Електронска структура на земноалкалните метали. Земјено алкални метали: краток опис

Свежата површина на Е брзо потемнува поради формирање на оксиден филм. Овој филм е релативно густ - со текот на времето, целиот метал полека оксидира. Филмот се состои од EO, како и EO 2 и E 3 N 2. Нормалните електродни потенцијали на реакциите E-2e = E 2+ се еднакви на = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). Овие се многу активни елементи: тие се раствораат во вода и киселини, ги поместуваат повеќето метали од нивните оксиди, халиди и сулфиди. Примарниот (200-300 o C) калциум е во интеракција со водена пареа според следнава шема:

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

Секундарните реакции имаат форма:

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

E е речиси нерастворлив во силна сулфурна киселина поради формирање на филм од слабо растворлив ESO 4 . Е бурно реагира со разредени минерални киселини, ослободувајќи водород. Калциумот, кога се загрева над 800 o C, реагира со метан според следната шема:

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

Кога се загреваат, тие реагираат со водород, сулфур и амонијак гас. Во однос на хемиските својства, радиумот е најблиску до Ba, но тој е поактивен. На собна температура, забележливо се комбинира со кислородот и азот во воздухот. Генерално, неговите хемиски својства се малку поизразени од оние на неговите аналози. Сите соединенија на радиум полека се распаѓаат под влијание на сопственото зрачење, добивајќи жолтеникава или кафена боја. Соединенијата на радиум имаат својство на автолуминисценција. Како резултат на радиоактивното распаѓање, 1 g Ra ослободува 553,7 J топлина секој час. Затоа, температурата на радиумот и неговите соединенија е секогаш 1,5 степени повисока од температурата на околината. Исто така, познато е дека 1 g радиум дневно ослободува 1 mm 3 радон (226 Ra = 222 Rn + 4 He), на кој се базира неговата употреба како извор на радон за радонските бањи.

Хидриди Е - бели, кристални супстанции слични на сол. Тие се добиваат директно од елементите со загревање. Почетните температури на реакцијата E + H 2 = EN 2 се 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba). Термичката дисоцијација на EN 2 започнува на 600 o C. Во водородна атмосфера, CaH 2 не се распаѓа на точката на топење (816 o C). Во отсуство на влага, хидридите на алкалните метали се стабилни во воздухот на обични температури. Тие не реагираат со халогени. Меѓутоа, кога се загрева, хемиската активност на EN 2 се зголемува. Тие се способни да ги редуцираат оксидите на метали (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), на пр.

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

Реакцијата на CaH 2 со Al 2 O 3 се јавува на 750 o C:

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

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

CaH2 реагира со азот на 600°C според следнава шема:

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

Кога EN 2 се запали, тие полека горат:

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

Експлозивен кога се меша со цврсти оксидирачки агенси. Кога водата делува на EN 2, се ослободуваат хидроксид и водород. Оваа реакција е многу егзотермична: EN 2 навлажнета со вода во воздухот спонтано се запали. EN 2 реагира со киселини, на пример, според следнава шема:

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

EN 2 се користи за добивање на чист водород, како и за одредување на траги од вода во органски растворувачи. Нитриди Е се безбојни, огноотпорни материи. Тие се добиваат директно од елементи на покачени температури. Тие се распаѓаат со вода според следнава шема:

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

E 3 N 2 реагира кога се загрева со CO според следнава шема:

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

Процесите што се случуваат при загревање на E 3 N 2 со јаглен изгледаат вака:

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

Стронциум нитрид реагира со HCl за да произведе Sr и амониум хлориди. Фосфиди E 3 R 2 се формираат директно од елементи или со калцинирање на трисупституирани фосфати со јаглен:

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

Тие се хидролизираат со вода според следната шема:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.

Со киселините, фосфидите на земноалкалните метали ја даваат соодветната сол и фосфин. Ова е основа за нивната употреба при добивање на фосфин во лабораторија.

Комплексен амонијак состав E(NH 3) 6 - цврсти материи со метален сјај и висока електрична спроводливост. Се добиваат со дејство на течен амонијак на E. спонтано се палат во воздух. Без пристап до воздух, тие се распаѓаат на соодветните амиди: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. Кога се загреваат, тие енергично се распаѓаат според истата шема.

Карбиди земноалкалните метали кои се добиваат со калцинирање на Е со јаглен се распаѓаат со вода, ослободувајќи ацетилен:

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

Реакцијата со BaC 2 е толку бурна што се запали во контакт со вода. Топлините на формирање на ES 2 од елементите за Ca и Ba се 14 и 12 kcalmol. Кога се загрева со азот, ES 2 дава CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2. Познато силициди (ESi и ESi 2). Тие можат да се добијат со загревање директно од елементите. Тие се хидролизираат со вода и реагираат со киселини, давајќи H 2 Si 2 O 5, SiH 4, соодветното соединение Е и водород. Познато бориди EV 6 добиен од елементи при загревање.

Оксиди калциумот и неговите аналози се бели, огноотпорни (T bp CaO = 2850 o C) супстанции кои енергично ја апсорбираат водата. Ова е основа за употреба на BaO за да се добие апсолутен алкохол. Тие реагираат бурно со вода, ослободувајќи многу топлина (освен SrO, чиешто растворање е ендотермично). ЕО се раствораат во киселини и амониум хлорид:

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

ЕО се добива со калцинирање на карбонати, нитрати, пероксиди или хидроксиди на соодветните метали. Ефективните полнежи на бариум и кислород во BaO се 0,86. SrO на 700 o C реагира со калиум цијанид:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

Стронциум оксидот се раствора во метанол и формира Sr(OSH 3) 2. При магнезиум-термичка редукција на BaO може да се добие меѓуоксидот Ba2O кој е нестабилен и непропорционален.

Хидроксиди Земноалкалните метали се бели материи растворливи во вода. Тие се силни основи. Во серијата Ca-Sr-Ba, основната природа и растворливоста на хидроксидите се зголемуваат. pPR(Ca(OH) 2) = 5,26, pPR(Sr(OH) 2) = 3,5, pPR(Ba(OH) 2) = 2,3. Ba(OH)2 обично се ослободува од растворите на хидроксид. 8H2O, Sr(OH) 2. 8H2O, Ca(OH) 2. H 2 O. EO додадете вода за да формирате хидроксиди. Ова е основа за употреба на CaO во градежништвото. Блиската мешавина од Ca(OH) 2 и NaOH во тежински сооднос 2:1 се нарекува сода вар и широко се користи како апсорбер на CO 2. Ca(OH) 2, кога стои во воздух, апсорбира CO 2 според следната шема:

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

На околу 400 o C, Ca(OH) 2 реагира со јаглерод моноксид:

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

Баритната вода реагира со CS 2 на 100 o C:

CS 2 + 2Ba(OH) 2 = BaCO 3 + Ba(HS) 2 + H2O.

Алуминиумот реагира со баритна вода:

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

се користи за откривање на јаглероден анхидрид.

Е форма пероксид бело. Тие се значително помалку стабилни, за разлика од оксидите и се силни оксидирачки агенси. Од практично значење е најстабилниот BaO 2, кој е бел, парамагнетен прав со густина од 4,96 g1cm 3 итн. 450°. BaO 2 е стабилен на обични температури (може да се чува со години), слабо е растворлив во вода, алкохол и етер и се раствора во разредени киселини со ослободување на сол и водород пероксид. Термичкото распаѓање на бариум пероксид се забрзува со оксиди, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 и CuO. Бариум пероксид реагира кога се загрева со водород, сулфур, јаглерод, амонијак, соли на амониум, калиум ферицијанид итн. Бариум пероксид реагира со концентрирана хлороводородна киселина, ослободувајќи хлор:

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

Ја оксидира водата до водороден пероксид:

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

Оваа реакција е реверзибилна и, дури и во присуство на јаглеродна киселина, рамнотежата е поместена надесно. BaO 2 се користи како почетен производ за производство на H 2 O 2, а исто така и како оксидирачки агенс во пиротехничките состави. Сепак, BaO 2 може да дејствува и како средство за намалување:

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

BaO 2 се добива со загревање на BaO во проток на воздух до 500 o C според следната шема:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

Како што температурата се зголемува, се случува обратниот процес. Затоа, кога Ba гори, се ослободува само оксид. SrO 2 и CaO 2 се помалку стабилни. Општ метод за добивање на EO 2 е интеракцијата на E(OH) 2 со H 2 O 2, со што се ослободува EO 2. 8H 2 O. Термичкото распаѓање на EO 2 започнува на 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba). При загревање на EO 2 со концентриран водороден пероксид, може да се добијат жолти нестабилни материи - EO 4 супероксиди.

Е-солите обично се безбојни. Хлоридите, бромидите, јодидите и нитратите се многу растворливи во вода. Флуоридите, сулфатите, карбонатите и фосфатите се слабо растворливи. Јонот Ba 2+ е токсичен. Халиди Е се поделени во две групи: флуориди и сите други. Флуоридите се речиси нерастворливи во вода и киселини и не формираат кристални хидрати. Напротив, хлоридите, бромидите и јодидите се многу растворливи во вода и се ослободуваат од растворите во форма на кристални хидрати. Некои својства на EG 2 се претставени подолу:

Кога се добиваат со размена на разложување во раствор, флуоридите се ослободуваат во форма на обемни мукозни наслаги, кои прилично лесно формираат колоидни раствори. EG 2 може да се добие со дејствување со соодветните халогени на соодветната E. Топите на EG 2 се способни да растворат до 30% E. При проучување на електричната спроводливост на топините на хлоридите на елементите од втората група од главната подгрупа, беше откриено дека нивниот молекуларен јонски состав е многу различен. Степените на дисоцијација според шемата ESl 2 = E 2+ + 2Cl- се еднакви на: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. Халидите (освен флуориди) Е содржат вода за кристализација: CaCl 2. 6H2O, SrCl2. 6H2O и BaCl2. 2H 2 O. Структурната анализа со рендген ја утврди структурата на E[(OH 2) 6 ]G 2 за кристални хидрати на Ca и Sr. Со бавно загревање на кристалните хидрати на EG 2, може да се добијат безводни соли. CaCl 2 лесно формира презаситени раствори. Природниот CaF 2 (флуорит) се користи во керамичката индустрија, а се користи и за производство на HF и е флуориден минерал. Безводниот CaCl 2 се користи како средство за сушење поради неговата хигроскопност. Калциум хлорид кристален хидрат се користи за подготовка на смеси за ладење. BaCl 2 - се користи во cx и за отворање

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

Со спојување на EG2 и EN2 може да се добијат следните хидрохалиди:

ПР 2 + МК 2 = 2 МК.

Овие супстанции се топат без распаѓање, но се хидролизираат со вода:

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

Растворливост во вода хлорати , бромати И јодати во вода се намалува по редовите Ca - Sr - Ba и Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - се користи во пиротехниката. Перхлорати Е се многу растворливи не само во вода туку и во органски растворувачи. Најважниот од E(ClO 4) 2 е Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. Безводниот бариум перхлорат е добар десикант. Неговото термичко распаѓање започнува само на 400 o C. Хипохлорит калциум Ca(ClO) 2. nH 2 O (n=2,3,4) се добива со дејство на хлорот на варово млеко. Тој е оксидирачки агенс и е многу растворлив во вода. Кајгана може да се добие со третирање на цврста гасена вар со хлор. Се распаѓа со вода и мириса на хлор во присуство на влага. Реагира со CO 2 во воздухот:

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

Белилото се користи како оксидирачки агенс, средство за белење и како средство за дезинфекција.

За метали од алкална земја е познато азиди E(N 3) 2 и тиоцијанати Е(ЦНС) 2. 3H 2 O. Азидите се многу помалку експлозивни од оловниот азид. Роданидите лесно губат вода кога се загреваат. Тие се многу растворливи во вода и органски растворувачи. Ba(N 3) 2 и Ba(CNS) 2 може да се користат за добивање на азиди и тиоцијанати на други метали од сулфати со реакција на размена.

Нитрати калциумот и стронциумот обично постојат во форма на кристални хидрати на Ca(NO 3) 2. 4H 2 O и Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. Бариум нитратот не се карактеризира со формирање на кристален хидрат. Кога се загрева, Ca(NO 3) 2. 4H 2 O и Sr(NO 3) 2. 4H 2 O лесно ја губи водата. Во инертна атмосфера, E нитратите се термички стабилни до 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). Топењето на кристален хидрат на калциум нитрат има кисела средина на 75 o C. Карактеристика на бариум нитратот е ниската стапка на растворање на неговите кристали во вода. Само бариум нитрат, за кој е познат нестабилен комплекс К2, покажува тенденција да формира комплекси. Калциум нитрат е растворлив во алкохоли, метил ацетат и ацетон. Стронциум и бариум нитрати се речиси нерастворливи таму. Точката на топење на E нитратите се проценува на 600 o C, но на истата температура започнува распаѓањето:

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

Дополнително распаѓање се случува на повисоки температури:

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

Е нитратите долго време се користат во пиротехниката. Високо испарливите Е соли го обојуваат пламенот во соодветните бои: Ca - портокалово-жолта, Sr - црвено-карминска, Ba - жолто-зелена. Ајде да ја разбереме суштината на ова користејќи го примерот на Sr: Sr 2+ има два VAO: 5s и 5p или 5s и 4d. Ајде да му пренесеме енергија на овој систем - да го загрееме. Електроните од орбиталите поблиску до јадрото ќе се преместат кон овие VAO. Но, таков систем не е стабилен и ќе ослободи енергија во форма на светлосен квант. Тоа е Sr 2+ што емитира кванти со фреквенција што одговара на црвените бранови должини. При подготовка на пиротехнички композиции, погодно е да се користи шалитра, бидејќи Не само што го бои пламенот, туку е и оксидирачки агенс, ослободувајќи кислород кога се загрева. Пиротехничките композиции се состојат од цврст оксидатор, цврсто редукционо средство и некои органски супстанции кои го обезбојуваат пламенот на редукционото средство и делуваат како средство за врзување. Калциум нитрат се користи како ѓубриво.

Сите фосфати И хидрофосфати Е се слабо растворливи во вода. Тие можат да се добијат со растворање на соодветна количина на CaO или CaCO 3 во ортофосфорна киселина. Тие исто така се таложат за време на реакциите на размена како што се:

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

Од практично значење (како ѓубриво) е моносупституираниот калциум ортофосфат, кој заедно со Ca(SO 4) е вклучен во суперфосфат. Се добива според шемата:

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

Оксалати исто така малку растворлив во вода. Од практично значење е калциум оксалат, кој се дехидрира на 200 o C и се распаѓа на 430 o C според следната шема:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

Ацетати Е се изолирани во форма на кристални хидрати и се многу растворливи во вода.

СО сулфати Е - бели, слабо растворливи материи во вода. Растворливост CaSO 4 . 2H 2 O на 1000 g вода на нормална температура е 8. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, BaSO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10-6 мол. Во серијата Ca - Ra, растворливоста на сулфатите брзо се намалува. Ba 2+ е реагенс за сулфат јон. Калциум сулфат содржи вода за кристализација. Над 66 o C, од растворот се ослободува безводен калциум сулфат, под - гипс CaSO 4. 2H 2 O. Загревањето на гипсот над 170 o C е придружено со ослободување на хидратна вода. Кога гипсот се меша со вода, оваа маса брзо се стврднува поради формирање на кристален хидрат. Ова својство на гипс се користи во градежништвото. Египќаните го користеле ова знаење пред 2000 години. Растворливоста на ESO 4 во силна сулфурна киселина е многу поголема отколку во вода (BaSO 4 до 10%), што укажува на формирање на комплекс. Соодветни ESO 4 комплекси. H 2 SO 4 може да се добие во слободна состојба. Двојните соли со алкални метали и амониум сулфати се познати само за Ca и Sr. (NH 4) 2 е растворлив во вода и се користи во аналитичката хемија за да се оддели Ca од Sr, бидејќи (NH 4) 2 е малку растворлив. Гипсот се користи за комбинирано производство на сулфурна киселина и цемент, бидејќи Кога се загрева со редукционо средство (јаглен), гипсот се распаѓа:

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

На повисока температура (900 o C), сулфурот се намалува уште повеќе според следната шема:

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

Слично распаѓање на Sr и Ba сулфати започнува на повисоки температури. BaSO 4 е нетоксичен и се користи во медицината и производството на минерални бои.

Сулфиди E се бели цврсти материи кои кристализираат како NaCl. Топлините на нивното формирање и енергиите на кристалните решетки се еднакви (kcalmol): 110 и 722 (Ca), 108 и 687 (Sr), 106 и 656 (Ba). Може да се добие со синтеза од елементи со загревање или калцинирање на сулфати со јаглен:

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

Најмалку растворлив е CaS (0,2 hl). ES влегува во следните реакции кога се загрева:

ES + H2O = EO + H2S; ES + G 2 = S + EG 2; ES + 2O 2 = ESO 4; ES + xS = ES x+1 (x=2,3).

Сулфидите на земноалкалните метали во неутрален раствор се целосно хидролизирани според следнава шема:

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

Киселински сулфиди може да се добие и во слободна состојба со испарување на раствор од сулфиди. Тие реагираат со сулфур:

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

BaS е познат по кристалните хидрати. 6H2O и Ca(HS)2. 6H2O, Ba(HS) 2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 се користи за отстранување на влакна. ЕС се предмет на феноменот на фосфоресценција. Познато полисулфиди Е: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. Тие се добиваат со варење на суспензија на ES во вода со сулфур. Во воздухот, ES се оксидираат: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. Со поминување на воздух низ суспензијата CaS може да се добие тиосулфат Ca според шемата:

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

Тој е многу растворлив во вода. Во серијата Ca - Sr - Ba се намалува растворливоста на тиосулфатите. Телуриди Е се малку растворливи во вода и исто така се предмет на хидролиза, но во помала мера од сулфидите.

Растворливост хромати Е во серијата Ca - Ba паѓа исто толку нагло како и во случајот со сулфатите. Овие жолти супстанции се добиваат со интеракција на растворливи соли на Е со хромати (или дихромати) на алкални метали:

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

Калциум хромат се ослободува во форма на кристален хидрат - CaCrO 4 . 2H 2 O (pPR CaCrO 4 = 3,15). Дури и пред точката на топење, губи вода. SrCrO 4 и BaCrO 4 не формираат кристални хидрати. pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93.

Карбонати Е бели, слабо растворливи материи во вода. Кога се загрева, ESO 3 се трансформира во EO, со што се разделува CO 2. Во серијата Ca - Ba се зголемува топлинската стабилност на карбонатите. Практично најважен од нив е калциум карбонат (варовник). Директно се користи во градежништвото, а служи и како суровина за производство на вар и цемент. Годишното светско производство на вар од варовник изнесува десетици милиони тони. Термичката дисоцијација на CaCO 3 е ендотермична:

CaCO 3 = CaO + CO 2

и бара трошок од 43 kcal по мол варовник. Печење на CaCO 3 се врши во печки со вратило. Нуспроизвод од печењето е вреден јаглерод диоксид. CaO е важен градежен материјал. Кога се меша со вода, се јавува кристализација поради формирање на хидроксид, а потоа карбонат според следните шеми:

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

Огромно важна практична улога игра цементот - зеленикаво-сив прав кој се состои од мешавина од различни силикати и калциум алуминати. Кога се меша со вода се стврднува поради хидратација. За време на неговото производство, мешавина од CaCO 3 и глина се отпушта пред да започне синтерувањето (1400-1500 o C). Потоа смесата се меле. Составот на цементот може да се изрази како процент од компонентите CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, при што CaO ја претставува основата, а остатокот се киселински анхидриди. Составот на силикатниот (портлад) цемент главно се состои од Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 и Ca (FeO 2) 2. Нејзиното поставување се одвива според следните шеми:

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.

Природна креда се додава на разни китови. Фино-кристалниот CaCO 3 таложен од растворот е вклучен во составот на прашокот за заби. BaO се добива од BaCO 3 со калцинирање со јаглен според следната шема:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

Ако процесот се изведува на повисока температура во проток на азот, цијанид бариум:

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

Ba(CN) 2 е многу растворлив во вода. Ba(CN) 2 може да се користи за производство на цијаниди на други метали со разменување разложување со сулфати. Хидрокарбонати E се растворливи во вода и може да се добијат само во раствор, на пример, со внесување на јаглерод диоксид во суспензија на CaCO 3 во вода:

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

Оваа реакција е реверзибилна и се поместува налево кога се загрева. Присуството на калциум и магнезиум бикарбонати во природните води предизвикува тврдост на водата.

Дел Еден. општи карактеристикиIIГрупи од Периодниот систем на елементи.

Во оваа група се сместени следните елементи: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Тие имаат заедничка електронска конфигурација: (n-1)p 6 ns 2, освен Be 1s 2 2s 2. Поради второто, својствата на Be се малку различни од својствата на подгрупата како целина. Својствата на магнезиумот исто така се разликуваат од својствата на подгрупата, но во помала мера. Во серијата Ca – Sr – Ba – Ra, својствата се менуваат последователно. Релативната електронегативност во серијата Be – Ra се намалува бидејќи Како што се зголемува големината на атомот, валентните електрони полесно се откажуваат. Својствата на елементите на подгрупата IIA се одредуваат со леснотијата на губење на два ns електрони. Во овој случај, се формираат јони E 2+. При проучување на дифракција на Х-зраци, се покажа дека во некои соединенија елементите од подгрупата IIA покажуваат едновалентност. Пример за такви соединенија се ЕГ, кои се добиваат со додавање на Е во топењето ЕГ 2. Сите елементи од оваа серија не се наоѓаат во природата во слободна состојба поради нивната висока активност.

Втор дел. Берилиум и магнезиум.

Историја на берилиум

Соединенијата на берилиум во форма на скапоцени камења се познати уште од античко време. Долго време луѓето бараат и развиваат наслаги од сини аквамарини, зелени смарагди, зеленикаво-жолти берили и златни хризоберили. Но, дури на крајот на 18 век хемичарите се посомневале дека берил содржи некој нов непознат елемент. Во 1798 година, францускиот хемичар Луис Николас Вокелин го изолирал оксидот „La terree du beril“ од берил, кој се разликувал од алуминиумскиот оксид. Овој оксид им дал на солите сладок вкус, не формирал стипса, бил растворен во раствор од амониум карбонат и не бил таложен од калиум оксалат. Металот на берилиум првпат бил добиен во 1829 година од познатиот германски научник Велер и во исто време од францускиот научник Буси, кој добил метален прав од берилиум со редуцирање на берилиум хлорид со калиум метал. Почетокот на индустриското производство датира од 30-40-тите години. минатиот век.

Историја на магнезиум

Елементот го добил своето име од областа Магнезија во Античка Грција. Природните материјали што содржат магнезиум магнезит и доломит долго време се користат во градежништвото.

Првите обиди да се изолира металната основа на магнезија во чиста форма беа направени на почетокот на 19 век. познатиот англиски физичар и хемичар Хемфри Дејви (1778–1829) откако го подложил стопениот калиум и каустична сода на електролиза и добил метален Na и K. Тој решил на сличен начин да се обиде да изврши разградување на оксидите на алкалните земјени метали и магнезија. Во неговите првични експерименти, Дејви поминувал струја низ влажни оксиди, заштитувајќи ги од контакт со воздух со слој масло; сепак, металите биле споени со катодата и не можеле да се одвојат.

Дејви пробал многу различни методи, но сите биле неуспешни поради различни причини. Конечно, во 1808 година, тој имал среќа - ја измешал влажната магнезија со жива оксид, ја ставил масата на платина плоча и пропуштил струја низ неа; Амалгамот бил префрлен во стаклена цевка, загреан за да се отстрани живата и се добил нов метал. Користејќи го истиот метод, Дејви успеал да добие бариум, калциум и стронциум. Индустриското производство на магнезиум со помош на електролитски метод започна во Германија на крајот на 19 век. Теоретска и експериментална работа за производство на магнезиум по електролитски метод кај нас ја изврши П.П. Федотиев; процесот на редукција на магнезиум оксид со силициум во вакуум го проучувал П.Ф. Антипин.

Ширење

Берилиумот е еден од поретките елементи: неговата содржина во земјината кора е 0,0004 wt. %. Берилиумот во природата е во врзана состојба. Најважните минерали на берилиумот се берил-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, хризоберил-Be (AlO 2) 2 и фенацит-Be 2 SiO 4. Главниот дел од берилиумот се дисперзира како нечистотии во минералите на голем број други елементи, особено алуминиумот. Берилиумот се наоѓа и во длабоки морски седименти и во пепелта на некои јаглен. Некои сорти на берил, обоени со нечистотии во различни бои, се класифицирани како скапоцени камења. Тоа се, на пример, зелените смарагди и синкаво-зелените аквамарини.

Магнезиумот е еден од најчестите елементи во земјината кора. Содржината на магнезиум е 1,4%. Најважните минерали ги вклучуваат, особено, карбонатните карпи со јаглерод диоксид, кои формираат огромни масиви на копно, па дури и цели планински масиви - магнезит MgCO 3 и доломит MgCO 3 -CaCO 3. Под слоеви на различни алувијални карпи, заедно со наслаги на камена сол, познати се колосални наслаги на друг лесно растворлив минерал што содржи магнезиум - карналит MgCl 2 -KCl-6H 2 O. Покрај тоа, во многу минерали магнезиумот е тесно поврзан со силициум диоксид, формирајќи, на пример, оливин[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] и поретко форстерит(Mg 2 SiO 4). Други минерали кои содржат магнезиум се брукит Mg(OH)2 , кизерите MgSO4 , епсонит MgSO 4 -7H2O , Каинит MgSO4-KCl-3H2O . На површината на Земјата, магнезиумот лесно формира водени силикати (талк, азбест итн.), чиј пример е серпентина 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. Од познатите минерали, околу 13% содржат магнезиум. Сепак, природните соединенија на магнезиум се широко пронајдени во растворена форма. Покрај разните минерали и карпи, 0,13% магнезиум во форма на MgCl 2 постојано се наоѓа во океанските води (неговите резерви овде се неисцрпни - околу 6-10 16 тони) и во солените езера и извори. Магнезиумот исто така е вклучен во хлорофилот во количина до 2% и овде делува како средство за сложеност. Вкупната содржина на овој елемент во живата материја на Земјата се проценува на околу 10 11 тони.

Потврда

Главниот (околу 70%) метод за производство на магнезиум е електролиза на стопен карналит или MgCl 2 под слој на флукс за заштита од оксидација. Термичкиот метод за добивање магнезиум (околу 30%) вклучува редукција на калциниран магнезит или доломит. Концентратите на берилиум се преработуваат во берилиум оксид или хидроксид, од кој се добива флуорид или хлорид. При добивање на метален берилиум се врши електролиза на топењето на BeCl 2 (50 wt.%) и NaCl. Оваа смеса има точка на топење од 300 o C наспроти 400 o C за чист BeCl 2. Берилиумот се добива и магнезиум или алуминиумски на 1000-1200 0 C од Na 2: Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + MgF 2. Особено чист берилиум (главно за нуклеарната индустрија) се добива со зонско топење, вакуумска дестилација и електролитичко рафинирање.

Особености

Берилиумот е „чист“ елемент. Во природата, магнезиумот се јавува во форма на три стабилни изотопи: 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) и 26 Mg (11,29%). Вештачки се добиени изотопи со маси 23, 27 и 28.

Берилиумот има атомски број 4 и атомска тежина од 9,0122. Се наоѓа во вториот период од периодниот систем и ја предводи главната подгрупа од групата 2. Електронската структура на атомот на берилиум е 1s 2 2s 2. За време на хемиската интеракција, атомот на берилиум се возбудува (што бара цена од 63 kcal/g×атом) и еден од 2s електроните се движи кон орбиталата 2p, што ги одредува спецификите на хемијата на берилиумот: може да покаже максимум коваленција од 4, формирајќи 2 врски според механизмот за размена и 2 за донор-акцептор. На кривата на потенцијалот на јонизација, берилиумот зазема едно од првите места. Вториот одговара на неговиот мал радиус и го карактеризира берилиумот како елемент кој не е особено подготвен да се откаже од своите електрони, што првенствено го одредува нискиот степен на хемиска активност на елементот. Од гледна точка на електронегативноста, берилиумот може да се смета како типичен преоден елемент помеѓу електропозитивните метални атоми, кои лесно ги донираат своите електрони, и типичните комплексни агенси, кои имаат тенденција да формираат ковалентни врски. Берилиумот покажува дијагонална аналогија со алуминиумот во поголема мера од LicMg и е киносиметричен елемент. Берилиумот и неговите соединенија се многу токсични. MPC во воздухот е 2 μg/m3.

Во периодниот систем на елементи, магнезиумот се наоѓа во главната подгрупа од групата II; Серискиот број на магнезиум е 12, атомската тежина е 24,312. Електронската конфигурација на невозбудениот атом е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; структурата на надворешните електронски обвивки на атомот Mg (3s 2) одговара на неговата нултавалентна состојба. Побудувањето до двовалентни 3s 1 3p 1 бара трошење од 62 kcal/g-атом. Потенцијалите за јонизација на магнезиумот се помали од оние на берилиумот, затоа соединенијата на магнезиум се карактеризираат со поголем дел од јоничноста на врската. Во однос на способноста за комплексирање, магнезиумот е исто така инфериорен во однос на берилиумот. Интеракцијата со елементи од групата IIIB со недовршени d-школки има некои карактеристики. Оваа група вклучува Sc, Y, Ln и Th. Овие елементи формираат голем број средни фази со магнезиум и добро се раствораат во него во течна состојба. Дијаграмите на состојбите на мешавините на овие елементи со магнезиум се евтектичка по природа. Растворливоста на овие елементи во магнезиум во цврста состојба не е висока (2 – 5% по маса). Кај алкалната земја и особено кај алкалните метали, магнезиумот не формира значителен регион на растворливост во цврста состојба, што се должи на големата разлика во атомските радиуси. Исклучок е литиумот, чиј атомски радиус се разликува од атомскиот радиус на магнезиум за 2%. Системите на магнезиум со бакар, сребро и злато се од еутектички тип. Растворливоста на среброто на еутектичка температура е -16% по маса.

Физички својства

Берилиум - сребрено-бел метал. Доста тешко и кревко. Има дијамагнетни својства. Во воздухот, тој станува покриен со тенок оксид филм, давајќи му на металот сива, мат боја и заштитувајќи го од понатамошна корозија. Компресибилноста на берилиумот е многу мала. Најмалата количина на метали (17 пати помалку од Al) го блокира зрачењето на Х-зраци. Се кристализира во структура на hcp со периоди a=0,228 nm и c=0,358 nm, CN=6. На 1254 o C, шестоаголната модификација a се трансформира во кубна b. Берилиумот формира еутектички легури со Al и Si.

Од целиот периоден систем, повеќето елементи ја претставуваат групата метали. амфотерични, преодни, радиоактивни - ги има многу. Сите метали играат огромна улога не само во природата и човечкиот биолошки живот, туку и во различни индустрии. Не е за џабе што 20 век се нарекуваше „железо“.

Метали: општи карактеристики

Сите метали имаат заеднички хемиски и физички својства, по што лесно се разликуваат од неметалните материи. На пример, структурата на кристалната решетка им овозможува да бидат:

• спроводници на електрична струја;
• добри топлински проводници;
• податлив и еластичен;
• издржливи и сјајни.

Се разбира, постојат разлики меѓу нив. Некои метали блескаат со сребрена боја, други со повеќе мат бела, а трети со генерално црвена и жолта боја. Разлики има и во топлинската и електричната спроводливост. Сепак, овие параметри се уште се заеднички за сите метали, додека неметалите имаат повеќе разлики отколку сличности.

По хемиска природа, сите метали се редуцирачки агенси. Во зависност од условите на реакцијата и специфичните супстанции, тие можат да дејствуваат и како оксидирачки агенси, но ретко. Способни да формираат бројни супстанции. Хемиските соединенија на металите се наоѓаат во природата во огромни количини во руди или минерали, минерали и други карпи. Степенот е секогаш позитивен и може да биде константен (алуминиум, натриум, калциум) или променлив (хром, железо, бакар, манган).

Многу од нив се широко користени како градежни материјали и се користат во широк спектар на гранки на науката и технологијата.

Хемиски соединенија на метали

Меѓу нив, треба да се споменат неколку главни класи на супстанции, кои се производи од интеракцијата на металите со други елементи и супстанции.

1. Оксиди, хидриди, нитриди, силициди, фосфиди, озониди, карбиди, сулфиди и други - бинарни соединенија со неметали, најчесто припаѓаат на класата на соли (освен оксиди).
2. Хидроксиди - општа формула Me + x (OH) x.
3. Солта. Метални соединенија со киселински остатоци. Може да биде различно:

• просек;
• кисело;
• двојно;
• основни;
• комплекс.

4. Соединенија на метали со органски материи - органометални структури.

5. Соединенија на метали едни со други - легури, кои се добиваат на различни начини.

Опции за метално спојување

Супстанциите кои можат да содржат два или повеќе различни метали во исто време се поделени на:

• легури;
• двојни соли;
• комплексни соединенија;
• меѓуметални соединенија.

Се разликуваат и методите за спојување на метали. На пример, за производство на легури, се користи методот на топење, мешање и зацврстување на добиениот производ.

Меѓуметалните соединенија се формираат како резултат на директни хемиски реакции помеѓу металите, често експлозивни (на пример, цинк и никел). Таквите процеси бараат посебни услови: многу висока температура, притисок, вакуум, недостаток на кислород и други.

Сода, сол, каустична сода - сето тоа се соединенија на алкални метали во природата. Тие постојат во чиста форма, формирајќи наслаги или се дел од производите на согорување на одредени супстанции. Понекогаш тие се добиваат со лабораториски метод. Но, овие супстанции се секогаш важни и вредни, бидејќи тие го опкружуваат човекот и го обликуваат неговиот живот.

Соединенијата на алкалните метали и нивната употреба не се ограничени на натриум. Соли како што се:

• калиум хлорид;
• (калиум нитрат);
• калиум карбонат;
• сулфат.

Сите тие се вредни минерални ѓубрива што се користат во земјоделството.

Земноалкални метали - соединенија и нивна примена

Оваа категорија вклучува елементи од втората група од главната подгрупа на системот на хемиски елементи. Нивната постојана оксидациска состојба е +2. Овие се активни редуцирачки агенси кои лесно влегуваат во хемиски реакции со повеќето соединенија и едноставни супстанции. Покажете ги сите типични својства на металите: сјај, податливост, топлинска и електрична спроводливост.

Најважните и најчестите од нив се магнезиумот и калциумот. Берилиумот е амфотеричен, бариумот и радиумот се ретки елементи. Сите тие се способни да ги формираат следниве видови врски:

• интерметални;
• оксиди;
• хидриди;
• бинарни соли (соединенија со неметали);
• хидроксиди;
• соли (двојни, сложени, кисели, базни, средни).

Да ги погледнеме најважните соединенија од практична гледна точка и нивните области на примена.

Соли на магнезиум и калциум

Соединенијата на земноалкалните метали, како што се солите, се важни за живите организми. Впрочем, калциумовите соли се извор на овој елемент во телото. И без него, нормалното формирање на скелет, заби, рогови кај животните, копита, коса и палто и слично е невозможно.

Така, најчестата сол на калциумовиот земноалкален метал е карбонатот. Неговите други имиња:

• мермер;
• варовник;
• доломит.

Се користи не само како снабдувач на јони на калциум за жив организам, туку и како градежен материјал, суровина за хемиско производство, во козметичката индустрија, индустријата за стакло итн.

Соединенијата на земноалкалните метали како што се сулфатите се исто така важни. На пример, бариум сулфат (медицинско име „барит каша“) се користи во дијагностика со рендген. Калциум сулфат во форма на кристален хидрат е гипс, кој се наоѓа во природата. Се користи во медицината, градежништвото и гипсот за штанцување.

Алкален земно-метал фосфор

Овие супстанции се познати уште од средниот век. Претходно, тие се нарекуваа фосфори. Ова име се појавува и денес. По својата природа, овие соединенија се сулфиди на магнезиум, стронциум, бариум и калциум.

Со одредена обработка, тие се способни да покажат фосфоресцентни својства, а сјајот е многу убав, од црвено до светло виолетово. Ова се користи во производството на сообраќајни знаци, работна облека и други работи.

Комплексни врски

Супстанциите кои вклучуваат два или повеќе различни елементи од метална природа се сложени метални соединенија. Најчесто тоа се течности со убави и шарени бои. Се користи во аналитичката хемија за квалитативно определување на јони.

Таквите супстанции се способни да формираат не само алкални и земноалкални метали, туку и сите други. Постојат хидрокс комплекси, аква комплекси и други.

Хемиските својства на алкалните и земноалкалните метали се слични. Надворешното енергетско ниво на алкалните метали има еден електрон, а на земноалкалните метали има два. За време на реакциите, металите лесно се разделуваат со валентни електрони, покажувајќи својства на силен редукционен агенс.

Алкален

Групата I од периодниот систем вклучува алкални метали:

• литиум;
• натриум;
• калиум;
• рубидиум;
• цезиум;
• француски

Ориз. 1. Алкални метали.

Тие се одликуваат со нивната мекост (може да се сечат со нож), ниски точки на топење и вриење. Ова се најактивните метали.

Хемиските својства на алкалните метали се претставени во табелата.

Може да реагира со органски киселини и алкохоли.

Алкална земја

Во групата II од периодниот систем има земноалкални метали:

• берилиум;
• магнезиум;
• калциум;
• стронциум;
• бариум;
• радиум.

Ориз. 2. Земјени алкални метали.

За разлика од алкалните метали, тие се поцврсти. Само стронциумот може да се исече со нож. Најгуст метал е радиумот (5,5 g/cm3).

Берилиумот реагира со кислород само кога се загрева до 900°C. Под никакви услови не реагира со водород и вода. Магнезиумот оксидира на температура од 650°C и реагира со водород под висок притисок.

Табелата ги прикажува главните хемиски својства на земноалкалните метали.

Јоните на алкалните и земноалкалните метали во солите лесно се откриваат со промена на бојата на пламенот. Натриумовите соли горат со жолт пламен, калиум - виолетова, рубидиум - црвена, калциум - тула-црвена, бариум - жолто-зелена. Солите на овие метали се користат за создавање огномет.

Ориз. 3. Квалитативна реакција.

Што научивме?

Алкалните и земноалкалните метали се активни елементи на периодниот систем кои реагираат со едноставни и сложени материи. Алкалните метали се помеки, реагираат насилно со вода и халогени, лесно оксидираат во воздухот, формирајќи оксиди, пероксиди, супероксиди и комуницираат со киселини и амонијак. Кога се загреваат, тие реагираат со неметали. Земноалкалните метали реагираат со неметали, киселини и вода. Берилиумот не реагира со водород и вода, туку реагира со алкали и кислород на високи температури.

Тест на темата

Евалуација на извештајот

Просечна оцена: 4.3. Вкупно добиени оценки: 113.

Сите елементи од главните подгрупи од групите I и II од Периодниот систем, како и водородот и хелиумот, припаѓаат на s-елементите. Освен водородот и хелиумот, сите овие елементи се метали.Металите од групата I од периодниот систем се нарекуваат алкална,бидејќи тие реагираат со вода за да формираат алкалии. Металите од групата II од Периодниот систем, со исклучок на берилиумот и магнезиумот, се нарекуваат алкална земја.Франциум, комплетирање на групата I, и радиум, пополнување група II, - радиоактивни елементи.

Некои својства на с-метали 3

Табела 15.1

а PI е потенцијалот за јонизација (енергија); ЕО - електронегативност.

Сите s-метали имаат еден или два електрони во нивната надворешна обвивка и лесно можат да се откажат од нив, формирајќи јони со стабилна електронска конфигурација на благородни гасови. Високата редукциска активност на овие метали се манифестира во многу ниски потенцијали за јонизација (IP) и ниска електронегативност (ЕО) (Табела 15.1). Споредете ги потенцијалите на јонизација на алкалните метали и благородните гасови (од сите елементи, благородните гасови имаат најмал EO и највисок PI; види Табела 18.1).

Физички својства. Во нормални услови, s-металите се во цврста состојба, формирајќи кристали со метална врска. Сите метали од групата I имаат кубна решетка во центарот на телото(BCC, види § 4.4). Берилиумот и магнезиумот се карактеризираат со хексагонално блиско пакување(hcp), калциум и стронциум лице-центрирана кубна решетка(fcc), во бариум кубни во центарот на телото(ОТСК).

Металите од групата I се меки и имаат мала густина во споредба со другите. Литиум, натриум и калиум полесни од водатаи плови на неговата површина, реагирајќи со неа. Металите од групата II се поцврсти и погусти од алкалните метали. Ниските точки на топење и вриење на s-металите (види Табела 15.1) се објаснуваат со релативно слабата метална врска во кристалните решетки; енергија на врзување (во eV): литиум 1,65, натриум 1,11, калиум 0,92, рубидиум 0,84, цезиум 0,79, берилиум 3,36, магнезиум 1,53, калциум 1,85, стронциум 1, 707 бари.

Да се ​​споредат енергиите на врзување (во eV): алуминиум 3,38, цинк 1,35, железо 4,31, бакар 3,51, сребро 2,94, титаниум 4,87, молибден 6,82, волфрам 8,80.

Метална врска се формира со делокализирани валентни електрони кои ги држат позитивните јони на металните атоми заедно (види §3.6). Колку е поголем металниот радиус, толку повеќе делокализирани електрони се дистрибуираат во „тенок слој“ помеѓу позитивните јони и толку е помала јачината на кристалната решетка. Ова ги објаснува ниските точки на топење и вриење на металите од групите I и II. Точките на топење и вриење на елементите од групата II, за разлика од алкалните метали, се менуваат несистематски, што се објаснува со разликите во кристалните структури (види погоре).

Преваленца во природата. Сите s-метали се наоѓаат во природата само во форма на соединенија: фосилни минерални соли и нивни наслаги (KS1, NaCl, CaCO 3 и други) и јони во морската вода. Калциумот, натриумот, калиумот и магнезиумот се петти, шести, седми и осми најзастапени на Земјата, соодветно. Стронциумот е вообичаен во умерени количини. Содржината на другите s-метали во земјината кора и океанските води е незначителна. На пример, содржината на натриум во земјината кора е 2,3%, а во морската вода 1,1%, цезиумот во земјината кора е 3 10 ~ 4% и во морската вода 3 10 -8%.

Натриум, цезиум и берилиум имаат само по еден стабилен изотоп, литиум, калиум и рубидиум имаат по два: |Li 7,5% и |Li 92,5%; 93,26% и Централниот комитет 6,74%; f^Rb 72,17% и fpRb 27,83%. Магнезиумот има три стабилни изотопи (|2 Mg 79,0%, j|Mg 10,0% и j|Mg 11,0%). Другите земноалкални метали имаат поголем број на стабилни изотопи; главните: 4 °Са 96,94% и TsSA 2,09%; ||Sr 82,58%, 8 |Sr 9,86% и ||Sr 7,0%; 1 ||Ba 71,7%, 18 |Ba 11,23%, 18 ®Ba 7,85% и 18 |Ba 6,59%.