الخواص الفيزيائية لهيدروكسيدات المعادن الأرضية القلوية. المعادن الأرضية القلوية: خصائص مختصرة. الخصائص الفيزيائية للمواد البسيطة

هذه هي عناصر المجموعة الأولى من الجدول الدوري: الليثيوم (Li)، الصوديوم (Na)، البوتاسيوم (K)، الروبيديوم (Rb)، السيزيوم (Cs)، الفرانسيوم (Fr)؛ ناعمة جدًا، قابلة للسحب، قابلة للانصهار وخفيفة، وعادة ما تكون بيضاء فضية اللون؛ كيميائيا نشطة جدا. تتفاعل بعنف مع الماء، وتشكل القلويات(وبالتالي الاسم).

جميع الفلزات القلوية نشطة للغاية، وتظهر خواص اختزالية في جميع التفاعلات الكيميائية، وتتخلى عن إلكترون التكافؤ الوحيد، وتتحول إلى كاتيون موجب الشحنة، وتظهر حالة أكسدة واحدة تبلغ +1.

تزداد قدرة الاختزال في السلسلة ––Li–Na–K–Rb–Cs.

جميع المركبات المعدنية القلوية هي أيونية بطبيعتها.

تقريبا جميع الأملاح قابلة للذوبان في الماء.

درجات حرارة انصهار منخفضة،

كثافات منخفضة،

ناعمة، مقطعة بسكين

بسبب نشاطها، يتم تخزين المعادن القلوية تحت طبقة من الكيروسين لمنع وصول الهواء والرطوبة. الليثيوم خفيف جدًا ويطفو على السطح في الكيروسين، لذلك يتم تخزينه تحت طبقة من الفازلين.

الخواص الكيميائية للمعادن القلوية

1. المعادن القلوية تتفاعل بشكل فعال مع الماء:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

2. تفاعل الفلزات القلوية مع الأكسجين :

4Li + O2 → 2Li2O (أكسيد الليثيوم)

2Na + O2 → Na2O2 (بيروكسيد الصوديوم)

K + O 2 → KO 2 (أكسيد البوتاسيوم الفائق)

في الهواء، تتأكسد المعادن القلوية على الفور. ولذلك، يتم تخزينها تحت طبقة من المذيبات العضوية (الكيروسين، الخ).

3. في تفاعلات الفلزات القلوية مع اللافلزات الأخرى تتشكل مركبات ثنائية:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (الهاليدات)

2Na + S → Na 2 S (كبريتيدات)

2Na + H 2 → 2NaH (هيدريدات)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (نيتريدات)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (كربيدات)

4. تفاعل الفلزات القلوية مع الأحماض

(نادرًا ما يتم تنفيذه، حيث يوجد تفاعل منافس مع الماء):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

5. تفاعل المعادن القلوية مع الأمونيا

(يتكون أميد الصوديوم):

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

6. تفاعل الفلزات القلوية مع الكحوليات والفينولات والتي لها في هذه الحالة خواص حمضية:

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2 ;

2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2 ؛

7. التفاعل النوعي لكاتيونات الفلزات القلوية – تلوين اللهب بالألوان التالية:

Li+ - أحمر قرمزي

نا + - أصفر

K + و Rb + و Cs + - أرجواني

تحضير المعادن القلوية

معدن الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم يحصلعن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة (الكلوريدات)، والروبيديوم والسيزيوم عن طريق تقليل الفراغ عند تسخين كلوريداتها مع الكالسيوم: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
يستخدم أيضًا الإنتاج الحراري الفراغي للصوديوم والبوتاسيوم على نطاق صغير:

2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4.

يتم إطلاق المعادن القلوية النشطة في العمليات الحرارية الفراغية بسبب تقلبها العالي (تتم إزالة أبخرتها من منطقة التفاعل).

ملامح الخواص الكيميائية لعناصر المجموعة الأولى وتأثيراتها الفسيولوجية

التكوين الإلكتروني لذرة الليثيوم هو 1s 2 2s 1. يحتوي على أكبر نصف قطر ذري في الفترة الثانية، مما يسهل إزالة إلكترون التكافؤ وظهور أيون Li + بتكوين ثابت للغاز الخامل (الهيليوم). وبالتالي، تتشكل مركباته عن طريق نقل إلكترون من الليثيوم إلى ذرة أخرى وتكوين رابطة أيونية مع كمية صغيرة من التساهمية. الليثيوم عنصر معدني نموذجي. في شكل مادة فهو معدن قلوي. وتختلف عن باقي أعضاء المجموعة الأولى في حجمها الصغير وأقل نشاطها مقارنة بهم. في هذا الصدد، فهو يشبه عنصر المغنيسيوم المجموعة الثانية الموجود قطريًا من Li. في المحاليل، يكون أيون Li+ مذيبًا بدرجة عالية؛ إنه محاط بالعشرات من جزيئات الماء. من حيث طاقة الذوبان - إضافة جزيئات المذيبات، فإن الليثيوم أقرب إلى البروتون منه إلى كاتيونات الفلزات القلوية.

إن الحجم الصغير لأيون Li + والشحنة العالية للنواة وإلكترونين فقط يخلقان الظروف لظهور مجال كبير إلى حد ما من الشحنة الموجبة حول هذا الجسيم، وبالتالي، في المحاليل، يوجد عدد كبير من جزيئات المذيبات القطبية ينجذب إليه ويكون رقم تنسيقه مرتفعًا، فالمعدن قادر على تكوين عدد كبير من مركبات الليثيوم العضوية.

يبدأ الصوديوم الدورة الثالثة، لذا فهو يحتوي على 1e فقط على المستوى الخارجي - , احتلال المداري 3s. نصف قطر ذرة الصوديوم يكون أكبر في الدورة الثالثة. تحدد هاتان الميزتان طبيعة العنصر. تكوينها الإلكتروني هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . حالة الأكسدة الوحيدة للصوديوم هي +1. سالبيتها الكهربية منخفضة جدًا ، لذلك يوجد الصوديوم في المركبات فقط في شكل أيون موجب الشحنة ويعطي الرابطة الكيميائية طابعًا أيونيًا. حجم أيون Na + أكبر بكثير من حجم Li +، كما أن ذوبانه ليس كبيرًا. ومع ذلك، فهو غير موجود في شكل حر في الحل.

ترتبط الأهمية الفسيولوجية لأيونات K + و Na + باختلاف قابليتها للامتصاص على سطح المكونات التي تشكل القشرة الأرضية. تكون مركبات الصوديوم عرضة للامتزاز بشكل طفيف فقط، في حين يتم الاحتفاظ بمركبات البوتاسيوم بقوة بواسطة الطين والمواد الأخرى. أغشية الخلايا، كونها الواجهة بين الخلية والبيئة، قابلة للنفاذ لأيونات K +، ونتيجة لذلك يكون تركيز K + داخل الخلايا أعلى بكثير من تركيز أيونات Na +. وفي الوقت نفسه، يتجاوز تركيز Na + في بلازما الدم محتوى البوتاسيوم فيه. يرتبط ظهور إمكانات غشاء الخلية بهذا الظرف. تعد أيونات K + و Na + أحد المكونات الرئيسية للطور السائل في الجسم. علاقتهم مع أيونات Ca 2+ محددة بدقة، وانتهاكها يؤدي إلى علم الأمراض. إن إدخال أيونات Na+ إلى الجسم ليس له تأثير ضار ملحوظ. تعتبر الزيادة في محتوى أيونات K + ضارة، ولكن في الظروف العادية، لا تصل الزيادة في تركيزها إلى قيم خطيرة. لم يتم بعد دراسة تأثير أيونات Rb + و Cs + و Li + بشكل كافٍ.

من بين الإصابات المختلفة المرتبطة باستخدام المركبات المعدنية القلوية، الأكثر شيوعًا هي الحروق بمحلول الهيدروكسيد. يرتبط تأثير القلويات بذوبان بروتينات الجلد فيها وتكوين الألبومات القلوية. يتم إطلاق القلويات مرة أخرى نتيجة لتحللها المائي وتعمل على الطبقات العميقة من الجسم، مما يسبب ظهور القرح. الأظافر تحت تأثير القلويات تصبح مملة وهشة. الأضرار التي لحقت بالعين، حتى مع المحاليل القلوية المخففة للغاية، لا يصاحبها تدمير سطحي فحسب، بل يصاحبها أيضًا تلف الأجزاء العميقة من العين (القزحية) ويؤدي إلى العمى. أثناء التحلل المائي لأميدات الفلزات القلوية، تتشكل القلويات والأمونيا في وقت واحد، مما يسبب التهاب الرغامى القصبي الليفي والالتهاب الرئوي.

تم الحصول على البوتاسيوم بواسطة جي ديفي في وقت واحد تقريبًا مع الصوديوم في عام 1807 من خلال التحليل الكهربائي لهيدروكسيد البوتاسيوم الرطب. حصل العنصر على اسمه من اسم هذا المركب – "البوتاسيوم الكاوي". تختلف خواص البوتاسيوم بشكل ملحوظ عن خواص الصوديوم، وذلك بسبب اختلاف أقطار ذراتها وأيوناتها. في مركبات البوتاسيوم تكون الرابطة أكثر أيونية، وفي شكل أيون K + يكون لها تأثير استقطاب أقل من الصوديوم بسبب حجمها الأكبر. يتكون الخليط الطبيعي من ثلاثة نظائر 39K، 40K، 41K. أحدها 40K ‑ وهو مشع وترتبط نسبة معينة من النشاط الإشعاعي للمعادن والتربة بوجود هذا النظير. عمر النصف طويل - 1.32 مليار سنة. من السهل جدًا تحديد وجود البوتاسيوم في العينة: حيث تلون أبخرة المعدن ومركباته اللهب باللون البنفسجي الأحمر. طيف العنصر بسيط للغاية ويثبت وجود 1e - في المدار 4s. وكانت دراستها بمثابة أحد الأسباب لإيجاد أنماط عامة في بنية الأطياف.

في عام 1861، أثناء دراسة ملح الينابيع المعدنية عن طريق التحليل الطيفي، اكتشف روبرت بنسن عنصرًا جديدًا. وقد ثبت وجوده من خلال الخطوط الحمراء الداكنة في الطيف التي لم تنتجها العناصر الأخرى. بناءً على لون هذه الخطوط، تم تسمية العنصر بالروبيديوم (الروبيدوس - الأحمر الداكن). في عام 1863، حصل R. Bunsen على هذا المعدن في شكله النقي عن طريق تقليل طرطرات الروبيديوم (طرطرات) بالسخام. من سمات العنصر سهولة استثارة ذراته. ويظهر انبعاثها الإلكتروني تحت تأثير الأشعة الحمراء من الطيف المرئي. ويرجع ذلك إلى الاختلاف الطفيف في طاقات المدارات الذرية 4d و 5s. من بين جميع العناصر القلوية التي لها نظائر مستقرة، يتمتع الروبيديوم (مثل السيزيوم) بواحد من أكبر نصف القطر الذري وإمكانية تأين صغيرة. تحدد هذه المعلمات طبيعة العنصر: الإيجابية الكهربائية العالية، والنشاط الكيميائي الشديد، ونقطة الانصهار المنخفضة (39 درجة مئوية) والمقاومة المنخفضة للتأثيرات الخارجية.

ويرتبط اكتشاف السيزيوم، مثل الروبيديوم، بالتحليل الطيفي. في عام 1860، اكتشف ر. بنسن خطين أزرقين ساطعين في الطيف لا ينتميان إلى أي عنصر معروف في ذلك الوقت. ومن هنا جاء اسم "Caesius"، وهو ما يعني السماء الزرقاء. وهو العنصر الأخير في مجموعة الفلزات القلوية الفرعية التي لا تزال موجودة بكميات قابلة للقياس. يحدد أكبر نصف قطر ذري وأصغر إمكانات التأين الأولى طبيعة هذا العنصر وسلوكه. لقد أظهرت الإيجابية الكهربائية والصفات المعدنية الواضحة. تؤدي الرغبة في التبرع بالإلكترون 6S الخارجي إلى حقيقة أن جميع ردود أفعاله تتم بعنف شديد. يؤدي الاختلاف البسيط في طاقات المدارات الذرية 5d و 6s إلى استثارة طفيفة للذرات. لوحظ انبعاث الإلكترون من السيزيوم تحت تأثير الأشعة تحت الحمراء غير المرئية (الحرارة). تحدد هذه الميزة للتركيب الذري التوصيل الكهربائي الجيد للتيار. كل هذا يجعل السيزيوم لا غنى عنه في الأجهزة الإلكترونية. في الآونة الأخيرة، تم إيلاء المزيد والمزيد من الاهتمام لبلازما السيزيوم كوقود للمستقبل وفيما يتعلق بحل مشكلة الاندماج النووي الحراري.

في الهواء، يتفاعل الليثيوم بنشاط ليس فقط مع الأكسجين، ولكن أيضًا مع النيتروجين ويصبح مغطى بفيلم يتكون من Li 3 N (ما يصل إلى 75٪) و Li 2 O. وتشكل المعادن القلوية المتبقية بيروكسيدات (Na 2 O 2) و الأكاسيد الفائقة (K2O4 أو KO2).

تتفاعل المواد التالية مع الماء:

Li 3 N + 3 H 2 O = 3 LiOH + NH 3؛

Na 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 O 2؛

ك 2 يا 4 + 2 ح 2 يا = 2 كوه + ح 2 يا 2 + يا 2.

لتجديد الهواء في الغواصات وسفن الفضاء، في عزل الأقنعة الواقية من الغازات وأجهزة التنفس للسباحين المقاتلين (المخربين تحت الماء)، تم استخدام خليط أوكسون:

Na 2 O 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 +0.5O 2؛

ك 2 يا 4 + كو 2 = ك 2 كو 3 + 1.5 يا 2.

هذا هو حاليًا الحشو القياسي لتجديد خراطيش أقنعة الغاز لرجال الإطفاء.
تتفاعل الفلزات القلوية مع الهيدروجين عند تسخينها لتشكل الهيدريدات:

يستخدم هيدريد الليثيوم كعامل اختزال قوي.

هيدروكسيداتتؤدي المعادن القلوية إلى تآكل أطباق الزجاج والخزف، ولا يمكن تسخينها في أطباق الكوارتز:

SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.

لا تفصل هيدروكسيدات الصوديوم والبوتاسيوم الماء عند تسخينها إلى درجة غليانها (أكثر من 1300 درجة مئوية). تسمى بعض مركبات الصوديوم مشروب غازي:

أ) رماد الصودا، الصودا اللامائية، صودا الغسيل أو الصودا فقط - كربونات الصوديوم Na 2 CO 3؛
ب) الصودا البلورية - هيدرات بلورية من كربونات الصوديوم Na 2 CO 3. 10 ح 2 س؛
ج) بيكربونات أو شرب - بيكربونات الصوديوم NaHCO 3؛
د) يسمى هيدروكسيد الصوديوم NaOH بالصودا الكاوية أو الكاوية.

تسمى عناصر مجموعة الكالسيوم الفرعية بالمعادن الأرضية القلوية. يرجع أصل هذا الاسم إلى حقيقة أن أكاسيدها ("الأتربة" عند الكيميائيين) تضفي تفاعلًا قلويًا على الماء. غالبًا ما يتم تصنيف المعادن الأرضية القلوية على أنها فقطالكالسيوم والسترونتيوم والباريوم والراديوم ، كثير من الأحيان أقل المغنيسيوم . العنصر الأول من هذه المجموعة الفرعية،البريليوم ، في معظم الخصائص فهو أقرب بكثير إلى الألومنيوم.

انتشار:

ويشكل الكالسيوم 1.5% من إجمالي عدد الذرات الموجودة في القشرة الأرضية، في حين أن محتوى الراديوم فيه صغير جداً (8-10-12%). العناصر الوسيطة - السترونتيوم (0.008) والباريوم (0.005٪) - أقرب إلى الكالسيوم. تم اكتشاف الباريوم في عام 1774، والسترونتيوم في عام 1792. وتم الحصول على العناصر الأولية Ca وSr وBa لأول مرة في عام 1808. الكالسيوم يتكون من نظائر ذات أعداد كتلية 40 (96.97%)، 42 (0.64)، 43 (0.14)، 44 (2.06)، 46 (0.003)، 48 (0.19)؛ السترونتيوم - 84 (0,56%), 86 (9,86), 87 (7,02), 88 (82,56); الباريوم -130 (0.10%)، 132 (0.10)، 134 (2.42)، 135 (6.59)، 136 (7.81)، 137 (11.32)، 138 (71.66). من النظائر الراديوم من الأهمية الأساسية وجود 226 رع بشكل طبيعي (متوسط ​​عمر الذرة هو 2340 سنة).

كانت مركبات الكالسيوم (الحجر الجيري والجبس) معروفة ومستخدمة عمليًا في العصور القديمة. بالإضافة إلى صخور السيليكات المختلفة، يوجد Ca وSr وBa بشكل أساسي على شكل أملاح ثاني أكسيد الكربون وأملاح الكبريتات القابلة للذوبان بشكل ضئيل، وهي المعادن:

CaC0 3 - الكالسيت CaS0 4 - أونهيدريت

سرك0 3 - السترونتيانيت SrS0 4 - سلستين

ВаС0 3 - ويذريت BaS0 4 - الصاري الثقيل

CaMg(CO 3) 2 - الدولوميت MgCO 3 - المغنسيت

وتشكل كربونات الكالسيوم على شكل حجر جيري وطباشير في بعض الأحيان سلاسل جبلية بأكملها. أقل شيوعًا هو الشكل المتبلور لـ CaCO 3 - الرخام. بالنسبة لكبريتات الكالسيوم، من الأكثر شيوعًا أن يتم العثور عليها على شكل معدن الجبس (CaSO 4 2H 2 0)، وغالبًا ما تكون رواسبه قوية للغاية. بالإضافة إلى العناصر المذكورة أعلاه، هناك معدن الكالسيوم المهم وهو الفلوريت -CaF 2، والذي يستخدم للحصول على حمض الهيدروفلوريك وفقا للمعادلة:

CaF 2 +H 2 SO 4 (ملخص) →CaSO 4 +HF

بالنسبة للسترونتيوم والباريوم، تعد معادن الكبريتات أكثر شيوعًا من معادن ثاني أكسيد الكربون. ترتبط الرواسب الأولية للراديوم بخامات اليورانيوم (وكل 1000 كجم من اليورانيوم يحتوي الخام على 0.3 جرام فقط من الراديوم).

إيصال:

يتم إنتاج الألمنيوم الحراري للمعادن الأرضية القلوية الحرة عند درجات حرارة حوالي 1200 درجة مئوية وفقا للمخطط التالي:

زي0+2أل= آل 2 يا 3 + زي

وذلك بتسخين أكاسيدها مع معدن الألمنيوم في فراغ عالي. في هذه الحالة، يتم تقطير المعدن الترابي القلوي وترسيبه على الأجزاء الأكثر برودة في التركيب. على نطاق واسع (حوالي آلاف الأطنان سنويًا)، يتم إنتاج الكالسيوم فقط، والذي يتم الحصول عليه أيضًا عن طريق التحليل الكهربائي لـ CaCl 2 المنصهر. إن عملية الألمنيوم الحراري معقدة لأنها تتضمن اندماجًا جزئيًا مع Al 2 O 3. على سبيل المثال، في حالة الكالسيوم، يتم التفاعل وفقًا للمعادلة:

3CaO + Al2O3 →Ca3 (AlO3) 2

قد يحدث أيضًا اندماج جزئي للفلز الأرضي القلوي الناتج مع الألومنيوم.

محلل كهربائي لإنتاج الكالسيوم المعدني يوجد فرن ذو بطانة داخلية من الجرافيت، يتم تبريده من الأسفل بواسطة المياه الجارية. يتم تحميل CaCl 2 اللامائي في الفرن، وتكون الأقطاب الكهربائية عبارة عن كاثود حديدي وأنودات من الجرافيت. يتم تنفيذ العملية بجهد 20-30 فولت، تيار يصل إلى 10 آلاف أمبير، درجة حرارة منخفضة (حوالي 800 درجة مئوية). وبفضل الظروف الأخيرة، تظل بطانة الفرن الجرافيت مغطاة دائمًا بطبقة واقية من الملح الصلب. نظرًا لأن الكالسيوم يتم ترسيبه جيدًا فقط عند كثافة تيار عالية بدرجة كافية على الكاثود (حوالي 100 أمبير/سم 3)، يتم رفع الأخير تدريجيًا إلى الأعلى مع تقدم التحليل الكهربائي، بحيث تبقى نهايته فقط مغمورة في المصهور. وبالتالي، فإن الكاثود الفعلي هو معدن الكالسيوم نفسه (الذي يتم عزله عن الهواء بواسطة قشرة ملحية صلبة) ويتم تنقيته عادة عن طريق التقطير في الفراغ أو في جو الأرجون.

الخصائص الفيزيائية:

الكالسيوم ونظائره عبارة عن معادن قابلة للطرق ولونها أبيض فضي. من بينها، الكالسيوم نفسه صعب جدًا، والسترونتيوم وخاصة الباريوم أكثر ليونة. تتم مقارنة بعض الثوابت للمعادن الأرضية القلوية أدناه:

الكثافة جم / سم 3
نقطة الانصهار، درجة مئوية
نقطة الغليان، درجة مئوية

تقوم المركبات المتطايرة من المعادن الأرضية القلوية بتلوين اللهب بألوان مميزة: Ca - برتقالي أحمر (قرميد)، Sr و Ra - أحمر قرمزي، Ba - أخضر مصفر. ويستخدم هذا في التحليلات الكيميائية لاكتشاف العناصر المعنية.

الخواص الكيميائية :

في الهواء، يتم تغطية الكالسيوم ونظائره بفيلم، إلى جانب الأكاسيد العادية (EO)، التي تحتوي أيضًا جزئيًا على بيروكسيدات (E0 2) ونيتريدات (E 3 N 2). في سلسلة الجهد، توجد المعادن الأرضية القلوية على يسار المغنيسيوم، وبالتالي تحل محل الهيدروجين بسهولة ليس فقط من الأحماض المخففة، ولكن أيضًا من الماء. عند الانتقال من Ca إلى Ra، تزداد طاقة التفاعل. في مركباتها، العناصر المعنية ثنائية التكافؤ. تتحد المعادن الأرضية القلوية مع أشباه الفلزات بقوة كبيرة مع إطلاق قدر كبير من الحرارة.

· عادة عندما تتفاعل الفلزات القلوية الترابية مع الأكسجين فإن ذلك يدل على تكوين الأكسيد:

2E +O 2 →2EO

ومن المهم معرفة الأسماء التافهة لعدة مركبات:

مبيض، مبيض (مبيض) – CaCl 2 ∙ Ca(ClO) 2

مطفأ (زغب) - Ca(OH) 2

الجير - خليط من الكالسيوم (OH) 2 والرمل والماء

حليب الليمون – معلق Ca(OH)2 في ماء الليمون

الصودا - خليط من NaOH الصلب وCa(OH) 2 أو CaO

الجير الحي (سائل مغلي) – CaO

· التفاعل مع الماء بمثال الكالسيوم وأكسيده:

Ca+2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2

CaO+H 2 O→Ca(OH) 2 +16 سعرة حرارية (الجير "المطفأ")

عند التفاعل مع الأحماض، تشكل أكاسيد وهيدروكسيدات المعادن الأرضية القلوية بسهولة الأملاح المقابلة، والتي عادة ما تكون عديمة اللون.

هذا مثير للاهتمام:

عند تحطيم الجير، إذا قمت باستبدال الماء بمحلول NaOH، تحصل على ما يسمى بجير الصودا. عمليًا، أثناء إنتاجه، تتم إضافة CaO المسحوق إلى محلول مركز من هيدروكسيد الصوديوم (بنسبة وزن 2:1 إلى NaOH). بعد خلط الكتلة الناتجة، يتم تبخيرها حتى تجف في أوعية حديدية، وتكلس قليلاً ثم يتم سحقها. الجير الصودا هو خليط وثيقالكالسيوم (أوه) 2 مع NaOH ويستخدم على نطاق واسع في المختبرات لامتصاص ثاني أكسيد الكربون.

إلى جانب الأكاسيد العادية، تُعرف البيروكسيدات البيضاء من النوع E0 2 بعناصر مجموعة الكالسيوم الفرعية. من بينها، يعتبر بيروكسيد الباريوم (Ba02) ذو أهمية عملية، ويستخدم بشكل خاص كمنتج أولي لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين:

BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2

من الناحية الفنية، يتم الحصول على Ba0 2 عن طريق تسخين BaO في تيار من الهواء إلى 500 درجة مئوية. وفي هذه الحالة يضاف الأكسجين حسب التفاعل

2BaO + O 2 = 2BaO 2 + 34 سعرة حرارية

يؤدي المزيد من التسخين، على العكس من ذلك، إلى تحلل Ba0 2 إلى أكسيد الباريوم والأكسجين. ولذلك فإن احتراق معدن الباريوم يصاحبه تكوين أكسيده فقط.

· التفاعل مع الهيدروجين لتكوين الهيدريدات:

EN 2 لا تذوب الهيدريدات (بدون تحلل) في أي من المذيبات المعتادة. تتفاعل بقوة مع الماء (وحتى آثاره) وفق المخطط التالي:

EH 2 + 2H 2 O = E(OH) 2 + 2H 2

يمكن أن يكون هذا التفاعل بمثابة وسيلة مريحة لإنتاج الهيدروجين، لأنه يتطلب تنفيذه، بالإضافة إلى CaH 2 (1 كجم منها يعطي حوالي 1 م 3 ح 2)، الماء فقط. ويصاحب ذلك إطلاق كبير للحرارة لدرجة أن CaH 2 المبلل بكمية صغيرة من الماء يشتعل تلقائيًا في الهواء. يحدث تفاعل هيدريدات EN 2 مع الأحماض المخففة بقوة أكبر. على العكس من ذلك، فهي تتفاعل مع الكحوليات بشكل أكثر هدوءًا من تفاعلها مع الماء:

CaH 2 +2HCl → CaCl 2 +2H 2

CaH 2 +2ROH→2RH+Ca(OH) 2

3CaH 2 +N 2 → Ca 3 N 2 +ZH 2

CaH 2 +O 2 →CaO+H 2 O

يستخدم هيدريد الكالسيوم كعامل تجفيف فعال للسوائل والغازات. كما يتم استخدامه بنجاح في التحديد الكمي لمحتوى الماء في السوائل العضوية والهيدرات البلورية وما إلى ذلك.

· يمكن أن تتفاعل مباشرة مع غير المعادن:

Ca+Cl 2 ←CaCl 2

· التفاعل مع النيتروجين. هـ 3 ن 2 أجسام حرارية بيضاء. تتشكل ببطء شديد حتى في الظروف العادية:

3ه+ن 2 →ه 3 ن 2

تتحلل مع الماء وفق المخطط التالي:

ه 3 ن 2 +6 ح 2 O→3Ca(OH) 2 +2NH 3

4E 3 N 2 →N 2 +3E 4 N 2 (للنيتريدات الفرعية Ba وSr)

ه 4 ن 2 +8H 2 O→4E(OH) 2 +2NH 3 +H 2

با 3 ن 2 +2 ن 2 → 3 با ن 2 (بيرنيتريد الباريوم)

عند التفاعل مع الأحماض المخففة، تقوم هذه البيرنيتريدات، بالإضافة إلى جزيئين من الأمونيا، بفصل جزيء من النيتروجين الحر أيضًا:

ه 4 ن 2 +8HCl→4ESl 2 +2NH 3 +H 2

ه 3 ن 2 + ZSO = 3EO + N 2 + ZS

يختلف التفاعل في حالة الباريوم:

ب أ 3 N 2 + 2CO = 2BaO + Ba(CN) 2

هذا مثير للاهتمام :

E+NH3(سائل) →(E(NH2) 2 +H2 +ENH+H2)

4E(NH 2) 2 → EN 2 +2H 2

أتساءل ماE(NH3)6 - تتكون مركبات الأمونيا من تفاعل العناصر مع الأمونيا الغازية، وتكون قادرة على التحلل وفق المخطط التالي:

ه(NH 3) 6 →E(NH 2) 2 +4NH 3 +H 2

مزيد من التدفئة:

E(NH 2) 2 →ENH+NH 3

3ENH←NH 3 +E 3 N 2

لكن تفاعل المعدن مع الأمونيا عند درجات حرارة عالية يتم وفق المخطط التالي:

6ه+2ن.ح. 3 → هح 2 +ه 3ن 2

النتريدات قادرة على إضافة الهاليدات:

ه 3 ن 2 + إي هال 2 → 2 إي 2 ن هال

· تظهر أكاسيد وهيدروكسيدات الفلزات القلوية خصائص أساسية، باستثناء البريليوم:

تساو+2 حمض الهيدروكلوريك→ СаСل 2 +H2O

Ca(OH) 2 +2HCl→ساسل 2 +2H 2 O

Be+2NaOH+2H2O→Na2 +H2

BeO+2HCl → Beمعل 2 + ح 2 أو

BeO+2NaOH→Na 2 BeO 2 +H 2 O

· التفاعلات النوعية لكاتيونات الفلزات القلوية تشير معظم المنشورات إلى التفاعلات النوعية فقط مع Ca 2+ وBa 2+.

Ca 2+ +CO 3 2- →CaCO 3 ↓ (راسب أبيض)

Ca 2+ +SO 4 2- →CaSO 4 ↓ (راسب أبيض ندفي)

CaCl 2 + (NH 4) 2 C 2 O 4 → 2NH 4 Cl + CaC 2 O 4 ↓

Ca 2+ +C 2 O 4 2- → CaC 2 O 4 ↓ (راسب أبيض)

Ca 2+ - تلوين لون الطوب اللهب

Ba 2+ +CO 3 2- →BaCO 3 ↓ (راسب أبيض)

Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓ (راسب أبيض)

Ba 2+ +CrO 4 2- →BaCrO 4 ↓ (راسب أصفر، مشابه للسترونتيوم)

Ba 2+ +Cr 2 O 7 2- +H 2 O→2BaCrO 4 +2H + (راسب أصفر، مشابه للسترونتيوم)

با 2+ - تلوين اللهب باللون الأخضر.

طلب:

يتم العثور على التطبيق الصناعي بشكل حصري تقريبًا في مركبات العناصر قيد النظر، والتي تحدد خصائصها المميزة مجالات استخدامها. الاستثناء هو أملاح الراديوم، التي ترتبط أهميتها العملية بممتلكاتها العامة - النشاط الإشعاعي. الاستخدام العملي (أساسًا في علم المعادن) هو الكالسيوم بشكل حصري تقريبًا. تستخدم نترات الكالسيوم على نطاق واسع كأسمدة معدنية تحتوي على النيتروجين. يتم استخدام نترات السترونتيوم والباريوم في الألعاب النارية لتصنيع التركيبات التي تحترق باللهب الأحمر (Sr) أو الأخضر (Ba). يختلف استخدام الأصناف الطبيعية الفردية من CaCO 3. يستخدم الحجر الجيري مباشرة في أعمال البناء، ويعمل أيضًا كمواد خام لإنتاج أهم مواد البناء - الجير والأسمنت. يستخدم الطباشير كطلاء معدني وكقاعدة لمركبات التلميع وغيرها. ويعتبر الرخام مادة ممتازة للنحت وصناعة لوحات توزيع الكهرباء وغيرها. تم العثور على التطبيق العملي بشكل رئيسي في CaF 2 الطبيعي، والذي يستخدم على نطاق واسع في صناعة السيراميك ويعمل كمواد أولية لإنتاج HF.

بسبب استرطابيته، غالبًا ما يستخدم CaCl 2 اللامائي كعامل تجفيف. الاستخدامات الطبية لمحاليل كلوريد الكالسيوم (عن طريق الوريد والوريد) متنوعة للغاية. يستخدم كلوريد الباريوم لمكافحة الآفات الزراعية وككاشف مهم (لثاني أكسيد الكبريت 2- أيون) في المختبرات الكيميائية.

هذا مثير للاهتمام:

إذا 1 بالوزن. صب بسرعة محلول مشبع من Ca(CH 3 COO) 2 في وعاء يحتوي على 17 بالوزن. أجزاء من الكحول الإيثيلي، ثم يتجمد السائل بالكامل على الفور. "الكحول الجاف" الذي يتم الحصول عليه بهذه الطريقة، بعد الاشتعال، يحترق ببطء بلهب غير مدخن. هذا الوقود مناسب بشكل خاص للسياح.

صلابة الماء.

غالبًا ما يتم تقييم محتوى أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم في المياه الطبيعية من حيث "صلابتها". في هذه الحالة، يتم التمييز بين الصلابة الكربونية ("المؤقتة") والصلابة غير الكربونية ("الدائمة"). الأول يرجع إلى وجود Ca(HC0 3) 2، وفي كثير من الأحيان Mg(HC0 3) 2. يطلق عليه اسم مؤقت لأنه يمكن التخلص منه بمجرد غليان الماء: يتم تدمير البيكربونات وتستقر منتجات تحللها غير القابلة للذوبان (كربونات الكالسيوم والمغنيسيوم) على جدران الوعاء على شكل مقياس:

Ca(HCO 3) 2 →CaCO 3 ↓+CO 2 +H 2 O

ملغ (HCO 3) 2 → MgCO 3 ↓+CO 2 +H 2 O

وترجع عسر الماء المستمر إلى وجود أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم فيه، والتي لا تنتج رواسب عند غليها. الأكثر شيوعا هي الكبريتات والكلوريدات. ومن بين هذه العناصر، يعتبر CaS0 4 ضعيف الذوبان ذو أهمية خاصة، والذي يستقر على شكل مقياس كثيف للغاية.

عندما تعمل غلاية البخار على الماء العسر، يصبح سطحها الساخن مغطى بالقشور. نظرًا لأن الأخير يوصل الحرارة بشكل سيء، في المقام الأول، يصبح تشغيل المرجل نفسه غير اقتصادي: بالفعل طبقة بسمك 1 مم تزيد من استهلاك الوقود بحوالي 5٪. من ناحية أخرى، يمكن لجدران الغلاية، المعزولة عن الماء بطبقة من الترسبات، أن تسخن حتى درجات حرارة عالية جدًا. في هذه الحالة يتأكسد الحديد تدريجياً وتفقد الجدران قوتها مما قد يؤدي إلى انفجار المرجل. نظرًا لوجود أنظمة الطاقة البخارية في العديد من المؤسسات الصناعية، فإن مسألة صلابة المياه مهمة جدًا من الناحية العملية.

وبما أن تنقية المياه من الأملاح الذائبة عن طريق التقطير أمر مكلف للغاية، فإنهم في المناطق التي بها مياه عسرة يستخدمون الطرق الكيميائية "لتليينها". عادة ما يتم التخلص من صلابة الكربونات عن طريق إضافة Ca(OH)2 إلى الماء بكمية تتوافق تمامًا مع محتوى البيكربونات المحدد عن طريق التحليل. وفي الوقت نفسه، وفقا لرد الفعل

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O

تتحول جميع البيكربونات إلى كربونات عادية وتترسب. تتم إزالة الصلابة غير الكربونية في أغلب الأحيان عن طريق إضافة الصودا إلى الماء، مما يتسبب في تكوين راسب من خلال التفاعل:

CaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4

يتم بعد ذلك السماح للمياه بالاستقرار وبعد ذلك فقط يتم استخدامها لتشغيل الغلايات أو في الإنتاج. لتليين كميات صغيرة من الماء العسر (في المغاسل، وما إلى ذلك)، عادةً ما تضيف إليه القليل من الصودا وتتركه جانبًا. وفي هذه الحالة يترسب الكالسيوم والمغنيسيوم بالكامل على شكل كربونات، ولا تتداخل أملاح الصوديوم المتبقية في المحلول.

ويترتب على ما سبق أنه يمكن استخدام الصودا لإزالة كل من الصلابة الكربونية وغير الكربونية. ومع ذلك، في مجال التكنولوجيا ما زالوا يحاولون استخدام Ca(OH) 2 كلما أمكن ذلك، ويرجع ذلك إلى انخفاض تكلفة هذا المنتج بكثير مقارنة بالصودا

يتم تقدير صلابة المياه الكربونية وغير الكربونية من خلال العدد الإجمالي لمكافئات المليجرام من Ca وMg الموجودة في لتر واحد (mg-eq/l). يحدد مجموع الصلابة المؤقتة والدائمة صلابة الماء الكلية. وتتميز الأخيرة بهذه الصفة بالأسماء التالية: الناعمة (<4), средне жёсткая (4-8), жесткая (8-12), очень жесткая (>12 ميلي مكافئ/لتر). تختلف صلابة المياه الطبيعية الفردية ضمن حدود واسعة جدًا. بالنسبة للخزانات المفتوحة، غالبا ما يعتمد ذلك على الوقت من السنة وحتى الطقس. المياه الطبيعية "الأكثر نعومة" هي المياه الجوية (المطر والثلج)، والتي لا تحتوي على أي أملاح ذائبة تقريبًا. ومن المثير للاهتمام أن هناك أدلة على أن أمراض القلب أكثر شيوعًا في المناطق التي بها مياه غازية.

لتليين الماء تمامًا، بدلًا من الصودا، غالبًا ما يتم استخدام Na 3 PO 4، الذي يرسب الكالسيوم والمغنيسيوم على شكل فوسفات قليل الذوبان:

2Na 3 ص 4 +3Ca(HCO 3) 2 →Ca 3 (أ ف ب 4) 2 ↓+6NaHCO 3

2Na 3 ص 4 +3 ملغ (HCO 3) 2 → ملغ 3 (أ ف ب 4) 2 ↓+6NaHCO 3

هناك صيغة خاصة لحساب صلابة الماء:

حيث أن 20.04 و12.16 هما الكتلتان المكافئتان للكالسيوم والمغنيسيوم على التوالي.

المحرر: غالينا نيكولاييفنا خارلاموفا

تغطي المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية من الجدول الدوري العناصر: البريليوم والمغنيسيوم والكالسيوم والسترونتيوم والباريوم والراديوم. واستنادًا إلى الممثلين الرئيسيين لهذه المجموعة الفرعية - الكالسيوم والسترونتيوم والباريوم - المعروفة مجتمعة بالمعادن الأرضية القلوية، فإن المجموعة الفرعية الرئيسية بأكملها للمجموعة الثانية تسمى أيضًا المجموعة الفرعية المعادن الأرضية القلوية.

حصلت هذه المعادن (أحيانًا يضاف إليها المغنيسيوم أيضًا) على اسم "الأرض القلوية" لأن أكاسيدها في خواصها الكيميائية متوسطة من ناحية بين القلويات، أي أكاسيد أو هيدروكسيدات المعادن القلوية، ومن ناحية أخرى، "الأتربة" أي أكاسيد هذه العناصر، وممثلها النموذجي هو الألومنيوم، المكون الرئيسي للطين. وبسبب هذا الموقع الوسيط، أعطيت أكاسيد الكالسيوم والسترونتيوم والباريوم اسم "الأتربة القلوية".

العنصر الأول في هذه المجموعة الفرعية، البريليوم (إذا كنت لا تأخذ في الاعتبار تكافؤه)، هو أقرب بكثير في خصائصه إلى الألومنيوم من نظائره الأعلى للمجموعة العليا التي ينتمي إليها. العنصر الثاني من هذه المجموعة، المغنيسيوم، يختلف أيضًا في بعض النواحي بشكل كبير عن الفلزات الأرضية القلوية بالمعنى الضيق للمصطلح. بعض التفاعلات تقربه من عناصر المجموعة الثانوية من المجموعة الثانية، وخاصة الزنك؛ وبالتالي، فإن كبريتات المغنيسيوم والزنك، على عكس كبريتات المعادن الأرضية القلوية، قابلة للذوبان بسهولة، ومتماثلة مع بعضها البعض وتشكل أملاح مزدوجة ذات تركيبة مماثلة. في السابق، تم ذكر القاعدة التي بموجبها يعرض العنصر الأول خصائص انتقالية إلى المجموعة الفرعية الرئيسية التالية، والثاني - إلى مجموعة فرعية ثانوية من نفس المجموعة؛ وعادة ما يكون العنصر الثالث فقط هو الذي يمتلك خصائص مميزة للمجموعة؛ تتجلى هذه القاعدة بشكل خاص في مجموعة المعادن الأرضية القلوية.

إن أثقل عناصر المجموعة الثانية - الراديوم - في خواصه الكيميائية يتوافق بالطبع مع الممثلين النموذجيين للمعادن الأرضية القلوية، ومع ذلك، ليس من المعتاد عادة إدراجه في مجموعة المعادن الأرضية القلوية بشكل أضيق حاسة. نظرًا لخصائص توزيعه في الطبيعة، وكذلك بسبب خاصيته الأكثر تميزًا - النشاط الإشعاعي، فمن المناسب أن نمنحه مكانًا خاصًا. في مناقشة الخصائص العامة لعناصر هذه المجموعة الفرعية، لن يتم أخذ الراديوم في الاعتبار، حيث لم تتم دراسة الخصائص الفيزيائية والكيميائية المقابلة بشكل كافٍ بعد.

باستثناء الراديوم، جميع عناصر المجموعة الفرعية القلوية الأرضية هي معادن خفيفة. المعادن الخفيفة هي تلك التي لا تتجاوز جاذبيتها النوعية 5. من حيث صلابتها، فإن معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية تتفوق بشكل كبير على المعادن القلوية. وأنعمها هو الباريوم (الذي تكون خصائصه أقرب إلى الفلزات القلوية) وله صلابة الرصاص تقريبًا. درجات انصهار المعادن في هذه المجموعة أعلى بكثير من تلك الخاصة بالفلزات القلوية.

ما هو مشترك بين جميع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة II هو خاصية إظهار التكافؤ الإيجابي 2 في مركباتها، وفقط في حالات استثنائية للغاية تكون أحادية التكافؤ بشكل إيجابي. مما لا شك فيه أن تكافؤها النموذجي 2+، وكذلك الأعداد الذرية للعناصر، يجبر هذه المعادن على تصنيفها على أنها المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية. بالإضافة إلى ذلك، فإنها جميعًا تظهر طابعًا كهربائيًا قويًا، والذي يتم تحديده من خلال موقعها على الجانب الأيسر من سلسلة الجهد الكهروكيميائي، بالإضافة إلى تقارب قوي للعناصر السالبة كهربيًا.

وفقًا لقيمة الإمكانات الطبيعية لعناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية، تتحلل جميع المعادن المدرجة في الماء؛ ومع ذلك، فإن تأثير البريليوم والمغنيسيوم على الماء يحدث ببطء شديد بسبب انخفاض ذوبان الهيدروكسيدات الناتجة عن هذا التفاعل، على سبيل المثال بالنسبة للمغنيسيوم:

Mg + 2НН = Mg(OH) 2 + H 2

بعد أن تشكلت على سطح المعدن، تعيق هيدروكسيدات Be وMg المسار الإضافي للتفاعل. لذلك، حتى الأخطاء الصغيرة في المغنيسيوم يجب أن تبقى في درجة الحرارة العادية عند ملامستها للماء لعدة أيام قبل أن تتحول بالكامل إلى هيدروكسيد المغنيسيوم. تتفاعل المعادن الأرضية القلوية المتبقية مع الماء بقوة أكبر، وهو ما يفسره ذوبان هيدروكسيداتها بشكل أفضل. هيدروكسيد الباريوم هو الأسهل في الذوبان؛ تعتبر القدرة الطبيعية لـ Ba هي الأدنى مقارنة بالعناصر الأخرى في المجموعة، لذلك فهو يتفاعل بقوة مع الماء، وكذلك مع الكحول. تقل مقاومة الفلزات القلوية الترابية للهواء في الاتجاه من المغنيزيوم إلى الباريوم. وفقًا لموقعها في سلسلة الإجهاد، تحل المعادن المذكورة محل جميع المعادن الثقيلة من محاليل أملاحها.

يتم دائمًا الحصول على الأكاسيد العادية M II O كمنتجات احتراق للمعادن الأرضية القلوية. تكون بيروكسيدات المعادن الأرضية القلوية أقل استقرارًا بكثير من سلسلة المعادن القلوية.

تتحد أكاسيد الفلزات القلوية الترابية مع الماء لتكوين هيدروكسيدات، علاوة على ذلك، فإن طاقة هذا التفاعل تزداد بشكل ملحوظ جدًا في الاتجاه من BeO إلى BaO. كما تزداد قابلية ذوبان الهيدروكسيدات بشكل كبير من هيدروكسيد البريليوم إلى هيدروكسيد الباريوم؛ ولكن حتى ذوبان هذا الأخير في درجة الحرارة العادية منخفض جدًا. تزداد الخصائص الأساسية لهذه المركبات بنفس الترتيب - من هيدروكسيد البريليوم الأمفوتيري إلى الباريوم الكاوي الأساسي بقوة.

ومن المثير للاهتمام ملاحظة التقارب القوي لعناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية للنيتروجين. يزداد الميل إلى تكوين مركبات مع النيتروجين في هذه العناصر مع زيادة الوزن الذري (على الرغم من انخفاض حرارة تكوين النتريدات في هذا الاتجاه) ؛ وفي الفلزات القلوية الأرضية نفسها، يكون الميل إلى تكوين النتريدات كبيرًا جدًا لدرجة أن الأخير يتحد ببطء مع النيتروجين حتى في درجات الحرارة العادية.

المعادن الأرضية القلويةمثل الفلزات القلوية، فإنها تتحد مع الهيدروجين لتكوين الهيدريدات، على سبيل المثال:

كا + ح 2 = كاه 2.

تمتلك هيدريدات الإيثين أيضًا طابعًا يشبه الملح، وبالتالي ينبغي افتراض أن الهيدروجين فيها، كما هو الحال في هيدريدات الفلزات القلوية، هو مكون سالب للكهرباء.

من الصعب الحصول على MgH 2 مباشرة من العناصر، لكن لم يكن من الممكن تصنيع BeH 2 بهذه الطريقة على الإطلاق. MgH 2 وBeH 2 عبارة عن مركبات صلبة وغير متطايرة، مثل هيدريدات المعادن الأرضية القلوية، ولكن على عكس الأخير ليس لديهم طابع واضح يشبه الملح.

جميع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية تشكل أيونات عديمة اللون ذات شحنة موجبة 2: Be 2+، Mg 2+، Ca 2+، Sr 2+، Ba 2+، Ra 2+. يشكل البريليوم أيضًا أنيونات عديمة اللون [BeO 2 ] 2+ و [Be(OH) 4 ] 2+. وجميع أملاح هذه العناصر M II X 2 عديمة اللون أيضًا، إلا إذا كانت مشتقات من الأنيونات الملونة.

أملاح الراديوم نفسها عديمة اللون أيضًا. ومع ذلك، فإن بعضها، مثل كلوريد الراديوم والبروميد، يتلون تدريجياً بإشعاع الراديوم الموجود فيها ويكتسب في النهاية لوناً من البني إلى الأسود. وعند إعادة بلورتها تصبح بيضاء مرة أخرى.

العديد من أملاح المعادن الأرضية القلوية ضعيفة الذوبان في الماء. غالبًا ما يتم الكشف عن نمط معين في التغير في قابلية ذوبان هذه الأملاح: على سبيل المثال، بالنسبة للكبريتات، تتناقص القابلية للذوبان بسرعة مع زيادة الوزن الذري للمعدن الأرضي القلوي. تتغير قابلية ذوبان الكروميت بنفس الطريقة تقريبًا. معظم الأملاح التي تتكون من معادن ترابية قلوية ذات أحماض ضعيفة وأحماض متوسطة القوة يصعب إذابتها، على سبيل المثال الفوسفات والأكسالات والكربونات؛ ومع ذلك، فإن بعضها قابل للذوبان بسهولة؛ وتشمل الأخيرة الكبريتيدات والسيانيد والثيوسيانات والأسيتات. بسبب ضعف الطابع الأساسي للهيدروكسيدات أثناء الانتقال من Ba إلى Be، فإن درجة التحلل المائي لكربوناتها تزداد بنفس التسلسل. يتغير استقرارها الحراري أيضًا في نفس الاتجاه: في حين أن كربونات الباريوم، حتى في درجات الحرارة البيضاء الساخنة، بعيدة عن التحلل تمامًا، يمكن أن تتحلل كربونات الكالسيوم تمامًا إلى CaO وCO 2 حتى مع التكليس الضعيف نسبيًا، وتتحلل كربونات المغنيسيوم بشكل أكبر. بسهولة.

من وجهة نظر نظرية كوسيل، فإن سبب ازدواجية عناصر المجموعة الأرضية القلوية هو حقيقة أنه في الجدول الدوري يتم إزالتها جميعها من الغازات الخاملة المقابلة بـ: عنصرين، وبالتالي يحتوي كل منهما على 2 إلكترونات أكثر من الغاز الخامل السابق. بسبب ميل الذرات إلى تبني تكوين الغازات الخاملة في عناصر المجموعة الأرضية القلوية، يحدث تجريد طفيف للإلكترونين، ولكن ليس أكثر، لأن المزيد من التجريد سيؤدي إلى تدمير تكوين الغازات الخاملة.

التواجد في الطبيعة

تحتوي القشرة الأرضية على البريليوم - 0.00053٪، المغنيسيوم - 1.95٪، الكالسيوم - 3.38٪، السترونتيوم - 0.014٪، الباريوم - 0.026٪، الراديوم عنصر اصطناعي.

توجد في الطبيعة فقط على شكل مركبات - سيليكات، ألومينوسيليكات، كربونات، فوسفات، كبريتات، إلخ.

يستلم

1. يتم الحصول على البريليوم عن طريق اختزال الفلورايد:

BeF2 + Mgt˚C → Be + MgF2

2. يتم الحصول على الباريوم عن طريق اختزال الأكسيد:

3BaO + 2Al t˚ C → 3Ba + Al 2 O 3

3. يتم الحصول على المعادن المتبقية عن طريق التحليل الكهربائي لمصهورات الكلوريد:

لأن وبما أن معادن هذه المجموعة الفرعية هي عوامل اختزال قوية، فإن إنتاجها لا يمكن تحقيقه إلا عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة. في حالة Ca، عادة ما يتم استخدام CaCl 2 (مع إضافة CaF 2 لخفض نقطة الانصهار)

CaCl 2 = Ca+Cl 2

الخصائص الفيزيائية

تتمتع المعادن الأرضية القلوية (مقارنة بالمعادن القلوية) بدرجات حرارة أعلى. ودرجة الحرارة والكثافة والصلابة.

طلب

البريليوم (الأمفوتيرين)	المغنيسيوم	كاليفورنيا، الأب، با، رع
1. تصنيع الهياكل الواقية من الحرارة للمساحة. السفن (مقاومة الحرارة، السعة الحرارية للبريليوم) 2. برونز البريليوم (خفة، صلابة، مقاومة للحرارة، مقاومة تآكل السبائك، قوة شد أعلى من الفولاذ، يمكن دحرجتها إلى شرائح بسمك 0.1 مم) 3. في المفاعلات النووية، X - هندسة الأشعة، إلكترونيات الراديو 4. تكون سبائك، Ni، W- يصنعون نوابض الساعات في سويسرا ولكنها هشة وسامّة ومكلفة للغاية	1. إنتاج المعادن - حرارة المغنيسيوم (التيتانيوم، اليورانيوم، الزركونيوم، إلخ) 2. لإنتاج السبائك الخفيفة للغاية (صناعة الطائرات، إنتاج السيارات) 3. في التخليق العضوي 4. لإنتاج الإضاءة والصواريخ الحارقة .	1. إنتاج سبائك الرصاص والكادميوم اللازمة لإنتاج المحامل. 2. السترونتيوم هو عامل اختزال في إنتاج اليورانيوم. الفوسفور هي أملاح السترونتيوم. 3. تستخدم كمواد لصنع الفراغ في الأجهزة الكهربائية. إنتاج الكالسيوم من المعادن النادرة وجزء من السبائك. ممتص الباريوم في أنابيب أشعة الكاثود. الراديوم التشخيص بالأشعة السينية، والعمل البحثي.

الخواص الكيميائية

1. عوامل اختزال قوية شديدة التفاعل. يزداد نشاط الفلزات وقابليتها الاختزالية في السلسلة Be–Mg–Ca–Sr–Ba

2. لديهم حالة أكسدة +2.

3. تتفاعل مع الماء في درجة حرارة الغرفة (ما عدا Be) لتحرر الهيدروجين.

4. مع الهيدروجين تشكل هيدريدات شبيهة بالملح EH 2.

5. الأكاسيد لها الصيغة العامة EO. الميل إلى تكوين البيروكسيدات أقل وضوحًا من المعادن القلوية.

التفاعل مع الماء.

في الظروف العادية، يتم تغطية سطح Be وMg بغشاء أكسيد خامل، لذلك يكونان مستقرين ضد الماء، ولكن مع الماء الساخن، يشكل المغنيسيوم القاعدة Mg(OH) 2.

في المقابل، يذوب Ca وSr وBa في الماء لتكوين هيدروكسيدات، وهي قواعد قوية:

كن + H2O → BeO+ H2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

التفاعل مع الأكسجين.

جميع المعادن تشكل أكاسيد RO، ويشكل الباريوم بيروكسيد - BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

با + يا 2 → باو 2

3. تتشكل المركبات الثنائية مع لا فلزات أخرى:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (الهاليدات)

Ba + S → BaS (كبريتيدات)

3 ملغ + ن 2 → ملغ 3 ن 2 (نيتريدات)

Ca + H 2 → CaH 2 (هيدريدات)

Ca + 2C → CaC 2 (كربيدات)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (الفوسفيدات)

يتفاعل البريليوم والمغنيسيوم ببطء نسبيًا مع اللافلزات.

4. جميع المعادن تذوب في الأحماض :

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 (مخفف) → MgSO 4 + H 2

يذوب البريليوم أيضًا في المحاليل المائية للقلويات:

كن + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2

5. التفاعل النوعي لكاتيونات الفلزات القلوية الترابية – تلوين اللهب بالألوان التالية:

كاليفورنيا 2+ - برتقالي غامق

ريال 2+ - أحمر غامق

با 2+ - أخضر فاتح

يتم اكتشاف الكاتيون Ba 2+ عادةً عن طريق تفاعل تبادلي مع حمض الكبريتيك أو أملاحه:

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

با 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓

كبريتات الباريوم هي راسب أبيض، غير قابل للذوبان في الأحماض المعدنية.

أكاسيد المعادن الأرضية القلوية

إيصال

1) أكسدة المعادن (ماعدا Ba الذي يشكل البيروكسيد)

2) التحلل الحراري للنترات أو الكربونات

CaCO 3 t˚ C → CaO + CO 2

2Mg(NO3) 2t˚C → 2MgO + 4NO2 + O2

الخواص الكيميائية

أكاسيد أساسية نموذجية. يتفاعل مع الماء (باستثناء BeO وMgO)، وأكاسيد الأحماض والأحماض

CaO + H2O → Ca(OH) 2

3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 → Be(NO 3) 2 + H2O

BeO هو أكسيد مذبذب، قابل للذوبان في القلويات:

BeO + 2NaOH + H2O → Na2

هيدروكسيدات الفلزات القلوية الأرضية R(OH) 2

إيصال

تفاعلات الفلزات القلوية الترابية أو أكاسيدها مع الماء:

با + 2H2O → با(OH) 2 + H2

CaO (الجير الحي) + H 2 O → Ca(OH) 2 (الجير المطفأ)

الخواص الكيميائية

هيدروكسيدات R(OH) 2 هي مواد بلورية بيضاء، أقل قابلية للذوبان في الماء من هيدروكسيدات الفلزات القلوية ( تتناقص ذوبان الهيدروكسيدات مع انخفاض العدد الذري. Be(OH) 2 – غير قابل للذوبان في الماء، قابل للذوبان في القلويات). تزداد قاعدة R(OH)2 مع زيادة العدد الذري:

Be(OH) 2 - هيدروكسيد مذبذب

Mg(OH) 2 – قاعدة ضعيفة

Ca(OH) 2 - القلويات

أما الهيدروكسيدات المتبقية فهي قواعد قوية (قلويات).

1) التفاعلات مع أكاسيد الأحماض:

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaСO 3 ↓ + H 2 O! رد فعل نوعي لثاني أكسيد الكربون

Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ + H 2 O

2) التفاعلات مع الأحماض:

Ba(OH) 2 + 2HNO 3 → Ba(NO 3) 2 + 2H2O

3) التفاعلات التبادلية مع الأملاح :

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 ↓+ 2KOH

4) تفاعل هيدروكسيد البريليوم مع القلويات:

Be(OH) 2 + 2NaOH → Na2

صلابة الماء

تسمى المياه الطبيعية التي تحتوي على أيونات Ca 2+ وMg 2+ بالمياه العسرة. يشكل الماء العسر قشورًا عند غليه ولا يمكن طهي المنتجات الغذائية فيه؛ المنظفات لا تنتج رغوة.

صلابة الكربونات (المؤقتة).بسبب وجود بيكربونات الكالسيوم والمغنيسيوم في الماء، صلابة غير كربونية (ثابتة). – الكلوريدات والكبريتات.

إجمالي صلابة المياهيعتبر مجموع الكربونات وغير الكربونات.

إزالة الصلابةيتم تنفيذ الماء عن طريق ترسيب أيونات Ca 2+ و Mg 2+ من المحلول

المعادن الأرضية القلوية هي عناصر تنتمي إلى المجموعة الثانية من الجدول الدوري. وتشمل هذه المواد مثل الكالسيوم والمغنيسيوم والباريوم والبريليوم والسترونتيوم والراديوم. يشير اسم هذه المجموعة إلى أنها تعطي تفاعلاً قلويًا في الماء.

الفلزات القلوية والقلوية الأرضية، أو بالأحرى أملاحها، منتشرة على نطاق واسع في الطبيعة. يتم تمثيلهم بالمعادن. الاستثناء هو الراديوم، الذي يعتبر عنصرا نادرا إلى حد ما.

جميع المعادن المذكورة أعلاه لها بعض الصفات المشتركة، مما جعل من الممكن دمجها في مجموعة واحدة.

المعادن الأرضية القلوية وخصائصها الفيزيائية

جميع هذه العناصر تقريبًا عبارة عن مواد صلبة رمادية (على الأقل في ظل الظروف العادية، وبالمناسبة، تختلف الخصائص الفيزيائية قليلاً - هذه المواد، على الرغم من ثباتها تمامًا، تتأثر بسهولة.

ومن المثير للاهتمام أنه مع الرقم التسلسلي في الجدول، فإن مؤشر المعدن مثل الكثافة يزداد أيضًا. على سبيل المثال، في هذه المجموعة، يحتوي الكالسيوم على أدنى مؤشر، في حين أن كثافة الراديوم مماثلة للحديد.

المعادن الأرضية القلوية: الخواص الكيميائية

في البداية، تجدر الإشارة إلى أن النشاط الكيميائي يزداد وفقًا للرقم التسلسلي للجدول الدوري. على سبيل المثال، البريليوم عنصر مستقر إلى حد ما. يتفاعل مع الأكسجين والهالوجينات فقط مع التسخين القوي. الشيء نفسه ينطبق على المغنيسيوم. لكن الكالسيوم يمكن أن يتأكسد ببطء حتى في درجة حرارة الغرفة. يتفاعل الممثلون الثلاثة الآخرون للمجموعة (الراديوم والباريوم والسترونتيوم) بسرعة مع الأكسجين الجوي الموجود بالفعل في درجة حرارة الغرفة. ولهذا يتم تخزين هذه العناصر بتغطيتها بطبقة من الكيروسين.

ويزداد نشاط أكاسيد وهيدروكسيدات هذه المعادن وفق نفس النمط. على سبيل المثال، هيدروكسيد البريليوم غير قابل للذوبان في الماء ويعتبر مادة مذبذبة، ولكنه يعتبر مادة قلوية قوية إلى حد ما.

المعادن الأرضية القلوية وخصائصها المختصرة

البريليوم معدن متين ذو لون رمادي فاتح وشديد السمية. تم اكتشاف العنصر لأول مرة في عام 1798 من قبل الكيميائي فاوكيلين. هناك العديد من معادن البريليوم في الطبيعة، ومن أشهرها ما يلي: البريل، والفيناسيت، والداناليت، والكريسوبيريل. بالمناسبة، بعض نظائر البريليوم شديدة الإشعاع.

ومن المثير للاهتمام أن بعض أشكال البريل تعتبر أحجار كريمة قيمة. وتشمل هذه الزمرد والزبرجد وهليودور.

يستخدم البريليوم في صناعة بعض السبائك، ويستخدم هذا العنصر في تخفيف النيوترونات.

الكالسيوم هو أحد أشهر المعادن الأرضية القلوية. وهو في صورته النقية عبارة عن مادة بيضاء ناعمة ذات صبغة فضية. تم عزل الكالسيوم النقي لأول مرة في عام 1808. ويوجد هذا العنصر في الطبيعة على شكل معادن مثل الرخام والحجر الجيري والجبس. يستخدم الكالسيوم على نطاق واسع في التقنيات الحديثة. يتم استخدامه كمصدر للوقود الكيميائي وأيضا كمادة مقاومة للحريق. ليس سراً أن مركبات الكالسيوم تستخدم في إنتاج مواد البناء والأدوية.

وهذا العنصر موجود أيضًا في كل كائن حي. في الأساس، هو المسؤول عن تشغيل النظام الحركي.

المغنيسيوم معدن خفيف الوزن ومرن إلى حد ما وله لون رمادي مميز. تم عزله بشكله النقي عام 1808، لكن أملاحه أصبحت معروفة قبل ذلك بكثير. تم العثور على المغنيسيوم في المعادن مثل المغنسيت، الدولوميت، الكارناليت، و كيسيريت. بالمناسبة، يوفر ملح المغنيسيوم عددًا كبيرًا من مركبات هذه المادة التي يمكن العثور عليها في مياه البحر.