Elektronisk struktur av alkaliska jordartsmetaller. Alkaliska jordartsmetaller: kort beskrivning

Den fräscha ytan av E mörknar snabbt på grund av bildandet av en oxidfilm. Denna film är relativt tät - med tiden oxiderar all metall långsamt. Filmen består av EO, samt EO 2 och E 3 N 2. De normala elektrodpotentialerna för reaktionerna E-2e = E 2+ är lika med = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). Dessa är mycket aktiva grundämnen: de löser sig i vatten och syror, tränger undan de flesta metaller från deras oxider, halogenider och sulfider. Primärt (200-300 o C) kalcium interagerar med vattenånga enligt följande schema:

2Ca + H2O = CaO + CaH2.

Sekundära reaktioner har formen:

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 och CaO + H2O = Ca(OH)2.

E är nästan olösligt i stark svavelsyra på grund av bildandet av en film av svårlöslig ESO 4 . E reagerar våldsamt med utspädda mineralsyror och frigör väte. Kalcium, när det upphettas över 800 o C, reagerar med metan enligt följande schema:

3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2.

Vid upphettning reagerar de med väte, svavel och ammoniakgas. När det gäller kemiska egenskaper är radium närmast Ba, men det är mer aktivt. Vid rumstemperatur kombineras det märkbart med syre och kväve i luften. I allmänhet är dess kemiska egenskaper något mer uttalade än de hos dess analoger. Alla radiumföreningar sönderdelas långsamt under påverkan av sin egen strålning och får en gulaktig eller brun färg. Radiumföreningar har egenskapen autoluminescens. Som ett resultat av radioaktivt sönderfall frigör 1 g Ra 553,7 J värme varje timme. Därför är temperaturen på radium och dess föreningar alltid 1,5 grader högre än den omgivande temperaturen. Det är också känt att 1 g radium per dag frigör 1 mm 3 radon (226 Ra = 222 Rn + 4 He), på vilket dess användning som radonkälla för radonbad är baserad.

Hydrider E - vita, kristallina saltliknande ämnen. De erhålls direkt från elementen genom uppvärmning. Starttemperaturerna för reaktionen E + H 2 = EN 2 är 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba). Termisk dissociation av EN 2 börjar vid 600 o C. I en väteatmosfär sönderdelas inte CaH 2 vid smältpunkten (816 o C). I frånvaro av fukt är jordalkalimetallhydrider stabila i luft vid vanliga temperaturer. De reagerar inte med halogener. Men vid upphettning ökar den kemiska aktiviteten hos EN 2. De kan reducera oxider till metaller (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), till exempel

2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti.

Reaktionen av CaH 2 med Al 2 O 3 sker vid 750 o C:

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

CaH2 + 2Al = CaAl2 + H2.

CaH2 reagerar med kväve vid 600°C enligt följande schema:

3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2.

När EN 2 antänds brinner de långsamt:

EN2 + O2 = H2O + CaO.

Explosivt när det blandas med fasta oxidationsmedel. När vatten verkar på EN 2 frigörs hydroxid och väte. Denna reaktion är mycket exoterm: EN 2 fuktad med vatten i luft antänds spontant. EN 2 reagerar med syror, till exempel, enligt följande schema:

2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2.

EN 2 används för att erhålla rent väte, samt för att bestämma spår av vatten i organiska lösningsmedel. Nitrider E är färglösa, eldfasta ämnen. De erhålls direkt från grundämnen vid förhöjda temperaturer. De sönderdelas med vatten enligt följande schema:

E3N2 + 6H2O = 3E(OH)2 + 2NH3.

E 3 N 2 reagerar vid upphettning med CO enligt följande schema:

E3N2 + 3CO = 3EO + N2 + 3C.

De processer som sker vid uppvärmning av E 3 N 2 med kol ser ut så här:

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

Strontiumnitrid reagerar med HCl för att producera Sr och ammoniumklorider. Fosfider E 3 R 2 bildas direkt från grundämnen eller genom kalcinering av trisubstituerade fosfater med kol:

Ca3 (PO4)2 + 4C = Ca3P2 + 4CO

De hydrolyseras av vatten enligt följande schema:

E3R2 + 6H2O = 2RН3 + 3E(OH) 2.

Med syror ger fosfider av alkaliska jordartsmetaller motsvarande salt och fosfin. Detta är grunden för deras användning för att få fosfin i laboratoriet.

Komplex ammoniak sammansättning E(NH 3) 6 - fasta ämnen med metallglans och hög elektrisk ledningsförmåga. De erhålls genom inverkan av flytande ammoniak på E. De antänds spontant i luft. Utan tillgång till luft sönderdelas de till motsvarande amider: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. När de värms upp sönderdelas de kraftigt enligt samma mönster.

Karbider alkaliska jordartsmetaller som erhålls genom kalcinering av E med kol sönderdelas med vatten och frigör acetylen:

ES2 + 2H2O = E(OH)2 + C2H2.

Reaktionen med BaC 2 är så våldsam att den antänds i kontakt med vatten. Värmen för bildning av ES 2 från grundämnen för Ca och Ba är 14 och 12 kcalmol. Vid upphettning med kväve ger ES 2 CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2. Känd silicider (ESi och ESi 2). De kan erhållas genom uppvärmning direkt från elementen. De hydrolyseras av vatten och reagerar med syror, vilket ger H 2 Si 2 O 5, SiH 4, motsvarande förening E och väte. Känd borider EV 6 erhålls från element vid uppvärmning.

Oxider kalcium och dess analoger är vita, eldfasta (T bp CaO = 2850 o C) ämnen som kraftigt absorberar vatten. Detta är grunden för användningen av BaO för att få absolut alkohol. De reagerar våldsamt med vatten och avger mycket värme (förutom SrO, vars upplösning är endotermisk). EO löses i syror och ammoniumklorid:

EO + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O.

EO erhålls genom kalcinering av karbonater, nitrater, peroxider eller hydroxider av motsvarande metaller. De effektiva laddningarna av barium och syre i BaO är 0,86. SrO vid 700 o C reagerar med kaliumcyanid:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

Strontiumoxid löses i metanol och bildar Sr(OSH 3) 2. Under den magnesium-termiska reduktionen av BaO kan den mellanliggande oxiden Ba2O erhållas, som är instabil och oproportionerlig.

Hydroxider Alkaliska jordartsmetaller är vita, vattenlösliga ämnen. De är starka baser. I Ca-Sr-Ba-serien ökar den grundläggande naturen och lösligheten av hydroxider. pPR(Ca(OH)2) = 5,26, pPR(Sr(OH)2) = 3,5, pPR(Ba(OH)2) = 2,3. Ba(OH)2 frigörs vanligtvis från hydroxidlösningar. 8H2O, Sr(OH)2. 8H2O, Ca(OH)2. H 2 O. EO tillsätt vatten för att bilda hydroxider. Detta är grunden för användningen av CaO i byggandet. En tät blandning av Ca(OH) 2 och NaOH i ett viktförhållande på 2:1 kallas sodakalk och används ofta som CO 2 -absorbent. Ca(OH) 2, när den står i luft, absorberar CO 2 enligt följande schema:

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

Vid ca 400 o C reagerar Ca(OH) 2 med kolmonoxid:

CO + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2.

Barytvatten reagerar med CS 2 vid 100 o C:

CS2 + 2Ba(OH)2 = BaCO3 + Ba(HS)2 + H2O.

Aluminium reagerar med barytvatten:

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

används för att upptäcka kolsyraanhydrid.

E form peroxid vit. De är betydligt mindre stabila, till skillnad från oxider, och är starka oxidationsmedel. Av praktisk betydelse är den mest stabila BaO 2, som är ett vitt, paramagnetiskt pulver med en densitet på 4,96 g1 cm 3 etc. 450°. BaO 2 är stabil vid vanliga temperaturer (kan lagras i åratal), är dåligt löslig i vatten, alkohol och eter och löser sig i utspädda syror med utsläpp av salt och väteperoxid. Den termiska nedbrytningen av bariumperoxid påskyndas av oxider, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 och CuO. Bariumperoxid reagerar vid upphettning med väte, svavel, kol, ammoniak, ammoniumsalter, kaliumferricyanid, etc. Bariumperoxid reagerar med koncentrerad saltsyra och frigör klor:

BaO2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O.

Det oxiderar vatten till väteperoxid:

H2O + BaO2 = Ba(OH)2 + H2O2.

Denna reaktion är reversibel och även i närvaro av kolsyra förskjuts jämvikten åt höger. BaO 2 används som utgångsprodukt för produktion av H 2 O 2 och även som oxidationsmedel i pyrotekniska kompositioner. Men BaO 2 kan också fungera som ett reduktionsmedel:

HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2.

BaO 2 erhålls genom att värma BaO i en luftström till 500 o C enligt följande schema:

2BaO + O2 = 2BaO2.

När temperaturen ökar sker den omvända processen. Därför frigörs endast oxid när Ba brinner. SrO2 och CaO2 är mindre stabila. En allmän metod för att erhålla EO 2 är interaktionen av E(OH) 2 med H 2 O 2, vilket frisätter EO 2. 8H 2 O. Termisk nedbrytning av EO 2 börjar vid 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba). Vid uppvärmning av EO 2 med koncentrerad väteperoxid kan gula instabila ämnen erhållas - EO 4 superoxider.

E-salter är vanligtvis färglösa. Klorider, bromider, jodider och nitrater är mycket lösliga i vatten. Fluorider, sulfater, karbonater och fosfater är dåligt lösliga. Ba 2+-jonen är giftig. Halider E delas in i två grupper: fluorider och alla andra. Fluorider är nästan olösliga i vatten och syror och bildar inga kristallina hydrater. Tvärtom är klorider, bromider och jodider mycket lösliga i vatten och frigörs från lösningar i form av kristallina hydrater. Några egenskaper hos EG 2 presenteras nedan:

När de erhålls genom utbytesnedbrytning i lösning frigörs fluorider i form av voluminösa slemavlagringar, som ganska lätt bildar kolloidala lösningar. EG 2 kan erhållas genom att verka med motsvarande halogener på motsvarande E. Smältor av EG 2 kan lösa upp till 30 % E. När man studerar den elektriska ledningsförmågan hos smältor av klorider av element i den andra gruppen av huvudundergruppen, det visade sig att deras molekylära jonsammansättning är mycket olika. Dissociationsgraderna enligt schemat ESl 2 = E 2+ + 2Cl- är lika med: BeCl 2 - 0,009 %, MgCl 2 - 14,6 %, CaCl 2 - 43,3 %, SrCl 2 - 60,6 %, BaCl 2 - 80, 2 %. Halider (utom fluorider) E innehåller kristallvatten: CaCl 2. 6H2O, SrCl2. 6H2O och BaCl2. 2H 2 O. Röntgenstrukturanalys fastställde strukturen för E[(OH 2) 6 ]G 2 för kristallina hydrater av Ca och Sr. Genom att långsamt värma kristallina hydrater av EG2 kan vattenfria salter erhållas. CaCl 2 bildar lätt övermättade lösningar. Naturlig CaF 2 (fluorit) används i den keramiska industrin, och den används även för produktion av HF och är ett fluormineral. Vattenfri CaCl 2 används som torkmedel på grund av dess hygroskopicitet. Kalciumklorid kristallint hydrat används för att framställa kylblandningar. BaCl 2 - används i cx och för öppning

SO42- (Ba2+ + SO42- = BaS04).

Genom att fusionera EG2 och EN2 kan följande hydrohalider erhållas:

EG 2 + EN 2 = 2ENG.

Dessa ämnen smälter utan sönderdelning men hydrolyseras av vatten:

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

Vattenlöslighet klorater , bromater Och jodater i vatten minskar den längs raderna Ca - Sr - Ba och Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - används inom pyroteknik. Perklorater E är mycket lösliga inte bara i vatten utan även i organiska lösningsmedel. Den viktigaste av E(ClO 4) 2 är Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. Vattenfritt bariumperklorat är ett bra torkmedel. Dess termiska nedbrytning börjar först vid 400 o C. Hypoklorit kalcium Ca(ClO)2. nH 2 O (n=2,3,4) erhålls genom inverkan av klor på kalkmjölk. Det är ett oxidationsmedel och är mycket lösligt i vatten. Bleka kan erhållas genom att behandla fast släckt kalk med klor. Det sönderdelas med vatten och luktar klor i närvaro av fukt. Reagerar med CO 2 i luft:

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

Blekmedel används som oxidationsmedel, blekmedel och som desinfektionsmedel.

För alkaliska jordartsmetaller är det känt azider E(N 3) 2 och tiocyanater E(CNS) 2 . 3H 2 O. Azider är mycket mindre explosiva än blyazid. Rodanider tappar lätt vatten när de värms upp. De är mycket lösliga i vatten och organiska lösningsmedel. Ba(N3)2 och Ba(CNS)2 kan användas för att erhålla azider och tiocyanater av andra metaller från sulfater genom en utbytesreaktion.

Nitrater kalcium och strontium finns vanligtvis i form av kristallina hydrater av Ca(NO 3) 2. 4H2O och Sr(NO3)2. 4H 2 O. Bariumnitrat kännetecknas inte av bildning av kristallint hydrat. Vid uppvärmning, Ca(NO 3) 2. 4H2O och Sr(NO3)2. 4H 2 O förlorar lätt vatten. I en inert atmosfär är E nitrater termiskt stabila upp till 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). Smältan av kristallint kalciumnitrathydrat har en sur miljö vid 75 o C. En egenskap hos bariumnitrat är den låga upplösningshastigheten av dess kristaller i vatten. Endast bariumnitrat, för vilket ett instabilt K2-komplex är känt, uppvisar en tendens att bilda komplex. Kalciumnitrat är lösligt i alkoholer, metylacetat och aceton. Strontium- och bariumnitrater är nästan olösliga där. Smältpunkten för E-nitrater uppskattas till 600 o C, men vid samma temperatur börjar nedbrytningen:

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

Ytterligare nedbrytning sker vid högre temperaturer:

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

E nitrater har länge använts inom pyroteknik. Mycket flyktiga E-salter färgar lågan i motsvarande färger: Ca - orange-gul, Sr - röd-karmin, Ba - gul-grön. Låt oss förstå essensen av detta genom att använda exemplet med Sr: Sr 2+ har två VAO: 5s och 5p eller 5s och 4d. Låt oss förmedla energi till detta system - värm upp det. Elektroner från orbitaler närmare kärnan kommer att flytta till dessa VAO. Men ett sådant system är inte stabilt och kommer att frigöra energi i form av ett ljuskvantum. Det är Sr 2+ som sänder ut kvanta med en frekvens som motsvarar de röda våglängderna. När man förbereder pyrotekniska kompositioner är det bekvämt att använda salpeter, eftersom Det färgar inte bara lågan utan är också ett oxidationsmedel som frigör syre vid upphettning. Pyrotekniska kompositioner består av ett fast oxidationsmedel, ett fast reduktionsmedel och några organiska ämnen som avfärgar reduktionsmedlets låga och fungerar som ett bindemedel. Kalciumnitrat används som gödningsmedel.

Allt fosfater Och hydrofosfater E är dåligt lösliga i vatten. De kan erhållas genom att lösa lämplig mängd CaO eller CaCO 3 i ortofosforsyra. De utfälls också under utbytesreaktioner som:

(3-x)Ca2+ + 2H x PO4-(3-x) = Ca (3-x) (H x PO4) 2.

Av praktisk betydelse (som gödningsmedel) är monosubstituerat kalciumortofosfat, som tillsammans med Ca(SO 4) ingår i superfosfat. Det erhålls enligt schemat:

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

Oxalater också något lösligt i vatten. Av praktisk betydelse är kalciumoxalat, som dehydreras vid 200 o C och sönderdelas vid 430 o C enligt följande schema:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

Acetater E är isolerade i form av kristallina hydrater och är mycket lösliga i vatten.

MED sulfater E - vita, svårlösliga ämnen i vatten. Löslighet CaS04. 2H 2 O per 1000 g vatten vid normal temperatur är 8. 10-3 mol, SrS04-5. 10-4 mol, BaS04-1. 10-5 mol, RaSO4-6. 10-6 mol. I Ca - Ra-serien minskar sulfaternas löslighet snabbt. Ba 2+ är ett reagens för sulfatjoner. Kalciumsulfat innehåller kristallvatten. Över 66 o C frigörs vattenfritt kalciumsulfat från lösningen, nedan - gips CaSO 4. 2H 2 O. Uppvärmning av gips över 170 o C åtföljs av frigöring av hydratvatten. När gips blandas med vatten härdar denna massa snabbt på grund av bildandet av kristallint hydrat. Denna egenskap hos gips används i konstruktionen. Egyptierna använde denna kunskap för 2000 år sedan. Lösligheten av ESO 4 i stark svavelsyra är mycket högre än i vatten (BaSO 4 upp till 10%), vilket tyder på komplexbildning. Motsvarande ESO 4-komplex. H 2 SO 4 kan erhållas i fritt tillstånd. Dubbelsalter med alkalimetall- och ammoniumsulfater är endast kända för Ca och Sr. (NH 4) 2 är lösligt i vatten och används i analytisk kemi för att separera Ca från Sr, eftersom (NH4)2 är svagt löslig. Gips används för den kombinerade produktionen av svavelsyra och cement, eftersom Vid upphettning med ett reduktionsmedel (kol) bryts gips ned:

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

Vid en högre temperatur (900 o C) reduceras svavel ännu mer enligt följande schema:

CaS04 + 3C = CaS + CO2 + 2CO.

En liknande sönderdelning av Sr- och Ba-sulfater börjar vid högre temperaturer. BaSO 4 är giftfritt och används inom medicin och tillverkning av mineralfärger.

Sulfider E är vita fasta ämnen som kristalliseras som NaCl. Värmen för deras bildning och energierna i kristallgittren är lika (kcalmol): 110 och 722 (Ca), 108 och 687 (Sr), 106 och 656 (Ba). Kan erhållas genom syntes från element genom uppvärmning eller kalcinering av sulfater med kol:

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

Minst lösliga är CaS (0,2 hl). ES går in i följande reaktioner vid upphettning:

ES + H2O = EO + H2S; ES + G2 = S + EG2; ES + 202 = ESO4; ES + xS = ES x+1 (x=2,3).

Sulfider av alkaliska jordartsmetaller i en neutral lösning hydrolyseras fullständigt enligt följande schema:

2ES + 2H2O = E(HS)2 + E(OH)2.

Syra sulfider kan också erhållas i fritt tillstånd genom att indunsta en lösning av sulfider. De reagerar med svavel:

E(HS)2 + xS = ES x+1 + H2S (x=2,3,4).

BaS är känt från kristallina hydrater. 6H2O och Ca(HS)2. 6H2O, Ba(HS)2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 används för hårborttagning. ES är föremål för fenomenet fosforescens. Känd polysulfider E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. De erhålls genom att koka en suspension av ES i vatten med svavel. I luft oxideras ES: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. Genom att passera luft genom en CaS suspension kan man erhålla tiosulfat Ca enligt schemat:

2CaS + 2O2 + H2O = Ca(OH)2 + CaS2O3

Det är mycket lösligt i vatten. I serien Ca - Sr - Ba minskar lösligheten av tiosulfater. Tellurides E är svagt lösliga i vatten och är också föremål för hydrolys, men i mindre utsträckning än sulfider.

Löslighet kromater E i Ca - Ba-serien faller lika kraftigt som i fallet med sulfater. Dessa gula ämnen erhålls genom interaktion av lösliga salter av E med kromater (eller dikromater) av alkalimetaller:

E2+ + Cr042- = ECr04.

Kalciumkromat frigörs i form av kristallint hydrat - CaCrO 4 . 2H2O (pPR CaCrO4 = 3,15). Redan före smältpunkten tappar den vatten. SrCrO4 och BaCrO4 bildar inte kristallina hydrater. pPR SrCrO4 = 4,44, pPR BaCrO4 = 9,93.

Karbonater E vita, svårlösliga ämnen i vatten. Vid uppvärmning omvandlas ESO 3 till EO och delar av CO 2. I Ca - Ba-serien ökar karbonaternas termiska stabilitet. Den mest praktiskt viktiga av dessa är kalciumkarbonat (kalksten). Den används direkt i konstruktionen och fungerar även som råvara för tillverkning av kalk och cement. Den årliga världsproduktionen av kalk från kalksten uppgår till tiotals miljoner ton. Termisk dissociation av CaCO 3 är endotermisk:

CaCO 3 = CaO + CO 2

och kräver en kostnad på 43 kcal per mol kalksten. CaCO 3 eldning sker i schaktugnar. En biprodukt vid rostning är värdefull koldioxid. CaO är ett viktigt byggmaterial. När det blandas med vatten uppstår kristallisation på grund av bildningen av hydroxid och sedan karbonat enligt följande scheman:

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

En enormt viktig praktisk roll spelas av cement - ett gröngrått pulver som består av en blandning av olika silikater och kalciumaluminater. När det blandas med vatten stelnar det på grund av hydratisering. Under sin produktion bränns en blandning av CaCO 3 och lera innan sintringen påbörjas (1400-1500 o C). Sedan mals blandningen. Sammansättningen av cement kan uttryckas som procentandelen av komponenterna CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, där CaO representerar basen och resten är syraanhydrider. Sammansättningen av silikat (Portlad) cement består huvudsakligen av Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 och Ca (FeO 2) 2. Dess inställning fortsätter enligt följande scheman:

Ca3SiO5 + 3H2O = Ca2SiO4. 2H2O + Ca(OH)2

Ca2SiO4 + 2H2O = Ca2SiO4. 2H2O

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

Ca(FeO2)2 + nH2O = Ca(FeO2)2. nH2O.

Naturlig krita läggs till olika kitt. Finkristallin CaCO 3 utfälld från en lösning ingår i sammansättningen av tandpulver. BaO erhålls från BaCO 3 genom kalcinering med kol enligt följande schema:

BaCO3 + C = BaO + 2CO.

Om processen utförs vid en högre temperatur i en ström av kväve, cyanid barium:

BaCO3 + 4C + N2 = 3CO + Ba(CN)2.

Ba(CN)2 är mycket lösligt i vatten. Ba(CN) 2 kan användas för att producera cyanider av andra metaller genom utbytessönderdelning med sulfater. Hydrokarbonater E är lösliga i vatten och kan endast erhållas i lösning, till exempel genom att passera koldioxid i en suspension av CaCO 3 i vatten:

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

Denna reaktion är reversibel och skiftar åt vänster när den värms upp. Närvaron av kalcium- och magnesiumbikarbonater i naturliga vatten orsakar vattnets hårdhet.

Del ett. generella egenskaperIIEn grupper av grundämnenas periodiska system.

Följande element finns i denna grupp: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. De har en vanlig elektronisk konfiguration: (n-1)p 6 ns 2, förutom Be 1s 2 2s 2. På grund av det senare skiljer sig egenskaperna hos Be något från egenskaperna för undergruppen som helhet. Magnesiums egenskaper skiljer sig också från undergruppens egenskaper, men i mindre utsträckning. I serien Ca – Sr – Ba – Ra ändras egenskaperna sekventiellt. Den relativa elektronegativiteten i Be – Ra-serien minskar pga När storleken på atomen ökar, avges valenselektroner lättare. Egenskaperna för element i undergrupp IIA bestäms av hur lätt det är att förlora två ns elektroner. I detta fall bildas E 2+-joner. När man studerade röntgendiffraktion visade det sig att i vissa föreningar uppvisar element i IIA-undergruppen monovalens. Ett exempel på sådana föreningar är EG, som erhålls genom tillsats av E till EG2-smältan. Alla delar av denna serie finns inte i naturen i ett fritt tillstånd på grund av deras höga aktivitet.

Del två. Beryllium och magnesium.

Berylliums historia

Berylliumföreningar i form av ädelstenar har varit kända sedan urminnes tider. Under en lång tid har människor letat efter och utvecklat avlagringar av blå akvamariner, gröna smaragder, gröngula beryler och gyllene chrysoberyler. Men det var först i slutet av 1700-talet som kemister misstänkte att beryl innehöll något nytt okänt grundämne. År 1798 isolerade den franske kemisten Lewis Nicolas Vauquelin oxiden "La terree du beril" från beryl, som skilde sig från aluminiumoxid. Denna oxid gav salterna en söt smak, bildade inte alun, löstes i en lösning av ammoniumkarbonat och fälldes inte ut av kaliumoxalat. Berylliummetall erhölls först 1829 av den berömda tyske vetenskapsmannen Weller och samtidigt av den franske vetenskapsmannen Bussy, som erhöll berylliummetallpulver genom att reducera berylliumklorid med kaliummetall. Början av industriell produktion går tillbaka till 30-40-talet. förra århundradet.

Historien om magnesium

Elementet har fått sitt namn från området Magnesia i antikens Grekland. Naturliga magnesiumhaltiga material magnesit och dolomit har länge använts i konstruktionen.

De första försöken att isolera den metalliska basen av magnesia i dess rena form gjordes i början av 1800-talet. den berömde engelske fysikern och kemisten Humphry Davy (1778–1829) efter att han utsatt smält kalium och kaustiksoda för elektrolys och erhållit metalliskt Na och K. Han bestämde sig för att på liknande sätt försöka genomföra nedbrytningen av oxiderna av alkaliska jordartsmetaller och magnesiumoxid. I sina första experiment ledde Davy en ström genom våta oxider och skyddade dem från kontakt med luft med ett lager av olja; metallerna smältes emellertid med katoden och kunde inte separeras.

Davy försökte många olika metoder, men alla misslyckades av olika anledningar. Till slut, 1808, hade han tur - han blandade våt magnesia med kvicksilveroxid, placerade massan på en platinaplatta och ledde en ström genom den; Amalgamet överfördes till ett glasrör, upphettades för att avlägsna kvicksilvret och en ny metall erhölls. Med samma metod lyckades Davy få fram barium, kalcium och strontium. Industriell tillverkning av magnesium med hjälp av elektrolytisk metod började i Tyskland i slutet av 1800-talet. Teoretiskt och experimentellt arbete med framställning av magnesium genom elektrolytisk metod i vårt land utfördes av P.P. Fedotiev; processen för reduktion av magnesiumoxid med kisel i vakuum studerades av P.F. Antipin.

Spridning

Beryllium är ett av de mindre vanliga grundämnena: dess innehåll i jordskorpan är 0,0004 vikt. %. Beryllium i naturen är i ett bundet tillstånd. De viktigaste mineralerna i beryllium är beryl-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, chrysoberyl-Be(AlO 2) 2 och fenacit-Be 2 SiO 4. Huvuddelen av beryllium sprids som föroreningar i mineralerna av ett antal andra grundämnen, särskilt aluminium. Beryllium finns också i djuphavssediment och aska från vissa kol. Vissa sorter av beryl, färgade av orenheter i olika färger, klassificeras som ädelstenar. Det är till exempel gröna smaragder och blågröna akvamariner.

Magnesium är ett av de vanligaste grundämnena i jordskorpan. Magnesiumhalten är 1,4%. De viktigaste mineralerna inkluderar i synnerhet koldioxidkarbonatstenar, som bildar enorma massiv på land och till och med hela bergskedjor - magnesit MgCO3 och dolomit MgCO3-CaCO3. Under lager av olika alluviala bergarter, tillsammans med avlagringar av bergsalt, är kolossala avlagringar av ett annat lättlösligt magnesiumhaltigt mineral kända - karnalit MgCl 2 -KCl-6H 2 O. Dessutom är magnesium i många mineral nära förknippat med kiseldioxid och bildar t.ex. olivin[(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] och mindre vanliga forsterit(Mg2Si04). Andra magnesiuminnehållande mineraler är brucit Mg(OH)2 , kieserit MgS04 , epsonite MgS04-7H2O , Cainite MgS04-KCl-3H2O . På jordens yta bildar magnesium lätt vattenhaltiga silikater (talk, asbest etc.), ett exempel på detta är serpentin 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. Av de kända mineralerna innehåller cirka 13 % magnesium. Naturliga magnesiumföreningar finns emellertid i stor utsträckning i löst form. Förutom olika mineraler och stenar finns 0,13% magnesium i form av MgCl 2 ständigt i havsvatten (dess reserver här är outtömliga - cirka 6-10 16 ton) och i saltsjöar och källor. Magnesium ingår även i klorofyll i en mängd upp till 2 % och fungerar här som komplexbildare. Det totala innehållet av detta element i jordens levande materia uppskattas till cirka 10 11 ton.

Mottagande

Huvudmetoden (cirka 70%) för att framställa magnesium är elektrolys av smält karnalit eller MgCl2 under ett skikt av flussmedel för att skydda mot oxidation. Den termiska metoden för att erhålla magnesium (cirka 30%) innebär reduktion av bränd magnesit eller dolomit. Berylliumkoncentrat bearbetas till berylliumoxid eller -hydroxid, från vilken fluorid eller klorid erhålls. Vid erhållande av metalliskt beryllium utförs elektrolys av smältan av BeCl 2 (50 vikt-%) och NaCl. Denna blandning har en smältpunkt på 300 o C mot 400 o C för ren BeCl 2. Beryllium erhålls även magnesium- eller aluminiumtermiskt vid 1000-1200 °C från Na2: Na2 + 2Mg = Be + 2Na + MgF2. Särskilt rent beryllium (främst för kärnkraftsindustrin) erhålls genom zonsmältning, vakuumdestillation och elektrolytisk raffinering.

Egenheter

Beryllium är ett "rent" grundämne. I naturen förekommer magnesium i form av tre stabila isotoper: 24 Mg (78,60 %), 25 Mg (10,11 %) och 26 Mg (11,29 %). Isotoper med massorna 23, 27 och 28 erhölls artificiellt.

Beryllium har ett atomnummer på 4 och en atomvikt på 9,0122. Det är i den andra perioden av det periodiska systemet och leder huvudundergruppen av grupp 2. Berylliumatomens elektroniska struktur är 1s 2 2s 2. Under en kemisk interaktion exciteras berylliumatomen (vilket kräver en kostnad på 63 kcal/g×atom) och en av 2s-elektronerna flyttas till 2p-orbitalen, vilket bestämmer detaljerna i berylliums kemi: den kan uppvisa maximalt kovalens av 4, bildar 2 bindningar enligt utbytesmekanismen, och 2 för donator-acceptor. På joniseringspotentialkurvan upptar beryllium en av toppplatserna. Den senare motsvarar dess lilla radie och karaktäriserar beryllium som ett grundämne som inte är särskilt villigt att ge upp sina elektroner, vilket i första hand bestämmer grundämnets låga kemiska aktivitet. Ur elektronegativitetssynpunkt kan beryllium betraktas som ett typiskt övergångselement mellan elektropositiva metallatomer, som lätt donerar sina elektroner, och typiska komplexbildare, som tenderar att bilda kovalenta bindningar. Beryllium uppvisar en diagonal analogi med aluminium i större utsträckning än LicMg och är ett kinosymmetriskt element. Beryllium och dess föreningar är mycket giftiga. MPC i luften är 2 μg/m 3 .

I det periodiska systemet för grundämnen är magnesium beläget i huvudundergruppen av grupp II; Magnesium serienummer är 12, atomvikt är 24,312. Den elektroniska konfigurationen av en oexciterad atom är 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ; strukturen hos de yttre elektronskalen hos Mg (3s 2)-atomen motsvarar dess nollvalenta tillstånd. Excitering till tvåvärda 3s 1 3p 1 kräver en utgift på 62 kcal/g-atom. Joniseringspotentialen för magnesium är lägre än för beryllium, därför kännetecknas magnesiumföreningar av en högre andel bindningjonicitet. När det gäller komplexbildningsförmåga är magnesium också sämre än beryllium. Interaktion med element i grupp IIIB med ofärdiga d-skal har vissa funktioner. Denna grupp inkluderar Sc, Y, Ln och Th. Dessa element bildar ett antal mellanfaser med magnesium och löser sig väl i det i flytande tillstånd. Tillståndsdiagram av blandningar av dessa element med magnesium är eutektiska till sin natur. Dessa grundämnens löslighet i magnesium i fast tillstånd är inte hög (2 – 5 viktprocent). Med alkaliska jordartsmetaller och speciellt med alkalimetaller bildar magnesium ingen signifikant löslighetsområde i fast tillstånd, vilket beror på den stora skillnaden i atomradier. Undantaget är litium, vars atomradie skiljer sig från atomradien för magnesium med 2 %. System av magnesium med koppar, silver och guld är av eutektisk typ. Lösligheten av silver vid den eutektiska temperaturen är –16 viktprocent.

Fysikaliska egenskaper

Beryllium - silvervit metall. Ganska hårt och skört. Har diamagnetiska egenskaper. I luften blir den täckt med en tunn oxidfilm, vilket ger metallen en grå, matt färg och skyddar den från ytterligare korrosion. Kompressibiliteten för beryllium är mycket låg. Den minsta mängden metaller (17 gånger mindre än Al) blockerar röntgenstrålning. Det kristalliseras i en hcp-struktur med perioderna a=0,228 nm och c=0,358 nm, CN=6. Vid 1254 o C omvandlas den hexagonala a-modifikationen till kubisk b. Beryllium bildar eutektiska legeringar med Al och Si.

Av hela det periodiska systemet representerar de flesta grundämnen gruppen metaller. amfotera, övergångsmässiga, radioaktiva - det finns många av dem. Alla metaller spelar en stor roll inte bara i naturen och människans biologiska liv, utan också i olika industrier. Det är inte för inte som 1900-talet kallades "järn".

Metaller: allmänna egenskaper

Alla metaller har gemensamma kemiska och fysikaliska egenskaper, genom vilka de lätt kan skiljas från icke-metalliska ämnen. Till exempel tillåter strukturen av kristallgittret dem att vara:

• ledare av elektrisk ström;
• bra värmeledare;
• formbar och formbar;
• hållbara och glänsande.

Naturligtvis finns det skillnader mellan dem. Vissa metaller lyser med en silvrig färg, andra med en mer matt vit, och ytterligare andra med en allmänt röd och gul färg. Det finns också skillnader i termisk och elektrisk ledningsförmåga. Dessa parametrar är dock fortfarande gemensamma för alla metaller, medan icke-metaller har fler skillnader än likheter.

Av kemisk natur är alla metaller reduktionsmedel. Beroende på reaktionsförhållandena och specifika ämnen kan de även fungera som oxidationsmedel, men sällan. Kan bilda många ämnen. Kemiska föreningar av metaller finns i naturen i enorma mängder i malmer eller mineraler, mineraler och andra bergarter. Graden är alltid positiv och kan vara konstant (aluminium, natrium, kalcium) eller variabel (krom, järn, koppar, mangan).

Många av dem används i stor utsträckning som byggmaterial och används inom en mängd olika grenar av vetenskap och teknik.

Kemiska föreningar av metaller

Bland dessa bör flera huvudklasser av ämnen nämnas, vilka är produkter av växelverkan mellan metaller och andra grundämnen och ämnen.

1. Oxider, hydrider, nitrider, silicider, fosfider, ozonider, karbider, sulfider och andra - binära föreningar med icke-metaller, hör oftast till klassen av salter (förutom oxider).
2. Hydroxider - allmän formel Me + x (OH) x.
3. Salt. Metallföreningar med sura rester. Kan vara annorlunda:

• genomsnitt;
• sur;
• dubbel;
• grundläggande;
• komplex.

4. Föreningar av metaller med organiska ämnen - organometalliska strukturer.

5. Föreningar av metaller med varandra - legeringar, som erhålls på olika sätt.

Möjlighet att sammanfoga metall

Ämnen som kan innehålla två eller flera olika metaller samtidigt delas in i:

• legeringar;
• dubbla salter;
• komplexa föreningar;
• intermetalliska föreningar.

Metoderna för att sammanfoga metaller varierar också. Till exempel, för att tillverka legeringar, används metoden för att smälta, blanda och stelna den resulterande produkten.

Intermetalliska föreningar bildas som ett resultat av direkta kemiska reaktioner mellan metaller, ofta explosiva (till exempel zink och nickel). Sådana processer kräver speciella förhållanden: mycket hög temperatur, tryck, vakuum, syrebrist och andra.

Soda, salt, kaustik soda - alla dessa är föreningar av alkalimetaller i naturen. De finns i ren form, bildar avlagringar eller är en del av förbränningsprodukterna från vissa ämnen. Ibland erhålls de i en laboratoriemetod. Men dessa ämnen är alltid viktiga och värdefulla, eftersom de omger en person och formar hans liv.

Alkalimetallföreningar och deras användning är inte begränsade till natrium. Salter som:

• kaliumklorid;
• (kaliumnitrat);
• kaliumkarbonat;
• sulfat.

Alla är värdefulla mineralgödselmedel som används inom jordbruket.

Alkaliska jordartsmetaller - föreningar och deras tillämpningar

Denna kategori inkluderar element i den andra gruppen av huvudundergruppen av systemet med kemiska element. Deras konstanta oxidationstillstånd är +2. Dessa är aktiva reduktionsmedel som lätt går in i kemiska reaktioner med de flesta föreningar och enkla ämnen. Uppvisar alla typiska egenskaper hos metaller: lyster, formbarhet, värme och elektrisk ledningsförmåga.

De viktigaste och vanligaste av dessa är magnesium och kalcium. Beryllium är amfotert, barium och radium är sällsynta grundämnen. Alla av dem kan bilda följande typer av anslutningar:

• intermetalliska;
• oxider;
• hydrider;
• binära salter (föreningar med icke-metaller);
• hydroxider;
• salter (dubbla, komplexa, sura, basiska, medium).

Låt oss titta på de viktigaste föreningarna ur praktisk synvinkel och deras användningsområden.

Magnesium och kalciumsalter

Alkaliska jordartsmetallföreningar såsom salter är viktiga för levande organismer. När allt kommer omkring är kalciumsalter källan till detta element i kroppen. Och utan det är den normala bildningen av skelettet, tänder, horn hos djur, hovar, hår och päls och så vidare omöjlig.

Således är det vanligaste saltet av jordalkalimetallkalcium karbonat. Dess andra namn:

• marmor;
• kalksten;
• dolomit.

Det används inte bara som leverantör av kalciumjoner till en levande organism, utan också som byggnadsmaterial, råmaterial för kemisk produktion, inom kosmetikaindustrin, glasindustrin och så vidare.

Alkaliska jordartsmetallföreningar såsom sulfater är också viktiga. Till exempel används bariumsulfat (medicinskt namn "barytgröt") i röntgendiagnostik. Kalciumsulfat i form av kristallint hydrat är gips, som finns i naturen. Det används i medicin, konstruktion och stämplingsgjutningar.

Alkalisk jordmetallfosfor

Dessa ämnen har varit kända sedan medeltiden. Tidigare kallades de fosforer. Detta namn förekommer än idag. Till sin natur är dessa föreningar sulfider av magnesium, strontium, barium och kalcium.

Med viss bearbetning kan de uppvisa fosforescerande egenskaper, och glöden är mycket vacker, från rött till ljust lila. Detta används vid tillverkning av vägskyltar, arbetskläder och annat.

Komplexa anslutningar

Ämnen som innehåller två eller flera olika element av metallisk natur är komplexa metallföreningar. Oftast är det vätskor med vackra och färgglada färger. Används inom analytisk kemi för kvalitativ bestämning av joner.

Sådana ämnen kan bilda inte bara alkali- och jordalkalimetaller utan också alla andra. Det finns hydroxokomplex, vattenkomplex och andra.

De kemiska egenskaperna hos alkali- och jordalkalimetaller är liknande. Den yttre energinivån för alkalimetaller har en elektron, och den för alkaliska jordartsmetaller har två. Under reaktioner delar metaller lätt med valenselektroner, vilket uppvisar egenskaperna hos ett starkt reduktionsmedel.

Alkalisk

Grupp I i ​​det periodiska systemet inkluderar alkalimetaller:

• litium;
• natrium;
• kalium;
• rubidium;
• cesium;
• franska

Ris. 1. Alkalimetaller.

De kännetecknas av sin mjukhet (kan skäras med en kniv), låga smält- och kokpunkter. Dessa är de mest aktiva metallerna.

De kemiska egenskaperna hos alkalimetaller presenteras i tabellen.

Kan reagera med organiska syror och alkoholer.

Alkalisk jord

I grupp II i det periodiska systemet finns alkaliska jordartsmetaller:

• beryllium;
• magnesium;
• kalcium;
• strontium;
• barium;
• radium.

Ris. 2. Alkaliska jordartsmetaller.

Till skillnad från alkalimetaller är de hårdare. Endast strontium kan skäras med kniv. Den tätaste metallen är radium (5,5 g/cm3).

Beryllium reagerar med syre endast när det värms upp till 900°C. Reagerar inte med väte och vatten under några förhållanden. Magnesium oxiderar vid en temperatur på 650°C och reagerar med väte under högt tryck.

Tabellen visar de viktigaste kemiska egenskaperna hos jordalkalimetaller.

Alkali- och jordalkalimetalljoner i salter upptäcks lätt genom förändringar i flamfärg. Natriumsalter brinner med en gul låga, kalium - violett, rubidium - röd, kalcium - tegelröd, barium - gulgrön. Salter av dessa metaller används för att skapa fyrverkerier.

Ris. 3. Kvalitativ reaktion.

Vad har vi lärt oss?

Alkali och jordalkalimetaller är aktiva element i det periodiska systemet som reagerar med enkla och komplexa ämnen. Alkalimetaller är mjukare, reagerar häftigt med vatten och halogener, oxiderar lätt i luft, bildar oxider, peroxider, superoxider och interagerar med syror och ammoniak. Vid upphettning reagerar de med icke-metaller. Alkaliska jordartsmetaller reagerar med icke-metaller, syror och vatten. Beryllium reagerar inte med väte och vatten, men reagerar med alkalier och syre vid höga temperaturer.

Testa på ämnet

Utvärdering av rapporten

Genomsnittligt betyg: 4.3. Totalt antal mottagna betyg: 113.

Alla element i huvudundergrupperna i grupperna I och II i det periodiska systemet, såväl som väte och helium, tillhör s-elementen. Förutom väte och helium är alla dessa grundämnen metaller. Metaller i grupp I i ​​det periodiska systemet kallas alkalisk, eftersom de reagerar med vatten för att bilda alkalier. Metaller i grupp II i det periodiska systemet, med undantag för beryllium och magnesium, kallas jordalkali. Francium, kompletterande grupp I, och radium, kompletterande grupp II, - radioaktiva grundämnen.

Vissa egenskaper hos s-metaller 3

Tabell 15.1

och PI är joniseringspotentialen (energi); EO - elektronegativitet.

Alla s-metaller har en eller två elektroner i sitt yttre skal och kan lätt ge upp dem och bilda joner med en stabil elektronkonfiguration av ädelgaser. Den höga reducerande aktiviteten hos dessa metaller manifesteras i mycket låga joniseringspotentialer (IP) och låg elektronegativitet (EO) (tabell 15.1). Jämför joniseringspotentialerna för alkalimetaller och ädelgaser (av alla grundämnen har ädelgaser lägst EO och högsta PI; se tabell 18.1).

Fysikaliska egenskaper. Under normala förhållanden är s-metaller i fast tillstånd och bildar kristaller med en metallisk bindning. Alla grupp I-metaller har kroppscentrerat kubiskt gitter(BCC, se § 4.4). Beryllium och magnesium kännetecknas av sexkantig tät packning(hcp), kalcium och strontium ansiktscentrerat kubiskt galler(fcc), i barium kroppscentrerad kubik(OTSK).

Grupp I-metaller är mjuka och har låg densitet jämfört med andra. Litium, natrium och kalium lättare än vatten och flyter på dess yta och reagerar med den. Grupp II-metaller är hårdare och tätare än alkaliska metaller. De låga smält- och kokpunkterna för s-metaller (se tabell 15.1) förklaras av den relativt svaga metalliska bindningen i kristallgittren; bindningsenergi (i eV): litium 1,65, natrium 1,11, kalium 0,92, rubidium 0,84, cesium 0,79, beryllium 3,36, magnesium 1,53, kalcium 1,85, strontium 1, 70, barium 1,87.

För att jämföra bindningsenergier (i eV): aluminium 3,38, zink 1,35, järn 4,31, koppar 3,51, silver 2,94, titan 4,87, molybden 6,82, volfram 8,80.

En metallbindning bildas av delokaliserade valenselektroner som håller ihop de positiva jonerna i metallatomerna (se §3.6). Ju större metallradien är, desto mer delokaliserade elektroner är fördelade i ett "tunt skikt" mellan de positiva jonerna, och desto lägre är styrkan på kristallgittret. Detta förklarar de låga smält- och kokpunkterna för metaller i grupperna I och II. Smält- och kokpunkterna för element i grupp II, till skillnad från alkalimetaller, förändras icke-systematiskt, vilket förklaras av skillnader i kristallstrukturer (se ovan).

Prevalens i naturen. Alla s-metaller finns i naturen endast i form av föreningar: fossila mineralsalter och deras avlagringar (KS1, NaCl, CaCO 3 och andra) och joner i havsvatten. Kalcium, natrium, kalium och magnesium är femte, sjätte, sjunde och åttonde mest förekommande på jorden, respektive. Strontium är vanligt i måttliga mängder. Innehållet av andra s-metaller i jordskorpan och havsvattnet är obetydligt. Till exempel är natriumhalten i jordskorpan 2,3 % och i havsvatten 1,1 %, cesium i jordskorpan är 3 10 ~ 4 % och i havsvatten 3 10 -8 %.

Natrium, cesium och beryllium har vardera bara en stabil isotop, litium, kalium och rubidium har vardera två: |Li 7,5% och |Li 92,5%; 93,26 % och Centralkommittén 6,74%; f^Rb 72,17% och fpRb 27,83%. Magnesium har tre stabila isotoper (|2 Mg 79,0%, j|Mg 10,0% och j|Mg 11,0%). Andra alkaliska jordartsmetaller har ett större antal stabila isotoper; de viktigaste: 4 °Са 96,94% och TsSA 2,09%; ||Sr 82,58%, 8 |Sr 9,86% och ||Sr 7,0%; 1 ||Ba 71,7%, 18 |Ba 11,23%, 18®Ba 7,85% och 18 |Ba 6,59%.