დედამიწის ტუტე ლითონების ელექტრონული სტრუქტურა. მიწის ტუტე ლითონები: მოკლე აღწერა

E-ის ახალი ზედაპირი სწრაფად ბნელდება ოქსიდის ფირის წარმოქმნის გამო. ეს ფილმი შედარებით მკვრივია - დროთა განმავლობაში ყველა ლითონი ნელ-ნელა იჟანგება. ფილმი შედგება EO, ისევე როგორც EO 2 და E 3 N 2. E-2e = E 2+ რეაქციების ნორმალური ელექტროდის პოტენციალი უდრის = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). ეს ძალიან აქტიური ელემენტებია: ისინი იხსნება წყალში და მჟავებში, ანაცვლებენ მეტალებს მათი ოქსიდების, ჰალოიდებისა და სულფიდებისგან. პირველადი (200-300 o C) კალციუმი ურთიერთქმედებს წყლის ორთქლთან შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

მეორად რეაქციებს აქვს ფორმა:

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

E თითქმის არ იხსნება ძლიერ გოგირდმჟავაში ცუდად ხსნადი ESO 4-ის ფირის წარმოქმნის გამო. E ძალადობრივად რეაგირებს განზავებულ მინერალურ მჟავებთან, გამოყოფს წყალბადს. კალციუმი, როდესაც თბება 800 o C-ზე ზემოთ, რეაგირებს მეთანთან შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

გაცხელებისას ისინი რეაგირებენ წყალბადთან, გოგირდთან და ამიაკის გაზთან. ქიმიური თვისებების მიხედვით რადიუმი ყველაზე ახლოსაა Ba-სთან, მაგრამ უფრო აქტიურია. ოთახის ტემპერატურაზე ის შესამჩნევად ერწყმის ჰაერში ჟანგბადსა და აზოტს. ზოგადად, მისი ქიმიური თვისებები ოდნავ უფრო გამოხატულია, ვიდრე მისი ანალოგები. რადიუმის ყველა ნაერთი ნელ-ნელა იშლება საკუთარი რადიაციის გავლენის ქვეშ, იძენს მოყვითალო ან ყავისფერ ფერს. რადიუმის ნაერთებს აქვთ ავტოლუმინესცენციის თვისება. რადიოაქტიური დაშლის შედეგად 1 გ Ra გამოყოფს 553,7 J სითბოს ყოველ საათში. მაშასადამე, რადიუმის და მისი ნაერთების ტემპერატურა ყოველთვის 1,5 გრადუსით მაღალია გარემოს ტემპერატურაზე. ასევე ცნობილია, რომ 1 გ რადიუმი დღეში გამოყოფს 1 მმ 3 რადონს (226 Ra = 222 Rn + 4 He), რაზეც დაფუძნებულია მისი, როგორც რადონის წყაროს გამოყენება რადონის აბაზანებისთვის.

ჰიდრიდები E - თეთრი, კრისტალური მარილის მსგავსი ნივთიერებები. ისინი მიიღება უშუალოდ ელემენტებიდან გათბობის გზით. რეაქციის საწყისი ტემპერატურა E + H 2 = EN 2 არის 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba). EN 2-ის თერმული დისოციაცია იწყება 600 o C-ზე. წყალბადის ატმოსფეროში CaH 2 არ იშლება დნობის წერტილში (816 o C). ტენიანობის არარსებობის შემთხვევაში, დედამიწის ტუტე ლითონის ჰიდრიდები სტაბილურია ჰაერში ჩვეულებრივ ტემპერატურაზე. ისინი არ რეაგირებენ ჰალოგენებთან. თუმცა, როდესაც თბება, EN 2-ის ქიმიური აქტივობა იზრდება. მათ შეუძლიათ ოქსიდების დაყვანა ლითონებამდე (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), მაგალითად.

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

CaH 2-ის რეაქცია Al 2 O 3-თან ხდება 750 o C-ზე:

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

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

CaH2 რეაგირებს აზოტთან 600°C ტემპერატურაზე შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

როდესაც EN 2 აალდება, ისინი ნელა იწვებიან:

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

ფეთქებადია მყარი ჟანგვის აგენტებთან შერევისას. როდესაც წყალი მოქმედებს EN 2-ზე, გამოიყოფა ჰიდროქსიდი და წყალბადი. ეს რეაქცია უაღრესად ეგზოთერმულია: ჰაერში წყლით დასველებული EN 2 სპონტანურად აალდება. EN 2 რეაგირებს მჟავებთან, მაგალითად, შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

EN 2 გამოიყენება სუფთა წყალბადის მისაღებად, ასევე ორგანულ გამხსნელებში წყლის კვალის დასადგენად. ნიტრიდები E არის უფერო, ცეცხლგამძლე ნივთიერებები. ისინი მიიღება უშუალოდ ელემენტებიდან მომატებულ ტემპერატურაზე. ისინი წყლით იშლება შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

E 3 N 2 რეაგირებს CO-სთან გაცხელებისას შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

პროცესები, რომლებიც ხდება E 3 N 2 ნახშირით გაცხელებისას ასე გამოიყურება:

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

სტრონციუმის ნიტრიდი რეაგირებს HCl-თან და წარმოქმნის Sr და ამონიუმის ქლორიდებს. ფოსფიდები E 3 R 2 წარმოიქმნება უშუალოდ ელემენტებიდან ან ტრიშენაცვლებული ფოსფატების კალცინაციით ნახშირით:

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

ისინი ჰიდროლიზდება წყლით შემდეგი სქემის მიხედვით:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.

მჟავებთან ერთად, დედამიწის ტუტე ლითონების ფოსფიდები იძლევა შესაბამის მარილს და ფოსფინს. ეს არის მათი გამოყენების საფუძველი ლაბორატორიაში ფოსფინის მისაღებად.

კომპლექსური ამიაკი შემადგენლობა E(NH 3) 6 - მყარი მეტალის ბზინვარებით და მაღალი ელექტრული გამტარობით. ისინი მიიღება E-ზე თხევადი ამიაკის მოქმედებით. ისინი სპონტანურად ანთებენ ჰაერში. ჰაერზე წვდომის გარეშე ისინი იშლება შესაბამის ამიდებად: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. გაცხელებისას ისინი ენერგიულად იშლება იგივე ნიმუშის მიხედვით.

კარბიდები მიწის ტუტე ლითონები, რომლებიც მიიღება E-ის ნახშირთან კალცინაციით, იშლება წყლით, გამოყოფს აცეტილენს:

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

BaC 2-თან რეაქცია იმდენად მძაფრია, რომ წყალთან კონტაქტისას ის აალდება. ელემენტებიდან ES 2-ის წარმოქმნის სითბო Ca და Ba არის 14 და 12 კკალმოლი. აზოტით გაცხელებისას ES 2 იძლევა CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2. ცნობილი სილიციდები (ESi და ESi 2). მათი მიღება შესაძლებელია უშუალოდ ელემენტებიდან გაცხელებით. ისინი წყალში ჰიდროლიზდებიან და რეაგირებენ მჟავებთან, რაც იძლევა H 2 Si 2 O 5, SiH 4, შესაბამის ნაერთს E და წყალბადს. ცნობილი ბორიდები EV 6 მიღებული ელემენტებიდან გაცხელებისას.

ოქსიდები კალციუმი და მისი ანალოგები არის თეთრი, ცეცხლგამძლე (T bp CaO = 2850 o C) ნივთიერებები, რომლებიც ენერგიულად შთანთქავენ წყალს. ეს არის BaO-ს გამოყენების საფუძველი აბსოლუტური ალკოჰოლის მისაღებად. ისინი ძალადობრივად რეაგირებენ წყალთან, გამოყოფენ უამრავ სითბოს (გარდა SrO-ისა, რომლის დაშლაც არის ენდოთერმული). EOs იხსნება მჟავებში და ამონიუმის ქლორიდში:

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

EO მიიღება შესაბამისი ლითონების კარბონატების, ნიტრატების, პეროქსიდების ან ჰიდროქსიდების კალცინაციით. ბარიუმის და ჟანგბადის ეფექტური მუხტი BaO-ში არის 0,86. SrO 700 o C-ზე რეაგირებს კალიუმის ციანიდთან:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

სტრონციუმის ოქსიდი იხსნება მეთანოლში და წარმოიქმნება Sr(OSH 3) 2. BaO-ს მაგნიუმ-თერმული შემცირების დროს შეიძლება მივიღოთ შუალედური ოქსიდი Ba2O, რომელიც არასტაბილური და არაპროპორციულია.

ჰიდროქსიდები ტუტე მიწის ლითონები თეთრი, წყალში ხსნადი ნივთიერებებია. ისინი ძლიერი ბაზებია. Ca-Sr-Ba სერიაში იზრდება ჰიდროქსიდების ძირითადი ბუნება და ხსნადობა. pPR(Ca(OH) 2) = 5.26, pPR(Sr(OH) 2) = 3.5, pPR(Ba(OH) 2) = 2.3. Ba(OH)2 ჩვეულებრივ გამოიყოფა ჰიდროქსიდის ხსნარებიდან. 8H2O, Sr(OH) 2. 8H2O, Ca(OH) 2. H 2 O. EO დაამატეთ წყალი ჰიდროქსიდების შესაქმნელად. ეს არის მშენებლობაში CaO-ს გამოყენების საფუძველი. Ca(OH) 2-ისა და NaOH-ის მჭიდრო ნარევს 2:1 წონითი თანაფარდობით ეწოდება სოდა ცაცხვი და ფართოდ გამოიყენება როგორც CO 2 შთამნთქმელი. Ca(OH) 2 ჰაერში დგომისას შთანთქავს CO 2-ს შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

დაახლოებით 400 o C ტემპერატურაზე Ca(OH) 2 რეაგირებს ნახშირბადის მონოქსიდთან:

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

ბარიტის წყალი რეაგირებს CS 2-თან 100 o C-ზე:

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

ალუმინი რეაგირებს ბარიტულ წყალთან:

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

გამოიყენება ნახშირბადის ანჰიდრიდის აღმოსაჩენად.

E ფორმა პეროქსიდი თეთრი. ისინი მნიშვნელოვნად ნაკლებად სტაბილურია ოქსიდებისგან განსხვავებით და წარმოადგენენ ძლიერ ჟანგვის აგენტებს. პრაქტიკული მნიშვნელობისაა ყველაზე სტაბილური BaO 2, რომელიც არის თეთრი, პარამაგნიტური ფხვნილი 4,96 სიმკვრივით. გ1 სმ 3 და ა.შ. 450°. BaO 2 სტაბილურია ჩვეულებრივ ტემპერატურაზე (შეიძლება ინახებოდეს წლების განმავლობაში), ცუდად იხსნება წყალში, ალკოჰოლსა და ეთერში და იხსნება განზავებულ მჟავებში მარილისა და წყალბადის ზეჟანგის გამოყოფით. ბარიუმის პეროქსიდის თერმული დაშლა აჩქარებულია ოქსიდებით, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 და CuO. ბარიუმის პეროქსიდი რეაგირებს წყალბადით, გოგირდით, ნახშირბადით, ამიაკით, ამონიუმის მარილებით, კალიუმის ფერიცანიდით და ა.შ. გაცხელებისას. ბარიუმის პეროქსიდი რეაგირებს კონცენტრირებულ მარილმჟავასთან, გამოყოფს ქლორს:

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

ის აჟანგებს წყალს წყალბადის ზეჟანგამდე:

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

ეს რეაქცია შექცევადია და ნახშირმჟავას თანდასწრებითაც კი წონასწორობა მარჯვნივ გადადის. BaO 2 გამოიყენება როგორც საწყისი პროდუქტი H 2 O 2 წარმოებისთვის, ასევე როგორც ჟანგვის აგენტი პიროტექნიკურ კომპოზიციებში. თუმცა, BaO 2 ასევე შეიძლება იმოქმედოს როგორც შემცირების აგენტი:

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

BaO 2 მიიღება BaO-ს გაცხელებით ჰაერის ნაკადში 500 o C-მდე შემდეგი სქემის მიხედვით:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

ტემპერატურის მატებასთან ერთად ხდება საპირისპირო პროცესი. ამიტომ, როდესაც Ba იწვის, მხოლოდ ოქსიდი გამოიყოფა. SrO 2 და CaO 2 ნაკლებად სტაბილურია. EO 2-ის მიღების ზოგადი მეთოდია E(OH) 2-ის ურთიერთქმედება H 2 O 2-თან, რომელიც ათავისუფლებს EO 2-ს. 8H 2 O. EO 2-ის თერმული დაშლა იწყება 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba). EO 2 კონცენტრირებული წყალბადის ზეჟანგით გაცხელებისას შეიძლება მივიღოთ ყვითელი არასტაბილური ნივთიერებები - EO 4 სუპეროქსიდები.

E მარილები ჩვეულებრივ უფეროა. ქლორიდები, ბრომიდები, იოდიდები და ნიტრატები წყალში ძალიან ხსნადია. ფტორიდები, სულფატები, კარბონატები და ფოსფატები ცუდად ხსნადია. Ba 2+ იონი ტოქსიკურია. ჰალიდები E იყოფა ორ ჯგუფად: ფტორად და ყველა სხვა. ფტორები თითქმის უხსნადია წყალში და მჟავებში და არ ქმნიან კრისტალურ ჰიდრატებს. პირიქით, ქლორიდები, ბრომიდები და იოდიდები წყალში ძალიან ხსნადია და ხსნარებიდან გამოიყოფა კრისტალური ჰიდრატების სახით. EG 2-ის ზოგიერთი თვისება წარმოდგენილია ქვემოთ:

ხსნარში გაცვლის დაშლის შედეგად მიღებული ფტორიდები გამოიყოფა მოცულობითი ლორწოვანი დეპოზიტების სახით, რომლებიც საკმაოდ ადვილად ქმნიან კოლოიდურ ხსნარებს. EG 2 შეიძლება მივიღოთ შესაბამის ჰალოგენებთან მოქმედებით შესაბამის E-ზე. EG 2-ის დნებას შეუძლია დაითხოვოს 30%-მდე E. ძირითადი ქვეჯგუფის მეორე ჯგუფის ელემენტების ქლორიდების დნობის ელექტრული გამტარობის შესწავლისას, აღმოჩნდა, რომ მათი მოლეკულური იონური შემადგენლობა ძალიან განსხვავებულია. დისოციაციის ხარისხები ESl 2 = E 2+ + 2Cl- სქემის მიხედვით უდრის: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. ჰალოიდები (ფტორების გარდა) E შეიცავს კრისტალიზაციის წყალს: CaCl 2. 6H2O, SrCl2. 6H 2 O და BaCl 2. 2H 2 O. რენტგენის სტრუქტურულმა ანალიზმა დაადგინა E[(OH 2) 6 ]G 2-ის სტრუქტურა Ca და Sr-ის კრისტალური ჰიდრატებისთვის. EG 2-ის კრისტალური ჰიდრატების ნელი გაცხელებით, უწყლო მარილების მიღება შესაძლებელია. CaCl 2 ადვილად აყალიბებს ზეგაჯერებულ ხსნარებს. ბუნებრივი CaF 2 (ფტორიტი) გამოიყენება კერამიკულ ინდუსტრიაში, ასევე გამოიყენება HF-ის წარმოებისთვის და წარმოადგენს ფტორის მინერალს. უწყლო CaCl 2 გამოიყენება როგორც გამშრალ საშუალება მისი ჰიგიროსკოპიულობის გამო. კალციუმის ქლორიდის კრისტალური ჰიდრატი გამოიყენება სამაცივრო ნარევების მოსამზადებლად. BaCl 2 - გამოიყენება cx-ში და გასახსნელად

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

EG2-ისა და EN2-ის შერწყმით შეიძლება მივიღოთ შემდეგი ჰიდროჰალიდები:

EG 2 + EN 2 = 2ENG.

ეს ნივთიერებები დნება დაშლის გარეშე, მაგრამ ჰიდროლიზდება წყლით:

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

წყალში ხსნადობა ქლორატები , ბრომატები და იოდატები წყალში მცირდება რიგების გასწვრივ Ca - Sr - Ba და Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - გამოიყენება პიროტექნიკაში. პერქლორატები E ძალიან ხსნადია არა მხოლოდ წყალში, არამედ ორგანულ გამხსნელებშიც. E(ClO 4) 2-დან ყველაზე მნიშვნელოვანი არის Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. უწყლო ბარიუმის პერქლორატი კარგი გამწმენდია. მისი თერმული დაშლა იწყება მხოლოდ 400 o C-ზე. ჰიპოქლორიტი კალციუმი Ca(ClO) 2. nH 2 O (n=2,3,4) მიიღება კირის რძეზე ქლორის მოქმედებით. ეს არის ჟანგვის აგენტი და ძალიან ხსნადი წყალში. გაუფერულება შეიძლება მიღებულ იქნას მყარი ჩამქრალი კირის ქლორით დამუშავებით. ის წყალთან ერთად იშლება და ტენიანობის არსებობისას ქლორის სუნი ასდის. რეაგირებს CO 2-თან ჰაერში:

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

მათეთრებელი გამოიყენება როგორც ჟანგვის აგენტი, გაუფერულება და როგორც სადეზინფექციო საშუალება.

დედამიწის ტუტე ლითონებისთვის ცნობილია აზიდები E(N 3) 2 და თიოციანატები E(CNS) 2. 3H 2 O. აზიდები გაცილებით ნაკლებად ფეთქებადია ვიდრე ტყვიის აზიდები. როდანიდები გაცხელებისას ადვილად კარგავენ წყალს. ისინი ძალიან ხსნადია წყალში და ორგანულ გამხსნელებში. Ba(N 3) 2 და Ba(CNS) 2 შეიძლება გამოყენებულ იქნას სულფატებისგან სხვა ლითონების აზიდებისა და თიოციანატების მისაღებად გაცვლითი რეაქციით.

ნიტრატები კალციუმი და სტრონციუმი ჩვეულებრივ არსებობს Ca(NO 3) 2-ის კრისტალური ჰიდრატების სახით. 4H 2 O და Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. ბარიუმის ნიტრატს არ ახასიათებს კრისტალური ჰიდრატის წარმოქმნა. გაცხელებისას Ca(NO 3) 2. 4H 2 O და Sr(NO 3) 2. 4H 2 O ადვილად კარგავს წყალს. ინერტულ ატმოსფეროში E ნიტრატები თერმულად სტაბილურია 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). კალციუმის ნიტრატის კრისტალური ჰიდრატის დნობას აქვს მჟავე გარემო 75 o C-ზე. ბარიუმის ნიტრატის თვისებაა მისი კრისტალების წყალში დაშლის დაბალი სიჩქარე. მხოლოდ ბარიუმის ნიტრატი, რომლისთვისაც ცნობილია არასტაბილური K2 კომპლექსი, ავლენს კომპლექსების წარმოქმნის ტენდენციას. კალციუმის ნიტრატი ხსნადია სპირტებში, მეთილის აცეტატში და აცეტონში. სტრონციუმის და ბარიუმის ნიტრატები იქ თითქმის უხსნადია. E ნიტრატების დნობის წერტილი შეფასებულია 600 o C-ზე, მაგრამ იმავე ტემპერატურაზე იწყება დაშლა:

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

შემდგომი დაშლა ხდება მაღალ ტემპერატურაზე:

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

E ნიტრატები დიდი ხანია გამოიყენება პიროტექნიკაში. ძლიერ აქროლადი E მარილები აფერადებენ ცეცხლს შესაბამისი ფერებით: Ca - ნარინჯისფერ-ყვითელი, Sr - წითელ-კარმინი, Ba - ყვითელ-მწვანე. მოდით გავიგოთ ამის არსი Sr-ის მაგალითის გამოყენებით: Sr 2+-ს აქვს ორი VAO: 5s და 5p ან 5s და 4d. მოდით მივცეთ ენერგია ამ სისტემას - გავაცხელოთ იგი. ბირთვთან უფრო ახლოს ორბიტალებიდან ელექტრონები გადავა ამ VAO-ებში. მაგრამ ასეთი სისტემა არ არის სტაბილური და გამოყოფს ენერგიას მსუბუქი კვანტის სახით. ეს არის Sr 2+, რომელიც ასხივებს კვანტებს წითელი ტალღის სიგრძის შესაბამისი სიხშირით. პიროტექნიკური კომპოზიციების მომზადებისას მოსახერხებელია მარილის გამოყენება, რადგან ის არა მხოლოდ აფერადებს ცეცხლს, არამედ არის ჟანგვის აგენტი, რომელიც გაცხელებისას გამოყოფს ჟანგბადს. პიროტექნიკური კომპოზიციები შედგება მყარი ოქსიდიზატორისგან, მყარი შემცირების აგენტისგან და ზოგიერთი ორგანული ნივთიერებისგან, რომლებიც აფერხებენ შემამცირებელი აგენტის ცეცხლს და მოქმედებს როგორც დამაკავშირებელი აგენტი. კალციუმის ნიტრატი გამოიყენება როგორც სასუქი.

ყველა ფოსფატები და ჰიდროფოსფატები E წყალში ცუდად ხსნადია. მათი მიღება შესაძლებელია ორთოფოსფორის მჟავაში CaO ან CaCO 3 შესაბამისი რაოდენობის გახსნით. ისინი ასევე გროვდება გაცვლითი რეაქციების დროს, როგორიცაა:

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

პრაქტიკული მნიშვნელობისაა (როგორც სასუქი) მონოშემცვლელი კალციუმის ორთოფოსფატი, რომელიც Ca(SO 4-თან ერთად) შედის სუპერფოსფატი. იგი მიიღება სქემის მიხედვით:

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

ოქსალატები ასევე ოდნავ ხსნადი წყალში. პრაქტიკული მნიშვნელობა აქვს კალციუმის ოქსალატს, რომელიც დეჰიდრატირებულია 200 o C-ზე და იშლება 430 o C-ზე შემდეგი სქემის მიხედვით:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

აცეტატები E იზოლირებულია კრისტალური ჰიდრატების სახით და ძალიან ხსნადია წყალში.

თან სულფატები E - თეთრი, წყალში ცუდად ხსნადი ნივთიერებები. ხსნადობა CaSO 4 . 2H 2 O 1000 გ წყალზე ნორმალურ ტემპერატურაზე არის 8. 10 -3 მოლი, SrSO 4 - 5. 10 -4 მოლი, BaSO 4 - 1. 10 -5 მოლი, RaSO 4 - 6. 10-6 მოლი. Ca - Ra სერიებში სულფატების ხსნადობა სწრაფად მცირდება. Ba 2+ არის სულფატის იონის რეაგენტი. კალციუმის სულფატი შეიცავს კრისტალიზაციის წყალს. 66 o C-ზე ზემოთ ხსნარიდან გამოიყოფა უწყლო კალციუმის სულფატი, ქვემოთ - თაბაშირი CaSO 4. 2H 2 O. თაბაშირის გაცხელება 170 o C-ზე მაღლა თან ახლავს ჰიდრატი წყლის გამოყოფას. თაბაშირის წყალთან შერევისას ეს მასა სწრაფად მკვრივდება კრისტალური ჰიდრატის წარმოქმნის გამო. თაბაშირის ეს თვისება გამოიყენება მშენებლობაში. ეგვიპტელებმა ეს ცოდნა 2000 წლის წინ გამოიყენეს. ESO 4-ის ხსნადობა ძლიერ გოგირდმჟავაში გაცილებით მაღალია ვიდრე წყალში (BaSO 4 10%-მდე), რაც მიუთითებს კომპლექსის წარმოქმნაზე. შესაბამისი ESO 4 კომპლექსები. H 2 SO 4 შეიძლება მიღებულ იქნას თავისუფალ მდგომარეობაში. ორმაგი მარილები ტუტე ლითონისა და ამონიუმის სულფატებთან ერთად ცნობილია მხოლოდ Ca და Sr. (NH 4) 2 წყალში ხსნადია და გამოიყენება ანალიტიკურ ქიმიაში Ca-ს Sr-დან გამოსაყოფად, რადგან (NH 4) 2 ოდნავ ხსნადია. თაბაშირი გამოიყენება გოგირდმჟავას და ცემენტის კომბინირებული წარმოებისთვის, რადგან შემცირების აგენტით (ქვანახშირით) გაცხელებისას თაბაშირი იშლება:

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

უფრო მაღალ ტემპერატურაზე (900 o C), გოგირდი კიდევ უფრო მცირდება შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

Sr და Ba სულფატების მსგავსი დაშლა იწყება მაღალ ტემპერატურაზე. BaSO 4 არატოქსიკურია და გამოიყენება მედიცინაში და მინერალური საღებავების წარმოებაში.

სულფიდები E არის თეთრი მყარი ნივთიერებები, რომლებიც კრისტალიზდებიან NaCl-ის მსგავსად. მათი წარმოქმნის სიცხეები და ბროლის გისოსების ენერგიები ტოლია (კკალმოლი): 110 და 722 (Ca), 108 და 687 (Sr), 106 და 656 (Ba). შეიძლება მიღებულ იქნას ელემენტებიდან სინთეზით ნახშირით სულფატების გაცხელებით ან კალცინაციით:

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

ყველაზე ნაკლებად ხსნადი არის CaS (0,2 ჰლ). გაცხელებისას ES შედის შემდეგ რეაქციებში:

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).

დედამიწის ტუტე ლითონების სულფიდები ნეიტრალურ ხსნარში მთლიანად ჰიდროლიზდება შემდეგი სქემის მიხედვით:

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

მჟავა სულფიდები ასევე შეიძლება მიღებულ იქნას თავისუფალ მდგომარეობაში სულფიდების ხსნარის აორთქლებით. ისინი რეაგირებენ გოგირდთან:

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

BaS ცნობილია კრისტალური ჰიდრატებისგან. 6H 2 O და Ca(HS) 2. 6H 2 O, Ba(HS) 2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 გამოიყენება თმის მოცილებისთვის. ES ექვემდებარება ფოსფორესცენციის ფენომენს. ცნობილი პოლისულფიდები E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. ისინი მიიღება ES-ის სუსპენზიის წყალში გოგირდით მოხარშვით. ჰაერში ES იჟანგება: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. ჰაერის გავლისას CaS სუსპენზია შეიძლება მიიღოთ თიოსულფატი Ca სქემის მიხედვით:

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

წყალში ძალიან ხსნადია. Ca - Sr - Ba სერიაში მცირდება თიოსულფატების ხსნადობა. ტელურიდები E ოდნავ ხსნადია წყალში და ასევე ექვემდებარება ჰიდროლიზს, მაგრამ უფრო ნაკლებად, ვიდრე სულფიდები.

ხსნადობა ქრომატები E Ca - Ba სერიებში ისევე მკვეთრად ეცემა, როგორც სულფატების შემთხვევაში. ეს ყვითელი ნივთიერებები მიიღება E-ის ხსნადი მარილების ურთიერთქმედებით ტუტე ლითონების ქრომატებთან (ან დიქრომატებთან):

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

კალციუმის ქრომატი გამოიყოფა კრისტალური ჰიდრატის - CaCrO 4 სახით. 2H 2 O (pPR CaCrO 4 = 3.15). დნობის წერტილამდეც კი კარგავს წყალს. SrCrO 4 და BaCrO 4 არ ქმნიან კრისტალურ ჰიდრატებს. pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93.

კარბონატები E თეთრი, წყალში ცუდად ხსნადი ნივთიერებები. როდესაც გაცხელდება, ESO 3 გარდაიქმნება EO-დ, ყოფს CO 2-ს. Ca - Ba სერიებში იზრდება კარბონატების თერმული სტაბილურობა. მათგან ყველაზე პრაქტიკულად მნიშვნელოვანია კალციუმის კარბონატი (კირქვა). იგი უშუალოდ გამოიყენება მშენებლობაში და ასევე ემსახურება ნედლეულს კირისა და ცემენტის წარმოებისთვის. კირქვის წლიური მსოფლიო წარმოება კირქვისგან შეადგენს ათეულ მილიონ ტონას. CaCO 3-ის თერმული დისოციაცია ენდოთერმულია:

CaCO 3 = CaO + CO 2

და მოითხოვს 43 კკალ კირქვის მოლზე ღირებულებას. CaCO 3 სროლა ხორციელდება ლილვის ღუმელში. გამოწვის გვერდითი პროდუქტია ღირებული ნახშირორჟანგი. CaO არის მნიშვნელოვანი სამშენებლო მასალა. წყალთან შერევისას კრისტალიზაცია ხდება ჰიდროქსიდის და შემდეგ კარბონატის წარმოქმნის გამო შემდეგი სქემების მიხედვით:

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

უაღრესად მნიშვნელოვან პრაქტიკულ როლს ასრულებს ცემენტი - მომწვანო-ნაცრისფერი ფხვნილი, რომელიც შედგება სხვადასხვა სილიკატებისა და კალციუმის ალუმინის ნარევისგან. წყალთან შერევისას გამკვრივდება დატენიანების გამო. მისი წარმოებისას CaCO 3-ისა და თიხის ნარევს აცხობენ აგლომერაციის დაწყებამდე (1400-1500 o C). შემდეგ ნარევი დაფქვით. ცემენტის შემადგენლობა შეიძლება გამოიხატოს კომპონენტების პროცენტულად CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, CaO წარმოადგენს ფუძეს, ხოლო დანარჩენი არის მჟავა ანჰიდრიდები. სილიკატური (პორტლადის) ცემენტის შემადგენლობა ძირითადად შედგება Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 და Ca ( FeO 2) 2. მისი დაყენება მიმდინარეობს შემდეგი სქემების მიხედვით:

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. 2სთ 2ო

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.

ნატურალურ ცარცი ემატება სხვადასხვა ღვეზელებს. ხსნარიდან დალექილი წვრილკრისტალური CaCO 3 შედის კბილის ფხვნილების შემადგენლობაში. BaO მიიღება BaCO 3-დან ნახშირით კალცინაციით შემდეგი სქემის მიხედვით:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

თუ პროცესი ტარდება მაღალ ტემპერატურაზე აზოტის ნაკადში, ციანიდი ბარიუმი:

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

Ba(CN) 2 წყალში ძალიან ხსნადია. Ba(CN) 2 შეიძლება გამოყენებულ იქნას სხვა ლითონების ციანიდების წარმოებისთვის სულფატებთან დაშლის გზით. ჰიდროკარბონატები E წყალში ხსნადია და მისი მიღება შესაძლებელია მხოლოდ ხსნარში, მაგალითად, წყალში CaCO 3-ის სუსპენზიაში ნახშირორჟანგის გადატანით:

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

ეს რეაქცია შექცევადია და გაცხელებისას მარცხნივ გადადის. კალციუმის და მაგნიუმის ბიკარბონატების არსებობა ბუნებრივ წყლებში იწვევს წყლის სიმტკიცეს.

ნაწილი პირველი. ზოგადი მახასიათებლებიIIელემენტების პერიოდული ცხრილის ჯგუფები.

ამ ჯგუფში განლაგებულია შემდეგი ელემენტები: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. მათ აქვთ საერთო ელექტრონული კონფიგურაცია: (n-1)p 6 ns 2, გარდა Be 1s 2 2s 2. ამ უკანასკნელის გამო, Be-ს თვისებები ოდნავ განსხვავდება მთლიანად ქვეჯგუფის თვისებებისგან. მაგნიუმის თვისებები ასევე განსხვავდება ქვეჯგუფის თვისებებისგან, მაგრამ ნაკლებად. სერიაში Ca – Sr – Ba – Ra თვისებები თანმიმდევრულად იცვლება. ფარდობითი ელექტრონეგატიურობა Be – Ra სერიებში მცირდება, რადგან როგორც ატომის ზომა იზრდება, ვალენტური ელექტრონები უფრო ადვილად იშლება. IIA ქვეჯგუფის ელემენტების თვისებები განისაზღვრება ორი ns ელექტრონის დაკარგვის სიმარტივით. ამ შემთხვევაში წარმოიქმნება E 2+ იონები. რენტგენის დიფრაქციის შესწავლისას აღმოჩნდა, რომ ზოგიერთ ნაერთში IIA ქვეჯგუფის ელემენტები ავლენენ მონოვალენტურობას. ასეთი ნაერთების მაგალითია EG, რომელიც მიიღება E-ს დამატებით EG 2 დნობისას. ამ სერიის ყველა ელემენტი ბუნებაში არ არის თავისუფალ მდგომარეობაში მათი მაღალი აქტივობის გამო.

Მეორე ნაწილი. ბერილიუმი და მაგნიუმი.

ბერილიუმის ისტორია

ბერილიუმის ნაერთები ძვირფასი ქვების სახით ცნობილია უძველესი დროიდან. დიდი ხანია, ადამიანები ეძებენ და ავითარებენ ლურჯი აკვამარინების, მწვანე ზურმუხტის, მომწვანო-მოყვითალო ბერილებისა და ოქროსფერი ქრიზობერილების საბადოებს. მაგრამ მხოლოდ მე-18 საუკუნის ბოლოს ქიმიკოსებმა ეჭვობდნენ, რომ ბერილი შეიცავდა ახალ უცნობ ელემენტს. 1798 წელს ფრანგმა ქიმიკოსმა ლუის ნიკოლა ვოკელინმა ბერილისგან გამოყო ოქსიდი "La terree du beril", რომელიც განსხვავდებოდა ალუმინის ოქსიდისგან. ეს ოქსიდი აძლევდა მარილებს ტკბილ გემოს, არ წარმოქმნიდა ალუმს, იხსნება ამონიუმის კარბონატის ხსნარში და არ ასუფთავებდა კალიუმის ოქსალატს. მეტალი ბერილიუმი პირველად 1829 წელს მიიღო ცნობილმა გერმანელმა მეცნიერმა ველერმა და ამავე დროს ფრანგმა მეცნიერმა ბუსიმ, რომელმაც ბერილიუმის ლითონის ფხვნილი მიიღო ბერილიუმის ქლორიდის კალიუმის მეტალთან შემცირებით. სამრეწველო წარმოების დასაწყისი 30-40-იანი წლებით იწყება. ბოლო საუკუნე.

მაგნიუმის ისტორია

ელემენტმა მიიღო სახელი მაგნეზიის ტერიტორიიდან ძველ საბერძნეთში. მშენებლობაში დიდი ხანია გამოიყენება მაგნიუმის შემცველი ბუნებრივი მასალები მაგნიტი და დოლომიტი.

პირველი მცდელობები მაგნეზიის მეტალის ფუძის სუფთა სახით იზოლირებისთვის განხორციელდა მე-19 საუკუნის დასაწყისში. ცნობილი ინგლისელი ფიზიკოსი და ქიმიკოსი ჰამფრი დეივი (1778-1829) მას შემდეგ, რაც მან ელექტროლიზს დაუქვემდებარა გამდნარი კალიუმი და კაუსტიკური სოდა და მიიღო მეტალური Na და K. მან გადაწყვიტა ანალოგიურად ეცადა გაეტარებინა დედამიწის ტუტე ლითონების ოქსიდების დაშლა. და მაგნეზია. თავის თავდაპირველ ექსპერიმენტებში დევიმ დენი გადაიტანა სველ ოქსიდებში, იცავდა მათ ჰაერთან კონტაქტისგან ზეთის ფენით; თუმცა, ლითონები შერწყმული იყო კათოდთან და ვერ განცალკევდა.

დევიმ მრავალი განსხვავებული მეთოდი სცადა, მაგრამ ყველა მათგანი წარუმატებელი იყო სხვადასხვა მიზეზის გამო. ბოლოს 1808 წელს მას გაუმართლა – სველი მაგნეზია ვერცხლისწყლის ოქსიდს შეურია, მასა პლატინის თეფშზე მოათავსა და მასში დენი გაუშვა; ამალგამი გადაიტანეს მინის მილში, აცხელეს ვერცხლისწყლის მოსაშორებლად და მიიღეს ახალი ლითონი. იგივე მეთოდით დევიმ მოახერხა ბარიუმის, კალციუმის და სტრონციუმის მიღება. მაგნიუმის სამრეწველო წარმოება ელექტროლიტური მეთოდით დაიწყო გერმანიაში მე-19 საუკუნის ბოლოს. ჩვენს ქვეყანაში ელექტროლიტური მეთოდით მაგნიუმის წარმოებაზე თეორიული და ექსპერიმენტული სამუშაოები ჩაატარა პ.პ. ფედოტიევი; ვაკუუმში სილიციუმის მიერ მაგნიუმის ოქსიდის შემცირების პროცესი შეისწავლა P.F. ანტიპინი.

გავრცელება

ბერილიუმი ერთ-ერთი ნაკლებად გავრცელებული ელემენტია: მისი შემცველობა დედამიწის ქერქში არის 0,0004 ვტ. % ბუნებაში ბერილიუმი შეკრულ მდგომარეობაშია. ბერილიუმის ყველაზე მნიშვნელოვანი მინერალებია ბერილ-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, chrysoberyl-Be (AlO 2) 2 და ფენაციტ-Be 2 SiO 4. ბერილიუმის ძირითადი ნაწილი მინარევების სახით იშლება სხვა ელემენტების მინერალებში, განსაკუთრებით ალუმინის. ბერილიუმი ასევე გვხვდება ღრმა ზღვის ნალექებში და ზოგიერთი ნახშირის ფერფლში. ბერილის ზოგიერთი სახეობა, შეღებილი მინარევებისაგან სხვადასხვა ფერებში, კლასიფიცირდება როგორც ძვირფასი ქვები. ეს არის, მაგალითად, მწვანე ზურმუხტი და მოლურჯო-მომწვანო აკვამარინები.

მაგნიუმი დედამიწის ქერქში ერთ-ერთი ყველაზე გავრცელებული ელემენტია. მაგნიუმის შემცველობაა 1,4%. ყველაზე მნიშვნელოვანი მინერალები მოიცავს, კერძოდ, ნახშირორჟანგის კარბონატულ ქანებს, რომლებიც ქმნიან უზარმაზარ მასივებს ხმელეთზე და მთელ მთიანეთებსაც კი - მაგნეზიტი MgCO 3 და დოლომიტი MgCO 3 -CaCO 3. სხვადასხვა ალუვიური ქანების ფენების ქვეშ, ქვის მარილის საბადოებთან ერთად, ცნობილია სხვა ადვილად ხსნადი მაგნიუმის შემცველი მინერალის კოლოსალური საბადოები - კარნალიტი MgCl 2 -KCl-6H 2 O. გარდა ამისა, ბევრ მინერალში მაგნიუმი მჭიდრო კავშირშია სილიციუმთან, რომელიც ქმნის, მაგალითად, ოლივინი[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] და ნაკლებად გავრცელებული ფორსტერიტი(Mg 2 SiO 4). მაგნიუმის შემცველი სხვა მინერალებია ბრუციტი Mg(OH)2 , კიზერიტი MgSO4 , ეპსონიტი MgSO 4 -7H2O , კაინიტე MgSO 4 -KCl-3H2O . დედამიწის ზედაპირზე მაგნიუმი ადვილად წარმოქმნის წყლის სილიკატებს (ტალკი, აზბესტი და ა.შ.), რომლის მაგალითია. სერპენტინი 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. ცნობილი მინერალებიდან დაახლოებით 13% შეიცავს მაგნიუმს. თუმცა, ბუნებრივი მაგნიუმის ნაერთები ფართოდ გვხვდება გახსნილი სახით. სხვადასხვა მინერალებისა და ქანების გარდა, 0,13% მაგნიუმი MgCl 2-ის სახით მუდმივად გვხვდება ოკეანის წყლებში (მისი მარაგი აქ ამოუწურავია - დაახლოებით 6-10 16 ტონა) და მარილიან ტბებსა და წყაროებში. მაგნიუმი ასევე შედის ქლოროფილში 2%-მდე ოდენობით და აქ მოქმედებს როგორც კომპლექსური აგენტი. ამ ელემენტის მთლიანი შემცველობა დედამიწის ცოცხალ მატერიაში დაახლოებით 10 11 ტონაა.

ქვითარი

მაგნიუმის წარმოების ძირითადი (დაახლოებით 70%) მეთოდი არის გამდნარი კარნალიტის ან MgCl 2-ის ელექტროლიზი ნაკადის ფენის ქვეშ დაჟანგვისგან დასაცავად. მაგნიუმის მიღების თერმული მეთოდი (დაახლოებით 30%) გულისხმობს კალცინირებული მაგნეზიტის ან დოლომიტის შემცირებას. ბერილიუმის კონცენტრატები მუშავდება ბერილიუმის ოქსიდში ან ჰიდროქსიდში, საიდანაც მიიღება ფტორი ან ქლორიდი. მეტალის ბერილიუმის მიღებისას ტარდება BeCl 2 (50 wt.%) დნობის და NaCl-ის ელექტროლიზი, ამ ნარევის დნობის წერტილი არის 300 o C 400 o C სუფთა BeCl 2-ისთვის. ბერილიუმი ასევე მიიღება მაგნიუმ- ან ალუმინოთერმულად 1000-1200 0 C ტემპერატურაზე Na 2-დან: Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + MgF 2. განსაკუთრებით სუფთა ბერილიუმი (ძირითადად ბირთვული ინდუსტრიისთვის) მიიღება ზონური დნობის, ვაკუუმური დისტილაციით და ელექტროლიტური გადამუშავებით.

თავისებურებები

ბერილიუმი არის "სუფთა" ელემენტი. ბუნებაში, მაგნიუმი გვხვდება სამი სტაბილური იზოტოპის სახით: 24 მგ (78,60%), 25 მგ (10,11%) და 26 მგ (11,29%). ხელოვნურად იქნა მიღებული იზოტოპები 23, 27 და 28 მასებით.

ბერილიუმს აქვს ატომური ნომერი 4 და ატომური წონა 9,0122. ის პერიოდული ცხრილის მეორე პერიოდშია და მე-2 ჯგუფის მთავარ ქვეჯგუფს ხელმძღვანელობს. ბერილიუმის ატომის ელექტრონული სტრუქტურა არის 1s 2 2s 2. ქიმიური ურთიერთქმედების დროს ბერილიუმის ატომი აღფრთოვანებულია (რაც მოითხოვს ღირებულებას 63 კკალ/გ×ატომი) და 2s ელექტრონიდან ერთი გადადის 2p ორბიტალზე, რაც განსაზღვრავს ბერილიუმის ქიმიის სპეციფიკას: მას შეუძლია აჩვენოს მაქსიმუმი. კოვალენტობა 4, რომელიც ქმნის 2 ბმას გაცვლის მექანიზმის მიხედვით და 2 დონორ-აქცეპტორისთვის. იონიზაციის პოტენციალის მრუდზე ბერილიუმი ერთ-ერთ პირველ ადგილს იკავებს. ეს უკანასკნელი შეესაბამება მის მცირე რადიუსს და ახასიათებს ბერილიუმს, როგორც ელემენტს, რომელიც განსაკუთრებით არ სურს დათმოს ელექტრონები, რაც, პირველ რიგში, განსაზღვრავს ელემენტის ქიმიურ აქტივობის დაბალ ხარისხს. ელექტრონეგატიურობის თვალსაზრისით, ბერილიუმი შეიძლება ჩაითვალოს ტიპიურ გარდამავალ ელემენტად ელექტროპოზიტიურ მეტალის ატომებს შორის, რომლებიც ადვილად აძლევენ ელექტრონებს და ტიპურ კომპლექსურ აგენტებს, რომლებიც მიდრეკილნი არიან კოვალენტური ბმების ფორმირებას. ბერილიუმი ავლენს დიაგონალურ ანალოგიას ალუმინისთან უფრო დიდი ზომით, ვიდრე LicMg და არის კინოსიმეტრიული ელემენტი. ბერილიუმი და მისი ნაერთები ძალიან ტოქსიკურია. MPC ჰაერში - 2 მკგ/მ 3.

ელემენტების პერიოდულ სისტემაში მაგნიუმი II ჯგუფის მთავარ ქვეჯგუფშია მოთავსებული; მაგნიუმის სერიული ნომერია 12, ატომური წონა 24,312. აუღელვებელი ატომის ელექტრონული კონფიგურაციაა 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; Mg (3s 2) ატომის გარე ელექტრონული გარსების სტრუქტურა შეესაბამება მის ნულოვალვალენტურ მდგომარეობას. ორვალენტიან 3s 1 3p 1-ზე აგზნება მოითხოვს 62 კკალ/გ-ატომის ხარჯვას. მაგნიუმის იონიზაციის პოტენციალი უფრო დაბალია, ვიდრე ბერილიუმის, ამიტომ მაგნიუმის ნაერთებს ახასიათებთ ბმის იონურობის მაღალი პროპორცია. კომპლექსური უნარის მხრივ მაგნიუმი ასევე ჩამოუვარდება ბერილიუმს. IIIB ჯგუფის ელემენტებთან ურთიერთქმედება დაუმთავრებელი d- ჭურვებით აქვს გარკვეული მახასიათებლები. ამ ჯგუფში შედის Sc, Y, Ln და Th. ეს ელემენტები მაგნიუმთან ერთად ქმნიან უამრავ შუალედურ ფაზას და კარგად იხსნება მასში თხევად მდგომარეობაში. ამ ელემენტების მაგნიუმთან ნარევების სახელმწიფო დიაგრამები ბუნებით ევტექტიკურია. მაგნიუმში ამ ელემენტების ხსნადობა მყარ მდგომარეობაში არ არის მაღალი (2-5% წონით). ტუტე დედამიწასთან და განსაკუთრებით ტუტე ლითონებთან ერთად, მაგნიუმი არ ქმნის მნიშვნელოვან ხსნადობის ზონას მყარ მდგომარეობაში, რაც განპირობებულია ატომური რადიუსების დიდი სხვაობით. გამონაკლისია ლითიუმი, რომლის ატომური რადიუსი 2%-ით განსხვავდება მაგნიუმის ატომური რადიუსისგან. მაგნიუმის სისტემები სპილენძით, ვერცხლით და ოქროთი არის ევტექტიკური ტიპის. ვერცხლის ხსნადობა ევტექტიკურ ტემპერატურაზე არის -16% წონით.

ფიზიკური თვისებები

ბერილიუმი - ვერცხლისფერი თეთრი ლითონი. საკმაოდ მძიმე და მყიფე. აქვს დიამაგნიტური თვისებები. ჰაერში ის იფარება თხელი ოქსიდის ფენით, რაც ლითონს აძლევს ნაცრისფერ, მქრქალ ფერს და იცავს მას შემდგომი კოროზიისგან. ბერილიუმის შეკუმშვა ძალიან დაბალია. ლითონების ყველაზე მცირე რაოდენობა (17-ჯერ ნაკლები Al-ზე) ბლოკავს რენტგენის გამოსხივებას. ის კრისტალიზდება hcp სტრუქტურაში a=0.228 nm და c=0.358 nm პერიოდებით, CN=6. 1254 o C ტემპერატურაზე ექვსკუთხა a მოდიფიკაცია გარდაიქმნება კუბურ b-ად. ბერილიუმი აყალიბებს ევტექტიკურ შენადნობებს Al და Si-სთან ერთად.

მთელი პერიოდული ცხრილიდან, ელემენტების უმეტესობა წარმოადგენს ლითონების ჯგუფს. ამფოტერული, გარდამავალი, რადიოაქტიური - ბევრი მათგანია. ყველა ლითონი დიდ როლს ასრულებს არა მხოლოდ ბუნებასა და ადამიანის ბიოლოგიურ ცხოვრებაში, არამედ სხვადასხვა ინდუსტრიებში. ტყუილად არ არის, რომ მე-20 საუკუნეს "რკინა" უწოდეს.

ლითონები: ზოგადი მახასიათებლები

ყველა ლითონს აქვს საერთო ქიმიური და ფიზიკური თვისებები, რომლითაც ისინი ადვილად გამოირჩევიან არალითონური ნივთიერებებისგან. მაგალითად, ბროლის გისოსების სტრუქტურა მათ საშუალებას აძლევს იყოს:

• ელექტრული დენის გამტარები;
• კარგი სითბოს გამტარები;
• მოქნილი და დრეკადი;
• გამძლე და მბზინავი.

რა თქმა უნდა, მათ შორის არის განსხვავებები. ზოგიერთი ლითონი ბრწყინავს ვერცხლისფერი ფერით, ზოგი უფრო მქრქალი თეთრით, ზოგი კი ზოგადად წითელი და ყვითელი ფერით. ასევე არსებობს განსხვავებები თერმული და ელექტროგამტარობა. თუმცა, ეს პარამეტრები ჯერ კიდევ საერთოა ყველა ლითონისთვის, ხოლო არამეტალებს უფრო მეტი განსხვავება აქვთ, ვიდრე მსგავსება.

ქიმიური ბუნებით, ყველა ლითონი შემცირების აგენტია. რეაქციის პირობებიდან და სპეციფიკური ნივთიერებებიდან გამომდინარე, მათ შეუძლიათ იმოქმედონ როგორც ჟანგვის აგენტები, მაგრამ იშვიათად. შეუძლია მრავალი ნივთიერების წარმოქმნა. ლითონების ქიმიური ნაერთები ბუნებაში დიდი რაოდენობით გვხვდება მადნებში ან მინერალებში, მინერალებში და სხვა ქანებში. ხარისხი ყოველთვის დადებითია და შეიძლება იყოს მუდმივი (ალუმინი, ნატრიუმი, კალციუმი) ან ცვალებადი (ქრომი, რკინა, სპილენძი, მანგანუმი).

ბევრი მათგანი ფართოდ გამოიყენება სამშენებლო მასალად და გამოიყენება მეცნიერებისა და ტექნოლოგიების მრავალფეროვან დარგებში.

ლითონების ქიმიური ნაერთები

მათ შორის უნდა აღინიშნოს ნივთიერებების რამდენიმე ძირითადი კლასი, რომლებიც წარმოადგენენ ლითონების სხვა ელემენტებთან და ნივთიერებებთან ურთიერთქმედების პროდუქტებს.

1. ოქსიდები, ჰიდრიდები, ნიტრიდები, სილიციდები, ფოსფიდები, ოზონიდები, კარბიდები, სულფიდები და სხვა - ორობითი ნაერთები არალითონებთან, ყველაზე ხშირად მიეკუთვნება მარილების კლასს (ოქსიდების გარდა).
2. ჰიდროქსიდები - ზოგადი ფორმულა Me + x (OH) x.
3. Მარილი. ლითონის ნაერთები მჟავე ნარჩენებით. შეიძლება განსხვავებული იყოს:

• საშუალო;
• მაწონი;
• ორმაგი;
• ძირითადი;
• კომპლექსი.

4. ლითონების ნაერთები ორგანულ ნივთიერებებთან - ორგანული სტრუქტურები.

5. ლითონების ნაერთები ერთმანეთთან - შენადნობები, რომლებიც მიიღება სხვადასხვა გზით.

ლითონის შეერთების ვარიანტები

ნივთიერებები, რომლებიც შეიძლება შეიცავდეს ორ ან მეტ სხვადასხვა მეტალს ერთდროულად, იყოფა:

• შენადნობები;
• ორმაგი მარილები;
• რთული ნაერთები;
• მეტალთაშორისი ნაერთები.

ლითონების ერთმანეთთან შეერთების მეთოდები ასევე განსხვავდება. მაგალითად, შენადნობების წარმოებისთვის გამოიყენება მიღებული პროდუქტის დნობის, შერევისა და გამაგრების მეთოდი.

მეტალთაშორისი ნაერთები წარმოიქმნება ლითონებს შორის პირდაპირი ქიმიური რეაქციების შედეგად, ხშირად ფეთქებადი (მაგალითად, თუთია და ნიკელი). ასეთი პროცესები მოითხოვს განსაკუთრებულ პირობებს: ძალიან მაღალი ტემპერატურა, წნევა, ვაკუუმი, ჟანგბადის ნაკლებობა და სხვა.

სოდა, მარილი, კაუსტიკური სოდა - ეს ყველაფერი ბუნებაში ტუტე ლითონების ნაერთებია. ისინი არსებობენ სუფთა სახით, ქმნიან დეპოზიტებს ან არიან გარკვეული ნივთიერებების წვის პროდუქტების ნაწილი. ზოგჯერ ისინი მიიღება ლაბორატორიული მეთოდით. მაგრამ ეს ნივთიერებები ყოველთვის მნიშვნელოვანი და ღირებულია, რადგან ისინი გარს ახვევენ ადამიანს და აყალიბებენ მის ცხოვრებას.

ტუტე ლითონის ნაერთები და მათი გამოყენება არ შემოიფარგლება მხოლოდ ნატრიუმით. მარილები, როგორიცაა:

• კალიუმის ქლორიდი;
• (კალიუმის ნიტრატი);
• კალიუმის კარბონატი;
• სულფატი.

ყველა მათგანი ღირებული მინერალური სასუქებია, რომლებიც გამოიყენება სოფლის მეურნეობაში.

მიწის ტუტე ლითონები - ნაერთები და მათი გამოყენება

ამ კატეგორიაში შედის ქიმიური ელემენტების სისტემის მთავარი ქვეჯგუფის მეორე ჯგუფის ელემენტები. მათი მუდმივი ჟანგვის მდგომარეობაა +2. ეს არის აქტიური შემცირების აგენტები, რომლებიც ადვილად შედიან ქიმიურ რეაქციებში უმეტეს ნაერთებთან და მარტივ ნივთიერებებთან. აჩვენეთ ლითონების ყველა ტიპიური თვისება: ბზინვარება, ელასტიურობა, სითბო და ელექტროგამტარობა.

მათგან ყველაზე მნიშვნელოვანი და გავრცელებულია მაგნიუმი და კალციუმი. ბერილიუმი ამფოტერიულია, ბარიუმი და რადიუმი იშვიათი ელემენტებია. ყველა მათგანს შეუძლია შექმნას შემდეგი ტიპის კავშირები:

• ინტერმეტალური;
• ოქსიდები;
• ჰიდრიდები;
• ორობითი მარილები (ნაერთები არალითონებთან);
• ჰიდროქსიდები;
• მარილები (ორმაგი, რთული, მჟავე, ძირითადი, საშუალო).

განვიხილოთ ყველაზე მნიშვნელოვანი ნაერთები პრაქტიკული თვალსაზრისით და მათი გამოყენების სფეროები.

მაგნიუმის და კალციუმის მარილები

ტუტე დედამიწის ლითონის ნაერთები, როგორიცაა მარილები, მნიშვნელოვანია ცოცხალი ორგანიზმებისთვის. ყოველივე ამის შემდეგ, კალციუმის მარილები ორგანიზმში ამ ელემენტის წყაროა. და ამის გარეშე შეუძლებელია ცხოველებში ჩონჩხის, კბილების, რქების, ჩლიქების, თმისა და ქურთუკის ნორმალური ფორმირება და ა.შ.

ამრიგად, დედამიწის ტუტე ლითონის კალციუმის ყველაზე გავრცელებული მარილი არის კარბონატი. მისი სხვა სახელები:

• მარმარილო;
• კირქვა;
• დოლომიტი.

იგი გამოიყენება არა მხოლოდ როგორც კალციუმის იონების მიმწოდებელი ცოცხალი ორგანიზმისთვის, არამედ როგორც სამშენებლო მასალა, ნედლეული ქიმიური წარმოებისთვის, კოსმეტიკურ მრეწველობაში, მინის მრეწველობაში და ა.შ.

ასევე მნიშვნელოვანია ტუტე დედამიწის ლითონის ნაერთები, როგორიცაა სულფატები. მაგალითად, ბარიუმის სულფატი (სამედიცინო სახელწოდება „ბარიტის ფაფა“) გამოიყენება რენტგენოლოგიურ დიაგნოსტიკაში. კალციუმის სულფატი კრისტალური ჰიდრატის სახით არის თაბაშირი, რომელიც გვხვდება ბუნებაში. იგი გამოიყენება მედიცინაში, სამშენებლო და ჭედურობის ჩამოსხმაში.

ტუტე დედამიწის ლითონის ფოსფორი

ეს ნივთიერებები ცნობილია შუა საუკუნეებიდან. ადრე მათ ფოსფორებს უწოდებდნენ. ეს სახელი დღესაც ჩნდება. მათი ბუნებით, ეს ნაერთები არის მაგნიუმის, სტრონციუმის, ბარიუმის და კალციუმის სულფიდები.

გარკვეული დამუშავებით, მათ შეუძლიათ გამოიჩინონ ფოსფორესცენტური თვისებები და ბზინვარება ძალიან ლამაზია, წითელიდან ნათელ მეწამამდე. იგი გამოიყენება საგზაო ნიშნების, სამუშაო ტანსაცმლის და სხვა ნივთების წარმოებაში.

კომპლექსური კავშირები

ნივთიერებები, რომლებიც შეიცავს მეტალის ბუნების ორ ან მეტ სხვადასხვა ელემენტს, წარმოადგენს რთულ მეტალის ნაერთებს. ყველაზე ხშირად ისინი სითხეებია ლამაზი და ფერადი ფერებით. გამოიყენება ანალიტიკურ ქიმიაში იონების ხარისხობრივი განსაზღვრისათვის.

ასეთ ნივთიერებებს შეუძლიათ შექმნან არა მხოლოდ ტუტე და ტუტე დედამიწის ლითონები, არამედ ყველა სხვა. არსებობს ჰიდროქსო კომპლექსები, აკვაკომპლექსები და სხვა.

ტუტე და დედამიწის ტუტე ლითონების ქიმიური თვისებები მსგავსია. ტუტე ლითონების გარე ენერგეტიკულ დონეს აქვს ერთი ელექტრონი, ხოლო ტუტე დედამიწის ლითონებს - ორი. რეაქციების დროს ლითონები ადვილად ნაწილდებიან ვალენტურ ელექტრონებს, ავლენენ ძლიერი შემცირების აგენტის თვისებებს.

ტუტე

პერიოდული ცხრილის I ჯგუფში შედის ტუტე ლითონები:

• ლითიუმი;
• ნატრიუმი;
• კალიუმი;
• რუბიდიუმი;
• ცეზიუმი;
• ფრანგული

ბრინჯი. 1. ტუტე ლითონები.

გამოირჩევიან რბილობით (შეიძლება დანით დაჭრა), დაბალი დნობის და დუღილის წერტილებით. ეს არის ყველაზე აქტიური ლითონები.

ტუტე ლითონების ქიმიური თვისებები წარმოდგენილია ცხრილში.

შეუძლია რეაგირება ორგანულ მჟავებთან და ალკოჰოლებთან.

ტუტე დედამიწა

პერიოდული ცხრილის II ჯგუფში არის დედამიწის ტუტე ლითონები:

• ბერილიუმი;
• მაგნიუმი;
• კალციუმი;
• სტრონციუმი;
• ბარიუმი;
• რადიუმი.

ბრინჯი. 2.მიწის ტუტე ლითონები.

ტუტე ლითონებისგან განსხვავებით, ისინი უფრო მყარია. მხოლოდ სტრონციუმის დაჭრა შეიძლება დანით. ყველაზე მკვრივი ლითონი არის რადიუმი (5,5 გ/სმ3).

ბერილიუმი რეაგირებს ჟანგბადთან მხოლოდ 900°C-მდე გაცხელებისას. არავითარ პირობებში არ რეაგირებს წყალბადთან და წყალთან. მაგნიუმი იჟანგება 650°C ტემპერატურაზე და რეაგირებს წყალბადთან მაღალი წნევის ქვეშ.

ცხრილში მოცემულია დედამიწის ტუტე ლითონების ძირითადი ქიმიური თვისებები.

ტუტე და მიწის ტუტე ლითონის იონები მარილებში ადვილად გამოვლენილია ცეცხლის ფერის ცვლილებით. ნატრიუმის მარილები იწვის ყვითელი ცეცხლით, კალიუმი - იისფერი, რუბიდიუმი - წითელი, კალციუმი - აგურისფერი წითელი, ბარიუმი - ყვითელი მწვანე. ამ ლითონების მარილები გამოიყენება ფეიერვერკების შესაქმნელად.

ბრინჯი. 3. ხარისხობრივი რეაქცია.

რა ვისწავლეთ?

ტუტე და დედამიწის ტუტე ლითონები პერიოდული ცხრილის აქტიური ელემენტებია, რომლებიც რეაგირებენ მარტივ და რთულ ნივთიერებებთან. ტუტე ლითონები უფრო რბილია, მძაფრად რეაგირებენ წყალთან და ჰალოგენებთან, ადვილად იჟანგება ჰაერში, წარმოქმნიან ოქსიდებს, პეროქსიდებს, სუპეროქსიდებს და ურთიერთქმედებენ მჟავებთან და ამიაკთან. გაცხელებისას ისინი რეაგირებენ არალითონებთან. დედამიწის ტუტე ლითონები რეაგირებენ არამეტალებთან, მჟავებთან და წყალთან. ბერილიუმი არ რეაგირებს წყალბადთან და წყალთან, მაგრამ რეაგირებს ტუტეებთან და ჟანგბადთან მაღალ ტემპერატურაზე.

ტესტი თემაზე

ანგარიშის შეფასება

Საშუალო რეიტინგი: 4.3. სულ მიღებული შეფასებები: 113.

პერიოდული ცხრილის I და II ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ყველა ელემენტი, ისევე როგორც წყალბადი და ჰელიუმი, მიეკუთვნება s-ელემენტებს. წყალბადისა და ჰელიუმის გარდა, ყველა ეს ელემენტია ლითონები.პერიოდული სისტემის I ჯგუფის ლითონებს ე.წ ტუტე,რადგან ისინი რეაგირებენ წყალთან და წარმოქმნიან ტუტეებს. პერიოდული სისტემის II ჯგუფის ლითონებს, ბერილიუმის და მაგნიუმის გარდა, ე.წ. ტუტე დედამიწა.ფრანციუმი, რომელიც ავსებს I ჯგუფს და რადიუმს, ავსებს II ჯგუფს, - რადიოაქტიური ელემენტები.

s-ლითონების ზოგიერთი თვისება 3

ცხრილი 15.1

და PI არის იონიზაციის პოტენციალი (ენერგია); EO - ელექტროუარყოფითობა.

ყველა s-მეტალს აქვს ერთი ან ორი ელექტრონი თავის გარე გარსში და ადვილად ტოვებს მათ, წარმოქმნის იონებს კეთილშობილური გაზების სტაბილური ელექტრონული კონფიგურაციით. ამ ლითონების მაღალი აღმდგენი აქტივობა გამოიხატება ძალიან დაბალი იონიზაციის პოტენციალით (IP) და დაბალი ელექტრონეგატიურობით (EO) (ცხრილი 15.1). შეადარეთ ტუტე ლითონებისა და კეთილშობილური აირების იონიზაციის პოტენციალი (ყველა ელემენტიდან კეთილშობილ აირებს აქვთ ყველაზე დაბალი EO და უმაღლესი PI; იხ. ცხრილი 18.1).

ფიზიკური თვისებები. ნორმალურ პირობებში, s-მეტალები მყარ მდგომარეობაშია, ქმნიან კრისტალებს მეტალის კავშირით. I ჯგუფის ყველა მეტალი აქვს სხეულზე ორიენტირებული კუბური გისოსი(BCC, იხ. § 4.4). ბერილიუმი და მაგნიუმი ხასიათდება ექვსკუთხა მჭიდრო შეფუთვა(hcp), კალციუმი და სტრონციუმი სახეზე ორიენტირებული კუბური გისოსი(fcc), ბარიუმში სხეულზე ორიენტირებული კუბური(OTSK).

I ჯგუფის ლითონები რბილია და აქვთ დაბალი სიმკვრივე სხვებთან შედარებით. ლითიუმი, ნატრიუმი და კალიუმი წყალზე მსუბუქიდა ცურავს მის ზედაპირზე, რეაგირებს მასთან. II ჯგუფის ლითონები უფრო მყარი და მკვრივია ვიდრე ტუტე ლითონები. s-მეტალების დაბალი დნობის და დუღილის წერტილები (იხ. ცხრილი 15.1) აიხსნება შედარებით სუსტი მეტალის ბმით კრისტალურ გისოსებით; შებოჭვის ენერგია (eV-ში): ლითიუმი 1,65, ნატრიუმი 1,11, კალიუმი 0,92, რუბიდიუმი 0,84, ცეზიუმი 0,79, ბერილიუმი 3,36, მაგნიუმი 1,53, კალციუმი 1,85, სტრონციუმი 1, 70,7 ბარიუმი.

შებოჭვის ენერგიების შესადარებლად (eV-ში): ალუმინი 3,38, თუთია 1,35, რკინა 4,31, სპილენძი 3,51, ვერცხლი 2,94, ტიტანი 4,87, მოლიბდენი 6,82, ვოლფრამი 8,80.

ლითონის ბმა წარმოიქმნება დელოკალიზებული ვალენტური ელექტრონების მიერ, რომლებიც ატარებენ ლითონის ატომების დადებით იონებს (იხ. §3.6). რაც უფრო დიდია ლითონის რადიუსი, მით მეტი დელოკალიზებული ელექტრონები ნაწილდება „თხელ ფენად“ დადებით იონებს შორის და მით უფრო დაბალია კრისტალური მედის სიძლიერე. ეს ხსნის I და II ჯგუფების ლითონების დნობის და დუღილის დაბალ წერტილებს. II ჯგუფის ელემენტების დნობისა და დუღილის წერტილები, ტუტე ლითონებისგან განსხვავებით, იცვლება არასისტემატურად, რაც აიხსნება კრისტალური სტრუქტურების განსხვავებებით (იხ. ზემოთ).

გავრცელება ბუნებაში. ყველა s-ლითონი ბუნებაში გვხვდება მხოლოდ ნაერთების სახით: წიაღისეული მინერალური მარილები და მათი საბადოები (KS1, NaCl, CaCO 3 და სხვა) და იონები ზღვის წყალში. კალციუმი, ნატრიუმი, კალიუმი და მაგნიუმი დედამიწაზე, შესაბამისად, მეხუთე, მეექვსე, მეშვიდე და მერვე ადგილზეა. სტრონციუმი გავრცელებულია ზომიერი რაოდენობით. სხვა ს-მეტალების შემცველობა დედამიწის ქერქში და ოკეანის წყლებში უმნიშვნელოა. მაგალითად, ნატრიუმის შემცველობა დედამიწის ქერქში არის 2.3%, ხოლო ზღვის წყალში 1.1%, ცეზიუმი დედამიწის ქერქში არის 3 10 ~ 4%, ხოლო ზღვის წყალში 3 10 -8%.

ნატრიუმს, ცეზიუმს და ბერილიუმს აქვს მხოლოდ ერთი სტაბილური იზოტოპი, ლითიუმს, კალიუმს და რუბიდიუმს აქვს ორი: |Li 7.5% და |Li 92.5%; 93,26% და ცენტრალური კომიტეტი 6,74%; f^Rb 72.17% და fpRb 27.83%. მაგნიუმს აქვს სამი სტაბილური იზოტოპი (|2 მგ 79.0%, j|Mg 10.0% და j|Mg 11.0%). სხვა ტუტე დედამიწის ლითონებს აქვთ სტაბილური იზოტოპების უფრო დიდი რაოდენობა; ძირითადი: 4 °Са 96,94% და ცა 2,09%; ||Sr 82.58%, 8 |Sr 9.86% და ||Sr 7.0%; 1 ||Ba 71.7%, 18 |Ba 11.23%, 18 ®Ba 7.85% და 18 |Ba 6.59%.