알칼리 토금속의 전자 구조. 알칼리 토금속 : 간략한 설명

E의 신선한 표면은 산화막 형성으로 인해 빠르게 어두워집니다. 이 필름은 상대적으로 밀도가 높습니다. 시간이 지남에 따라 모든 금속이 천천히 산화됩니다. 필름은 EO, EO 2 및 E 3 N 2로 구성됩니다. E-2e = E 2+ 반응의 정상 전극 전위는 = -2.84 V(Ca), = -2.89(Sr)과 같습니다. 이들은 매우 활동적인 원소입니다. 물과 산에 용해되고 산화물, 할로겐화물 및 황화물에서 대부분의 금속을 대체합니다. 1차(200-300oC) 칼슘은 다음 방식에 따라 수증기와 상호 작용합니다.

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

2차 반응의 형태는 다음과 같습니다.

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

E는 난용성 ESO 4 필름의 형성으로 인해 강황산에 거의 용해되지 않습니다. E는 묽은 무기산과 격렬하게 반응하여 수소를 방출합니다. 칼슘은 800oC 이상으로 가열되면 다음과 같은 방식으로 메탄과 반응합니다.

3Ca + CH4 = CaH 2 + CaC 2.

가열되면 수소, 황 및 암모니아 가스와 반응합니다. 화학적 성질로 볼 때 라듐은 ​​Ba에 가장 가깝지만 더 활동적입니다. 실온에서는 공기 중의 산소 및 질소와 눈에 띄게 결합합니다. 일반적으로 화학적 특성은 유사체보다 약간 더 뚜렷합니다. 모든 라듐 화합물은 자체 방사선의 영향으로 천천히 분해되어 황색 또는 갈색을 얻습니다. 라듐 화합물은 자기발광 특성을 가지고 있습니다. 방사성 붕괴의 결과로 Ra 1g은 매시간 553.7J의 열을 방출합니다. 따라서 라듐과 그 화합물의 온도는 항상 주변 온도보다 1.5도 높습니다. 또한 하루 1g의 라듐은 1mm 3 라돈(226 Ra = 222 Rn + 4 He)을 방출하는 것으로 알려져 있으며, 이를 기반으로 라돈욕조의 라돈 공급원으로 사용됩니다.

수소화물 E - 흰색의 결정성 염 같은 물질. 가열을 통해 요소에서 직접 얻습니다. 반응 E + H 2 = EN 2의 시작 온도는 250oC(Ca), 200oC(Sr), 150oC(Ba)입니다. EN 2의 열분해는 600oC에서 시작됩니다. 수소 대기에서 CaH 2는 녹는점(816oC)에서 분해되지 않습니다. 수분이 없을 경우 알칼리 토금속 수소화물은 상온의 공기 중에서 안정적입니다. 할로겐과 반응하지 않습니다. 그러나 가열되면 EN 2의 화학적 활성이 증가합니다. 예를 들어 산화물을 금속(W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta)으로 환원할 수 있습니다.

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

CaH 2와 Al 2 O 3의 반응은 750oC에서 발생합니다.

3CaH2+Al2O3=3CaO+3H2+2Al,

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

CaH2는 다음 계획에 따라 600°C에서 질소와 반응합니다.

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

EN 2가 점화되면 천천히 연소됩니다.

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

고체 산화제와 혼합하면 폭발성이 있습니다. 물이 EN 2에 작용하면 수산화물과 수소가 방출됩니다. 이 반응은 발열성이 매우 높습니다. 공기 중의 물에 적셔진 EN 2가 자연 발화합니다. EN 2는 예를 들어 다음 계획에 따라 산과 반응합니다.

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

EN 2는 순수한 수소를 얻고 유기 용매에서 물의 흔적을 확인하는 데 사용됩니다. 질화물 E는 무색의 내화성 물질입니다. 이는 고온의 요소에서 직접 얻습니다. 이들은 다음 계획에 따라 물로 분해됩니다.

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

E 3 N 2는 다음 계획에 따라 CO로 가열될 때 반응합니다.

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

석탄으로 E 3 N 2를 가열할 때 발생하는 과정은 다음과 같습니다.

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

질화스트론튬은 HCl과 반응하여 Sr과 염화암모늄을 생성합니다. 인화물 E 3 R 2는 원소로부터 직접 형성되거나 삼치환된 인산염을 석탄으로 하소하여 형성됩니다.

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

이들은 다음 계획에 따라 물에 의해 가수분해됩니다:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.

산의 경우 알칼리 토금속의 인화물은 해당 염과 포스핀을 생성합니다. 이것이 실험실에서 포스핀을 얻는 데 사용되는 기초입니다.

복합 암모니아 조성 E(NH 3) 6 - 금속 광택이 있고 전기 전도성이 높은 고체입니다. 이는 E에 액체 암모니아가 작용하여 얻어집니다. 공기 중에서 자연 발화합니다. 공기에 접근하지 않으면 해당 아미드인 E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2로 분해됩니다. 가열하면 동일한 패턴에 따라 격렬하게 분해됩니다.

탄화물 석탄으로 E를 소성하여 얻은 알칼리 토금속은 물로 분해되어 아세틸렌을 방출합니다.

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

BaC 2와의 반응은 매우 격렬하여 물과 접촉하면 발화합니다. Ca 및 Ba 원소로부터 ES 2의 형성 열은 14 및 12 kcalmol입니다. 질소와 함께 가열하면 ES 2는 CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2를 생성합니다. 모두 다 아는 규화물 (ESi 및 ESi 2). 요소에서 직접 가열하여 얻을 수 있습니다. 이들은 물에 의해 가수분해되고 산과 반응하여 H 2 Si 2 O 5, SiH 4, 해당 화합물 E 및 수소를 생성합니다. 모두 다 아는 붕화물 가열되면 요소에서 EV 6을 얻습니다.

산화물 칼슘과 그 유사체는 물을 활발하게 흡수하는 백색의 내화성(T bp CaO = 2850 o C) 물질입니다. 이것이 무수 알코올을 얻기 위해 BaO를 사용하는 기초입니다. 이들은 물과 격렬하게 반응하여 많은 열을 방출합니다(흡열 용해되는 SrO 제외). EO는 산과 염화암모늄에 용해됩니다.

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

EO는 해당 금속의 탄산염, 질산염, 과산화물 또는 수산화물을 하소하여 얻습니다. BaO의 바륨과 산소의 유효 전하는 0.86입니다. 700oC에서 SrO는 시안화칼륨과 반응합니다.

KCN + SrO = Sr + KCNO.

산화스트론튬은 메탄올에 용해되어 Sr(OSH 3) 2를 형성합니다. BaO를 마그네슘-열환원하는 동안 불안정하고 불균형한 중간 산화물 Ba2O를 얻을 수 있습니다.

수산화물 알칼리 토금속은 흰색의 수용성 물질입니다. 그들은 강력한 기반입니다. Ca-Sr-Ba 계열에서는 수산화물의 염기성 및 용해도가 증가합니다. pPR(Ca(OH) 2) = 5.26, pPR(Sr(OH) 2) = 3.5, pPR(Ba(OH) 2) = 2.3. Ba(OH)2는 일반적으로 수산화물 용액에서 방출됩니다. 8H 2 O, Sr(OH) 2. 8H 2 O, Ca(OH) 2. H 2 O. EO에 물을 첨가하여 수산화물을 형성합니다. 이것이 건설에 CaO를 사용하는 기초입니다. Ca(OH) 2 와 NaOH를 중량비 2:1로 밀접하게 혼합한 것을 소다석회라고 하며 CO 2 흡수제로 널리 사용됩니다. Ca(OH) 2는 공기 중에 있을 때 다음 방식에 따라 CO 2를 흡수합니다.

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

약 400oC에서 Ca(OH) 2는 일산화탄소와 반응합니다.

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

중정석수는 100oC에서 CS 2와 반응합니다.

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

알루미늄은 중정석수와 반응합니다.

2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. E(OH) 2

탄산무수물을 발견하는 데 사용됩니다.

E형 과산화물 하얀색. 산화물과 달리 안정성이 상당히 낮으며 강력한 산화제입니다. 실제적으로 중요한 것은 밀도가 4.96인 흰색의 상자성 분말인 가장 안정적인 BaO 2 입니다. g1cm 3 등. 450°. BaO 2는 상온에서 안정적이며 (수년간 보관 가능) 물, 알코올 및 에테르에 잘 녹지 않으며 염과 과산화수소가 방출되면서 묽은 산에 용해됩니다. 과산화바륨의 열분해는 산화물, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 및 CuO에 의해 가속화됩니다. 과산화바륨은 가열되면 수소, 황, 탄소, 암모니아, 암모늄염, 페리시안화칼륨 등과 반응합니다. 과산화바륨은 진한 염산과 반응하여 염소를 방출합니다.

BaO2+4HCl = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

물을 과산화수소로 산화시킵니다.

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

이 반응은 가역적이며 탄산이 존재하는 경우에도 평형은 오른쪽으로 이동합니다. BaO 2는 H 2 O 2 생산을 위한 출발 생성물로 사용되며 불꽃 조성물의 산화제로도 사용됩니다. 그러나 BaO2는 환원제로도 작용할 수 있습니다.

HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2.

BaO 2는 다음 계획에 따라 BaO를 공기 흐름에서 500oC로 가열하여 얻습니다.

2BaO + O2 = 2BaO2.

온도가 증가하면 반대 과정이 발생합니다. 따라서 Ba가 연소되면 산화물만 방출된다. SrO 2 와 CaO 2 는 덜 안정적입니다. EO 2 를 얻는 일반적인 방법은 E(OH) 2 와 H 2 O 2 의 상호작용으로 EO 2 를 방출합니다. 8H 2 O. EO 2의 열분해는 380oC(Ca), 480oC(Sr), 790oC(Ba)에서 시작됩니다. 농축된 과산화수소로 EO 2를 가열하면 노란색의 불안정한 물질인 EO 4 슈퍼옥사이드가 얻어질 수 있습니다.

E 염은 일반적으로 무색입니다. 염화물, 브롬화물, 요오드화물 및 질산염은 물에 잘 녹습니다. 불화물, 황산염, 탄산염 및 인산염은 난용성입니다. Ba 2+ 이온은 독성이 있습니다. 할로겐화물 E는 불화물과 기타 모든 그룹의 두 그룹으로 나뉩니다. 불화물은 물과 산에 거의 녹지 않으며 결정성 수화물을 형성하지 않습니다. 반대로 염화물, 브롬화물, 요오드화물은 물에 잘 녹고 결정성 수화물 형태로 용액에서 방출됩니다. EG 2의 일부 특성은 다음과 같습니다.

용액 내에서 교환 분해를 통해 얻은 불화물은 부피가 큰 점액 침전물 형태로 방출되어 매우 쉽게 콜로이드 용액을 형성합니다. EG 2는 해당 E에서 해당 할로겐과 작용하여 얻을 수 있습니다. EG 2의 용융물은 최대 30% E까지 용해될 수 있습니다. 주 하위 그룹의 두 번째 그룹 원소의 염화물 용융물의 전기 전도도를 연구할 때, 그들의 분자 이온 구성이 매우 다른 것으로 밝혀졌습니다. ESl 2 = E 2+ + 2Cl- 방식에 따른 해리 정도는 다음과 같습니다: BeCl 2 - 0.009%, MgCl 2 - 14.6%, CaCl 2 - 43.3%, SrCl 2 - 60.6%, BaCl 2 - 80, 2%. 할로겐화물(불화물 제외) E에는 결정수(CaCl 2)가 포함되어 있습니다. 6H2O,SrCl2. 6H2O 및 BaCl2. 2H 2 O. X선 구조 분석을 통해 Ca 및 Sr의 결정성 수화물에 대한 E[(OH 2) 6 ]G 2 구조가 확립되었습니다. EG 2의 결정성 수화물을 천천히 가열함으로써 무수염을 얻을 수 있습니다. CaCl 2는 쉽게 과포화 용액을 형성합니다. 천연 CaF2(형석)는 세라믹 산업에서 사용되며, HF 생산에도 사용되는 불화물 광물입니다. 무수 CaCl 2는 흡습성으로 인해 건조제로 사용됩니다. 염화칼슘 결정질 수화물은 냉동 혼합물을 제조하는 데 사용됩니다. BaCl 2 - cx 및 열기에 사용됨

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

EG2와 EN2를 융합하면 다음과 같은 할로겐화수소를 얻을 수 있습니다.

EG 2 + EN 2 = 2ENG.

이 물질들은 분해되지 않고 녹지만 물에 의해 가수분해됩니다.

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

물에 대한 용해도 염소산염 , 브롬산염 그리고 요오드산염 물에서는 Ca - Sr - Ba 및 Cl - Br - I 행을 따라 감소합니다. Ba(ClO 3) 2 - 불꽃에 사용됩니다. 과염소산염 E는 물뿐만 아니라 유기 용매에도 잘 녹습니다. E(ClO 4) 2 중 가장 중요한 것은 Ba(ClO 4) 2 입니다. 3H 2 O. 무수 과염소산바륨은 좋은 건조제입니다. 열분해는 400oC에서만 시작됩니다. 차아염소산염 칼슘 Ca(ClO) 2. nH 2 O (n=2,3,4)는 석회유에 염소가 작용하여 얻어집니다. 산화제이며 물에 잘 녹는다. 표백제 고체 소석회를 염소로 처리하여 얻을 수 있습니다. 수분이 있으면 물과 함께 분해되고 염소 냄새가 납니다. 공기 중 CO 2와 반응:

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

표백제는 산화제, 표백제 및 소독제로 사용됩니다.

알칼리 토금속의 경우 다음과 같이 알려져 있습니다. 아지드 E(N3) 2 및 티오시아네이트 E(CNS) 2 . 3H 2 O. 아지드는 납 아지드보다 폭발성이 훨씬 낮습니다. Rodanides는 가열되면 쉽게 물을 잃습니다. 그들은 물과 유기 용매에 잘 녹습니다. Ba(N 3) 2 및 Ba(CNS) 2 는 교환 반응을 통해 황산염으로부터 다른 금속의 아지드 및 티오시아네이트를 얻는 데 사용될 수 있습니다.

질산염 칼슘과 스트론튬은 일반적으로 Ca(NO 3) 2의 결정질 수화물 형태로 존재합니다. 4H 2 O 및 Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. 질산바륨은 결정질 수화물의 형성을 특징으로 하지 않습니다. 가열하면 Ca(NO 3) 2. 4H 2 O 및 Sr(NO 3) 2. 4H 2 O는 쉽게 물을 잃습니다. 불활성 대기에서 E 질산염은 최대 455oC(Ca), 480oC(Sr), 495oC(Ba)에서 열적으로 안정적입니다. 질산칼슘 결정성 수화물의 용융물은 75oC에서 산성 환경을 갖습니다. 질산바륨의 특징은 결정이 물에 용해되는 속도가 낮다는 것입니다. 불안정한 K2 복합체로 알려진 질산바륨만이 복합체를 형성하는 경향을 나타냅니다. 질산칼슘은 알코올, 아세트산메틸, 아세톤에 용해됩니다. 스트론튬과 질산바륨은 거의 녹지 않습니다. E 질산염의 녹는점은 600oC로 추정되지만, 동일한 온도에서 분해가 시작됩니다.

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

더 높은 온도에서 추가 분해가 발생합니다.

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

E 질산염은 오랫동안 불꽃놀이에 사용되어 왔습니다. 휘발성이 높은 E 염은 Ca - 주황색-노란색, Sr - 빨간색-카민, Ba - 황록색 등 해당 색상으로 불꽃을 채색합니다. Sr의 예를 사용하여 이것의 본질을 이해해 봅시다. Sr 2+에는 5s와 5p 또는 5s와 4d라는 두 개의 VAO가 있습니다. 이 시스템에 에너지를 부여하고 가열해 봅시다. 핵에 더 가까운 궤도의 전자는 이러한 VAO로 이동합니다. 그러나 그러한 시스템은 안정적이지 않으며 빛 양자의 형태로 에너지를 방출합니다. 적색 파장에 해당하는 주파수의 양자를 방출하는 것은 Sr 2+입니다. 불꽃 조성물을 준비할 때 질산염을 사용하는 것이 편리합니다. 불꽃에 색을 칠할 뿐만 아니라 가열하면 산소를 방출하는 산화제이기도 합니다. 불꽃 조성물은 고체 산화제, 고체 환원제 및 환원제 불꽃을 탈색하고 결합제 역할을 하는 일부 유기 물질로 구성됩니다. 질산칼슘은 비료로 사용됩니다.

모두 인산염 그리고 하이드로인산염 E는 물에 잘 녹지 않습니다. 이는 오르토인산에 적당량의 CaO 또는 CaCO3를 용해시켜 얻을 수 있습니다. 또한 다음과 같은 교환 반응 중에 침전됩니다.

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

(비료로서) 실질적으로 중요한 것은 단일치환된 오르토인산칼슘이며, 이는 Ca(SO4)와 함께 과인산염. 다음 계획에 따라 얻습니다.

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

옥살산염 또한 물에 약간 용해됩니다. 실제적으로 중요한 것은 옥살산칼슘으로, 다음 계획에 따라 200oC에서 탈수되고 430oC에서 분해됩니다.

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

아세테이트 E는 결정성 수화물 형태로 분리되며 물에 잘 녹습니다.

와 함께 황산염 E - 흰색의 물에 잘 녹지 않는 물질. 용해도 CaSO 4 . 상온에서 물 1000g당 2H2O는 8입니다. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, BaSO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10 -6 몰. Ca - Ra 계열에서는 황산염의 용해도가 급격히 감소합니다. Ba 2+는 황산이온용 시약이다. 황산칼슘에는 결정수가 포함되어 있습니다. 66oC 이상에서는 무수 황산칼슘이 용액에서 방출되고 아래에서는 석고 CaSO 4가 방출됩니다. 2H 2 O. 170oC 이상으로 석고를 가열하면 수화물이 방출됩니다. 석고가 물과 혼합되면 결정성 수화물이 형성되어 이 덩어리가 빠르게 굳어집니다. 석고의 이러한 특성은 건설에 사용됩니다. 이집트인들은 2000년 전에 이 지식을 사용했습니다. 강황산에서 ESO 4의 용해도는 물(BaSO 4 최대 10%)보다 훨씬 높으며 이는 복합체 형성을 나타냅니다. 해당 ESO 4 복합체. H 2 SO 4 는 자유 상태에서 얻을 수 있습니다. 알칼리 금속과 황산암모늄을 함유한 이중염은 Ca와 Sr에만 알려져 있습니다. (NH 4) 2는 물에 용해되며 분석 화학에서 Sr에서 Ca를 분리하는 데 사용됩니다. (NH 4) 2는 약간 용해됩니다. 석고는 황산과 시멘트의 복합 생산에 사용됩니다. 환원제(석탄)로 가열하면 석고는 다음과 같이 분해됩니다.

CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO.

더 높은 온도(900oC)에서는 다음 계획에 따라 황이 훨씬 더 감소합니다.

CaSO4 + 3C = CaS + CO 2 + 2CO.

Sr 및 Ba 황산염의 유사한 분해는 더 높은 온도에서 시작됩니다. BaSO4는 무독성이며 의약 및 미네랄 페인트 생산에 사용됩니다.

황화물 E는 NaCl처럼 결정화되는 흰색 고체입니다. 형성 열과 결정 격자의 에너지는 동일합니다(kcalmol): 110과 722(Ca), 108과 687(Sr), 106과 656(Ba). 석탄과 함께 황산염을 가열하거나 하소하여 원소로부터 합성하여 얻을 수 있습니다.

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

가장 적게 용해되는 것은 CaS(0.2hl)입니다. ES는 가열되면 다음과 같은 반응을 시작합니다.

ES + H 2 O = EO + H 2 S; ES + G2 = S + EG2; ES + 2O 2 = ESO 4; ES + xS = ES x+1 (x=2.3).

중성 용액의 알칼리 토금속 황화물은 다음 계획에 따라 완전히 가수분해됩니다.

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

산성황화물 황화물 용액을 증발시켜 자유 상태로 얻을 수도 있습니다. 그들은 황과 반응합니다:

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

BaS는 결정성 수화물로 알려져 있습니다. 6H 2 O 및 Ca(HS) 2. 6H 2 O, Ba(HS) 2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 는 제모에 사용됩니다. ES는 인광 현상을 겪습니다. 모두 다 아는 다황화물 전자: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. ES 현탁액을 황과 함께 물에 끓여서 얻습니다. 공기 중에서 ES는 산화됩니다: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. CaS 현탁액을 통해 공기를 통과시킴으로써 다음을 얻을 수 있습니다. 티오황산염 계획에 따르면 Ca:

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

물에 잘 녹는다. Ca - Sr - Ba 계열에서는 티오황산염의 용해도가 감소합니다. 텔루라이드 E는 물에 약간 용해되며 가수분해되기 쉽지만 황화물보다는 그 정도가 적습니다.

용해도 크로메이트 Ca-Ba 계열의 E는 황산염의 경우와 마찬가지로 급격히 감소합니다. 이 노란색 물질은 E의 가용성 염과 알칼리 금속의 크롬산염(또는 중크롬산염)의 상호 작용에 의해 생성됩니다.

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

크롬산칼슘은 결정성 수화물(CaCrO 4 )의 형태로 방출됩니다. 2H2O(pPR CaCrO4 = 3.15). 녹는점 이전에도 물을 잃습니다. SrCrO 4 및 BaCrO 4 는 결정성 수화물을 형성하지 않습니다. pPR SrCrO4 = 4.44, pPR BaCrO4 = 9.93.

탄산염 E 흰색의 물에 잘 녹지 않는 물질. 가열되면 ESO 3는 EO로 변환되어 CO 2를 분리합니다. Ca-Ba계열에서는 탄산염의 열안정성이 증가한다. 이들 중 가장 실질적으로 중요한 것은 탄산칼슘(석회석)이다. 건축에 직접 사용되며 석회와 시멘트 생산의 원료로도 사용됩니다. 석회석을 이용한 석회의 연간 세계 생산량은 수천만 톤에 달합니다. CaCO 3의 열분해는 흡열입니다.

CaCO 3 = CaO + CO 2

석회석 1몰당 43kcal의 비용이 필요합니다. CaCO 3 소성은 용광로에서 수행됩니다. 로스팅의 부산물은 귀중한 이산화탄소입니다. CaO는 중요한 건축 자재입니다. 물과 혼합되면 다음 계획에 따라 수산화물과 탄산염이 형성되어 결정화가 발생합니다.

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

다양한 규산염과 알루민산칼슘의 혼합물로 구성된 녹회색 분말인 시멘트는 매우 중요한 실제 역할을 합니다. 물과 섞이면 수분 공급으로 인해 단단해집니다. 생산 과정에서 소결이 시작되기 전에 CaCO3와 점토의 혼합물이 연소됩니다(1400-1500oC). 그런 다음 혼합물을 분쇄합니다. 시멘트의 조성은 CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3 성분의 백분율로 표시할 수 있으며, CaO는 염기를 나타내고 나머지는 산무수물입니다. 규산염(포틀래드) 시멘트의 조성은 주로 Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 및 Ca (FeO 2) 2로 구성됩니다. 설정은 다음 구성표에 따라 진행됩니다.

Ca 3 SiO 5 + 3H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H2O + Ca(OH)2

Ca 2 SiO 4 + 2H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H2O

Ca 3 (AlO 3) 2 + 6H 2 O = Ca 3 (AlO 3) 2. 6H2O

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

다양한 퍼티에 천연 분필이 첨가됩니다. 용액에서 침전된 미세 결정질 CaCO3가 치약의 구성에 포함되어 있습니다. BaO는 다음 계획에 따라 석탄을 사용하여 하소하여 BaCO3에서 얻습니다.

BaCO3 + C = BaO + 2CO.

공정이 질소 기류 속에서 더 높은 온도에서 수행된다면, 나트륨 바륨:

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

Ba(CN) 2 는 물에 잘 녹습니다. Ba(CN)2는 황산염과의 교환 분해를 통해 다른 금속의 시안화물을 생성하는 데 사용할 수 있습니다. 탄화수소 E는 물에 용해되며 예를 들어 물 속의 CaCO 3 현탁액에 이산화탄소를 통과시켜 용액에서만 얻을 수 있습니다.

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

이 반응은 가역적이며 가열되면 왼쪽으로 이동합니다. 자연수에 탄산수소칼슘과 마그네슘이 존재하면 물의 경도가 높아집니다.

1부. 일반적 특성II원소 주기율표의 그룹입니다.

이 그룹에는 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 요소가 있습니다. 그들은 일반적인 전자 구성을 가지고 있습니다: (n-1)p 6 ns 2, Be 1s 2 2s 2 제외. 후자로 인해 Be의 속성은 하위 그룹 전체의 속성과 약간 다릅니다. 마그네슘의 특성도 하위 그룹의 특성과 다르지만 그 정도는 더 적습니다. Ca – Sr – Ba – Ra 계열에서는 특성이 순차적으로 변경됩니다. Be – Ra 계열의 상대 전기 음성도는 다음과 같이 감소합니다. 원자의 크기가 커질수록 원자가 전자가 더 쉽게 포기됩니다. 하위 그룹 IIA 원소의 특성은 2개의 ns 전자를 쉽게 잃느냐에 따라 결정됩니다. 이 경우 E 2+ 이온이 형성됩니다. X선 회절을 연구할 때 일부 화합물에서 IIA 하위 그룹의 원소가 1가성을 나타내는 것으로 나타났습니다. 이러한 화합물의 예로는 EG2 용융물에 E를 첨가하여 얻은 EG가 있습니다. 이 시리즈의 모든 요소는 활동성이 높기 때문에 자연 상태에서 자유 상태로 발견되지 않습니다.

두 번째 부분. 베릴륨과 마그네슘.

베릴륨의 역사

보석 형태의 베릴륨 화합물은 고대부터 알려져 왔습니다. 오랫동안 사람들은 청색 아쿠아마린, 녹색 에메랄드, 녹황색 베릴 및 황금색 크리소베릴의 매장지를 찾고 개발해 왔습니다. 그러나 화학자들이 베릴에 알려지지 않은 새로운 원소가 포함되어 있다고 의심한 것은 18세기 말이었습니다. 1798년 프랑스의 화학자 루이스 니콜라스 보클랭(Lewis Nicolas Vauquelin)은 산화알루미늄과 다른 베릴로부터 산화물 "La terree du beril"을 분리했습니다. 이 산화물은 염에 달콤한 맛을 주었고 명반을 형성하지 않았으며 탄산암모늄 용액에 용해되었으며 옥살산칼륨에 의해 침전되지 않았습니다. 베릴륨 금속은 1829년 독일의 유명한 과학자 Weller와 동시에 프랑스의 과학자 Bussy가 염화베릴륨을 칼륨 금속으로 환원시켜 베릴륨 금속 분말을 얻은 것에 의해 처음 획득되었습니다. 산업생산의 시작은 30~40년대로 거슬러 올라간다. 지난 세기.

마그네슘의 역사

이 원소는 고대 그리스의 마그네시아 지역에서 이름을 얻었으며, 천연 마그네슘 함유 재료인 마그네사이트와 백운석은 오랫동안 건축에 사용되어 왔습니다.

마그네시아의 금속 기반을 순수한 형태로 분리하려는 첫 번째 시도는 19세기 초에 이루어졌습니다. 영국의 유명한 물리학자이자 화학자인 험프리 데이비(1778-1829)는 용융된 칼륨과 가성소다를 전기분해하여 금속성 Na와 K를 얻은 후 알칼리 토금속 산화물의 분해를 수행하기 위해 비슷한 방법을 시도하기로 결정했습니다. 그리고 마그네시아. 초기 실험에서 Davy는 젖은 산화물에 전류를 흘려 기름층을 통해 공기와의 접촉을 방지했습니다. 그러나 금속은 음극과 융합되어 분리될 수 없었습니다.

Davy는 다양한 방법을 시도했지만 여러 가지 이유로 모두 실패했습니다. 마침내 1808년에 그는 운이 좋았습니다. 그는 젖은 마그네시아와 산화수은을 혼합하고 그 덩어리를 백금판 위에 놓고 그 위에 전류를 흘렸습니다. 아말감을 유리관에 넣고 가열하여 수은을 제거하면 새로운 금속이 얻어졌습니다. 동일한 방법을 사용하여 Davy는 바륨, 칼슘 및 스트론튬을 얻었습니다. 전해법을 이용한 마그네슘의 산업적 생산은 19세기 말 독일에서 시작되었습니다. 우리나라에서 전해법에 의한 마그네슘 생산에 대한 이론 및 실험 작업은 P.P. Fedotiev; 진공에서 실리콘에 의한 산화마그네슘의 환원 과정은 P.F. 안티핀.

확산

베릴륨은 덜 일반적인 원소 중 하나입니다. 지각의 함량은 0.0004wt입니다. %. 자연계의 베릴륨은 결합된 상태입니다. 베릴륨의 가장 중요한 광물은 베릴-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, 크리소베릴-Be(AlO 2) 2 및 페나사이트-Be 2 SiO 4 입니다. 베릴륨의 주요 부분은 불순물로서 여러 다른 원소, 특히 알루미늄의 광물에 분산됩니다. 베릴륨은 심해 퇴적물과 일부 석탄의 재에서도 발견됩니다. 다양한 색상의 불순물로 착색된 일부 종류의 베릴은 보석으로 분류됩니다. 예를 들어 녹색 에메랄드와 청록색 아쿠아마린이 있습니다.

마그네슘은 지각의 가장 흔한 원소 중 하나입니다. 마그네슘 함량은 1.4%입니다. 가장 중요한 광물에는 특히 육지와 산맥 전체에 거대한 덩어리를 형성하는 이산화탄소 탄산염 암석이 포함됩니다. 마그네사이트 MgCO3 및 백운석 MgCO3-CaCO3 . 다양한 충적암 층 아래에는 암염 퇴적물과 함께 쉽게 용해되는 또 다른 마그네슘 함유 광물의 거대한 퇴적물이 알려져 있습니다. 카르날라이트 MgCl 2 -KCl-6H 2 O. 또한 많은 광물에서 마그네슘은 실리카와 밀접하게 연관되어 예를 들어 다음을 형성합니다. 감람석[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] 및 덜 일반적 forsterite(Mg2SiO4). 기타 마그네슘 함유 미네랄은 다음과 같습니다. 브루사이트 Mg(OH)2 , 키세라이트 MgSO4 , 엡소나이트 MgSO4-7H2O , 가인 MgSO4-KCl-3H2O . 지구 표면에서 마그네슘은 쉽게 수용성 규산염(활석, 석면 등)을 형성하는데, 그 예는 다음과 같습니다. 음흉한 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. 알려진 광물 중 약 13%가 마그네슘을 함유하고 있습니다. 그러나 천연 마그네슘 화합물은 용해된 형태로 널리 발견됩니다. 다양한 광물과 암석 외에도 MgCl 2 형태의 0.13% 마그네슘은 바닷물(여기 매장량은 무궁무진함 - 약 6-10 16톤)과 염호 및 샘에서 지속적으로 발견됩니다. 마그네슘은 또한 엽록소에 최대 2%까지 포함되어 있으며 여기서 착화제로 작용합니다. 지구의 생명체에서 이 원소의 총 함량은 약 1011톤으로 추산됩니다.

영수증

마그네슘을 생산하는 주요(약 70%) 방법은 산화를 방지하기 위해 플럭스 층 아래에서 용융 카르날라이트 또는 MgCl 2 를 전기분해하는 것입니다. 마그네슘(약 30%)을 얻기 위한 열적 방법은 소성 마그네사이트 또는 백운석의 환원을 포함합니다. 베릴륨 정광은 산화베릴륨이나 수산화베릴륨으로 가공되어 불화물이나 염화물이 얻어집니다. 금속 베릴륨을 얻을 때 BeCl2(50wt.%)와 NaCl의 용융물을 전기분해하는데, 이 혼합물의 녹는점은 300oC이고 순수한 BeCl2의 녹는점은 400oC이다. 베릴륨은 또한 Na 2: Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + MgF 2로부터 1000-1200 0 C에서 마그네슘 또는 알루미늄열적으로 얻어집니다. 특히 순수한 베릴륨(주로 원자력 산업용)은 구역 제련, 진공 증류 및 전해 정제를 통해 얻습니다.

특징

베릴륨은 "순수한" 원소입니다. 자연에서 마그네슘은 24 Mg(78.60%), 25 Mg(10.11%), 26 Mg(11.29%)의 세 가지 안정 동위원소 형태로 존재합니다. 질량 23, 27, 28의 동위원소를 인공적으로 얻었습니다.

베릴륨의 원자 번호는 4이고 원자량은 9.0122입니다. 주기율표의 두 번째 주기에 속하며 2족의 주요 하위족의 선두에 있습니다. 베릴륨 원자의 전자 구조는 1s 2 2s 2입니다. 화학적 상호작용 중에 베릴륨 원자는 여기되고(63 kcal/g×원자 비용 필요) 2s 전자 중 하나가 2p 궤도로 이동하며, 이는 베릴륨 화학적 특성을 결정합니다. 4의 공유성, 교환 메커니즘에 따라 2개의 결합을 형성하고 기증자-수용자에 대해 2개를 형성합니다. 이온화 전위 곡선에서 베릴륨은 가장 높은 위치 중 하나를 차지합니다. 후자는 작은 반경에 해당하며 베릴륨을 특히 전자를 포기할 의향이 없는 원소로 특징지으며, 이는 주로 원소의 낮은 정도의 화학적 활성을 결정합니다. 전기음성도의 관점에서 볼 때, 베릴륨은 전자를 쉽게 공여하는 양전기성 금속 원자와 공유 결합을 형성하는 경향이 있는 전형적인 착화제 사이의 전형적인 전이 원소로 간주될 수 있습니다. 베릴륨은 LicMg보다 알루미늄과 대각선 유사성을 더 많이 나타내며 동대칭 원소입니다. 베릴륨과 그 화합물은 독성이 매우 높습니다. 공기 중 MPC는 2μg/m 3 입니다.

원소 주기율표에서 마그네슘은 II족의 주요 하위 그룹에 위치합니다. 마그네슘 일련번호는 12, 원자량은 24.312입니다. 여기되지 않은 원자의 전자 구성은 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 입니다. Mg(3s 2) 원자의 외부 전자 껍질 구조는 0가 상태에 해당합니다. 2가 3s 1 3p 1 여기에는 62 kcal/g-atom의 소비가 필요합니다. 마그네슘의 이온화 전위는 베릴륨의 이온화 전위보다 낮으므로 마그네슘 화합물은 결합 이온성의 비율이 더 높은 것이 특징입니다. 착화 능력 측면에서도 마그네슘은 베릴륨보다 열등합니다. 미완성 d-쉘과 그룹 IIIB 요소와의 상호 작용에는 몇 가지 특징이 있습니다. 이 그룹에는 Sc, Y, Ln 및 Th가 포함됩니다. 이 원소들은 마그네슘과 함께 여러 중간상을 형성하고 액체 상태에서 잘 용해됩니다. 이러한 원소와 마그네슘의 혼합물 상태 다이어그램은 본질적으로 공융입니다. 고체 상태의 마그네슘에 대한 이들 원소의 용해도는 높지 않습니다(2~5중량%). 알칼리 토류, 특히 알칼리 금속의 경우 마그네슘은 원자 반경의 큰 차이로 인해 고체 상태에서 중요한 용해도 영역을 형성하지 않습니다. 예외는 리튬인데, 리튬의 원자 반경은 마그네슘의 원자 반경과 2% 정도 다릅니다. 마그네슘과 구리, 은, 금의 시스템은 공융 유형입니다. 공융 온도에서 은의 용해도는 중량 기준으로 –16%입니다.

물리적 특성

베릴륨 - 은백색 금속. 꽤 단단하고 깨지기 쉽습니다. 반자성 특성을 가지고 있습니다. 공기 중에서는 얇은 산화막으로 덮여 금속에 회색의 무광택 색상을 부여하고 추가 부식으로부터 보호합니다. 베릴륨의 압축성은 매우 낮습니다. 최소한의 금속(Al보다 17배 적음)이 X선 방사선을 차단합니다. 이는 a=0.228 nm 및 c=0.358 nm, CN=6 주기를 갖는 hcp 구조로 결정화됩니다. 1254oC에서 육각형 a 변형은 입방체 b로 변환됩니다. 베릴륨은 Al 및 Si와 공융 합금을 형성합니다.

전체 주기율표 중 대부분의 원소는 금속족을 나타냅니다. 양성, 과도기, 방사성-많은 것들이 있습니다. 모든 금속은 자연과 인간의 생물학적 생명뿐만 아니라 다양한 산업 분야에서 큰 역할을 합니다. 20세기를 '철'이라고 불렀던 것은 괜한 일이 아닙니다.

금속: 일반적인 특성

모든 금속은 공통된 화학적, 물리적 특성을 공유하므로 비금속 물질과 쉽게 구별됩니다. 예를 들어, 결정 격자의 구조는 다음과 같습니다.

• 전류 전도체;
• 좋은 열 전도체;
• 가단성과 연성;
• 내구성이 뛰어나고 반짝입니다.

물론 그들 사이에는 차이점이 있습니다. 일부 금속은 은색으로 빛나고, 다른 금속은 더 무광택 흰색으로 빛나고, 또 다른 금속은 일반적으로 빨간색과 노란색을 띕니다. 열전도도와 전기전도도에도 차이가 있습니다. 그러나 이러한 매개변수는 여전히 모든 금속에 공통적으로 적용되는 반면, 비금속은 유사점보다 차이점이 더 많습니다.

화학적 성질상 모든 금속은 환원제입니다. 반응 조건과 특정 물질에 따라 산화제로 작용할 수도 있지만 드물게 작용합니다. 수많은 물질을 형성할 수 있습니다. 금속 화합물은 광석이나 광물, 광물 및 기타 암석에서 엄청난 양으로 자연에서 발견됩니다. 정도는 항상 양수이며 일정하거나(알루미늄, 나트륨, 칼슘) 가변적일 수 있습니다(크롬, 철, 구리, 망간).

이들 중 다수는 건축 자재로 널리 사용되며 과학 및 기술의 다양한 분야에서 사용됩니다.

금속 화합물

이들 중에서 금속과 다른 원소 및 물질의 상호작용의 산물인 몇 가지 주요 유형의 물질을 언급해야 합니다.

1. 산화물, 수소화물, 질화물, 규화물, 인화물, 오존화물, 탄화물, 황화물 및 기타 - 비금속이 포함된 이원 화합물은 대부분 염류(산화물 제외)에 속합니다.
2. 수산화물 - 일반식 Me + x(OH) x.
3. 소금. 산성 잔류물이 있는 금속 화합물. 다를 수 있습니다:

• 평균;
• 시큼한;
• 더블;
• 기초적인;
• 복잡한.

4. 유기 물질과 금속의 화합물 - 유기 금속 구조.

5. 서로 금속의 화합물 - 다른 방법으로 얻어지는 합금.

금속 접합 옵션

두 가지 이상의 서로 다른 금속을 동시에 함유할 수 있는 물질은 다음과 같이 분류됩니다.

• 합금;
• 이중염;
• 복합 화합물;
• 금속간 화합물.

금속을 결합하는 방법도 다양합니다. 예를 들어, 합금을 생산하려면 결과물을 녹이고 혼합하고 응고시키는 방법이 사용됩니다.

금속간 화합물은 금속 사이의 직접적인 화학 반응의 결과로 형성되며 종종 폭발성(예: 아연 및 니켈)을 띠기도 합니다. 이러한 공정에는 매우 높은 온도, 압력, 진공, 산소 부족 등 특별한 조건이 필요합니다.

소다, 소금, 가성소다 - 이들은 모두 자연계의 알칼리 금속 화합물입니다. 그들은 순수한 형태로 존재하여 퇴적물을 형성하거나 특정 물질의 연소 생성물의 일부입니다. 때로는 실험실 방법으로 얻어집니다. 그러나 이러한 물질은 사람을 둘러싸고 그의 삶을 형성하기 때문에 항상 중요하고 가치가 있습니다.

알칼리 금속 화합물과 그 용도는 나트륨에만 국한되지 않습니다. 다음과 같은 염:

• 염화칼륨;
• (질산칼륨);
• 탄산 칼륨;
• 황산염.

모두 농업에 사용되는 귀중한 광물질 비료입니다.

알칼리 토금속 - 화합물 및 그 응용

이 범주에는 화학 원소 시스템의 주요 하위 그룹 중 두 번째 그룹의 요소가 포함됩니다. 일정한 산화 상태는 +2입니다. 이들은 대부분의 화합물 및 단순 물질과 쉽게 화학 반응을 일으키는 활성 환원제입니다. 광택, 가단성, 열 및 전기 전도성 등 금속의 모든 일반적인 특성을 보여줍니다.

이들 중 가장 중요하고 일반적인 것은 마그네슘과 칼슘입니다. 베릴륨은 양쪽성이며 바륨과 라듐은 희귀 원소입니다. 이들 모두는 다음 유형의 연결을 형성할 수 있습니다.

• 금속간화합물;
• 산화물;
• 수소화물;
• 이원염(비금속 화합물);
• 수산화물;
• 염(이중, 착물, 산성, 염기성, 중간).

실용적인 관점과 적용 분야에서 가장 중요한 화합물을 살펴 보겠습니다.

마그네슘 및 칼슘염

소금과 같은 알칼리 토금속 화합물은 생명체에 중요합니다. 결국 칼슘염은 신체에 있는 이 성분의 원천입니다. 그리고 그것 없이는 동물의 골격, 치아, 뿔, 발굽, 머리카락 및 털 등의 정상적인 형성이 불가능합니다.

따라서 알칼리 토금속 칼슘의 가장 일반적인 염은 탄산염입니다. 다른 이름:

• 대리석;
• 석회암;
• 백운석.

생체에 칼슘이온을 공급하는 물질일 뿐만 아니라 건축자재, 화학제품 생산의 원료, 화장품 산업, 유리산업 등에서 사용됩니다.

황산염과 같은 알칼리 토금속 화합물도 중요합니다. 예를 들어, 황산바륨(의학명 "중정석 죽")은 엑스레이 진단에 사용됩니다. 결정성 수화물 형태의 황산칼슘은 자연에서 발견되는 석고입니다. 그것은 의학, 건축, 스탬핑 캐스트에 사용됩니다.

알칼리 토금속 인

이 물질은 중세부터 알려져 왔습니다. 이전에는 형광체라고 불렀습니다. 이 이름은 오늘날에도 여전히 나타납니다. 본질적으로 이러한 화합물은 마그네슘, 스트론튬, 바륨 및 칼슘의 황화물입니다.

특정 가공을 통해 인광 특성을 나타낼 수 있으며 빨간색에서 밝은 보라색까지 빛이 매우 아름답습니다. 이는 도로 표지판, 작업복 및 기타 물건의 제조에 사용됩니다.

복잡한 연결

두 가지 이상의 서로 다른 금속성 원소를 포함하는 물질은 복합 금속 화합물입니다. 대부분 아름답고 다채로운 색상을 지닌 액체입니다. 이온의 정성 측정을 위해 분석 화학에 사용됩니다.

이러한 물질은 알칼리 및 알칼리 토금속뿐만 아니라 다른 모든 금속도 형성할 수 있습니다. 하이드록소 복합체, 아쿠아 복합체 등이 있습니다.

알칼리와 알칼리 토금속의 화학적 성질은 비슷합니다. 알칼리 금속의 외부 에너지 준위에는 전자가 1개 있고, 알칼리 토금속의 외부 에너지 준위에는 전자가 2개 있습니다. 반응 중에 금속은 원자가 전자와 쉽게 분리되어 강력한 환원제의 특성을 나타냅니다.

알칼리성

주기율표의 그룹 I에는 알칼리 금속이 포함됩니다.

• 리튬;
• 나트륨;
• 칼륨;
• 루비듐;
• 세슘;
• 프랑스 국민

쌀. 1. 알칼리 금속.

그들은 부드러움 (칼로자를 수 있음), 낮은 녹는점 및 끓는점으로 구별됩니다. 이들은 가장 활동적인 금속입니다.

알칼리 금속의 화학적 성질이 표에 나와 있습니다.

유기산 및 알코올과 반응할 수 있습니다.

알칼리성 지구

주기율표의 II족에는 알칼리 토금속이 있습니다.

• 베릴륨;
• 마그네슘;
• 칼슘;
• 스트론튬;
• 바륨;
• 라듐.

쌀. 2. 알칼리 토금속.

알칼리 금속과 달리 더 단단합니다. 칼로는 스트론튬만 자를 수 있다. 가장 밀도가 높은 금속은 라듐(5.5g/cm3)입니다.

베릴륨은 900°C로 가열될 때만 산소와 반응합니다. 어떠한 조건에서도 수소 및 물과 반응하지 않습니다. 마그네슘은 650°C의 온도에서 산화되고 고압에서 수소와 반응합니다.

표는 알칼리 토금속의 주요 화학적 특성을 보여줍니다.

염분의 알칼리 및 알칼리 토금속 이온은 불꽃 색상의 변화로 쉽게 감지됩니다. 나트륨 염은 노란색 불꽃, 칼륨 - 보라색, 루비듐 - 빨간색, 칼슘 - 벽돌색 빨간색, 바륨 - 황록색으로 연소됩니다. 이 금속의 염은 불꽃놀이를 만드는 데 사용됩니다.

쌀. 3. 정성적 반응.

우리는 무엇을 배웠나요?

알칼리 및 알칼리 토금속은 단순 물질과 복합 물질과 반응하는 주기율표의 활성 원소입니다. 알칼리 금속은 더 부드럽고, 물 및 할로겐과 격렬하게 반응하고, 공기 중에서 쉽게 산화되어 산화물, 과산화물, 과산화물을 형성하고, 산 및 암모니아와 상호작용합니다. 가열하면 비금속과 반응합니다. 알칼리 토금속은 비금속, 산, 물과 반응합니다. 베릴륨은 수소 및 물과 반응하지 않지만 고온에서 알칼리 및 산소와 반응합니다.

주제에 대한 테스트

보고서 평가

평균 평점: 4.3. 받은 총 평점: 113.

수소와 헬륨뿐만 아니라 주기율표의 I족과 II족의 주요 하위 그룹의 모든 원소는 s-원소에 속합니다. 수소와 헬륨을 제외한 모든 원소는 궤조.주기율표의 I족 금속을 다음과 같이 부른다. 알칼리성,물과 반응하여 알칼리를 형성하기 때문입니다. 베릴륨과 마그네슘을 제외한 주기율표의 2족 금속을 다음과 같이 부릅니다. 알칼리성 지구.그룹 I을 완성하는 프랑슘, 그룹 II를 완성하는 라듐, - 방사성 원소.

S-금속의 일부 특성 3

표 15.1

PI는 이온화 전위(에너지)입니다. EO - 전기 음성도.

모든 S-금속은 외부 껍질에 하나 또는 두 개의 전자를 갖고 있으며 쉽게 전자를 포기하여 비활성 기체의 안정적인 전자 구성으로 이온을 형성할 수 있습니다. 이들 금속의 높은 환원 활성은 매우 낮은 이온화 전위(IP)와 낮은 전기음성도(EO)에서 나타납니다(표 15.1). 알칼리 금속과 희가스의 이온화 전위를 비교하십시오(모든 원소 중에서 희가스의 EO는 가장 낮고 PI는 가장 높습니다. 표 18.1 참조).

물리적 특성. 정상적인 조건에서 S-금속은 고체 상태로 금속 결합으로 결정을 형성합니다. 모든 그룹 I 금속은 체심 입방 격자(BCC, § 4.4 참조). 베릴륨과 마그네슘의 특징은 다음과 같습니다. 육각형 밀착 패킹(hcp), 칼슘 및 스트론튬 면심 입방 격자(fcc), 바륨 내 체심 입방체(OTSK).

그룹 I 금속은 다른 금속에 비해 부드럽고 밀도가 낮습니다. 리튬, 나트륨 및 칼륨 물보다 가볍다표면에 떠서 반응합니다. 그룹 II 금속은 알칼리 금속보다 단단하고 밀도가 높습니다. S-금속의 낮은 녹는점과 끓는점(표 15.1 참조)은 결정 격자의 상대적으로 약한 금속 결합으로 설명됩니다. 결합에너지(eV): 리튬 1.65, 나트륨 1.11, 칼륨 0.92, 루비듐 0.84, 세슘 0.79, 베릴륨 3.36, 마그네슘 1.53, 칼슘 1.85, 스트론튬 1, 70, 바륨 1.87.

결합 에너지(eV 단위)를 비교하려면: 알루미늄 3.38, 아연 1.35, 철 4.31, 구리 3.51, 은 2.94, 티타늄 4.87, 몰리브덴 6.82, 텅스텐 8.80.

금속 결합은 금속 원자의 양이온을 함께 유지하는 비편재화된 원자가 전자에 의해 형성됩니다(§3.6 참조). 금속 반경이 클수록 비편재화된 전자가 양이온 사이의 "얇은 층"에 분포되고 결정 격자의 강도가 낮아집니다. 이것은 I족과 II족 금속의 낮은 녹는점과 끓는점을 설명합니다. 알칼리 금속과 달리 2족 원소의 녹는점과 끓는점은 비체계적으로 변하는데, 이는 결정 구조의 차이로 설명됩니다(위 참조).

자연의 보급. 모든 S-금속은 화석 미네랄 염과 그 침전물(KS1, NaCl, CaCO3 등), 해수 내 이온 등 화합물 형태로만 자연에서 발견됩니다. 칼슘, 나트륨, 칼륨, 마그네슘은 각각 지구상에서 5번째, 6번째, 7번째, 8번째로 풍부합니다. 스트론튬은 적당한 양으로 일반적입니다. 지각과 바닷물에 있는 다른 S-금속의 함량은 미미합니다. 예를 들어 지각의 나트륨 함량은 2.3%, 바닷물의 경우 1.1%, 지각의 세슘은 3·10~4%, 바닷물의 경우 3·10~8%이다.

나트륨, 세슘, 베릴륨은 각각 단 하나의 안정 동위원소를 가지고 있고, 리튬, 칼륨, 루비듐은 각각 두 가지를 갖고 있습니다: |Li 7.5% 및 |Li 92.5%; 93.26% 및 중앙위원회 6.74%; f^Rb 72.17% 및 fpRb 27.83%. 마그네슘에는 세 가지 안정 동위원소가 있습니다(|2 Mg 79.0%, j|Mg 10.0% 및 j|Mg 11.0%). 다른 알칼리 토금속에는 더 많은 수의 안정 동위원소가 있습니다. 주요 것: 4 °Са 96.94% 및 TsSA 2.09%; ||Sr 82.58%, 8 |Sr 9.86% 및 ||Sr 7.0%; 1 ||Ba 71.7%, 18 |Ba 11.23%, 18 ®Ba 7.85% 및 18 |Ba 6.59%.