օգտագործվում է անալիտիկ քիմիայում՝ Ca-ն Sr-ից առանձնացնելու համար, քանի որ (NH 4) 2 փոքր-ինչ լուծելի է: Գիպսը օգտագործվում է ծծմբաթթվի և ցեմենտի համատեղ արտադրության համար, քանի որ Նվազեցնող նյութով (ածուխով) տաքացնելիս գիպսը քայքայվում է.

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

Ավելի բարձր ջերմաստիճանում (900 o C) ծծումբն ավելի է կրճատվում հետևյալ սխեմայի համաձայն.

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

Sr և Ba սուլֆատների նմանատիպ տարրալուծումը սկսվում է ավելի բարձր ջերմաստիճաններում: BaSO 4-ը ոչ թունավոր է և օգտագործվում է բժշկության և հանքային ներկերի արտադրության մեջ:

Սուլֆիդներ E-ն սպիտակ պինդ մարմիններ են, որոնք բյուրեղանում են NaCl-ի պես: Նրանց առաջացման ջերմությունները և բյուրեղային ցանցերի էներգիաները հավասար են (կկալմոլ)՝ 110 և 722 (Ca), 108 և 687 (Sr), 106 և 656 (Ba): Կարելի է ձեռք բերել տարրերից սինթեզով՝ ածուխով տաքացնելով կամ կալցինացնելով սուլֆատները.

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

Ամենաքիչ լուծվողը CaS է (0,2 hl): ES-ը տաքանալիս մտնում է հետևյալ ռեակցիաների մեջ.

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):

Չեզոք լուծույթում հողալկալիական մետաղների սուլֆիդներն ամբողջությամբ հիդրոլիզացվում են հետևյալ սխեմայի համաձայն.

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

Թթվային սուլֆիդներ կարելի է ստանալ նաև ազատ վիճակում՝ գոլորշիացնելով սուլֆիդների լուծույթը։ Նրանք արձագանքում են ծծմբի հետ.

E(HS) 2 + xS = ES x+1 + H 2 S (x=2,3,4):

BaS-ը հայտնի է բյուրեղային հիդրատներից։ 6H 2 O և Ca(HS) 2: 6H 2 O, Ba(HS) 2: 4H 2 O. Ca(HS) 2 օգտագործվում է մազահեռացման համար: ԷՍ-ները ենթարկվում են ֆոսֆորեսցենցիայի երևույթին: Հայտնի է պոլիսուլֆիդներ E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5: Ստացվում են ԷՍ-ի կախոցը ջրի մեջ ծծմբով եռացնելուց։ Օդում ES-ները օքսիդանում են՝ 2ES + 3O 2 = 2ESO 3: Օդն անցնելով CaS կախոցի միջով կարելի է ստանալ թիոսուլֆատ Ca ըստ սխեմայի.

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

Այն շատ լուծելի է ջրի մեջ։ Ca - Sr - Ba շարքում թիոսուլֆատների լուծելիությունը նվազում է։ Թելուրիդներ E-ն փոքր-ինչ լուծելի են ջրում և նույնպես ենթակա են հիդրոլիզի, բայց ավելի քիչ, քան սուլֆիդները։

Լուծելիություն քրոմատներ E-ն Ca - Ba շարքում ընկնում է նույնքան կտրուկ, որքան սուլֆատների դեպքում։ Այս դեղին նյութերը ստացվում են E-ի լուծվող աղերի փոխազդեցությամբ ալկալային մետաղների քրոմատների (կամ երկխրոմատների) հետ.

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4:

Կալցիումի քրոմատը թողարկվում է բյուրեղային հիդրատի՝ CaCrO 4 տեսքով։ 2H 2 O (pPR CaCrO 4 = 3.15): Նույնիսկ հալման կետից առաջ այն կորցնում է ջուրը: SrCrO 4-ը և BaCrO 4-ը չեն առաջացնում բյուրեղային հիդրատներ: pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93:

Կարբոնատներ Սպիտակ, ջրի մեջ վատ լուծվող նյութեր: Երբ տաքացվում է, ESO 3-ը վերածվում է EO-ի՝ բաժանելով CO 2-ը: Ca - Ba շարքերում կարբոնատների ջերմային կայունությունը մեծանում է։ Դրանցից գործնականում ամենակարեւորը կալցիումի կարբոնատն է (կրաքար): Այն ուղղակիորեն օգտագործվում է շինարարության մեջ, ինչպես նաև ծառայում է որպես հումք կրի և ցեմենտի արտադրության համար։ Կրաքարից կրաքարի տարեկան համաշխարհային արտադրությունը կազմում է տասնյակ միլիոն տոննա։ CaCO 3-ի ջերմային տարանջատումը էնդոթերմիկ է.

CaCO 3 = CaO + CO 2

և պահանջում է 43 կկալ մեկ մոլ կրաքարի արժեքը: CaCO 3 կրակումն իրականացվում է առանցքային վառարաններում: Տապակման կողմնակի արտադրանքը արժեքավոր ածխաթթու գազն է: CaO-ն կարևոր շինանյութ է։ Ջրի հետ խառնվելիս բյուրեղացումը տեղի է ունենում հիդրօքսիդի և այնուհետև կարբոնատի ձևավորման պատճառով հետևյալ սխեմաների համաձայն.

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 և Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O:

Հսկայական կարևոր գործնական դեր է խաղում ցեմենտը` կանաչավուն մոխրագույն փոշի, որը բաղկացած է տարբեր սիլիկատների և կալցիումի ալյումինատների խառնուրդից: Ջրի հետ խառնելիս այն կարծրանում է խոնավացման պատճառով։ Դրա արտադրության ընթացքում CaCO 3-ի և կավի խառնուրդը թրծվում է մինչև սինթրման սկսվելը (1400-1500 o C): Այնուհետեւ խառնուրդը աղացած է: Ցեմենտի բաղադրությունը կարող է արտահայտվել որպես CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3 բաղադրիչների տոկոս, որտեղ CaO-ն ներկայացնում է հիմքը, իսկ մնացածը թթվային անհիդրիդներ են: Սիլիկատային (Պորտլադ) ցեմենտի բաղադրությունը հիմնականում բաղկացած է Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 և Ca (FeO 2) 2-ից։ Դրա կարգավորումն ընթանում է հետևյալ սխեմաների համաձայն.

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.

Տարբեր ծեփամածիկների վրա ավելացնում են բնական կավիճ։ Լուծումից առաջացած նուրբ բյուրեղային CaCO 3-ը ներառված է ատամի փոշիների բաղադրության մեջ: BaO-ն ստացվում է BaCO 3-ից՝ ածուխով կալցինացիայի միջոցով՝ ըստ հետևյալ սխեմայի.

BaCO 3 + C = BaO + 2CO:

Եթե ​​գործընթացն իրականացվում է ավելի բարձր ջերմաստիճանում ազոտի հոսքի մեջ, ցիանիդ բարիում:

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

Ba(CN) 2-ը շատ լուծելի է ջրում: Ba(CN) 2-ը կարող է օգտագործվել այլ մետաղների ցիանիդներ ստանալու համար սուլֆատների հետ փոխանակման միջոցով: Հիդրոկարբոնատներ E-ն լուծվում է ջրում և կարող է ստացվել միայն լուծույթով, օրինակ՝ ածխաթթու գազը ջրի մեջ CaCO 3-ի կասեցման մեջ անցկացնելով.

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

Այս ռեակցիան շրջելի է և տաքանալիս տեղափոխվում է ձախ: Բնական ջրերում կալցիումի և մագնեզիումի բիկարբոնատների առկայությունը ջրի կարծրություն է առաջացնում։

Առաջին մաս. ընդհանուր բնութագրերըIIՏարրերի Պարբերական աղյուսակի խմբերը:

Այս խմբում են գտնվում հետևյալ տարրերը՝ Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: Նրանք ունեն ընդհանուր էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա՝ (n-1)p 6 ns 2, բացառությամբ Be 1s 2 2s 2: Վերջինիս շնորհիվ Be-ի հատկությունները մի փոքր տարբերվում են ընդհանուր ենթախմբի հատկություններից։ Մագնեզիումի հատկությունները նույնպես տարբերվում են ենթախմբի հատկություններից, բայց ավելի քիչ չափով։ Ca – Sr – Ba – Ra շարքում հատկությունները փոխվում են հաջորդաբար։ Հարաբերական էլեկտրաբացասականությունը Be – Ra շարքում նվազում է, քանի որ Քանի որ ատոմի չափը մեծանում է, վալենտային էլեկտրոնները ավելի հեշտությամբ են բաժանվում: IIA ենթախմբի տարրերի հատկությունները որոշվում են երկու ns էլեկտրոնների կորստի հեշտությամբ: Այս դեպքում առաջանում են E 2+ իոններ։ Ռենտգենյան դիֆրակցիան ուսումնասիրելիս պարզվել է, որ որոշ միացություններում IIA ենթախմբի տարրերը դրսևորում են միավալենտություն։ Նման միացությունների օրինակ են ԷԳ-ը, որոնք ստացվում են ԷԳ 2 հալվածքին E ավելացնելով: Այս շարքի բոլոր տարրերը բնության մեջ չեն հանդիպում ազատ վիճակում իրենց բարձր ակտիվության պատճառով։

Մաս երկրորդ. Բերիլիում և մագնեզիում:

Բերիլիումի պատմություն

Բերիլիումի միացությունները թանկարժեք քարերի տեսքով հայտնի են եղել հին ժամանակներից։ Երկար ժամանակ մարդիկ փնտրում և զարգացնում էին կապույտ ակվամարինների, կանաչ զմրուխտների, կանաչադեղնավուն բերիլների և ոսկեգույն քրիզոբերիլների հանքավայրեր։ Բայց միայն 18-րդ դարի վերջում քիմիկոսները կասկածեցին, որ բերիլը պարունակում է նոր անհայտ տարր: 1798 թվականին ֆրանսիացի քիմիկոս Լյուիս Նիկոլա Վոկելենը բերիլից մեկուսացրեց «La terree du beril» օքսիդը, որը տարբերվում էր ալյումինի օքսիդից։ Այս օքսիդը աղերին տվել է քաղցր համ, չի առաջացրել շիբ, լուծվել է ամոնիումի կարբոնատի լուծույթում և չի նստել կալիումի օքսալատով։ Բերիլիումի մետաղը առաջին անգամ ստացվել է 1829 թվականին գերմանացի հայտնի գիտնական Վելլերի և միևնույն ժամանակ ֆրանսիացի գիտնական Բուսիի կողմից, որը բերիլիումի մետաղի փոշի է ստացել՝ բերիլիումի քլորիդը կալիումի մետաղով վերականգնելով։ Արդյունաբերական արտադրության սկիզբը սկսվում է 30-40-ական թթ. անցյալ դարում։

Մագնեզիումի պատմություն

Տարրը ստացել է իր անվանումը Հին Հունաստանի Մագնեզիայի տարածքից: Բնական մագնեզիում պարունակող նյութերը՝ մագնեզիտը և դոլոմիտը, վաղուց օգտագործվել են շինարարության մեջ:

Մագնեզիայի մետաղական հիմքը մաքուր ձևով մեկուսացնելու առաջին փորձերը կատարվել են 19-րդ դարի սկզբին։ հայտնի անգլիացի ֆիզիկոս և քիմիկոս Համֆրի Դեյվին (1778–1829) այն բանից հետո, երբ նա հալած կալիումը և կաուստիկ սոդան ենթարկեց էլեկտրոլիզի և ստացավ մետաղական Na և K: Նա որոշեց նման կերպ փորձել իրականացնել հողալկալիական մետաղների օքսիդների տարրալուծումը։ և մագնեզիա։ Իր սկզբնական փորձերի ժամանակ Դեյվին հոսանք է փոխանցել թաց օքսիդների միջով՝ պաշտպանելով դրանք օդի հետ շփումից յուղի շերտով; սակայն մետաղները միաձուլվել են կաթոդի հետ և չեն կարողացել բաժանվել։

Դեյվին փորձեց շատ տարբեր մեթոդներ, բայց բոլորն էլ անհաջող էին տարբեր պատճառներով։ Ի վերջո, 1808 թվականին նրա բախտը բերեց. նա խոնավ մագնեզիան խառնեց սնդիկի օքսիդի հետ, զանգվածը դրեց պլատինե ափսեի վրա և դրա միջով հոսանք անցկացրեց; Ամալգամը տեղափոխեցին ապակե խողովակի մեջ, տաքացրին՝ սնդիկը հեռացնելու համար, և ստացվեց նոր մետաղ։ Նույն մեթոդով Դեյվիին հաջողվել է ստանալ բարիում, կալցիում և ստրոնցիում։ Էլեկտրոլիտիկ մեթոդով մագնեզիումի արդյունաբերական արտադրությունը սկսվել է Գերմանիայում 19-րդ դարի վերջին։ Մեր երկրում էլեկտրոլիտիկ մեթոդով մագնեզիումի արտադրության տեսական և փորձարարական աշխատանքն իրականացրել է Պ.Պ. Ֆեդոտիև; վակուումում սիլիցիումով մագնեզիումի օքսիդի նվազեցման գործընթացը ուսումնասիրվել է Պ.Ֆ. Անտիպին.

Տարածում

Բերիլիումը քիչ տարածված տարրերից է, որի պարունակությունը երկրակեղևում կազմում է 0,0004 վտ: %: Բերիլիումը բնության մեջ գտնվում է կապված վիճակում։ Բերիլիումի ամենակարևոր հանքանյութերն են բերիլ-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, քրիզոբերիլ-Be (AlO 2) 2 և phenacite-Be 2 SiO 4: Բերիլիումի հիմնական մասը որպես կեղտեր ցրվում է մի շարք այլ տարրերի, հատկապես ալյումինի հանքանյութերի մեջ։ Բերիլիումը հանդիպում է նաև խոր ծովային նստվածքներում և որոշ ածուխների մոխիրում։ Բերիլի որոշ տեսակներ, որոնք գունավորվում են տարբեր գույների կեղտերով, դասակարգվում են որպես թանկարժեք քարեր: Դրանք են, օրինակ, կանաչ զմրուխտները և կապտականաչ ակվամարինները։

Մագնեզիումը երկրակեղևի ամենատարածված տարրերից մեկն է: Մագնեզիումի պարունակությունը կազմում է 1,4%: Ամենակարևոր օգտակար հանածոները ներառում են, մասնավորապես, ածխածնի երկօքսիդի կարբոնատ ապարները, որոնք ստեղծում են հսկայական զանգվածներ ցամաքում և նույնիսկ ամբողջ լեռնաշղթաներ. մագնեզիտ MgCO 3 և դոլոմիտ MgCO 3 -CaCO 3: Տարբեր ալյուվիալ ապարների շերտերի տակ, ժայռի աղի հանքավայրերի հետ միասին, հայտնի են մագնեզիում պարունակող մեկ այլ հեշտ լուծվող հանքանյութի հսկայական հանքավայրեր. կարնալիտ MgCl 2 -KCl-6H 2 O: Բացի այդ, շատ հանքանյութերում մագնեզիումը սերտորեն կապված է սիլիցիումի հետ՝ ձևավորելով, օրինակ. օլիվին[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] և ավելի քիչ տարածված ֆորստերիտ(Mg 2 SiO 4): Մագնեզիում պարունակող այլ հանքանյութեր են բրուցիտ Mg (OH) 2 , kieserite MgSO4 , էպսոնիտ MgSO 4 -7H2O , Կայնիտ MgSO 4 -KCl-3H 2 O . Երկրի մակերեսին մագնեզիումը հեշտությամբ ձևավորում է ջրային սիլիկատներ (տալկ, ասբեստ և այլն), որոնց օրինակն է. օձային 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. Հայտնի միներալներից մոտ 13%-ը պարունակում է մագնեզիում: Այնուամենայնիվ, բնական մագնեզիումի միացությունները լայնորեն հայտնաբերված են լուծված տեսքով: Բացի տարբեր միներալներից և ապարներից, 0,13% մագնեզիում MgCl 2-ի տեսքով մշտապես հանդիպում է օվկիանոսի ջրերում (նրա պաշարներն այստեղ անսպառ են՝ մոտ 6-10 16 տոննա) և աղի լճերում և աղբյուրներում։ Մագնեզիումը նույնպես ներառված է քլորոֆիլում մինչև 2% քանակով և այստեղ գործում է որպես բարդացնող նյութ։ Այս տարրի ընդհանուր պարունակությունը Երկրի կենդանի նյութում գնահատվում է մոտ 10 11 տոննա։

Անդորրագիր

Մագնեզիումի արտադրության հիմնական (մոտ 70%) մեթոդը հալած կարնալիտի կամ MgCl 2-ի էլեկտրոլիզն է հոսքի շերտի տակ՝ օքսիդացումից պաշտպանվելու համար: Մագնեզիումի ստացման ջերմային մեթոդը (մոտ 30%) ենթադրում է կալցինացված մագնեզիտի կամ դոլոմիտի կրճատում։ Բերիլիումի խտանյութերը վերամշակվում են բերիլիումի օքսիդի կամ հիդրօքսիդի, որից ստացվում է ֆտոր կամ քլորիդ։ Մետաղական բերիլիում ստանալու ժամանակ կատարվում է BeCl 2-ի (50 wt.%) և NaCl-ի հալվածքի էլեկտրոլիզը, որի հալման ջերմաստիճանը կազմում է 300 o C՝ մաքուր BeCl 2-ի 400 o C-ի դիմաց: Բերիլիումը ստանում են նաև մագնեզիում- կամ ալյումինջերմային եղանակով 1000-1200 0 C ջերմաստիճանում Na 2-ից՝ Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + MgF 2: Հատկապես մաքուր բերիլիումը (հիմնականում միջուկային արդյունաբերության համար) ստացվում է գոտիական հալման, վակուումային թորման և էլեկտրոլիտիկ զտման միջոցով։

Առանձնահատկություններ

Բերիլիումը «մաքուր» տարր է: Բնության մեջ մագնեզիումը հանդիպում է երեք կայուն իզոտոպների տեսքով՝ 24 մգ (78,60%), 25 մգ (10,11%) և 26 մգ (11,29%)։ Արհեստականորեն ստացվել են 23, 27 և 28 զանգվածներով իզոտոպներ։

Բերիլիումի ատոմային թիվը 4 է, իսկ ատոմային զանգվածը՝ 9,0122։ Պարբերական աղյուսակի երկրորդ շրջանում է և գլխավորում է 2-րդ խմբի հիմնական ենթախումբը։ Բերիլիումի ատոմի էլեկտրոնային կառուցվածքը 1s 2 2s 2 է։ Քիմիական փոխազդեցության ժամանակ բերիլիումի ատոմը գրգռվում է (որը պահանջում է 63 կկալ/գ ատոմ) և 2s էլեկտրոններից մեկը շարժվում է դեպի 2p ուղեծիր, որը որոշում է բերիլիումի քիմիայի առանձնահատկությունները. այն կարող է դրսևորել առավելագույնը։ 4-ի կովալենտությունը՝ ըստ փոխանակման մեխանիզմի ձևավորելով 2 կապ, իսկ դոնոր-ընդունիչի համար՝ 2: Իոնացման ներուժի կորի վրա բերիլիումը զբաղեցնում է առաջին տեղերից մեկը։ Վերջինս համապատասխանում է իր փոքր շառավղին և բնութագրում է բերիլիումը որպես տարր, որն առանձնապես պատրաստ չէ հրաժարվել իր էլեկտրոններից, ինչը առաջին հերթին որոշում է տարրի քիմիական ակտիվության ցածր աստիճանը։ Էլեկտրաբացասականության տեսանկյունից բերիլիումը կարելի է համարել որպես տիպիկ անցումային տարր էլեկտրադրական մետաղի ատոմների, որոնք հեշտությամբ նվիրաբերում են իրենց էլեկտրոնները, և բնորոշ կոմպլեքսավորող նյութերի միջև, որոնք հակված են կովալենտային կապեր ձևավորել։ Բերիլիումը ցույց է տալիս անկյունագծային անալոգիա ալյումինի հետ ավելի մեծ չափով, քան LicMg-ը և կինոսիմետրիկ տարր է: Բերիլիումը և նրա միացությունները շատ թունավոր են: Օդում MPC-ն 2 մկգ/մ3 է:

Տարրերի պարբերական աղյուսակում մագնեզիումը գտնվում է II խմբի հիմնական ենթախմբում. Մագնեզիումի սերիական համարը 12 է, ատոմային զանգվածը՝ 24,312։ Չգրգռված ատոմի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 է; Mg (3s 2) ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքը համապատասխանում է նրա զրոյական վալենտ վիճակին։ Գրգռումը դեպի երկվալենտ 3s 1 3p 1 պահանջում է 62 կկալ/գ-ատոմի ծախս: Մագնեզիումի իոնացման պոտենցիալները ավելի ցածր են, քան բերիլիումինը, հետևաբար մագնեզիումի միացությունները բնութագրվում են կապի իոնականության ավելի բարձր համամասնությամբ: Կոմպլեքսավորման ունակությամբ մագնեզիումը նույնպես զիջում է բերիլիումին։ IIIB խմբի տարրերի հետ փոխազդեցությունը անավարտ d-կեղևներով ունի որոշ առանձնահատկություններ. Այս խումբը ներառում է Sc, Y, Ln և Th. Այս տարրերը մագնեզիումի հետ կազմում են մի շարք միջանկյալ փուլեր և լավ լուծվում են դրա մեջ հեղուկ վիճակում։ Այս տարրերի մագնեզիումի խառնուրդների վիճակային դիագրամները էվտեկտիկ բնույթ ունեն։ Այս տարրերի լուծելիությունը մագնեզիումում պինդ վիճակում բարձր չէ (2 – 5%՝ ըստ քաշի): Ալկալային հողի և հատկապես ալկալային մետաղների դեպքում մագնեզիումը պինդ վիճակում չի կազմում լուծելիության զգալի շրջան, ինչը պայմանավորված է ատոմային շառավիղների մեծ տարբերությամբ։ Բացառություն է կազմում լիթիումը, որի ատոմային շառավիղը մագնեզիումի ատոմային շառավղից տարբերվում է 2%-ով։ Պղնձի, արծաթի և ոսկու հետ մագնեզիումի համակարգերը էվեկտիկական տիպի են։ Արծաթի լուծելիությունը էվեկտիկական ջերմաստիճանում կազմում է –16%՝ ըստ քաշի:

Ֆիզիկական հատկություններ

Բերիլիում - արծաթ-սպիտակ մետաղ: Բավականին դժվար և փխրուն: Ունի դիամագնիսական հատկություն։ Օդում այն ​​ծածկվում է բարակ օքսիդ թաղանթով, մետաղին տալով մոխրագույն, փայլատ գույն և պաշտպանելով այն հետագա կոռոզիայից: Բերիլիումի սեղմելիությունը շատ ցածր է։ Մետաղների նվազագույն քանակությունը (17 անգամ պակաս Al-ից) արգելափակում է ռենտգենյան ճառագայթումը: Բյուրեղանում է hcp կառուցվածքում a=0,228 նմ և c=0,358 նմ պարբերություններով, CN=6։ 1254 o C-ում վեցանկյուն a մոդիֆիկացիան վերածվում է խորանարդ b-ի: Բերիլիումը Al-ի և Si-ի հետ ձևավորում է էվեկտիկական համաձուլվածքներ։

Ամբողջ պարբերական համակարգից տարրերի մեծ մասը ներկայացնում է մետաղների խումբը։ ամֆոտերիկ, անցումային, ռադիոակտիվ - դրանք շատ են: Բոլոր մետաղները հսկայական դեր են խաղում ոչ միայն բնության և մարդու կենսաբանական կյանքում, այլև արդյունաբերության տարբեր ոլորտներում: Իզուր չէ, որ 20-րդ դարը կոչվում էր «երկաթ»։

Մետաղներ՝ ընդհանուր բնութագրեր

Բոլոր մետաղներն ունեն ընդհանուր քիմիական և ֆիզիկական հատկություններ, որոնցով դրանք հեշտությամբ տարբերվում են ոչ մետաղական նյութերից: Օրինակ, բյուրեղային ցանցի կառուցվածքը թույլ է տալիս նրանց լինել.

• էլեկտրական հոսանքի հաղորդիչներ;
• լավ ջերմային հաղորդիչներ;
• ճկուն և ճկուն;
• դիմացկուն և փայլուն:

Իհարկե, դրանց մեջ կան տարբերություններ։ Որոշ մետաղներ փայլում են արծաթափայլ գույնով, մյուսները՝ ավելի փայլատ սպիտակով, իսկ մյուսները՝ ընդհանուր առմամբ կարմիր և դեղին գույներով։ Տարբերություններ կան նաև ջերմային և էլեկտրական հաղորդունակության մեջ: Այնուամենայնիվ, այս պարամետրերը դեռևս ընդհանուր են բոլոր մետաղների համար, մինչդեռ ոչ մետաղներն ունեն ավելի շատ տարբերություններ, քան նմանություններ:

Քիմիական բնույթով բոլոր մետաղները վերականգնող նյութեր են։ Կախված ռեակցիայի պայմաններից և կոնկրետ նյութերից, նրանք կարող են նաև հանդես գալ որպես օքսիդացնող նյութեր, բայց հազվադեպ։ Բազմաթիվ նյութեր ձևավորելու ունակություն: Մետաղների քիմիական միացությունները բնության մեջ հսկայական քանակությամբ հանդիպում են հանքաքարերում կամ միներալներում, միներալներում և այլ ապարներում։ Աստիճանը միշտ դրական է և կարող է լինել հաստատուն (ալյումին, նատրիում, կալցիում) կամ փոփոխական (քրոմ, երկաթ, պղինձ, մանգան):

Դրանցից շատերը լայնորեն օգտագործվում են որպես շինանյութ և օգտագործվում են գիտության և տեխնիկայի տարբեր ճյուղերում:

Մետաղների քիմիական միացություններ

Դրանցից պետք է նշել նյութերի մի քանի հիմնական դասեր, որոնք մետաղների փոխազդեցության արտադրանք են այլ տարրերի և նյութերի հետ։

1. Օքսիդներ, հիդրիդներ, նիտրիդներ, սիլիցիդներ, ֆոսֆիդներ, օզոնիդներ, կարբիդներ, սուլֆիդներ և այլն - ոչ մետաղներով երկուական միացություններ, որոնք առավել հաճախ պատկանում են աղերի դասին (բացի օքսիդներից):
2. Հիդրօքսիդներ - ընդհանուր բանաձեւ Me + x (OH) x.
3. Աղ. Թթվային մնացորդներով մետաղական միացություններ. Կարող է տարբեր լինել.

• միջին;
• թթու;
• կրկնակի;
• հիմնական;
• համալիր.

4. Մետաղների միացություններ օրգանական նյութերով` օրգանամետաղական կառուցվածքներ:

5. Մետաղների միացություններ միմյանց հետ՝ համաձուլվածքներ, որոնք ստացվում են տարբեր եղանակներով։

Մետաղական միացման տարբերակներ

Նյութերը, որոնք կարող են միաժամանակ պարունակել երկու կամ ավելի տարբեր մետաղներ, բաժանվում են.

• համաձուլվածքներ;
• կրկնակի աղեր;
• բարդ միացություններ;
• միջմետաղական միացություններ.

Մետաղները միմյանց միացնելու մեթոդները նույնպես տարբեր են: Օրինակ՝ համաձուլվածքներ արտադրելու համար օգտագործվում է ստացված արտադրանքի հալման, խառնման և ամրացման եղանակը։

Միջմետաղային միացություններն առաջանում են մետաղների միջև ուղղակի քիմիական ռեակցիաների արդյունքում, հաճախ պայթյունավտանգ (օրինակ՝ ցինկ և նիկել)։ Նման գործընթացները պահանջում են հատուկ պայմաններ՝ շատ բարձր ջերմաստիճան, ճնշում, վակուում, թթվածնի պակաս և այլն։

Սոդա, աղ, կաուստիկ սոդա - այս ամենը բնության մեջ ալկալային մետաղների միացություններ են: Դրանք գոյություն ունեն մաքուր տեսքով՝ ձևավորելով նստվածքներ կամ որոշակի նյութերի այրման արտադրանքի մաս են կազմում։ Երբեմն դրանք ձեռք են բերվում լաբորատոր մեթոդով։ Բայց այդ նյութերը միշտ կարևոր և արժեքավոր են, քանի որ շրջապատում են մարդուն և ձևավորում նրա կյանքը։

Ալկալիական մետաղների միացությունները և դրանց օգտագործումը չեն սահմանափակվում միայն նատրիումով: Աղեր, ինչպիսիք են.

• կալիումի քլորիդ;
• (կալիումի նիտրատ);
• կալիումի կարբոնատ;
• սուլֆատ.

Դրանք բոլորն էլ արժեքավոր հանքային պարարտանյութեր են, որոնք օգտագործվում են գյուղատնտեսության մեջ։

Հողալկալիական մետաղներ - միացություններ և դրանց կիրառությունները

Այս կատեգորիան ներառում է քիմիական տարրերի համակարգի հիմնական ենթախմբի երկրորդ խմբի տարրերը: Նրանց մշտական ​​օքսիդացման վիճակը +2 է։ Սրանք ակտիվ վերականգնող նյութեր են, որոնք հեշտությամբ մտնում են քիմիական ռեակցիաների մեջ միացությունների և պարզ նյութերի մեծ մասի հետ: Ցույց տալ մետաղների բոլոր բնորոշ հատկությունները՝ փայլ, ճկունություն, ջերմային և էլեկտրական հաղորդունակություն:

Դրանցից ամենակարեւորն ու տարածվածը մագնեզիումն ու կալցիումն են։ Բերիլիումը ամֆոտերային է, բարիումը և ռադիումը հազվագյուտ տարրեր են։ Նրանք բոլորն ունակ են ձևավորելու հետևյալ տեսակի կապերը.

• միջմետաղական;
• օքսիդներ;
• հիդրիդներ;
• երկուական աղեր (միացություններ ոչ մետաղներով);
• հիդրօքսիդներ;
• աղեր (կրկնակի, բարդ, թթվային, հիմնային, միջին):

Դիտարկենք կարևորագույն միացությունները գործնական տեսանկյունից և դրանց կիրառման ոլորտները։

Մագնեզիումի և կալցիումի աղեր

Հողալկալիական մետաղների միացությունները, ինչպիսիք են աղերը, կարևոր են կենդանի օրգանիզմների համար: Ի վերջո, կալցիումի աղերը մարմնի այս տարրի աղբյուրն են: Իսկ առանց դրա անհնար է կենդանիների մոտ կմախքի, ատամների, եղջյուրների, սմբակների, մազերի ու վերարկուի նորմալ ձևավորումը և այլն։

Այսպիսով, հողալկալիական մետաղի կալցիումի ամենատարածված աղը կարբոնատն է: Նրա մյուս անունները.

• մարմար;
• կրաքար;
• դոլոմիտ.

Այն օգտագործվում է ոչ միայն որպես կենդանի օրգանիզմի կալցիումի իոնների մատակարար, այլ նաև որպես շինանյութ, քիմիական արտադրության հումք, կոսմետիկայի, ապակու արդյունաբերության մեջ և այլն։

Կարևոր են նաև հողալկալիական մետաղների միացությունները, ինչպիսիք են սուլֆատները: Օրինակ, բարիումի սուլֆատը (բժշկական անվանումը «բարիտային շիլա») օգտագործվում է ռենտգեն ախտորոշման մեջ։ Կալցիումի սուլֆատը բյուրեղային հիդրատի տեսքով գիպսն է, որը հանդիպում է բնության մեջ։ Օգտագործվում է բժշկության, շինարարության, դրոշմավորման գիպսերի մեջ։

Հողալկալիական մետաղական ֆոսֆոր

Այս նյութերը հայտնի են դեռ միջնադարից։ Նախկինում դրանք կոչվում էին ֆոսֆորներ: Այս անունն այսօր էլ է հայտնվում։ Իրենց բնույթով այս միացությունները մագնեզիումի, ստրոնցիումի, բարիումի և կալցիումի սուլֆիդներ են։

Որոշակի մշակման դեպքում դրանք ունակ են դրսևորել ֆոսֆորեսցենտ հատկություններ, իսկ փայլը շատ գեղեցիկ է՝ կարմիրից մինչև վառ մանուշակագույն։ Սա օգտագործվում է ճանապարհային նշանների, աշխատանքային հագուստի և այլ իրերի արտադրության մեջ:

Համալիր կապեր

Նյութերը, որոնք ներառում են մետաղական բնույթի երկու կամ ավելի տարբեր տարրեր, բարդ մետաղական միացություններ են: Ամենից հաճախ դրանք գեղեցիկ և գունեղ գույներով հեղուկներ են։ Օգտագործվում է անալիտիկ քիմիայում՝ իոնների որակական որոշման համար։

Նման նյութերն ընդունակ են ձևավորել ոչ միայն ալկալիական և հողալկալիական մետաղներ, այլև բոլոր մյուսները։ Կան հիդրոքսոմպլեքսներ, ջրային համալիրներ և այլն։

Ալկալիների և հողալկալիական մետաղների քիմիական հատկությունները նման են: Ալկալիական մետաղների արտաքին էներգիայի մակարդակն ունի մեկ էլեկտրոն, իսկ հողալկալիական մետաղներինը՝ երկու: Ռեակցիաների ժամանակ մետաղները հեշտությամբ բաժանվում են վալենտային էլեկտրոններից՝ դրսևորելով ուժեղ վերականգնող նյութի հատկություններ։

Ալկալային

Պարբերական աղյուսակի I խումբը ներառում է ալկալային մետաղներ.

• լիթիում;
• նատրիում;
• կալիում;
• ռուբիդիում;
• ցեզիում;
• ֆրանսերեն

Բրինձ. 1. Ալկալիական մետաղներ.

Նրանք առանձնանում են իրենց փափկությամբ (կարելի է կտրել դանակով), ցածր հալման և եռման ջերմաստիճանով։ Սրանք ամենաակտիվ մետաղներն են:

Ալկալիական մետաղների քիմիական հատկությունները ներկայացված են աղյուսակում:

Կարող է արձագանքել օրգանական թթուների և սպիրտների հետ:

Ալկալային երկիր

Պարբերական աղյուսակի II խմբում կան հողալկալիական մետաղներ.

• բերիլիում;
• մագնեզիում;
• կալցիում;
• ստրոնցիում;
• բարիում;
• ռադիում.

Բրինձ. 2. Հողալկալիական մետաղներ.

Ի տարբերություն ալկալիական մետաղների, դրանք ավելի կարծր են։ Դանակով կարելի է կտրել միայն ստրոնցիումը։ Ամենախիտ մետաղը ռադիումն է (5,5 գ/սմ3):

Բերիլիումը թթվածնի հետ փոխազդում է միայն 900°C ջերմաստիճանի դեպքում: Ոչ մի դեպքում չի փոխազդում ջրածնի և ջրի հետ: Մագնեզիումը օքսիդանում է 650°C ջերմաստիճանում և բարձր ճնշման տակ փոխազդում է ջրածնի հետ։

Աղյուսակում ներկայացված են հողալկալիական մետաղների հիմնական քիմիական հատկությունները:

Աղերում առկա ալկալիների և հողալկալիական մետաղների իոնները հեշտությամբ հայտնաբերվում են բոցի գույնի փոփոխությամբ: Նատրիումի աղերը այրվում են դեղին բոցով, կալիումը` մանուշակագույն, ռուբիդիումը` կարմիր, կալցիումը` աղյուս-կարմիր, բարիումը` դեղնականաչավուն: Այս մետաղների աղերն օգտագործվում են հրավառություն ստեղծելու համար։

Բրինձ. 3. Որակական ռեակցիա.

Ի՞նչ ենք մենք սովորել:

Ալկալիները և հողալկալիական մետաղները պարբերական համակարգի ակտիվ տարրեր են, որոնք փոխազդում են պարզ և բարդ նյութերի հետ։ Ալկալիական մետաղներն ավելի փափուկ են, բուռն արձագանքում են ջրի և հալոգենների հետ, հեշտությամբ օքսիդանում են օդում՝ առաջացնելով օքսիդներ, պերօքսիդներ, սուպերօքսիդներ և փոխազդում թթուների և ամոնիակի հետ։ Երբ տաքանում են, արձագանքում են ոչ մետաղների հետ։ Հողալկալիական մետաղները փոխազդում են ոչ մետաղների, թթուների և ջրի հետ։ Բերիլիումը չի փոխազդում ջրածնի և ջրի հետ, բայց բարձր ջերմաստիճանում արձագանքում է ալկալիների և թթվածնի հետ:

Թեստ թեմայի շուրջ

Հաշվետվության գնահատում

Միջին գնահատականը: 4.3. Ստացված ընդհանուր գնահատականները՝ 113։

Պարբերական աղյուսակի I և II խմբերի հիմնական ենթախմբերի բոլոր տարրերը, ինչպես նաև ջրածինը և հելիումը պատկանում են s-տարրերին։ Բացի ջրածնից և հելիումից, այս բոլոր տարրերն են մետաղներ.Պարբերական աղյուսակի I խմբի մետաղները կոչվում են ալկալային,քանի որ դրանք փոխազդում են ջրի հետ՝ առաջացնելով ալկալիներ: Պարբերական աղյուսակի II խմբի մետաղները, բացառությամբ բերիլիումի և մագնեզիումի, կոչվում են. ալկալային երկիր.Ֆրանցիում, որը լրացնում է I խումբը, և ռադիում, որը լրացնում է II խումբը, - ռադիոակտիվ տարրեր.

s-մետաղների որոշ հատկություններ 3

Աղյուսակ 15.1

իսկ PI-ն իոնացման ներուժն է (էներգիա); EO - էլեկտրաբացասականություն:

Բոլոր s-մետաղներն ունեն մեկ կամ երկու էլեկտրոն իրենց արտաքին թաղանթում և կարող են հեշտությամբ հրաժարվել դրանցից՝ ձևավորելով իոններ՝ ազնիվ գազերի կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայով: Այս մետաղների բարձր վերականգնող ակտիվությունը դրսևորվում է շատ ցածր իոնացման պոտենցիալներով (IP) և ցածր էլեկտրաբացասականությամբ (EO) (Աղյուսակ 15.1): Համեմատեք ալկալիական մետաղների և ազնիվ գազերի իոնացման պոտենցիալները (բոլոր տարրերից ազնիվ գազերն ունեն ամենացածր EO և ամենաբարձր PI. տես Աղյուսակ 18.1):

Ֆիզիկական հատկություններ. Նորմալ պայմաններում s-մետաղները գտնվում են պինդ վիճակում՝ առաջացնելով մետաղական կապով բյուրեղներ։ I խմբի բոլոր մետաղներն ունեն մարմնի կենտրոնացված խորանարդ վանդակ(BCC, տես § 4.4): Բերիլիումը և մագնեզիումը բնութագրվում են վեցանկյուն փակ փաթեթավորում(hcp), կալցիում և ստրոնցիում դեմքի կենտրոնացված խորանարդ վանդակ(fcc), բարիումով մարմնի կենտրոնացված խորանարդ(ՕՏՍԿ):

I խմբի մետաղները փափուկ են և ունեն ցածր խտություն՝ համեմատած մյուսների հետ։ Լիթիում, նատրիում և կալիում ավելի թեթև, քան ջուրըև լողում է նրա մակերեսի վրա՝ արձագանքելով դրա հետ։ II խմբի մետաղներն ավելի կարծր և խիտ են, քան ալկալային մետաղները: s-մետաղների ցածր հալման և եռման կետերը (տես Աղյուսակ 15.1) բացատրվում են բյուրեղային ցանցերի համեմատաբար թույլ մետաղական կապով. կապող էներգիա (eV-ով)՝ լիթիում 1,65, նատրիում 1,11, կալիում 0,92, ռուբիդիում 0,84, ցեզիում 0,79, բերիլիում 3,36, մագնեզիում 1,53, կալցիում 1,85, ստրոնցիում 1, 70, բար։

Համեմատելու համար կապող էներգիաները (eV-ով)՝ ալյումին 3,38, ցինկ 1,35, երկաթ 4,31, պղինձ 3,51, արծաթ 2,94, տիտան 4,87, մոլիբդեն 6,82, վոլֆրամ 8,80։

Մետաղական կապը ձևավորվում է տեղայնացված վալենտային էլեկտրոններից, որոնք միասին պահում են մետաղի ատոմների դրական իոնները (տես §3.6): Որքան մեծ է մետաղի շառավիղը, այնքան ավելի շատ տեղայնացված էլեկտրոններ են բաշխվում դրական իոնների միջև «բարակ շերտով», և այնքան ցածր է բյուրեղային ցանցի ուժը: Սա բացատրում է I և II խմբերի մետաղների ցածր հալման և եռման կետերը: II խմբի տարրերի հալման և եռման կետերը, ի տարբերություն ալկալային մետաղների, փոխվում են ոչ համակարգված, ինչը բացատրվում է բյուրեղային կառուցվածքների տարբերություններով (տե՛ս վերևում):

Բնության մեջ տարածվածություն. Բոլոր s-մետաղները բնության մեջ հանդիպում են միայն միացությունների՝ հանածո հանքային աղերի և դրանց պաշարների (KS1, NaCl, CaCO 3 և այլն) և ծովի ջրում իոնների տեսքով։ Կալցիումը, նատրիումը, կալիումը և մագնեզիումը Երկրի վրա համապատասխանաբար հինգերորդ, վեցերորդ, յոթերորդ և ութերորդ տեղում են: Ստրոնցիումը տարածված է չափավոր քանակությամբ: Երկրի ընդերքում և օվկիանոսի ջրերում այլ s-մետաղների պարունակությունը աննշան է։ Օրինակ՝ երկրակեղևում նատրիումի պարունակությունը կազմում է 2,3%, իսկ ծովի ջրում՝ 1,1%, ցեզիումը երկրակեղևում կազմում է 3 10 ~ 4%, իսկ ծովի ջրում 3 10-8%։

Նատրիումը, ցեզիումը և բերիլիումը ունեն միայն մեկ կայուն իզոտոպ, լիթիումը, կալիումը և ռուբիդիումը ունեն երկուական՝ |Li 7,5% և |Li 92,5%; 93,26% եւ Կենտկոմ 6,74%; f^Rb 72.17% և fpRb 27.83%: Մագնեզիումն ունի երեք կայուն իզոտոպ (|2 Mg 79,0%, j|Mg 10,0% և j|Mg 11,0%)։ Այլ հողալկալիական մետաղներն ունեն ավելի մեծ թվով կայուն իզոտոպներ. հիմնականները՝ 4 °Са 96,94% և ԾՍԱ 2,09%; ||Sr 82.58%, 8 |Sr 9.86% and ||Sr 7.0%; 1 ||Ba 71,7%, 18 |Ba 11,23%, 18 ®Ba 7,85% եւ 18 |Ba 6,59%.