Лужноземельні метали

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
H   He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Uuh Uus Uuo
 
  * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
  ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Група 2 періодичної таблиці (Лужноземельні метали)

Лу́жноземе́льні мета́ли — елементи головної підгрупи другої групи періодичної системи. До них відносяться хімічні елементи: берилій, магній, кальцій, стронцій, барій та радій[1]. За класифікацією IUPAC вони належать до групи 2 елементів[2].

Зміст

Загальний опис[ред.ред. код]

Елементи другої групи головної підгрупи періодичної системи елементів називають лужноземельними металами тому, що гідроксиди цих металів проявляють лужні властивості, а оксиди цих металів тугоплавкі і подібні до оксидів алюмінію і важких металів, які назвали землями. Пластичні метали, але значно твердіші за лужні метали, менш легкоплавні.

Ряд із 6 елементів другої групи (берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій) періодичної таблиці. Валентна оболонка s2. Сильні відновники, легко віддають електрони. Їхні оксиди називають лужними землями. Свою назву ця група металів отримала через їхні оксиди — «землі» (за термінологією алхіміків), які дають у воді лужну реакцію. Солі цих металів широко поширені у природі, найчастіше трапляються як мінерали. сполуки HlgМR та MR2, серед яких магнійорганічні сполуки широко використовуються в органічному синтезі. Ці метали менш реактивні, ніж лужні, проте в природі у вільному стані не зустрічаються. Вони крихкі, проте ковкі і штампуються. Добре проводять електричний струм, при нагріванні горять на повітрі.

Колір лужноземельних металів — світло-сірий або сріблястий. Хімічна активність зростає від кальцію до радію. За звичайних умов взаємодіють з О2 (берилій — при 500 °C), водою, F2, при 300—400 °С — з Н2 (крім берилію) і галогенами.

Крім різних силікатних порід, Са, Sr і Ва зустрічаються головним чином у вигляді своїх важкорозчинних вуглекислих і сірчанокислих солей, які мінерали:

CaCO3 – кальцит

SrCO3 – стронціаніт

BaCO3 – вітерит

CaSO4 – ангідрит

SrSO4 – целестин

BaSO4 – важкий шппат

Історія лужноземельних металів[ред.ред. код]

  Вапняк, мармур і гіпс вже у давнину (5000 років тому) застосовувалися єгиптянами в будівельній справі. Аж до кінця 18 століття хіміки вважали вапно простою речовиною. У 1746 р. І. Потт отримав і описав досить чистий окис кальцію. У 1789 році Лавуазье передбачив, що вапно, магнезія, барит - речовини складні. Ще задовго до відкриття стронцію і барію їх "нерозшифровані" з'єднання застосовували в піротехніку для отримання відповідно червоних і зелених вогнів. До середини 40-х років минулого століття стронцій був насамперед металом "потішних вогнів". У 1787 р. в свинцевому руднику поблизу шотландського села Стронціан був знайдений новий мінерал, який назвали стронціанітом SrCO 3. А. Крофорд припустив існування ще невідомої «землі». У 1792 р. Т. Хоп довів що до складу знайденого мінералу входить новий елемент - стронцій. У той час що з допомогою Sr (OH) 2 виділяли нерозчинний дісахарат стронцію (С 12 Н 22 О 4.2SrO), при отримання цукру з меляси. Видобуток Sr зростала. Однак скоро було відмічено, що аналогічний сахарат кальцію теж не розчинний, а окис кальцію була безсумнівно дешевше. Інтерес до стронцію відразу ж зник і знову зріс до нього лише в 40-х роках минулого століття. Важкий шпат був першим відомим з'єднанням барію. Його відкрив на початку XVII ст. італійський алхімік Касціароло. Він же встановив, що цей мінерал після сильного нагрівання з вугіллям світиться в темряві червоним світлом і дав йому назву «lapis solaris» (сонячний камінь). У 1808 році Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологою гашеного вапна з окисом ртуті, приготував амальгаму кальцію, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий «кальцій» (від лат. Calх, рід. Відмінок calcis - вапно). Тим же способом Деві були отримані Ва і Sr. Промисловий спосіб отримання кальцій розроблений Зутером і Редліхом в 1896 р. на заводі Ратенау (Німеччина). У 1904 р. почав працювати перший завод з отримання кальцію. 

Радій був передбачений Менделєєвим в 1871 р. і відкритий у 1898 р. подружжям Марією та П'єром Кюрі. Вони виявили, що уранові руди мають більшу радіоактивністю ніж сам уран. Причиною були сполуки радію. Залишки уранової руди вони обробляли лугом, а що не розчинялося - соляною кислотою. Залишок після другої процедури володіли більшою радіоактивністю, ніж руда. У цій фракції і був виявлений радій. Про своє відкриття подружжя Кюрі повідомили в доповіді за 1898.

Історія берилію [ред.ред. код]

Сполуки берилію у вигляді дорогоцінних каменів були відомі ще в давнину. З давніх пір люди шукали і розробляли родовища блакитних аквамаринів, зелених смарагдів, зеленувато-жовтих беріллов і золотистих хризоберилу. Але тільки в кінці 18 століття хіміки запідозрили, що в берилу є якийсь новий невідомий елемент. У 1798 році французький хімік Льюїс Ніколас Воклен виділив з берилу окис "La terree du beril", відрізнялася від окису алюмінію. Ця окис надавала солям солодкий смак, не утворювала квасцов, розчинялася в розчині карбонату амонію і не осаджувалася оксалатом калію. Металевий берилій був вперше отриманий в 1829 році відомим німецьким вченим Веллером і одночасно французьким ученим Бюсси, який отримав порошок металевого берилію відновленням хлористого берилію металевим калієм. Початок промислового виробництва відноситься до 30-40 рр. минулого сторіччя. 

Історія магнію [ред.ред. код]

Свою назву елемент отримав по місцевості Магнезія в Стародавній Греції. Природні матеріали з вмістом магнію, такі як магнезит і доломіт здавна використовувалися в будівництві. 

Перші спроби виділити металеву основу магнезії в чистому вигляді були зроблені на початку XIX ст. знаменитим англійським фізиком і хіміком Гемфрі Деві (1778-1829) після того, як він піддав електролізу розплави їдкого калі та їдкого натру і отримав металевий Na та K. Він вирішив спробувати аналогічним чином здійснити розкладання оксидів лужноземельних металів і магнезії. У своїх початкових дослідах Деві пропускав струм через вологі оксиди, оберігаючи їх від зіткнення з повітрям шаром нафти, а проте при цьому метали сплавлялися з катодом і їх не вдавалося відокремити. 

Деві пробував застосовувати безліч різних методів, але всі вони з різних причин виявлялися малоуспішними. Нарешті, в 1808 р. його спіткала удача - він змішав вологу магнезію з оксидом ртуті, помістив масу на платівку з платини і пропустив через неї струм; амальгаму переніс у скляну трубку, нагрів, щоб видалити ртуть, і отримав новий метал. Тим же способом Деві вдалося отримати барій, кальцій і стронцій. Промислове виробництво магнію електролітичним способом було розпочато в Німеччині в кінці 19 століття. Теоретичні та експериментальні роботи по отриманню магнію електролітичним способом у нашій країні були виконані П.П. Федотьевим; процес відновлення оксиду магнію кремнієм у вакуумі досліджував П.Ф. Антипин. 

Поширення[ред.ред. код]

Берилій відноситься до числа не дуже поширених елементів: його вміст в земній корі становить 0,0004 вагу. %. Берилій в природі знаходиться у зв'язаному стані. Найважливіші мінерали берилію: берил-Be 3 Al 2 (SiO 3) 6, хризоберил-Be (AlO 2) 2 і фенакіт-Be 2 SiO 4. Основна частина берилію розпорошена в ролі домішок до мінералів ряду інших елементів, особливо алюмінію. Берилій міститься також в глибинних опадах морів і золі деяких кам'яного вугілля. Деякі різновиди берилу, пофарбовані домішками в різні кольори, відносяться до коштовних каменів. Такі, наприклад, зелені смарагди, блакитнувато-зелені аквамарини. 

Магній - один з найпоширеніших у земній корі елементів. Зміст магнію складає 1,4%. До числа найважливіших мінералів відносяться, зокрема, вуглекислі карбонатні породи, що утворюють величезні масиви на суші і навіть цілі гірські хребти - магнезит MgCO 3 та доломіт MgCO 3 žCaCO 3. Під шарами різних наносних порід спільно з покладами кам'яної солі відомі колосальні поклади та іншого легкорозчинного магнийсодержащем мінералу - карналіту MgCl 2 žKClž6H 2 O. Крім того, у багатьох мінералах магній тісно пов'язаний із кремнеземом, утворюючи, наприклад, олівін [(Mg, Fe) 2 SiO 4] і рідше зустрічається форстерит (Mg 2 SiO 4). Інші магнийсодержащем мінерали - це бруціт Mg (OH) 2кізерит MgSO 4Епсон MgSO 4 ž7H 2 O, каїніт MgSO 4 žKClž3H 2 O. На поверхні Землі магній легко утворює водяні силікати (тальк, азбест тощо), прикладом яких може служити серпентин 3MgOž2SiO 2 ž2H 2 O. З відомих мінералів близько 13% містять магній. Проте природні сполуки магнію широко зустрічаються й у розчиненому вигляді. Крім різних мінералів та гірських порід, 0,13% магнію у вигляді MgCl 2 постійно містяться у водах океану (його запаси тут невичерпні - близько 6ž10 16 т) і в солоних озерах і джерелах. Магній також входить до складу хлорофілу в кількості до 2% і виступає тут як комплексоутворювач. Загальний вміст цього елемента в живій речовині Землі оцінюється величиною порядку 10 11 тонн. 

Отримання [ред.ред. код]

Основний (близько 70%) спосіб отримання магнію - електроліз розплавленого карналіту або MgCl 2 під шаром флюсу для захисту від окислення. Термічний спосіб отримання магнію (близько 30%) полягає у відновленні обпаленої магнезиту або доломіту. Берилієві концентрати переробляють на оксид або гідроксид берилію, з яких отримують фторид або хлорид. При отриманні металевого берилію здійснюють електроліз розплаву BeCl 2 (50 вагу.%) І NaCl.Такая суміш має температуру плавлення 300 °C проти 400 °C для чистого ВеCl 2. Також берилій отримують магній-або алюмотерміческі при 1000-1200 °C з Na 2 [BeF 4]: Na 2 [BeF 4] + 2Mg = Be + 2Na + МgF 2. Особливо чистий берилій (в основному для атомної промисловості) отримують зонної плавкою, дистиляцією в вакуумі і електролітичним рафінуванням. 

Спочатку одержують оксиду або хлориди Е. ЕО отримують прокаливанием ЕСС 3, а ЕС1 2 дією соляної кислоти на ЕСС 3. Всі лужноземельні метали можна отримати алюмотермічним відновленням їх оксидів при температурі 1200 °C за приблизною схемою: 3ЕО + 2Al = Al 2 O 3 + 3Е. Процес при цьому ведуть у вакуумі в уникненні окислення Е. Кальцій (як і всі інші Е) можна отримати електролізом розплаву СаСl 2 з наступною перегонкою у вакуумі або термічною дисоціацією Сас 2. Ва і Sr можна отримати піролізом Е 2 N 3, Е (NH 3) 6, ЕН 2. Радій видобувають попутно з уранових руд. 

Особливості [ред.ред. код]

Берилій є "чистим" елементом. У природі магній зустрічається у вигляді трьох стабільних ізотопів: 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) і 26 Mg (11,29%). Штучно були отримані ізотопи з масами 23, 27 і 28. 

Берилій має атомний номер 4 і атомна вага 9,0122. Він знаходиться в другому періоді періодичної системи і очолює головну підгрупу 2 групи. Електронна структура атома берилію - 1s 2 2s 2. При хімічній взаємодії атом берилію збуджується (що вимагає витрати 63 ккал / г × атом) і один з 2s-електронів переходить на 2р-орбіталь що визначає специфіку хімії берилію: він може проявляти максимальну ковалентность, що дорівнює 4, утворюючи 2 зв'язку за обмінним механізмом, і 2 по донорно-акцепторного. На кривій потенціалів іонізації берилій займає одне з чільних місць. Остання відповідає його малому радіусу і характеризує берилій як елемент не особливо охоче віддає свої електрони, що в першу чергу визначає малу ступінь хімічної активності елемента. З точки зору електронегативності берилій може розглядатися як типовий перехідний елемент між електропозитивних атомами металів, легко віддають свої електрони, і типовими комплексо-просвітників, що мають тенденцію до утворення ковалентного зв'язку. Берилій проявляє діагональну аналогію з алюмінієм в більшій мірі, ніж Li c Mg і є кайносімметрічним елементом. Берилій та його сполуки дуже токсичні. ГДК в повітрі - 2 мкг / м 3. 

У періодичній системі елементів магній розташовується в головній підгрупі II групи; порядковий номер магнію - 12, атомна вага 24,312. Електронна конфігурація збудженого атома - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2; будова зовнішніх електронних оболонок атома Mg (3s 2) відповідає його нульвалентному стану. Збудження до двовалентного 3s 1 3p 1 вимагає витрати 62 ккал / г-атом. Іонізаційні потенціали магнію менше, ніж берилію, тому з'єднання магнію характеризуються більшою часткою іонності зв'язку. За комплексообразовательной здібності магній теж поступається берилію. Взаємодія з елементами IIIВ групи з недобудованими d-оболонками має деякі особливості. У цю групу входять Sc, Y, Ln, і Th. Ці елементи утворюють з магнієм ряд проміжних фаз і добре розчиняються в ньому в рідкому стані. Діаграми стану сумішей цих елементів з магнієм - евтектичного характеру. Розчинність цих елементів в магнії у твердому стані не велика (2 - 5% за масою). Зі лужноземельними і особливо з лужними металами магній не утворює значною області розчинності в твердому стані, що пов'язано з великим відмінностями атомних радіусів. Винятком є ​​літій, атомний радіус якого відрізняється від атомного радіусу магнію на 2%. Системи магнію з міддю, сріблом і золотом - евтектичного типу. Розчинність срібла при температурі евтектики -16% за масою. 

Фізичні властивості [ред.ред. код]

Берилій - метал сріблясто-білого кольору. Досить твердий і крихкий. Володіє діамагнітними властивостями. На повітрі він покривається тонкою плівкою окисной зраджує металу сірий, матовий колір і оберігає від подальшої корозії. Стисливість берилію дуже мала. Менше всіх металів (у 17 разів менше Аl) затримує рентгенівське випромінювання. Він кристалізується в ГПУ-структурі з періодами а = 0,228 нм, і з = 0,358 нм, КЧ = 6. При 1254 °C гексагональна a-модифікація переходить у кубічну b. Берилій утворює евтектичні сплави з Al і Si. 

Магній - також має сріблясто-білий колір. Щодо берилію він м'якший і пластичний. На повітрі тьмяніє за рахунок окислення. Магній добре розчиняє водень. На відміну від берилію парамагнітен. Пари магнію містять молекули Mg 2, енергіядисоціації яких оцінюється в 7 ккал / моль. Стисливість Mg мала, під тиском в 100 тис. атм його обсяг зменшується до 0,85 вихідного. Магній кристалізується в ГПУ-структурі. Для магнію характерно перекриття першої та другої зон Бріллюена. 

Деякі фізичні константи металів наведені нижче у таблиці: 

Be  Mg 
Атомний радіус, нм  1,113  1,162 
Радіус іона Е 2 +, нм  0,034  0,074 
Енергія іонізації, ев, Е 0 ® Е +  9,32  7,64 
Е + ® Е 2 +  18,21  15,03 

Енергія кр. решітки, мкДж \ кмоль[ред.ред. код]

321,6  150,2 
Щільність (20 °C), г / см 3  1,84  1,73 
Температура плавлення., °C  1287  650 
Температура кипіння, °C  2450  1103 
Теплота плавлення, ккал / г-атом  2,8  2,1 
Теплота випаровування, ккал / г-атом  74  31 
Теплота сублімації (при 25 °C), ккал / г-атом 78  35 
Електропровідність (Hg = 1)  23  22 
ОЕО  1,47  1,23 
Теплоємність, Дж \ (кг. К)  1826  1047 

Са і його аналоги являють собою сріблясто-білі метали. Кальцій з них самий твердий. Стронцій і особливо барій значно м'якше кальцію. Всі лужноземельні метали пластичні, добре піддаються куванні, різання та прокатки. Кальцій при звичайних умовах кристалізується в ГЦК-структурою з періодом а = 0,556 нм (КЧ = 12), а при температурі вище 464 °C в ОЦК-стуктуре. Са утворює сплави з Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Стронцій має ГЦК - структуру; при температурі 488 °C стронцій зазнає поліморфний перетворення і кристалізується в гексагональній структурі. Він парамагнітен. Барій кристалізується в ОЦК структурі. Са і Sr здатні утворювати між собою безперервний ряд твердих розчинів, а в системах Са-Ва і Sr-Ba з'являються області розшаровування. У рідкому стані стронцій змішується з Ве, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. З останніми чотирма Sr утворює інтерметаліди. Електропровідність лужноземельних металів з підвищенням тиску падає, всупереч зворотному процесу у решти типових металів. Нижче наведені деякі константи для лужноземельних металів: 

Са  Sr 

Ba[ред.ред. код]

Ra 
Атомний радіус, нм  0,197  0,215  0,221  0,235 

Радіус іона Е 2 +, нм[ред.ред. код]

0,104  0,127  0,138  0,144 

Енергія кр. решітки, мкДж \ кмоль[ред.ред. код]

194,1  164,3  175,8  130 
r, м \ см 3  1,54  2,63  3,5  5,5-6 
Т пл., °C  852  770  710  ~ 800 
Т кип., °C  1484  1380  1640  ~ 1500 
Електропровідність (Hg = 1)  22 
Теплота плавлення ккал \ р-атом  2,1  2,2  1,8 
Теплота випаровування ккал \ р-атом  36  33  36 
Питома теплоємність, Дж \ (кг. К)  624  737  191,93  136 
Зріджуваність Па -1. 10 -11  5,92  8,36 

Хімічні властивості з'єднань елементів [ред.ред. код]

Нормальні електродні потенціали реакцій Ве-2е = Ве 2 + і Mg - 2е = Mg 2 + дорівнюють відповідно j 0 =- 1,7 В і j 0 =- 1,55 В. Нижче представлені теплоти утворення деяких сполук магнію і берилію, розраховані в ккал на грам-еквівалент металу: 

   F  Cl  Br  I  O  S  N 
Be  121  59  44  20  72  28  23 
Mg  134  77  62  43  72  42  19 
Ставлення Be / Mg  0,90  0,77  0,71  0,47  1,00  0,47  1,21 

З наведених даних видно, що теплоти утворення аналогічних похідних берилію і магнію близькі при порівняно малих обсягах металлоідних атомів (F, O, N) і сильно розходяться при великих (Cl, Br, I, S). 

Гідрид Ве отримують змішуванням гідриду літію з хлоридом Ве, або за схемою: 

LiAlH 4 + Be (CH 3) 2 = BeH 2 + LiAlH 2 (CH 3) 3.

Гідрид магнію отримують безпосередньо з елементів при нагріванні і тиску, а також при нагріванні Mg (C 2 H 5) 2 

ЕH 2 - білі тверді речовини, погано розчинні в ефірі. Виділяють водень із води і спиртів: ЕН 2 + 2Н 2 О = Е (ОН) 2 + 2Н 2 і ЕН 2 + 2СН 3 ОН = Е (ОСН 3) 2 + 2Н 2.

Окиси Ве і Mg - вельми тугоплавкі, білі, малорозчинні у воді речовини. Можуть бути отримані прокаливанием оксалатів, нітратів, карбонатів: 

ЕСС 3 = ЕО + СО 2             2Е (NO 3) 2 = 2ЕО + 4NO 2 + O 2, ЕС 2 О 4 = СO 2 + СО + ЕО. 

Також можуть бути отримані спалюванням відповідних металів в кисні.   Розчиняються в кислотах: ЕО + 2Н + = Е 2 + + Н 2 О. 

ВЕО розчиняється у лугах за схемою: BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Be (OН) 4]. Ядерні відстані в кристалах MgO (т. пл. 2850 °C) і BеО (т. пл. 2580 °C) рівні відповідно 2,10 і 1,64 A, а у їхніх індивідуальних молекул (у парах) - 1,33 і 1,75 A. Пари ЕO сильно дисоційований на елементи. Охолодження розплаву ВеО веде до утворення скла. Кристали ВеО мають структуру вюрциту, що свідчить про малу полярності зв'язку. Кристали MgO мають структуру NaCl. Обидві окису розчиняються в кислотах тим важче, чим сильніше вони були попередньо прожарений. Таке зниження реакційної здатності обумовлено в даному випадку укрупненням кристалів. При зберіганні на повітрі оксид магнію поступово поглинає вологу і CO 2, переходячи в Mg (OH) 2 і в MgCO 3. Окис магнію зрідка зустрічається в природі (мінерал періклаз). Отримана прожарюванням природного магнезиту MgO є вихідним продуктом для виготовлення різних вогнетривких виробів. 

Білі аморфні гідроокису магнію і берилію мало розчиняються у воді. Розчинена частина Mg (OH) 2 дисоційований за типом підстави і є електролітом слабкої сили, а Ве (ОН) 2 має амфотерні властивості і дисоціює за сумарною схемою: 

Ве 2 + + 2ОН - = Ве (ОН) 2 = 2Н + + ВеО 2 2 -. 

Гидроокись берилію взагалі є єдиною підставою в IIA групі, яка має амфотерні властивості. Осадження Ве (OH) 2 в процесі нейтралізації кислого розчину (за схемою: Е 2 + +2 ОН - = Е (ОН) 2) настає при pH = 5,7, а Mg (OH) 2 - при рН = 10,5. Ве (ОН) 2 - є полімерним з'єднанням, тому його розчинність у воді незначна (РПР = 22). Зважаючи на слабкість кислотних властивостей Ве (ОН) 2 беріллати сильно гідроліз у водному розчині. При розчиненні Ве (ОН) 2 в кислотах утворюються тетраедрічекіе аквакомплекс [Ве (Н 2 О) 42 +, у лугах - гидроксокомплекса [Be (OH) 42 - (або [Be (OH) 3-) за схемою : Ве (ОН) 2 + 2OH - = [Be (OH) 42 -. Берилій в берріліат-іоні sp 3-гібридизувати, а сам беррілат-іон має форму тетраедра. КЧ Ве = 4. Ве (ОН) 2 починає втрачати воду вже при 230 °C. Беріллати типу К 2 ВеО 2 існують тільки у твердому стані. Вони можуть бути отримані розчиненням порошку Ве на розплави лугів. Основні властивості у Ве (ОН) 2переважають над кислотними, але виражені менш значно, ніж у Mg (ОН) 2. Гідроокис магнію зустрічається в природі (мінерал брусит). РПР Mg (OH) 2 = 11. Mg (ОН) 2 володіє тільки основними властивостями. Однак, взаємодією Mg (OH) 2c 65%-ним розчином NaOH при 100 °C може бути отриманий нестійкий у водному середовищі тетрагідроксомагнезат натрію - Na 2 [Mg (OH) 4]. Крім кислот, гідроксид магнію розчинний в розчинах солей амонію за схемою: Mg (OH) 2 + 2NH 4 + = Mg 2 + + 2NH 3 + 2H 2 О. Тому розчином аміаку не можна повністю осадити гідроокис магнію, наприклад з хлориду, тому що наступний процес рівноважний: 

МgCl 2 + NH 4 OH = NH 4 Cl + Mg (ОН) 2.

При нагріванні гідроокис магнію реагує з Р, Se, S (Х = Se, S): 

6Mg (ОН) 2 + 4P = 6MgО + 4РН 3 + 3О 2 і 2Mg (ОН) 2 + 2Х = 2MgО + 2Н 2 Х + О 2 

Обидві гідроокису добре розчиняються в кислотах: Е (ОН) 2 + 2Н + = Е 2 + + 2H 2 О. Гідроксид магнію в промисловості отримують діючи на розчинні солі магнію вапняним молоком. Для магнію відома аналогічна гідроокису етоксідная похідна Mg (OC 2 H 5) 2. Вона може бути отримана взаємодією амальгами магнію зі спиртом і являє собою білий порошок, розчинний у спирті і розкладається водою. Взаємодією свежеосажденная Mg (OH) 2 з 30%-ної H 2 O 2 може бути отримана розчинна у воді гідратне перекис-окис магнію MgO 2. 3MgO. NH 2 O, вона застосовується як антисептик, для шлунка тому з водою дає Мg (ОН) 2 і перекис водню. Багато з солей берилію і магнію добре розчиняються у воді. Іони Е 2 + безбарвні. Mg 2 + повідомляють розчину гіркий смак, Ве 2 + - солодкуватий. Солі Ве схильні гідролізу при кімнатній температурі і дають кисле середовище, солі Mg - в меншій мірі. Наприклад, гідроліз сульфатів і галогенідів проходить за схемами: 

1. 2ЕSO 4 + 2Н 2 О = (Еон) 2 SO 4 + Н 2 SO 4 

2. (Еон) 2 SO 4 + 2H 2 O = 2Е (OH) 2 + Н 2 SO 4 

1. ЕГ 2 + Н 2 О = HГ + ЕОНГ 

2. ЕОНГ + 2Н 2 О = Е (ОН) 2 + НГ. 

Причому гідроліз йде в основному по першій стадії до утворення основних солей. Відношення заряду до радіусу у Be 2 + - Велика, в результаті чого він має високу поляризующей здатністю і його комплексообразовательние властивості підвищені. 

Майже всі галоїдні солі берилію і магнію безбарвні, розпливаються на повітрі і легкорозчинних у воді за винятком МgF 2, розчинність якого дуже мала (0,08 г / л). Для хлориду магнію характерні кристалогідрати MgCl 2. NH 2 O (n = 1,2,4,6,8,12). Для хлориду берилію характерні з'єднання типу ВеCl 2. 2R (R-ацетон, ацетальдегід, діетиламін, етиловий ефір, етилендіамін, піридин і ін) Обидва хлориду приєднують аміак з утворенням ЕCl 2. NNH 3 (n = 2,4,6).   MgCl 2 широко поширений в природі у вигляді мінералів - бішофіту MgCl 2. 2Н 2 О, карналіту МgСl 2. KCl. 6H 2 O ін При утворенні галогенідів берилію, його атоми збуджуються: 2s 2 ® 2s 1 2p 1 при цьому за рахунок розпарювання виникають дві ковалентні зв'язки і відбувається sp-гібридизація: валентні електрони утворюють два sp-гібридних хмари лежать на одній прямій і витягнутих у протилежний напрямках. Таким чином молекули ВЕГ 2 - мають лінійна будівля. ВеF 2отримують нейтралізацією плавикової кислоти гідроокисом берилію а MgF 2 безпосередньо з елементів або обмінної реакцією: Мg 2 + + 2F - = MgF 2 ¯. Хлорид Ве можна отримати за наступними схемами при нагріванні: 

ВЕО + С + Сl 2 = BeCl 2 + СО; 2ВеО + СOCl 2 = ВеCl 2 + CO 2.

ВеCl 2 - має полімерне будову. Більшість солей виділяється з розчинів у вигляді кристалогідратів (ВеCl 2. 2H 2 O, ВеI 2. 4H 2 O, MgBr 2 × 6H 2 O). При їх нагріванні відбувається відщеплення частини НГ і залишаються важкорозчинні у воді основні солі. Реакції приєднання характерні головним чином для фторидів, утворюють комплекси типів M [ЕГ 3] і M 2 [ЕГ 4], де М-одновалентних метал, наприклад Tl 2 [BeCl 4], Na 2 [BeCl 4].

Нітрати Ве і Мg легкорозчинних не тільки у воді, але й у спирті. Mg (NO 3) 2 зустрічається в природі. Кристалізуються вони зазвичай у вигляді Mg (NO 3) 2 × 6H 2 O і Ве (NO 3). 4Н 2 О. Е (NO 3). Nн 2 О можна отримати діючи азотною кислотою на відповідні метали, ЕО, Е (ОН) 2, ЕСО 3. Для Ве n буває 4,3,2 (n ¹ 0), а для магнію n може дорівнювати 9,6,2 і 0. При нагріванні вони розкладаються, отщепляя воду, NO 2 і О 2:

2Е (NO 32. NH 2 O = nH 2 O + 2ЕO + 4NO 2 + О 2.

Для сульфатів Ве і Mg характерні легкорозчинні кристалогідрати ВеSO 4. 4H 2 O і MgSO 4 × nH 2 O (n = 1,2,3,4,5,6,7,12). Перший повністю зневоднюється при 400 °C, другий при 200 °C. ВеSO 4 отримують дією розбавленої сірчаної кислоти на окис чи гідроокис берилію. Розчин BeSO 4 здатний розчиняти Mg за схемою: 

2ВеSO 4 + Mg + 2H 2 O = H 2 + (BeOH) 2 SO 4 + MgSO 4.

Під дією кислот MgSO 4 переходить в кислий сульфат: MgSO 4 + H 2 SO 4 = Mg (HSO 4) 2. MgSO 4 набирає при нагріванні в наступні реакції: MgSO 4 + 2С = МgS + 2CO 2; 

2MgSO 4 + C = 2MgO + 2SO 2 + CO 2; MgSO 4 + H 2 S = MgO + SO 2 + S + H 2 O; 

MgSO 4 + SiO 2 = MgSiO 3 + SO 3;

Термічне розкладання BeSO 4 і MgSO 4 починається відповідно при 580 °C і 1124 °C: 2ЕSO 4 = 2ЕО + 2SO 2 + О 2. Константа електролітичної дисоціації MgSO 4 - 5 × 10 -3. У природі MgSO 4 зустрічається у вигляді мінералів: гіркої солі - MgSO 4 × 7H 2 O, кізеріта - MgSO 4 × H 2 O, полігаліта - MgSO 4. К 2 SO 4. 2СаSO 4. 2Н 2 О та ін. Кізер може служити хорошим матеріалом для отримання MgO і SO 2, оскільки при прожарюванні з вугіллям розкладається за схемою: MgSO 4 + C + 64 ккал = CO + SO 2 + MgO. Гірка сіль застосовується в текстильній і паперовій промисловості, а також у медицині. 

З сульфатами деяких одновалентних металів BeSO 4 і MgSO 4 утворюють подвійні солі, для Ве типу M 2 [Be (SO 42]. 2H 2 O, а для магнію так звані шеніти складу M 2 [Mg (SO 4) 2] × 6H 2 O, де M - одновалентних метал. Шенітом K 2 [Mg (SO 4) 2] × 6H 2 O користуються іноді як калійним мінеральним добривом. Нагріванням MgSO 4 з міцною сірчаною кислотою можуть бути отримані сполуки MgSO 4. H 2 SO 4, MgSO 4. 3H 2 SO 4. Діючи аміаком на спиртовий розчин MgSO 4 можуть бути отримані наступні комплекси: [Mg (NH 3) 2 (H 2 O) 4] SO 4, [Mg (NH 3) 3 (H 2 O) 3] SO 4, [Mg ( NH 3) 4 (H 2 O) 2] SO 4.

Майже нерозчинні у воді нормальні карбонати ВеCO 3 × 4H 2 O MgCO 3 × nH 2 O (n = 5,3) можуть бути отримані тільки при одночасній присутності у розчині великого надлишку CO 2. В іншому випадку осаджуються також майже нерозчинні основні солі. Так, при дії соди на солі Е має місце процес: Е 2 + + 2СO 3 2 - + Н 2 О = СО 2 + (Еон) 2 СО 3 ¯. Основні карбонати Е розчиняються в мінеральних кислотах, в оцтовій кислоті і розчинах солей амонію. Нагрівання такого осаду з кислим карбонатом калію призведе до утворення нормального карбонату: (Еон) 2 СО 3 + 2KHCO 3 = 2ЕСО 3 + 2Н 2 О + К 2 СО 3. MgCO 3 поширений у природі. Біла магнезія - це основна сіль приблизного складу 3MgCO 3 × Mg (OH) 2 × 3H 2 O - використовується в медичних цілях при підвищеній кислотності шлунка. Вона випадає в осад якщо до нагрітого розчину хлориду магнію доливати розчин соди: 

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (MgOH) 2 CO 3 ¯ + CO 2 + 4NaCl. Цікаво відзначити, що спочатку, коли в розчині ще недолік СО 2 і середовище лужне, процес йде з утворенням білої магнезії, а коли в розчині з'являється надлишок СО 2 і середовище стає кислою з білої магнезії утворюється гідрокарбонат стійкий в розчині за схемою: 

(MgOH) 2 CO 3 + 3СО 2 + Н 2 О = 2Mg (HCO 3) 2.

ЕСС 3 отщепляют вуглекислий газ вже при 100 і 500 °C відповідно для Ве і Mg. На цьому ґрунтується використання магнезиту для отримання СО 2. При пропущенні СО 2 через суспензію MgCO 3 осад може бути розчинений: MgCO 3 + CO 2 + H 2 O = Mg (HCO 3) 2. ЕСС 3 розчиняються у розчині карбонату амонію за схемою: ЕСС 3 + (NH 4) 2 СО 3 = (NH 4) 2 [Е (СО 3) 2]. При кип'ятінні розчину такої подвійної солі, знову випадає осад: 

(NH 4) 2 [Е (СО 3) 2] = 2NH 3 + CО 2 + ЕСС 3 ¯ + Н 2 О. 

BeCO 3 розчинний також у вуглекислих лугах. До таких подвійним карбонату відноситься природний доломіт - Са [Mg (СО 3) 2]. Застосування знайшов перхлорат магнію ("ангідрон") як відбілювач і осушувач. 

Ацетат берилію виходить тільки при нагріванні ВеСl 2 з безводною оцтовою кислотою. Ця сіль не розчинна у воді і повільно нею розкладається з утворенням основних солей. При 300 °C починає розкладається. Mg (CH 3 COO) 2 розчинний у воді. Оксалат берилію - вага 2 О 4. 3Н 2 О, являє собою порошок білого кольору; розчинний у воді. При 100 °C втрачає 2 молекули Н 2 О. При 220 °C втрачає останню молекулу води і плавиться, а при 350 °C розкладається: вага 2 О 4 = СO 2 + СО + BeО. Були отримані комплекси типу Na 2 [Ве (З 2 О 4) 2]. MgС 2 О 4. 3Н 2 О малорозчинний воді. Взаємодіє з розчином оксалату амонію з утворенням розчинної подвійної солі: 

(NH 4) 2 З 2 О 4 + MgС 2 О 4 = (NH 4) 2 [Mg (С 2 О 4) 2].

Одно-, дво-, трьох-заміщені ортофосфати берилію і магнію Be (H 2 PO 42. 2H 2 O, BeHPO 4. 3H 2 O, Be 3 (PO 43. 4H 2 O, Mg 3 (PO 4 ) 2. nH 2 O (n = 8,6,4), MgHPO 4. nH 2 O (n = 1,2,7) мало розчинні у воді. Їх можна отримати розчиненням гидроокисей у відповідних кількостях Н 3 РО 4, або обмінними реакціями з х-заміщеними ортофосфату натрію. Наступною реакцією користуються для відкриття катіонів Mg 2 + та аніонів фосфорної, миш'яковистої кислоти: MgCl 2 + NH 4OH + Na 2 HPO 4 = H 2 O +2 NaCl + MgNH 4 PO 4 ¯. 

Сульфіди Е отримують прямим синтезом з елементів. ВеS являє собою сірувато-білі кристали. Він схильний до гідролізу у воді: ВеS + 2H 2 O = Be (OH) 2 + H 2 S. MgS - безбарвні кубічні кристали. Він плавиться вище 2000 °C, у воді схильний гідролізу: 3MgS + 2H 2 O = Mg (HS) 2 + 2MgO + H 2 S. 

Метанід берилію отримують прокаливанием ВеО з вугіллям: 2ВеО + 3С = Ве 2 З + 2СО. Цей червонувато-жовтий порошок розкладає воду з виділенням метану: 

Ве 2 З + 4Н 2 О = СН 4 + 2Ве (ОН) 2 ¯. 

Ацетілід берилію отримують прокаливанием тісному суміші Ве з вугіллям. розкладає воду з виділенням ацетилену: Вага 2 + 2Н 2 О = С 2 Н 2 + Ве (ОН) 2 ¯. Карбідні з'єднання Mg ендотермічну. MgC 2 отримують діючи на порошок магнію ацетиленом або бензолом при нагріванні: Mg + C 2 H 2 = MgC 2 + H 2. Mg 2 C 3 отримують діючи пентаном на порошок магнію. Водою MgC 2 розкладається з виділенням С 2 Н 2, а Mg 2 C 3 c виділенням СН 3-С º СН. Всі карбіди Е реагують з галогенами та сіркою і азотом при нагріванні утворюючи відповідно ЕS, ЕCl 2 і Е 3 N 2. Нітриди Е утворюються при нагріванні порошків Е c азотом або аміаком: 2NH 3 + 3Е = Е 3 N 2 + 3H 2. Be 3 N 2 - білий порошок стійкий на повітрі. Може бути отриманий за схемою: 3Ве + 2KCN = Be 3 N 2 + 2K + 2C. Mg 3 N 2 - аморфний порошок зеленувато-жовтого кольору, флуоресціює оранжевим кольором. Реагує з метанолом і оксидами вуглецю: 

Mg 3 N 2 + 6CH 3 OH = NH 3 + N (CH 3) 3 + 3Mg (OH) OCH 3; 

Mg 3 N 2 + 3CO x = 3MgO + N 2 + 3CO x-1 

Обидва нітриду гідролізується водою і розчиняються в кислотах: 

Е 3 N 2 + Н 2 О = NH 3 + Mg (OH) 2; Е 3 N 2 + 8H + = 2Е 2 + + 2NH 4 +. 

Mg 3 N 2 є відновником. 

Фосфіди Е утворюються при дії парів фосфору на порошки відповідних металів. Вони розкладаються водою до гідроокису і фосфіну. Також вони горять виділяючи ЕО, Р 2 О 5 і багато тепла. 

Силіциди відомі лише для магнію (Mg 2 Si і Mg 3 Si 2). Орто-силікат берилію зустрічається в природі у вигляді мінералу фенакіти. Можна одержати при нагріванні BeO та SiO 2 по схемі: 2BeO + SiO 2 = Be 2 SiO 4. Він нерозчинний. Берилій утворює интерметаллические з'єднання: MoBe 12, WBe 12, TaBe 12, UBe 13, PuBe 13 і ін 

Берілліди мають високу міцність і температурою плавлення. Так, NbBe 2 має Т пл 1880 °C, Ta 2 Be 17 - 1980 °C, а ZrBe 13 - 1920 про С. 

Кристалічні структури інтерметалічних сполук, в порівнянні з багатьма системами на підставі інших металів, значно різняться між собою. У першому наближенні всі магніди можна розділити на дві великі групи: 

· Магніди, що мають структури, типові для металів і сплавів; 

· Магніди, що мають структури, типові для іонних або гетерополярность сполук. 

Кордон між цими групами умовна, але, загалом, збільшення атомного номера в періоді супроводжується послідовним переходом від сполук металевого типу до валентним і іонним з'єднанням. 

Існують декілька способів отримання магнідов; найважливішими з них є наступні: 

1. Синтез з компонентів з реакції загального вигляду: xMe + yMg ® Me x Mg y, реакція здійснюється шляхом сплавлення, спіканням (або гарячим пресуванням), дистиляцією. Цим методом можна отримувати всі виявлені до цього часу магніди подвійних або багатокомпонентних систем; 

2. Магнійтерміческое відновлення: Me х O y + (y + z) Mg ® Me х Mg z + yMgO. Застосовується у випадках, коли пряме сплавлення не дає належного результату; 

3. Електрохімічний спосіб (електролітичне виділення); 

4. Піроліз, наприклад, за схемою: MgB два 800-960 C ® MgB 4970 C ® MgB 6> 1200 C ® MgB 12. 

Застосування берилію[ред.ред. код]

Мала щільність, висока Т пл, надзвичайно високий модуль пружності (300 ГПа), унікальна теплоємність (1826 Дж \ (кг. К)) і високі значення електричної провідності і теплопровідності зумовили застосування Ве в різних областях техніки. Берилій споживається атомної промисловістю як відбивач і сповільнювач нейтронів і як конструкційний матеріал. Він широко застосовується в точних приладах: системах наведення і управління, в авіа- і ракетобудуванні. Також Ве застосовують для легування різних сплавів. Берилієві бронзи (сплави Ве з Cu) знайшли застосування для виготовлення контактів, затискачів та іншої апаратури. Вони мають гарну електропровідністю і механічними властивостями. Окис берилію знайшла застосування як відбивач і сповільнювач нейтронів, а також для виготовлення оболонок ТВЕЛів і тиглів. 

Застосування магнідів в техніці[ред.ред. код]

Практичний інтерес представляють сплави Mg-Zr, оскільки порівняно невелика добавка цирконію істотно зменшує розмір зерна магнію і таким чином поліпшує механічні властивості матеріалу. Такі сплави застосовуються, наприклад, як матеріал для оболонок тепловиділяючих елементів реактора з графітовим сповільнювачем і теплоносієм CO 2. 

Неконструкційне застосування магнію[ред.ред. код]

Магній має більшу спорідненість до кисню. На цій властивості магнію заснована магнійтермія, відкрита Бекетовим як спосіб отримання інших металів витісненням їх магнієм із з'єднань. Вона набула великого значення для сучасної металургії. Як приклад можна вказати, що магнійтермія стала основним способом у виробництві таких металів, як берилій і титан. Щодо легка займистість дисперсного магнію і здатність його горіти сліпучим білим полум'ям довгий час використовувалася у фотографії. Магнієвий порошок стали застосовувати також як висококалорійне пального в сучасній ракетній техніці. Введення невеликої кількості металевого магнію в чавун дозволило значно поліпшити його механічні (зокрема, пластичні) властивості. 

Глибоке очищення магнію від домішок, досягнуте останнім часом, дозволило використовувати його як одного з компонентів при синтезі напівпровідникових сполук. 

Конструкційне застосування магнію[ред.ред. код]

Основна перевага металевого магнію - його легкість (магній - найлегший з конструкційних металів). Технічно чистий магній має невисоку механічну міцність, проте введення в нього в невеликій кількості інших елементів (алюмінію, цинку, марганцю) може значно поліпшити його механічні властивості майже без збільшення питомої ваги. На основі цих властивостей магнію був створений сплав "електрон", що містить, крім магнію, 6% алюмінію, 1% цинку і 0,5% марганцю. (В даний час під технічною назвою "електрон" розуміються взагалі все сплави, в яких магній є головною складовою частиною). Щільність цього сплаву - 1,8 г / см 3; міцність на розрив - до 32 кг / мм 2; твердість по Бринеллю - 40-55 кг / мм 2. Цей, а також багато інших сплави на основі магнію широко застосовуються в авіа- і автобудуванні. Основний недолік магнію - низька корозійна стійкість. Магній порівняно стійкий у сухому атмосферному повітрі, у дистильованій воді, але швидко руйнується в повітрі, насиченому водними парами і забрудненому домішками, особливо сірчистим газом. Нижче наведена таблиця корозійної стійкості магнію і його сплавів. "-" - нестійкий, "+" - стійкий. 

Дистильована вода при 100 °C 
Прісна вода, морська вода, пар 
Чистий HF 
Чистий H2CrO4 
Інші розчини неорг. кислот 
Фториди лужних металів 
Розчини хлоридів 
Хромати калію і натрію 
Розчин Na(OH)40% при Т = 120 °C 
Сода 
Сірка (рідка і газ) 
Розчини сульфатів (крім амонію) 
СS2 
Ртуть 
Фтор 
Хлор 
Орг. кислоти 
Метиловий спирт 
Етиловий та бутиловий спирти 
Теплий розчин сечовини 
Холодний розчин сечовини 
Гліцерин 
Гліколь і гліколеві суміші 
Оцтовий і етилові ефіри 
Формальдегід і ацетальдегід 
Тріхлоральдегід 
Ацетон 
Нафта, мазут, бензин, метан, етан 
Бензол, толуол, ксилол, фенол, крезол 
Камфора, копаловий смоли 
Каучук, гума 
Жири та олії, що не містять кислот 
Целюлоза, цукор (безкислотний р-р) 

Хімічні властивості лужноземельних металів та їх сполук[ред.ред. код]

Свіжа поверхню Е швидко темніє внаслідок утворення оксидної плівки. Плівка ця відносно щільна - з плином часу весь метал повільно окислюється. Плівка складається з ЕО, а також ЕО 2 і Е 3 N 2. Нормальні електродні потенціали реакцій Е-2е = Е 2 + рівні j =- 2,84 В (Са), j =- 2,89 (Sr). Е дуже активні елементи: розчиняються у воді і кислотах, витісняють більшість металів з їх оксидів, галогенідів, сульфідів. Первинно (200-300 °C) кальцій взаємодіє з водяною парою за схемою: 2Са + Н 2 О = СаО + Сан 2. Вторинні реакції мають вигляд: Cан 2 + 2Н 2 О = Са (ОН) 2 + 2Н 2 і СаО + Н 2 О = Са (ОН) 2. У міцної сірчаної кислоти Е майже не розчиняються зважаючи на утворення плівки нерозчинні ЕSO 4. З розведеними мінеральними кислотами Е реагують бурхливо з виділенням водню. Кальцій при нагріванні вище 800 °C з метаном реагує за схемою: 3Cа + СН 4 = Сан 2 + Сас 2. Е при нагріванні реагують з воднем, з сіркою і з газоподібним аміаком. За хімічними властивостями радій ближче всього до Ва, але він більш активний. При кімнатній температурі він помітно з'єднується з киснем і азотом повітря. Загалом, його хімічні властивості трохи більш виражені ніж у його аналогів. Всі з'єднання радію повільно розкладаються під дією власного випромінювання, набуваючи при цьому жовто-ватую або коричневого забарвлення. З'єднання радію мають властивість автолюмінесценціі. У результаті радіоактивного розпаду 1 г Ra кожну годину виділяє 553,7 Дж тепла. Тому температура радію і його сполук завжди вище температури навколишнього середовища на 1,5 град. Також відомо, що 1 г радію на добу виділяє 1 мм 3 радону (226 Ra = 222 Rn + 4He), на чому грунтується його застосування як джерела радону для радонових ванн. 

Гідриди Е - білі, кристалічні солеобразние речовини. Їх отримують безпосередньо з елементів при нагріванні. Температури початку реакції Е + Н 2 = ЕН 2 рівні 250 °C (Са), 200 °C (Sr), 150 °C (Ва). Термічна дисоціація ЕН 2 починається при 600 °C. В атмосфері водню Сан 2 не розкладається при температурі плавлення (816 °C). У відсутності вологи гідриди лужноземельних металів стійкі на повітрі при звичайній температурі. Вони не реагують з галогенами. Однак при нагріванні хімічна активність ЕН 2 зростає. Вони здатні відновлювати оксиди до металів (W, Nb, Ti, Се, Zr, Ta), наприклад 2СаН 2 + ТiO 2 = 2CaO + 2H 2 + Ti. Реакція Сан 2 з Al 2 O 3 йде при 750 °C: 3СаН 2 + Al 2 O 3 = 3СаО + 3Н 2 + 2Аl, і потім: Сан 2 + 2Al = CaAl 2 + H 2. З азотом Сан 2 при 600 °C реагує за схемою: 3СаН 2 + N 2 = Ca 3 N 2 +3 H 2. При підпалюванні ЕН 2 вони повільно згорають: ЕН 2 + О 2 = Н 2 О + СаО. У суміші з твердими окислювачами вибухонебезпечні. При дії води на ЕН 2 виділяється гідроокис і водень. Ця реакція сильно екзотермічну: змочений водою на повітрі ЕН 2 самозаймається. З кислотами ЕН 2 реагує, наприклад за схемою: 2HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2H 2. ЕН 2застосовують для отримання чистого водню, а також для визначення слідів води в органічних розчинниках. Нітриди Е являють собою безбарвні тугоплавкі речовини. Вони виходять безпосередньо з елементів при підвищеній температурі. Водою вони розкладаються за схемою: Е 3 N 2 + 6H 2 O = 3Е (ОН) 2 + 2NH 3. Е 3 N 2 реагують при нагріванні з СО за схемою: Е 3 N 2 + 3СО = 3ЕО + N 2 + 3C. Процеси що відбуваються при нагріванні Е 3 N 2 з вугіллям виглядають так: 

Е 3 N 2 + 5С = ЕCN 2 + 2ЕС 2; (Е = Са, Sr); Ва 3 N 2 + 6С = Ва (СN) 2 + 2ВаC 2; 

Нітрид стронцію реагує з HCl, даючи хлориди Sr і амонію. Фосфіди Е 3 Р 2 утворюються безпосередньо з елементів або прожарюванням тризаміщені фосфатів з вугіллям: 

Cа 3 (РО 4) 2 + 4С = Са 3 Р 2 + 4СО 

Вони гідролізуються водою за схемою: Е 3 Р 2 + 6Н 2 О = 2РН 3 + 3Е (ОН) 2. З кислотами фосфіди лужноземельних металів дають відповідну сіль і фосфін. На цьому грунтується їх застосування для отримання фосфіну в лабораторії. 

Комплексні аміакати складу Е (NН 3) 6 - тверді речовини з металевим блиском і високою електропровідністю. Їх отримують дією рідкого аміаку на Е. На повітрі вони самовоспламеняются. Без доступу повітря вони розкладаються на відповідні аміди: Е (NH 3) 6 = Е (NH 2) 2 + 4NH 3 + Н 2. При нагріванні вони енергійно розкладаються за цією ж схемою. 

Карбіди лужноземельних металів які виходять прокаливанием Е з вугіллям розкладаються водою з виділенням ацетилену: ЕС 2 + 2Н 2 О = Е (ОН) 2 + С 2 Н 2. Реакція з вас 2 йде настільки бурхливо, що він запалюється в контакті з водою. Теплоти освіти ЕС 2 з елементів для Са і Ва рівні 14 і 12 ккал \ моль. При нагріванні з азотом ЕС 2 дають СаСN 2, Ba (CN) 2, SrCN 2. Відомі силіциди (ЕSi і ЕSi 2). Їх можна одержати при нагріванні безпосередньо з елеменов. Вони гідролізуються водою і реагують з кислотами, даючи H 2 Si 2 O 5, SiH 4, відповідне з'єднання Е і водень. Відомі бориди ЕВ 6 одержувані з елементів при нагріванні. 

Оксиду кальцію та його аналогів - білі тугоплавкі (T кіп СаО = 2850 °C) речовини, енергійно поглинають воду. На цьому грунтується застосування ВаО для отримання абсолютного спирту. Вони бурхливо реагують з водою, виділяючи багато тепла (крім SrO розчинення якої ендотермічну). ЕО розчиняються в кислотах і хлориді амонію: ЕО + 2NH 4 Cl = SrCl 2 + 2NH 3 + H 2 O. Отримують ЕО прокаливанием карбонатів, нітратів, перекисів або гідроксидів відповідних металів. Ефективні заряди барію і кисню в ВаО рівні ± 0,86. SrO при 700 °C реагує з ціаністим калієм: 

KCN + SrO = Sr + KCNO. 

Окис стронцію розчиняється в метанолі з утворенням Sr (ОСН 3) 2. При магнійтермічному відновленні ВаО може бути отриманий проміжний окисел Ва 2 О, який нестійкий і диспропорционирует. 

Гідроокису лужноземельних металів - білі розчинні у воді речовини. Вони є сильними основами. У ряді Са-Sr-Ba основний характер і розчинність гидроокисей збільшуються. РПР (Са (ОН) 2) = 5,26, РПР (Sr (ОН) 2) = 3,5, РПР (Bа (ОН) 2) = 2,3. З розчинів гидроокисей звичайно виділяються Ва (ОН) 2. 8Н 2 О, Sr (ОН) 2. 8Н 2 О, Cа (ОН) 2. Н 2 О. ЕО приєднують воду з утворенням гідроксидів. На цьому грунтується використання СаО в будівництві. Тісна суміш Са (ОН) 2 та NaOH у ваговому співвідношенні 2:1 носить назву натронна вапно, і широко використовується як поглинач СО 2. Са (ОН) 2 при стоянні на повітрі поглинає СО 2 за схемою: Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + Н 2 О. Близько 400 °C Са (ОН) 2 реагує з чадним газом: СО + Ca (OH) 2 = СаСО 3 + Н 2. Баритові вода реагує з СS 2 при 100 °C: СS 2 + 2Ва (ОН) 2 = ВАЛТ 3 + Ва (НS) 2 + Н 2 О. Алюміній реагує з баритової водою: 2Al + Ba (OH) 2 + 10H 2 O = Ba [Al (OH) 4 (H 2 O) 2] 2 + 3H 2. Е (ОН) 2 використовуються для відкриття вугільного ангідриду. 

Е утворюють перекису білого кольору. Вони істотно менш стабільні на відміну від окисів і є сильними окислювачами. Практичне значення має найбільш стійка ВаО 2, яка являє собою білий, парамагнітний порошок з щільністю 4,96 г1см 3 і т. пл. 450 °C. BaО 2 стійка при звичайній температурі (може зберігатися роками), погано розчиняється у воді, спирті і ефірі, розчиняється в розбавлених кислотах з виділенням солі і перекису водню. Термічне розкладання перекису барію прискорюють окисли, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 та CuО. Перекис барію реагує при нагріванні з воднем, сіркою, вуглецем, аміаком, солями амонію, феррицианида калію і т. д. З концентрованою соляною кислотою перекис барію реагує, виділяючи хлор: ВаO 2 + 4НСl = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O. Вона окисляє воду до перекису водню: Н 2 О + ВаО 2 = Ва (ОН) 2 + Н 2 О 2. Ця реакція оборотна й у присутності навіть вугільної кислоти рівновагу зміщений вправо. ВаО 2 використовується як вихідний продукт для отримання Н 2 О 2, а також як окислювач в піротехнічних складах. Однак, ВаО 2 може виступати і як відновника: HgCl 2 + ВаО 2 = Hg + BaCl 2 + O 2. Отримують ВаО 2 нагріванням ВаО в струмі повітря до 500 °C за схемою: 2ВаО + О 2 = 2ВаО 2. При підвищенні температури має місце зворотний процес. Тому при горінні Ва виділяється тільки окис. SrO 2 і СаО 2 менш стійкі. Спільним методом отримання ЕО 2 є взаємодія Е (ОН) 2 з Н 2 О 2, при цьому виділяються ЕО 2. 8Н 2 О. Термічний розпад ЕО 2 починається при 380 °C (Са), 480 °C (Sr), 790 °C (Ва). При нагріванні ЕО 2 з концентрованої перекисом водню можуть бути отримані жовті нестійкі речовини - надпероксід ЕО 4. 

Солі Е як правило безбарвні. Хлориди, броміди, йодиди і нітрати добре розчиняються у воді. Фториди, сульфати, карбонати і фосфати погано розчиняються. Іон Ва 2 + - токсичний. Галіди Е діляться на дві групи: фториди і всі інші. Фториди майже не розчиняються у воді і кислотах, і не утворюють кристалогідратів. Навпаки хлориди, броміди, йодиди і добре розчиняються у воді і виділяються з розчинів у вигляді кристалогідратів. Деякі властивості ЕГ 2 представлені нижче: 

При отриманні шляхом обмінного розкладу в розчині фториди виділяються у вигляді об'ємистих слизових опадів, досить легко утворюють колоїдні розчини. ЕГ 2 можна отримати діючи відповідними галогенами на відповідні Е. Розплави ЕГ 2 здатні розчиняти до 30% Е. При вивченні електропровідності розплавів хлоридів елементів другої групи головної підгрупи було встановлено, що їх молекулярно-іонний склад дуже різний. Ступеня дисоціації за схемою ЕСl 2 = Е 2 + +2Cl - рівні: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. Галогеніди (крім фторидів) Е містять кристалізаційну воду: CaCl 2. 6Н 2 О, SrCl 2. 6Н 2 О і ВаCl 2. 2Н 2 О. Рентгеноструктуровим аналізом встановлено будову Е [(ОН 2) 6] Г 2 для кристалогідратів Са і Sr. При повільному нагріванні кристалогідратів ЕГ 2 можна отримати безводні солі. CaCl 2 легко утворює пересичені розчини. Природний СаF 2 (флюорит) застосовують в керамічній промисловості, а також він використовується для виробництва HF і є мінералом фтору. Безводний CaCl 2 використовують як осушувач зважаючи на його гидроскопичности. Кристалогідрат хлористого кальцію використовують для приготування холодильних сумішей. ВаСl 2 - використовують у с \ г і для відкриття SO 4 2 - (Ва 2 + + SO 4 2 - = ВаSO 4 ¯). Сплавом ЕГ 2 і ЕН 2 можуть бути отримані гідрогаліди: ЕГ 2 + ЕН 2 = 2ЕНГ. Ці речовини плавляться без розкладання але гідролізуються водою: 2ЕНГ + 2H 2 O = ЕГ 2 + 2Н 2 + Е (ОН) 2. Розчинність у воді хлоратів, броматом і иодат у воді зменшується по рядах Сa - Sr - Ba і Cl - Br - I. Ba (ClO 3) 2 - використовується в піротехніці. ПерхлоратиЕ добре розчинні не лише у воді але і в органічних розчинниках. Найбільш важливим з Е (ClO 4) 2 є Ва (ClO 42. 3Н 2 О. Безводний перхлорат барію є гарним осушувачем. Його термічний розпад починається тільки при 400 °C. Гіпохлориткальцію Са (СlO) 2. NH 2 O (n = 2,3,4) отримують дією хлору на вапняне молоко. Він є окислювачем і добре розчинний у воді. Хлорну вапно можна отримати діючи хлором на тверду гашене вапно. Вона розкладається водою і пахне хлором у присутності вологи. Реагує з СО 2 повітря: 

СО 2 + 2CaOCl 2 = CаСO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O. 

Хлорне вапно застосовується як окислювач, відбілювач і як дезінфікуючий засіб. 

Для лужноземельних металів відомі азиди Е (N 3) 2 і роданіди Е (CNS) 2. 3Н 2 О. Азиди в порівнянні з азидом свинцю набагато менш вибухонебезпечні. Роданиду при нагріванні легко втрачають воду. Вони добре розчиняються у воді і органічних розчинниках. Ва (N 3) 2 і Ba (CNS) 2 можуть бути використані для отримання азидів і роданидов інших металів з ​​сульфатів обмінної реакцією. 

Нітрати кальцію та стронцію існують зазвичай у вигляді кристалогідратів Са (NO 32. 4H 2 O і Sr (NO 32. 4H 2 O. Для нітрату барію не властиво освіта кристалогідрату. При нагріванні Са (NO 32. 4H 2 O і Sr (NO 32. 4H 2 O легко втрачаю воду. У інертній атмосфері нітрати Е термічно стійкі до 455 °C (Са), 480 °C (Sr), 495 °C (Ba). Розплав кристалогідрату нітрату кальцію має кисле середовище при 75 °C. Особливістю нітрату барію є мала швидкість розчинення його кристалів у воді. Схильність до комплексоутворення виявляє лише нітрат барію, для якого відомий нестійкий комплекс K 2 [Ba (NO 3) 4]. Нітрат кальцію розчинний у спиртах, Метилацетат, ацетоні. Нітрати стронцію і барію там же майже не розчиняються. Температури плавлення нітратів Е оцінюються в 600 °C, однак при цій же температурі починається розпад: Е (NO 3) 2 = Е (NO 2) 2 + O 2. Подальший розпад йде при більш високій температурі: Е (NO 2) 2 = ЕО + NO 2 + NO. Нітрати Е вже здавна використовувалися в піротехніку. Легколетучие солі Е забарвлюють полум'я у відповідні кольори: Са - в оранжево-жовтий, Sr - в червоно-карміновим, Ba - в жовто-зелений. Розберемося по суті цього на прикладі Sr: у Sr 2 + є дві ВАО: 5s і 5p або 5s і 4d. Повідомимо енергію цій системі - нагріємо. Електрони з більш прилеглих до ядра орбіталей перейдуть на ці ВАО. Але така система не стійка і виділить енергію в вигляді кванта світла. Якраз Sr 2 + і випромінює кванти з частотою, що відповідає довжинам червоних хвиль. При отриманні піротехнічних складів зручно використовувати селітру, тому що вона не тільки забарвлює полум'я, але і є окислювачем, виділяючи кисень при нагріванні. Піротехнічні склади складаються з твердого окислювача, твердого відновлювача і деяких органічних речовин, знебарвлюючих полум'я відновника, і є зв'язуючою агентом. Нітрат кальцію використовується як добриво. 

Всі фосфати і гідрофосфату Е погано розчиняються у воді. Їх можна отримати розчиненням відповідної кількості СаО або СаСO 3 в ортофосфорної кілоте. Також вони осідають при обмінних реакціях типу: (3-х) Са 2 + + 2H x PO 4 - (3-х) = Са (3-х) (H x PO 4) 2 ¯.   Практичне значення (як добриво) має однозаміщений ортофосфат кальцію, який поряд з Са (SO 4) входить до складу суперфосфату. Його отримують за схемою: 

Cа 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CаSO 4 

Оксалати теж мало розчиняються у воді. Практичне значення має оксалат кальцію, який при 200 °C зневоднюється, а при 430 °C розкладається за схемою: Сас 2 О 4 = СаСО 3 + СО. Ацетат Е виділяються у вигляді кристалогідратів, і добре розчиняються у воді. 

З Ульфат Е - білі, погано розчинні у воді речовини. Розчинність СaSO 4. 2Н 2 О на 1000 р. води при звичайній температурі становить 8. 10 -3 моль, SrSO 4 - 5. 10 -4 моль, ВаSO 4 - 1. 10 -5 моль, RaSO 4 - 6. 10 -6 моль. У ряді Са - Ra розчинність сульфатів швидко зменшується. Ва 2 + є реактивом на сульфат-іон. Сульфат кальцію містить кристалізаційну воду. Вище 66 °C з розчину виділяється безводний сульфат кальцію, нижче - гіпс СаSO 4. 2Н 2 О. Нагрівання гіпсу вище 170 °C супроводжується виділенням гідратної води. При замішуванні гіпсу з водою ця маса швидко твердне внаслідок утворення кристал-логідрата. Це властивість гіпсу використовується в будівництві. Єгиптяни використовували це знання ще 2000 років тому. Розчинність ЕSO 4 в міцної сірчаної кислоти набагато вище, ніж у воді (ВаSO 4 до 10%), що свідчить про комплексоутворенні. Відповідні комплекси ЕSO 4. Н 2 SO 4 можуть бути отримані у вільному стані. Подвійні солі з сульфатами лужних металів і амонію відомі тільки для Са і Sr. (NH 4) 2 [Ca (SO 4) 2] розчинний у воді і використовується в аналітичній хімії для відділення Са від Sr, тому що (NH 4) 2 [Sr (SO 4) 2] мало розчинний. Гіпс застосовують для комбінованого отримання сірчаної кислоти і цементу, тому що при нагріванні з відновником (вугіллям) гіпс розкладається: СаSO 4 + З = СаО + SO 2 + СО. При більш високій температурі (900 °C) сірка ще більше відновлюється за схемою: СаSO 4 + 3С = САS + CO 2 + 2СО. Подібний розпад сульфатів Sr і Ва починається при більш високих температурах. ВаSO 4 нетоксичний і використовується в медицині та виробництві мінеральних фарб. 

Сульфіди Е являють собою білі тверді речовини, що кристалізуються за типом NaCl. Теплоти їх утворення та енергії кристалічних граток рівні (ккал \ моль): 110 і 722 (Са), 108 і 687 (Sr), 106 і 656 (Ва). Можуть бути отримані синтезом з елементів при нагріванні або прожарюванням сульфатів з вугіллям: ЕSO 4 + 3С = ЕS + CO 2 + 2СО. Менш всіх розчинний САS (0,2 г \ л). ЕS вступає в наступні реакції при нагріванні: 

ЕS + H 2 O = ЕO + H 2 S; ЕS + Г 2 = S + ЕГ 2; ЕS + 2O 2 = ЕSO 4; ЕS + xS = ЕS x +1 (x = 2,3). 

Сульфіди лужноземельних металів в нейтральному розчині без остачі гідроліз за схемою: 2ЕS + 2Н 2 О = Е (НS) 2 + Е (ОН) 2. Кислі сульфіди можуть бути отримані і у вільному стані упариванием розчину сульфідів. Вони вступають в реакції з сіркою: 

Е (НS) 2 + ХS = ЕS x +1 + H 2 S (x = 2,3,4). 

З кристалогідратів відомі ВА. 6H 2 O і Са (HS) 2. 6Н 2 О, Ва (HS) 2. 4Н 2 О. Са (HS) 2 застосовують для видалення волосся. ЕS схильні явищу фосфоресценції. Відомі полісульфіди Е: ЕS 2, ЕS 3, ЕS 4, ЕS 5. Вони виходять при кип'ятінні суспензії ЕS у воді з сіркою. На повітрі ЕS окислюються: 2ЕS + 3О 2 = 2ЕSО 3. Пропусканням повітря через суспензію САS можна отримати тіосульфат Са за схемою: 2СаS + 2О 2 + Н 2 О = Са (ОН) 2 + САS 2 О 3. Він добре розчинний у воді. У ряді Са - Sr - Ва розчинність тіосульфатів падає. Теллуріди Е мало розчиняються у воді і теж схильні до гідролізу, але в меншій мірі ніж сульфіди. 

Розчинність хроматів Е в ряду Са - Ва падає також різко, як і у випадку з сульфатами. Ці речовини жовтого кольору виходять при взаємодії розчинних солей Е з хромату (або дихроматом) лужних металів: Е 2 + + СrO 4 2 - = ЕCrO4 ¯. Хромат кальцію виділяється у вигляді кристалогідрату - СаCrO 4. 2H 2 O (РПР СаCrO 4 = 3,15). Ще до температури плавлення він втрачає воду. SrCrO 4 і ВаCrO 4 кристалогідратів не утворюють. Pпр SrCrO 4 = 4,44, РПР ВаCrO 4 = 9,93. 

Карбонати Е білі, погано розчинні у воді речовини. При нагріванні ЕСС ​​3 переходять в ЕО, отщепляя СО 2. У ряді Са - Ва термічна стійкість карбонатів зростає. Найбільш практично важливий з них карбонат кальцію (вапняк). Він безпосередньо використовується в будівництві, а також служить сировиною для отримання вапна та цементу. Щорічна світовий видобуток вапна з вапняку обчислюється десятками мільйонів тонн. Термічна дисоціація СаСО 3 ендотермічну: СаСО 3 = СаО + СО 2 і вимагає витрати 43 ккал на моль вапняку. Випал СаСО 3 проводять в шахтних печах. Побічним продуктом випалення є цінний вуглекислий газ. СаО важливий будівельний матеріал. При замішуванні з водою відбувається кристалізація за рахунок утворення гідроокису, а потім карбонату за схемами: 

СаО + Н 2 О = Са (ОН) 2 і Са (ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О. 

Колосально важливу практичну роль відіграє цемент - зеленувато-сірий порошок, що складається із суміші різних силікатів і алюмінатів кальцію. Будучи замішаний з водою він твердне за рахунок гідратації. При його виробництві суміш СаСО 3 з глиною обпалюють до початку спікання (1400-1500 о С). Потім суміш перемелюють. Склад цементу можна висловити процентним співвідношенням компонентів СаО, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, причому СаО представляє основу, а все інше - ангідриди кислот. Склад силікатного (портландського) цементу складається в основному з Са 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 і Ca (FeO 2) 2. Його схоплювання проходить за схемами: 

Са 3 SiO 5 + 3Н 2 О = Ca 2 SiO 4. 2Н 2 О + Са (ОН) 2 

Ca 2 SiO 4 + 2Н 2 О = Ca 2 SiO 4. 2Н 2 О 

Ca 3 (AlO 3) 2 + 6Н 2 О = Ca 3 (AlO 3) 2. 6Н 2 О 

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

Природний крейда вводять до складу різних замазок. Дрібнокристалічний, обкладена з розчину СаСО 3 входить до складу зубних порошків. З ВАЛТ 3 прокаливанием з вугіллям отримують ВаО за схемою: ВАЛТ 3 + С = ВаО + 2СО. Якщо процес вести при більш високій температурі в струмі азоту утворюється ціанід барію: ВАЛТ 3 + 4С + N 2 = 3CO + Ba (CN) 2. Ва (СN) 2 добре розчинний у воді. Ва (СN) 2 може використаний для виробництва ціанідів інших металів шляхом обмінного розкладання з сульфатами. Гідрокарбонати Е розчиняються у воді і можуть бути отримані лише в розчині наприклад, пропусканням вуглекислого газу в суспензію СаСО 3 у воді: СО 2 + СаСО 3 + Н 2 О = Са (НСО 3) 2. Ця реакція оборотна й при нагріванні зміщується вліво. Наявність гідрокарбонатів кальцію і магнію в природних водах обумовлює жорсткість води. 

Жорсткість води та способи її усунення[ред.ред. код]

Розчинні солі кальцію і магнію обумовлюють загальну жорсткість води. Якщо вони присутні у воді в невеликих кількостях, то вода називається м'якою. При великому змісті цих солей (100 - 200 мг солей кальцію - в 1 л. В перерахунку на іони) вода вважається жорсткої. У такій воді мило погано піниться, так як солі кальцію і магнію утворюють з ним нерозчинні з'єднання. У жорсткій воді погано розварюються харчові продукти, і при кип'ятінні вона дає на стінках побутового начиння і парових котлів накип. Накип має малу теплопровідність, викликає збільшення витрати палива або споживаної потужності електроприладу і прискорює зношування стінок посудини для кип'ятіння води. При нагріванні кислі карбонати кальцію і магнію розкладаються і переходять у нерозчинні основні карбонати: Са (НСО 3) = Н 2 О + СО 2 + СаСО 3 ↓ Розчинність сульфату кальцію СаSO 4 при нагріванні також знижується, тому він входить до складу накипу. Жорсткість, викликана присутністю у воді кислих карбонатів кальцію і магнію, називається карбонатної або тимчасовою, оскільки вона може бути усунена. Крім карбонатної жорсткості, розрізняють ще некарбонатну жорсткість, яка залежить від вмісту у воді ЕСl 2 і ЕSO 4, де Е - Са, Мg. Ці солі не видаляються при кип'ятінні, і тому некарбонатну жорсткість називають також постійною жорсткістю. Карбонатна і некарбонатних жорсткість у сумі дають загальну твердість. Для повного її усунення воду іноді переганяють. Але це дорого. Для усунення карбонатної жорсткості воду можна прокип'ятити, але це теж дорого і утворюється накип. Жорсткість видаляють додаванням відповідної кількості Са (ОН) 2: Са (ОН) 2 + Са (НСО 3) 2 = СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О. Загальну жорсткість усувають або додаванням Na 2 CO 3, або за допомогою так званих катіонітів. При використанні вуглекислого натрію розчинні солі кальцію і магнію теж переводять у нерозчинні карбонати: Са 2 + + Na 2 CO 3 = 2Na + + CaCO 3 ↓. Усунення жорсткості за допомогою катіонітів - процес більш досконалий. Катіоніти - високомолекулярні натрійсодержащіе органічні сполуки, склад яких можна виразити формулою Na 2 R, де R - складний кислотний залишок. При фільтруванні води через шар катіоніту відбувається обмін катіонів Na + кристалічної решітки на катіони Са 2 + і Mg 2 + з розчину за схемою: Са 2 + + Na 2 R = 2Na + + CaR. Отже, іони Са з розчину переходять в катионит, а іони Na + переходять з катіоніту в розчин. Для відновлення використаного катіоніту його промивають концентрованим розчином кухонної солі. При цьому відбувається зворотний процес: іони Са 2 + в кристалічній решітці в катіоніту замінюються на іони Na + з розчину. Регенерований катионит знову застосовують для очищення води. Подібним чином працюють фільтри на основі пермутіта: 

Na 2 [Al 2 Si 2 O 8] + Ca 2 + = 2Na + + Ca [Al 2 Si 2 O 8]

Застосування лужноземельних металів[ред.ред. код]

Стронцій застосовують при виплавці бронз і міді - він пов'язує сірку, фосфор, вуглець і підвищує плинність шлаку. Таким чином, Sr сприяє очищенню металу від численних домішок. Крім того, добавка стронцію підвищує механічні характеристики міді (майже не знижуючи її електропровідності), чавуну, сталі. Летючі солі стронцію застосовуються в піротехніку. У електровакуумні трубки стронцій вводять, щоб поглинути залишки кисню та азоту - зробити вакуум більш глибоким. Багаторазово очищений стронцій використовують як відновника при отриманні U. Стронцій застосовують в радіоелектроніці для виготовлення фотоелементів. Також він використовується в скловарінні для отримання спеціальних оптичних стекол, які володіють великою хімічною стійкістю і великим показником заломлення. З'єднання стронцію входять до складу емалей, глазурей і кераміки. Їх широко використовують у хімічній промисловості як наповнювачі гуми, стабілізаторів пластмас, а також для очищення каустичної соди від заліза та марганцю, як каталізатори в органічному синтезі і під час крекінгу нафти.

Барій в основному знаходить застосування у зв'язаному стані. ВаSO 4 добре поглинає рентгенівське випромінювання, тому його використовують при рентгенодіагностиці. Баритові білила використовують як білої фарби. ВАЛТ 3 входить до складу суміші для цементації сталі. Сплави Pb-Ba використовують в поліграфії, слави Ва-Ni - для виготовлення електродів запальних свічок двигунів і в радіолампах. ВаTiO 3 один з найважливіших сегнетоелектриків. Алюмінат барію використовують для виготовлення діелектриків і постійних магнітів. Барій вводять в антифрикційні сплави. ВаО 2 використовується як відбілювач тканин, служить для отримання перекису водню і входить до складу запальних сумішей, як окислювач. Ва (NO 3) 2 знаходить застосування в піротехніці. Пофарбований солі барію є пігментами: BaCrO 4 - жовтий, BaMnO 4 - зелений. ВаF 2 застосовують для виготовлення емалей і оптичних стекол. [ВаPt (CN) 6] використовують для покриття деяких фосфоресцентних екранів. 

Останнім часом застосування радію істотно скоротилося тому широко використовуються радіоактивні ізотопи. Він зберіг своє призначення як джерело радону для радонових ванн. У невеликих кількостях у суміші з Ве радій використовують для приготування нейтронних джерел, а в суміші з ZnS - при виробництві люмінофорів. Іноді радій застосовують для дефектоскопії лиття зварних швів, а також для зняття електростатичних зарядів. 

У вигляді чистого металу кальцій застосовують як відновник U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb, Na, K, Ti та деяких рідкоземельних металів та їх сполук. Його використовують також для розкислення сталей, бронз та інших сплавів, очищення свинцю і олова від вісмуту і сурми. Також використовують для видалення сірки з нафтопродуктів і зневоднення органічних рідин; для очищення аргону від домішок азоту і як поглинач газів в електровакуумних приладах. Велике застосування в техніці отримали антифрикційні матеріали системи Pb - Na - Ca. Добавка 0,05% кальцію до свинцю різко покращує механічні характеристики останнього. Сплави Pb - Ca, служать для виготовлення оболонок електричних кабелів. Сплав Si - Ca (силікокальцій) застосовується як розкислювач і дегазатор у виробництві якісних сталей. Сплав кальцію (до 70%) з цинком застосовується для виготовлення пінобетону. Широке застосування в скляної промисловості знайшов оксид кальцію. Також він застосовується для футеровки печей і отримання гашеного вапна. Гідросульфіт кальцію застосовують у виробництві штучного волокна і для очищення кам'яновугільного газу. СаOCl 2 є гарним окислювачем, і застосовується як відбілювач, а також як дезінфікувальний засіб. Перекис кальцію використовується в готуванні косметичних препаратів та зубної пасти. Отруйні сполуки кальцію з миш'яком використовують для знищення шкідників. Фосфати кальцію застосовуються як добрива. Кальцій - один із біогенних елементів, необхідних для нормального протікання життєвих процесів. Він присутній у багатьох тканинах багатьох тварин і рослин. Широко його використання в медицині. 

Властивості[ред.ред. код]

Вуглекислий кальцій у вигляді вапняку і крейди іноді утворює цілі гірські хребти. Значно рідше зустрічається кристалізована форма СаСО3 – мармур. Для сірчанокислого кальцію найбільш типово знаходження у вигляді гіпсу (CaSO4 • 2H2 O), родовища якого нерідко мають величезної потужністю. Крім перерахованих вище, важливим мінералом кальцію є флюорит (СаF2).

Для стронцію і барію сірчанокислі мінерали більш поширені, ніж вуглекислі. Радій в природі пов’язаний з урановими рудами (причому на 1000 кг урану руда містить лише 0,3 г радію).

Промислове застосування знаходять майже виключно з’єднання розглянутих елементів, характерні властивості яких і визначають області їх використання. Хімія радію і його сполук вивчена ще дуже неповно. Загалом, за хімічними властивостями він схожий на барій.

У вільному стані елементи підгрупи кальцію можуть бути отримані електролізом їх розплавлених солей. Вони являють собою сріблясто-білі метали. Кальцій досить твердий, стронцій і особливо барій значно м’якше. Деякі константи лужноземельних металів зіставлені в наведеній таблиці. Леткі сполуки лужноземельних металів забарвлюють полум’я в характерні кольори: Са – в оранжево-червоний, Sr (і Ra)-в карміново-червоний, Ва – в жовтувато-зелений. Цим користуються при хімічних аналізах для відкриття розглянутих елементів.

На повітрі кальцій і його аналоги негайно покриваються жовтуватою плівкою, в якій поряд з нормальними оксидами (ЕО) частково утримуються також перекису (ЕО2) і нітриди (Е3 N2). У ряді напруг лужноземельні метали розташовуються лівіше магнію і тому легко витісняють водень не лише з розбавлених кислот, а й з води. При переході від Са до Ra енергійність взаємодії посилюється. У всіх своїх сполуках представлені елементи Двовалентне.

З металоїдами лужноземельні метали з’єднуються дуже енергійно і з значним виділенням тепла, як це видно з рис. 178. Особливо цікаві гідриди ЕН2, що утворюються при нагріванні кальцію і його аналогів з струмі сухого водню.

Сполуки ці мають типовий іонний характер, причому аніоном є негативно заряджений водень (Н-). Водою вони енергійно розкладаються за схемою:

ЕН2 + 2НОН = 2Н2 + Е (ОН) 2

З таким хімічно інертним у вільному стані елементом, як азот, лужноземельні метали з’єднуються вже при порівняно слабкому нагріванні. При прожарюванні вони з’єднуються також з вуглецем, утворюючи карбіди типу ЕС2.

Окису кальцію і його аналогів (ЕО) являють собою білі тугоплавкі речовини, енергійно приєднують воду з утворенням білих гидроокисей [Е (ОН) 2]. Останні є сильними основами, досить добре розчинними у воді. По ряду Са-Sr-Ва основний характер гидроокисей посилюється. Для других констант дисоціації Mg (OH) 2, Ca (OH) 2 і Ва (ОН) 2 були отримані значення, рівні відповідно 0,003, 0,03 і 0,23.

Окис кальцію (негашене вапно, або «кипелка») і продукт її взаємодії з водою-Са (ОН) 2 (гашене вапно, або «пушонка») знаходять широке застосування в будівельній справі. З хімічного боку «гасіння» вапна полягає в приєднанні до СаО води з виділенням тепла за схемою:

СаО + Н2 О = Са (ОН) 2 + 16 ккал

Гідроокис кальцію є найбільш дешевим і тому найчастіше використовуваним в техніці сильною основою. Розчин Ва (ОН) 2 («баритова вода») застосовується для відкриття СО2.

Поряд з нормальними оксидами для елементів підгрупи Са відомі білі перекису типу ЕО2. Практичне значення з них має тільки перекис б а р і я. (ВaО2), застосовувана, зокрема, як вихідний продукт для отримання перекису водню. Останнє ґрунтується на оборотності реакції:

Ва (ОН) 2 + Н2 О2 = ВАО2 + 2Н2 Про

Оскільки сама Н2 О2 є кислотою дуже слабкою, рівновагу цієї реакції практично повністю зміщується вліво під дією навіть таких кислот, як вугільна [внаслідок нейтралізації Ва (ОН) 2].

Технічно ВАО2 отримують нагріванням ВаО в струмені повітря до 600 °С При цьому відбувається приєднання кисню по реакції:

2ВаО + О2 = 2ВаО2

Подальше нагрівання вище 800 °С веде, навпаки, до розпаду ВАО2 на окис барію і кисень. Тому спалювання металевого барію супроводжується утворенням тільки його окису.

При взаємодії з кислотами оксиди і гідроокису лужноземельних металів легко утворюють відповідні солі. Останні, як правило, безбарвні. З похідних звичайних мінеральних кислот солі з аніонами Cl-, Br-, J-і NO3 – добре розчиняються; навпаки, з аніонами F-, SO4 2 -, CO3 2-й PO4 3 — малорозчинні у воді.

Кальцій[ред.ред. код]

Поширення в природі[ред.ред. код]

Кальцій хімічно активний, тому зустрічається в природі тільки у вигляді сполук. За вмістом у земній корі він посідає п’яте місце. Найбільш поширеною  сполукою  є мінерал кальцит СаСО3 (головна складова частина вапняку, мармуру, крейди та прозора різновидність  кальциту – ісландський шпат). Кальцій карбонат входить до складу мінералу доломіту – СаСO3•MgСO3, плавикового шпату СаF2, норвезької селітри Са(NO3)2, входить до складу алюмосилікатів. Часто зустрічаються поклади кальцій сульфату у вигляді мінералу гіпсу – СаSO4•2H2O. Кальцій у вигляді фосфату Са3(РО4)2 входить до складу  фосфориту й апатиту. Йони Кальцію містяться у природних водах і ґрунті, в організмі тварин: в кістках (близько 80% кальцій фосфату), черепашках молюсків, яєчній шкарлупі.

Магній  входить до складу силікатів, азбесту, тальку, доломіту, карналіту.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Кальцій твердий, легкий, ковкий, легкоплавкий метал. Сполуки кальцію забарвлюють полум’я у цегляно-червоний колір. Як і лужні метали, його зберігають під шаром гасу.

Хімічні властивості кальцію[ред.ред. код]

Кальцій є активним металом.

1) Взаємодія з неметалами: за звичайних умов кальцій легко вступає в реакцію з киснем повітря та галогенами, наприклад: Ca + Cl2 = CaCl2.

Під час нагрівання кальцій реагує з азотом, сіркою, вуглецем, фосфором і воднем, утворюючи солі – йонні кристалічні сполуки:

При нагріванні на повітрі кальцій згоряє, утворюючи кальцій оксид: 2Ca + O2 = 2CaO.

2) Взаємодіє з холодною водою повільно, а з гарячою – дуже енергійно з утворенням гідроксиду і водню: Ca + 2H2О = Ca(ОН)2 + H2.

Фенолфталеїн у добутому розчині набуває малинового забарвлення.

3) Кальцій активно реагує з кислотами: Ca + 2HCl = CaCl2 + H2.

4) Кальцій може відбирати оксиген від оксидів та галоген від галогенідів менш активних металів, тобто має відновні властивості:

2Ca + TiO2 = 2CaO + Ti 

2Ca + TiCI4 = 2CaCl2 + Ti

Добування кальцію[ред.ред. код]

У промисловості кальцій добувають електролізом розплаву суміші кальцій хлориду CaCl2 і кальцій флуориду CaF2 у відношенні  3 : 1. Останній додають для зниження температури плавлення суміші.

Застосування[ред.ред. код]

Завдяки великій хімічній активності металічний кальцій застосовують для відновлення деяких тугоплавких металів (титан, цирконій) з їхніх оксидів. Його використовують для очищення чавуну і сталі від домішок, для добування деяких сплавів (свинцево-кальцієвих), для виготовлення підшипників та оболонок кабелів.

Сполуки кальцію[ред.ред. код]

Кальцій оксид CaO (технічні назви: негашене вапно, кипілка, палене вапно) – тугоплавка речовина білого кольору, температура плавлення 2570ºС,  з яскраво вираженими основними властивостями.

Добувають кальцій оксид окисненням кальцію: 2Ca + O2 = 2CaO; а в промисловості випалюванням вапняку при температурі 1000-1100ºС: CaCO3  CaO + CO2.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Як усі основні оксиди взаємодіє з кислотами та кислотними оксидами з утворенням солей.

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

CaO + SO3 = CaSO4.

Оксид кальцію, зв’язуючи вуглекислий газ, перетворюється в карбонати: CaO + CO2 = CaCO3.

Взаємодію кальцій оксиду з водою, називають гашенням вапна,  яке відбувається з виділенням великої кількості теплоти. Частина води при цьому перетворюється в пару, а шматочки оксиду розсипаються в крихку масу кальцій гідроксиду, який називають гашеним вапном: CaO + H2O = Ca(OH)2.

Кальцій оксид застосовують переважно для гасіння вапна. Його застосовують у промисловості як в’яжучий матеріал.

Кальцій гідроксид Ca(OH)2 – (гашене вапно) тверда речовина білого кольору погано розчинна у воді, у подрібненому стані його називають пушонкою.

Розчин (завись) вапна у воді називають вапняним молоком. Його застосовують для біління приміщень, вапнування дерев, у виробництві цукру. Безбарвний прозорий розчин Ca(OH)2  називають вапняною водою. Суміш гашеного вапна, піску і води називається вапняним розчином. Кальцій гідроксид має лужні властивості. Він взаємодіє з кислотами, кислотними оксидами та солями малоактивних металів.

Під час пропускання вуглекислого газу через вапняну воду, прозорий розчин мутніє, тому що утворюється нерозчинний у воді кальцій карбонат CaCO3. Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O. Це якісна реакція на йони кальцію.

У разі тривалого пропускання вуглекислого газу каламуть зникає, тому що кальцій карбонат перетворюється на розчинний у воді кальцій гідрогенкарбонат Ca(HCO3)2.

Ця реакція оборотна. Під час нагрівання розчин кальцій гідрогенкарбонату мутніє, оскільки утворюється нерозчинний кальцій карбонат і виділяється вуглекислий газ.

Ці реакції відіграють важливу роль у природі. Дощова вода розчиняє вуглекислий газ і, просочуючись крізь ґрунт, взаємодіє з вапняком, розчиняючи його у вигляді гідрокарбонату. Особливо ця реакція відбувається в товщах вапнякових порід. Коли така вода виходить на поверхню і випаровується, залишається кальцій карбонат. У результаті кругообігу солей кальцію утворюються карстові печери, виникнення у них сталактитів і сталагмітів.

Застосування сполук[ред.ред. код]

Кальцій, необхідний всім живим організмам: забезпечує ріст скелета, він прискорює роботу серцевого м’язу, необхідний  для утворення цитоплазматичних мембран, впливає на в’язкість цитоплазми. Кров з пониженим вмістом Са2+ не згортається на повітрі, тому при найменшій подряпині це може призвести до втрати крові. Без Кальцію в ґрунтовому розчині не можуть нормально розвиватися корені, вони ослизнюються. При нестачі Кальцію в рослинах верхні пагони біліють, а потім з’являються жовтуваті плями. У кісточкових плодових дерев при цьому на корі виникають тріщини, з яких витікає клей, і значно погіршується або зовсім припиняється плодоношення. Ca(NO3)2 використовують як цінне нітратне добриво.

Гашене вапно в складі вапняного розчину, широко використовують в будівництві для скріплення цегли і штукатурки. З часом, вбираючи з повітря вуглекислий газ, суміш «тужавіє» внаслідок утворення кальцій карбонату, і стає настільки міцною, що коли ламаються старі будинки, тріщини проходять по цеглинах, а не по прошарках, що їх зв’язують.

З численних солей кальцію найпоширеніші в природі і найбільше практичне значення мають карбонати.

Крейда – для виробництва  ґуми, фарби, зубного порошку.

CaCO3 – у будівництві, металургії, виробництві цементу, вапнуванні ґрунтів, видалення пустої породи  при виробництві сталі і чавуну.

CaSO4•2H2O –  у медицині.

CaSO4•H2O – у будівництві, виготовленні статуеток, поліпшенні структури ґрунтів.

Ca(OH)2 – в суміші з CuSO4 – бордоська рідина проти шкідників сільського господарства.

Галерея[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

Література[ред.ред. код]

  • Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Східний видавничий дім, 2004—2013.
  • Ахметов Н. С. Загальна та неорганічна хімія. — М. : Вища школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5.
  • Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк: Вебер, 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0.
  • Лідин Р. А.. Довідник із загальної та неорганічної хімії. — М. : колоси, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1.
  • Некрасов Б. В. Основи загальної хімії. — М. : Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4.
  • Спіцин В. І., Мартиненко Л. І. Неорганічна хімія. — М. : МДУ, 1991, 1994.
  • Турова Н. Я. Неорганічна хімія в таблицях. Навчальний посібник. — М. : ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2.
  • Бєляєв А. І. Історія магнію. М.: Наука, 1974.
  • Лур'є Ю. Ю. Довідник з аналітичної хімії, 1962.
  • Миколаїв Р. І. Магній служить людині. М.: Металургія, 1978.
  • Самсонов Г.В., Пермінов В. П. Магніди. Київ: Наукова думка, 1971. 
  • Тихонов В. М. Аналітична хімія магнію. М.: Наука, 1973. 
  • Дріца Є. М. Властивості елементом. Довідник. М.: Металургія, 1985. 
  • Дж. Державін, Дж. Баддері. Берилій. Издат. іноземної літератури, М.1962.
  • Коган Б.І. Рідкісні метали. М.: Наука, 1979. 
  • Бусева А. І. Визначення, поняття, терміни в хімії. М.: Просвещение, 1981.
  • Нікольський Б. П. Довідник хіміка. Т-2. М.: Хімія, 1964. 
  • Некрасов Б. В. Основи загальної хімії. М.: Хімія, 1967. 
  • Я.А. Угай. Неорганічна хімія. М.: Вища школа, 1989. 
  • Петрянов-Соколов І.В., Черненко М.Б., станції В. В. Популярна бібліотека хімічних елементів. М.: Наука, 1972. 
  • Ріпа Р., Четяну І. Неорганічна хімія. М.: Світ, 1971. 
  •  Ресурси Internet.

Посилання[ред.ред. код]


CHEM: Це незавершена стаття з хімії.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.