Właściwości fizyczne wodorotlenków metali ziem alkalicznych. Metale ziem alkalicznych: krótka charakterystyka. Właściwości fizyczne substancji prostych
Są to pierwiastki I grupy układu okresowego: lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs), frans (Fr); bardzo miękki, plastyczny, topliwy i lekki, zwykle w kolorze srebrno-białym; chemicznie bardzo aktywny; reagują gwałtownie z wodą, tworząc alkalia(stąd nazwa).
Wszystkie metale alkaliczne są niezwykle aktywne, wykazują właściwości redukujące we wszystkich reakcjach chemicznych, oddają swój jedyny elektron walencyjny, zamieniając się w dodatnio naładowany kation i wykazują pojedynczy stopień utlenienia +1.
Zdolność redukcyjna wzrasta w szeregu ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Wszystkie związki metali alkalicznych mają charakter jonowy.
Prawie wszystkie sole są rozpuszczalne w wodzie.
Niskie temperatury topnienia,
Niskie gęstości,
Miękkie, cięte nożem
Ze względu na swoją aktywność metale alkaliczne są magazynowane pod warstwą nafty, która blokuje dostęp powietrza i wilgoci. Lit jest bardzo lekki i unosi się na powierzchnię w nafcie, dlatego jest przechowywany pod warstwą wazeliny.
Właściwości chemiczne metali alkalicznych
1. Metale alkaliczne aktywnie oddziałują z wodą:
2Na + 2H 2O → 2NaOH + H2
2Li + 2H 2O → 2LiOH + H2
2. Reakcja metali alkalicznych z tlenem:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (tlenek litu)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (nadtlenek sodu)
K + O 2 → KO 2 (nadtlenek potasu)
W powietrzu metale alkaliczne natychmiast się utleniają. Dlatego są przechowywane pod warstwą rozpuszczalników organicznych (nafta itp.).
3. W reakcjach metali alkalicznych z innymi niemetalami powstają związki binarne:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenki)
2Na + S → Na 2 S (siarczki)
2Na + H 2 → 2NaH (wodorki)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (azotki)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (węgliki)
4. Reakcja metali alkalicznych z kwasami
(rzadko przeprowadzane, zachodzi konkurencyjna reakcja z wodą):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
5. Oddziaływanie metali alkalicznych z amoniakiem
(powstaje amid sodu):
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
6. Oddziaływanie metali alkalicznych z alkoholami i fenolami, które w tym przypadku wykazują właściwości kwasowe:
2Na + 2C 2H 5OH = 2C 2H 5ONa + H2;
2K + 2C 6 H. 5 OH = 2C 6 H. 5 OK + H. 2 ;
7. Reakcja jakościowa na kationy metali alkalicznych – zabarwienie płomienia na kolory:
Li+ – karminowa czerwień 
Na+ – żółty
K+, Rb+ i Cs+ – fiolet
Przygotowanie metali alkalicznych
Metal lit, sód i potas Dostawać przez elektrolizę stopionych soli (chlorków) oraz rubidu i cezu poprzez redukcję próżni przy ogrzewaniu ich chlorków z wapniem: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
Na małą skalę stosowana jest także próżniowo-termiczna produkcja sodu i potasu:
2NaCl+CaC2 = 2Na+CaCl2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl2 +Ca2SiO 4.
Aktywne metale alkaliczne wydzielają się w procesach próżniowo-termicznych ze względu na ich dużą lotność (ich pary są usuwane ze strefy reakcji).
Cechy właściwości chemicznych pierwiastków grupy I i ich działanie fizjologiczne
Konfiguracja elektronowa atomu litu to 1s 2 2s 1. Posiada największy promień atomowy w II okresie, co ułatwia usunięcie elektronu walencyjnego i pojawienie się jonu Li+ o stabilnej konfiguracji gazu obojętnego (helu). W konsekwencji jego związki powstają poprzez przeniesienie elektronu z litu na inny atom i utworzenie wiązania jonowego o niewielkiej ilości kowalencji. Lit jest typowym pierwiastkiem metalu. W postaci substancji jest metalem alkalicznym. Od pozostałych przedstawicieli grupy I różni się od nich niewielkim rozmiarem i najmniejszą aktywnością. Pod tym względem przypomina pierwiastek magnezu grupy II położony ukośnie od Li. W roztworach jon Li+ jest silnie solwatowany; jest otoczony przez kilkadziesiąt cząsteczek wody. Pod względem energii solwatacji – dodatku cząsteczek rozpuszczalnika, lit jest bliżej protonu niż kationów metali alkalicznych.
Niewielki rozmiar jonu Li+, wysoki ładunek jądra i tylko dwa elektrony stwarzają warunki do pojawienia się dość znacznego pola ładunku dodatniego wokół tej cząstki, dlatego w roztworach występuje znaczna liczba cząsteczek rozpuszczalników polarnych przyciągany do niego, a jego liczba koordynacyjna jest wysoka, metal jest zdolny do tworzenia znacznej liczby związków litoorganicznych.
Sód rozpoczyna 3. okres, więc na poziomie zewnętrznym ma tylko 1e - , zajmujący orbital 3s. Promień atomu Na jest największy w trzecim okresie. Te dwie cechy decydują o charakterze elementu. Jego konfiguracja elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Jedynym stopniem utlenienia sodu jest +1. Jego elektroujemność jest bardzo niska, dlatego w związkach sód występuje jedynie w postaci dodatnio naładowanego jonu i nadaje wiązaniem chemicznym charakter jonowy. Jon Na + ma znacznie większy rozmiar niż Li +, a jego solwatacja nie jest tak duża. Jednak nie występuje w postaci wolnej w roztworze.
Fizjologiczne znaczenie jonów K+ i Na+ związane jest z ich różną adsorbowalnością na powierzchni składników tworzących skorupę ziemską. Związki sodu są tylko w niewielkim stopniu podatne na adsorpcję, natomiast związki potasu są mocno trzymane przez glinę i inne substancje. Błony komórkowe, stanowiące granicę między komórką a środowiskiem, są przepuszczalne dla jonów K+, w efekcie czego wewnątrzkomórkowe stężenie K+ jest znacznie wyższe niż jonów Na+. Jednocześnie stężenie Na + w osoczu krwi przewyższa zawartość w nim potasu. Z tą okolicznością wiąże się pojawienie się potencjału błony komórkowej. Jony K+ i Na+ są jednym z głównych składników fazy ciekłej organizmu. Ich związek z jonami Ca 2+ jest ściśle określony, a jego naruszenie prowadzi do patologii. Wprowadzenie jonów Na+ do organizmu nie powoduje zauważalnego szkodliwego działania. Wzrost zawartości jonów K+ jest szkodliwy, jednak w normalnych warunkach wzrost ich stężenia nigdy nie osiąga wartości niebezpiecznych. Wpływ jonów Rb+, Cs+, Li+ nie został jeszcze dostatecznie zbadany.
Spośród różnych urazów związanych ze stosowaniem związków metali alkalicznych najczęstsze są oparzenia roztworami wodorotlenków. Działanie zasad wiąże się z rozpuszczaniem w nich białek skóry i tworzeniem alkalicznych albuminianów. W wyniku hydrolizy alkalia uwalniają się ponownie i działają na głębsze warstwy organizmu, powodując pojawienie się wrzodów. Paznokcie pod wpływem zasad stają się matowe i łamliwe. Uszkodzeniu oczu, nawet przy bardzo rozcieńczonych roztworach alkalicznych, towarzyszy nie tylko powierzchowne zniszczenie, ale także uszkodzenie głębszych części oka (tęczówki) i prowadzi do ślepoty. Podczas hydrolizy amidków metali alkalicznych powstają jednocześnie zasady i amoniak, powodując włóknikowe zapalenie tchawicy i oskrzeli oraz zapalenie płuc.
Potas otrzymywał G. Davy niemal jednocześnie z sodem w 1807 roku w drodze elektrolizy mokrego wodorotlenku potasu. Pierwiastek wziął swoją nazwę od nazwy tego związku – „żrącego potasu”. Właściwości potasu znacznie różnią się od właściwości sodu, co wynika z różnicy promieni ich atomów i jonów. W związkach potasu wiązanie jest bardziej jonowe, a w postaci jonu K+ ma mniejsze działanie polaryzujące niż sód ze względu na swój duży rozmiar. Naturalna mieszanina składa się z trzech izotopów 39 K, 40 K, 41 K. Jeden z nich to 40 K ‑ jest radioaktywny i pewna część radioaktywności minerałów i gleby jest związana z obecnością tego izotopu. Jego okres półtrwania jest długi – 1,32 miliarda lat. Określenie obecności potasu w próbce jest dość łatwe: opary metalu i jego związków barwią płomień na fioletowo-czerwono. Widmo pierwiastka jest dość proste i świadczy o obecności 1e - w orbicie 4s. Jego badania posłużyły jako jedna z podstaw do znalezienia ogólnych wzorców w strukturze widm.
W 1861 roku, badając sól ze źródeł mineralnych za pomocą analizy spektralnej, Robert Bunsen odkrył nowy pierwiastek. O jego obecności świadczyły ciemnoczerwone linie w widmie, które nie były wytwarzane przez inne pierwiastki. Na podstawie koloru tych linii pierwiastek nazwano rubidem (rubidus – ciemnoczerwony). W 1863 roku R. Bunsen uzyskał ten metal w czystej postaci poprzez redukcję winianu rubidu (winianu) sadzą. Cechą pierwiastka jest łatwa pobudliwość jego atomów. Jego emisja elektronów pojawia się pod wpływem czerwonych promieni widma widzialnego. Wynika to z niewielkiej różnicy w energiach orbitali atomowych 4d i 5s. Ze wszystkich pierwiastków alkalicznych, które mają stabilne izotopy, rubid (podobnie jak cez) ma jeden z największych promieni atomowych i mały potencjał jonizacji. Takie parametry decydują o naturze pierwiastka: wysoka elektropozytywność, ekstremalna aktywność chemiczna, niska temperatura topnienia (39 0 C) i niska odporność na wpływy zewnętrzne.
Odkrycie cezu, podobnie jak rubidu, wiąże się z analizą spektralną. W 1860 r. R. Bunsen odkrył w widmie dwie jasnoniebieskie linie, które nie należały do żadnego znanego wówczas pierwiastka. Stąd pochodzi nazwa „cezjusz”, co oznacza błękit nieba. Jest to ostatni pierwiastek z podgrupy metali alkalicznych, który wciąż występuje w mierzalnych ilościach. Największy promień atomowy i najmniejsze potencjały pierwszej jonizacji decydują o charakterze i zachowaniu tego pierwiastka. Ma wyraźną elektropozytywność i wyraźne właściwości metaliczne. Chęć oddania zewnętrznego elektronu 6s powoduje, że wszystkie jego reakcje przebiegają niezwykle gwałtownie. Niewielka różnica energii orbitali atomowych 5d i 6s powoduje niewielką pobudliwość atomów. Emisję elektronów z cezu obserwuje się pod wpływem niewidzialnych promieni podczerwonych (ciepła). Ta cecha budowy atomu decyduje o dobrym przewodnictwie elektrycznym prądu. Wszystko to sprawia, że cez jest niezbędny w urządzeniach elektronicznych. W ostatnim czasie coraz więcej uwagi poświęca się plazmie cezowej jako paliwu przyszłości oraz w związku z rozwiązaniem problemu syntezy termojądrowej.
W powietrzu lit aktywnie reaguje nie tylko z tlenem, ale także z azotem i pokrywa się filmem składającym się z Li 3 N (do 75%) i Li 2 O. Pozostałe metale alkaliczne tworzą nadtlenki (Na 2 O 2) i ponadtlenki (K 2 O 4 lub KO 2).
Następujące substancje reagują z wodą:
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;
K 2 O 4 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2.
Do regeneracji powietrza w łodziach podwodnych i kosmicznych, w izolacyjnych maskach gazowych i aparatach oddechowych pływaków bojowych (podwodnych sabotażystów) zastosowano mieszaninę Oxon:
Na2O2 +CO2 =Na2CO3+0,5O2;
K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2.
Jest to obecnie standardowe wypełnienie regeneracyjnych wkładów do masek gazowych dla strażaków.
Metale alkaliczne po podgrzaniu reagują z wodorem, tworząc wodorki:
Wodorek litu stosowany jest jako silny środek redukujący.
Wodorotlenki metale alkaliczne powodują korozję naczyń szklanych i porcelanowych; nie można ich podgrzewać w naczyniach kwarcowych:
SiO2 +2NaOH=Na2SiO3 +H2O.
Wodorotlenki sodu i potasu nie oddzielają wody po podgrzaniu do temperatury wrzenia (powyżej 1300 0 C). Niektóre związki sodu nazywane są Soda:
a) soda kalcynowana, soda bezwodna, soda oczyszczona lub po prostu soda - węglan sodu Na 2 CO 3;
b) soda krystaliczna - krystaliczny hydrat węglanu sodu Na 2 CO 3. 10H 2O;
c) wodorowęglan lub pitny - wodorowęglan sodu NaHCO 3;
d) Wodorotlenek sodu NaOH nazywany jest sodą kaustyczną lub sodą kaustyczną.
Pierwiastki podgrupy wapnia nazywane są metalami ziem alkalicznych. Pochodzenie tej nazwy wynika z faktu, że ich tlenki („ziemie” alchemików) nadają wodzie odczyn zasadowy. Do metali ziem alkalicznych najczęściej zalicza się tylkowapń , stront, bar i rad , rzadziej magnez . Pierwszym elementem tej podgrupy, beryl , w większości właściwości jest znacznie bliższy aluminium.
Rozpowszechnienie:
Wapń stanowi 1,5% całkowitej liczby atomów skorupy ziemskiej, natomiast zawartość radu w niej jest bardzo mała (8-10-12%). Pierwiastki pośrednie - stront (0,008) i bar (0,005%) - są bliższe wapniu. Bar odkryto w 1774 r., stront w 1792 r. Pierwiastkowe Ca, Sr i Ba otrzymano po raz pierwszy w 1808 r. Naturalne wapń składa się z izotopów o liczbach masowych 40 (96,97%), 42 (0,64), 43 (0,14), 44 (2,06), 46 (0,003), 48 (0,19); stront - 84 (0,56%), 86 (9,86), 87 (7,02), 88 (82,56); bar -130 (0,10%), 132 (0,10), 134 (2,42), 135 (6,59), 136 (7,81), 137 (11,32), 138 (71,66) . Z izotopów rad Podstawowe znaczenie ma naturalnie występujący 226 Ra (średnia długość życia atomu wynosi 2340 lat).
Związki wapnia (wapień, gips) były znane i praktycznie stosowane już w starożytności. Oprócz różnych skał krzemianowych, Ca, Sr i Ba występują głównie w postaci ich trudno rozpuszczalnych soli dwutlenku węgla i siarczanów, które są minerałami:
CaC0 3 - kalcyt CaS0 4 - pl hydroryt
SrC0 3 - strontianit SrS0 4 - celestyna
WA0 3 - witeryt BaS0 4 - ciężki drzewce
CaMg(CO 3) 2 - dolomit MgCO 3 - magnezyt
Węglan wapnia w postaci wapienia i kredy czasami tworzy całe pasma górskie. Znacznie rzadziej spotykana jest skrystalizowana forma CaCO 3 – marmur. Siarczan wapnia występuje najczęściej w postaci gipsu mineralnego (CaSO 4 2H 2 0), którego złoża są często niezwykle silne. Oprócz wymienionych powyżej ważnym minerałem wapnia jest fluoryt -CaF 2, z którego otrzymuje się kwas fluorowodorowy według równania:
CaF 2 +H 2 SO 4 (stęż.) →CaSO 4 +HF
W przypadku strontu i baru minerały siarczanowe są bardziej powszechne niż minerały dwutlenku węgla. Pierwotne złoża radu są związane z rudami uranu (a na 1000 kg uranu ruda zawiera tylko 0,3 g radu).
Paragon:
Aluminotermiczna produkcja wolnych metali ziem alkalicznych prowadzona jest w temperaturach około 1200°C według następującego schematu:
ZE0 + 2Al=Al2O3+ZE
poprzez ogrzewanie ich tlenków z metalicznym glinem w wysokiej próżni. W tym przypadku metal ziem alkalicznych jest oddestylowywany i osadzany na chłodniejszych częściach instalacji. Na dużą skalę (około tysięcy ton rocznie) produkowany jest wyłącznie wapń, który uzyskuje się również poprzez elektrolizę stopionego CaCl2. Proces aluminotermii jest skomplikowany, ponieważ polega na częściowym stopieniu się z Al 2 O 3. Przykładowo w przypadku wapnia reakcja przebiega według równania:
3CaO + Al 2 O 3 →Ca 3 (AlO 3) 2
Może również nastąpić częściowe stopienie powstałego metalu ziem alkalicznych z aluminium.
Elektrolizer do produkcji wapnia metalicznego jest piec z wewnętrzną wyłożeniem grafitowym, chłodzony od dołu bieżącą wodą. Do pieca ładowany jest bezwodny CaCl2, a elektrodami są katoda żelazna i anody grafitowe. Proces odbywa się przy napięciu 20-30V, prądzie do 10 tys. amperów, niskiej temperaturze (ok. 800°C). Dzięki tej ostatniej okoliczności grafitowa wyściółka pieca pozostaje zawsze pokryta ochronną warstwą stałej soli. Ponieważ wapń osadza się dobrze dopiero przy wystarczająco dużej gęstości prądu na katodzie (około 100 A/cm 3), w miarę postępu elektrolizy ta ostatnia jest stopniowo unoszona do góry, tak że tylko jej koniec pozostaje zanurzony w stopie. Zatem rzeczywistą katodą jest sam metaliczny wapń (który jest izolowany od powietrza za pomocą zestalonej skorupy solnej). Jego oczyszczanie odbywa się zwykle poprzez destylację w próżni lub w atmosferze argonu.
Właściwości fizyczne:
Wapń i jego analogi to plastyczne, srebrzystobiałe metale. Spośród nich sam wapń jest dość twardy, stront, a zwłaszcza bar, są znacznie bardziej miękkie. Poniżej porównano niektóre stałe metali ziem alkalicznych:
|
Gęstość, g/cm3 |
||||
|
Temperatura topnienia, °C |
||||
|
Temperatura wrzenia, °C |
Lotne związki metali ziem alkalicznych barwią płomień charakterystycznymi barwami: Ca – pomarańczowo-czerwoną (ceglaną), Sr i Ra – karminowo-czerwoną, Ba – żółto-zieloną. Jest to wykorzystywane w analizach chemicznych w celu odkrycia danych pierwiastków.
Właściwości chemiczne :
W powietrzu wapń i jego analogi pokrywają się warstwą wraz ze zwykłymi tlenkami (EO), częściowo zawierającymi także nadtlenki (E0 2) i azotki (E 3 N 2). W szeregu napięciowym metale ziem alkalicznych znajdują się na lewo od magnezu i dlatego łatwo wypierają wodór nie tylko z rozcieńczonych kwasów, ale także z wody. Przechodząc od Ca do Ra, energia interakcji wzrasta. W swoich związkach omawiane pierwiastki są dwuwartościowe. Metale ziem alkalicznych łączą się z metaloidami bardzo energetycznie i ze znacznym wydzielaniem ciepła.
· Zwykle, gdy metale ziem alkalicznych oddziałują z tlenem, wskazuje się na powstawanie tlenku:
2E +O 2 →2EO
Ważne jest, aby znać trywialne nazwy kilku związków:
wybielacz, wybielacz (wybielacz) – CaCl 2 ∙ Ca(ClO) 2
gaszony (puch) – Ca(OH) 2
wapno - mieszanina Ca(OH) 2, piasku i wody
mleko wapienne – zawiesina Ca(OH) 2 w wodzie wapiennej
soda - mieszanina stałego NaOH i Ca(OH) 2 lub CaO
wapno palone (wrząca ciecz) – CaO
· Oddziaływanie z wodą na przykładzie wapnia i jego tlenku:
Ca+2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
CaO+H 2 O → Ca(OH) 2 +16 kcal (wapno „gaszące”)
Podczas interakcji z kwasami, tlenki i wodorotlenki metali ziem alkalicznych łatwo tworzą odpowiednie sole, które zwykle są bezbarwne.
To jest interesujące:
Jeśli przy gaszeniu wapna zastąpimy wodę roztworem NaOH, otrzymamy tzw. wapno sodowane. W praktyce podczas jego produkcji pokruszony CaO dodaje się do stężonego roztworu wodorotlenku sodu (w stosunku wagowym 2:1 do NaOH). Po wymieszaniu powstałą masę odparowuje się do sucha w żelaznych naczyniach, lekko kalcynuje, a następnie rozgniata. Wapno sodowane jest mieszanką bliską Ca(OH) 2 z NaOH i jest szeroko stosowany w laboratoriach do absorpcji dwutlenku węgla.
Oprócz normalnych tlenków, białe nadtlenki typu E0 2 są znane jako pierwiastki podgrupy wapnia. Spośród nich praktyczne znaczenie ma nadtlenek baru (Ba02), stosowany w szczególności jako produkt wyjściowy do produkcji nadtlenku wodoru:
BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2
Technicznie rzecz biorąc, Ba0 2 otrzymuje się przez ogrzewanie BaO w strumieniu powietrza do temperatury 500°C. W tym przypadku tlen dodaje się zgodnie z reakcją
2BaO + O 2 = 2BaO 2 + 34 kcal
Dalsze ogrzewanie prowadzi natomiast do rozkładu Ba02 na tlenek baru i tlen. Dlatego spalaniu baru metalicznego towarzyszy powstawanie jedynie jego tlenku.
· Oddziaływanie z wodorem tworząc wodorki:
PL 2 wodorki nie rozpuszczają się (bez rozkładu) w żadnym ze zwykłych rozpuszczalników. Reagują energicznie z wodą (nawet jej śladami) według następującego schematu:
EH 2 + 2H 2 O = E(OH) 2 + 2H 2
Reakcja ta może służyć jako dogodna metoda wytwarzania wodoru, ponieważ do jej realizacji wymaga oprócz CaH2 (z którego 1 kg daje około 1 m 3 H 2) tylko wodę. Towarzyszy temu tak znaczne wydzielanie ciepła, że CaH 2 zwilżony niewielką ilością wody ulega samozapaleniu w powietrzu. Oddziaływanie wodorków EN 2 z rozcieńczonymi kwasami zachodzi jeszcze intensywniej. Wręcz przeciwnie, z alkoholami reagują spokojniej niż z wodą:
CaH2 +2HCl → CaCl2 +2H2
CaH2 +2ROH → 2RH+Ca(OH) 2
3CaH 2 +N 2 → Ca 3 N 2 +ЗH 2
CaH 2 +O 2 →CaO+H 2 O
Wodorek wapnia stosowany jest jako skuteczny środek suszący ciecze i gazy. Z powodzeniem stosowana jest również do ilościowego oznaczania zawartości wody w cieczach organicznych, hydratach krystalicznych itp.
· Może oddziaływać bezpośrednio z niemetalami:
Ca+Cl 2 →CaCl 2
· Interakcja z azotem. E 3 N 2 białe ciała ogniotrwałe. Tworzą się bardzo powoli, nawet w normalnych warunkach:
3E+N 2 →E 3 N 2
Rozkładają się pod wpływem wody według następującego schematu:
E 3 N 2 +6H 2 O → 3Ca(OH) 2 +2NH 3
4E 3 N 2 →N 2 +3E 4 N 2 (dla podazotek Ba i Sr)
E 4 N 2 +8H 2 O → 4E(OH) 2 +2NH 3 +H 2
Ba 3 N 2 +2N 2 →3 Ba N 2 (nadtlenek baru)
Podczas interakcji z rozcieńczonymi kwasami te nadazotki wraz z dwiema cząsteczkami amoniaku oddzielają również cząsteczkę wolnego azotu:
E 4 N 2 +8HCl → 4ESl 2 +2NH 3 +H 2
E 3 N 2 + ZSO = 3EO + N 2 + ZS
Reakcja jest inna w przypadku baru:
B a 3 N 2 + 2CO = 2BaO + Ba(CN) 2
To jest interesujące :
E+NH 3(ciecz) →(E(NH 2) 2 +H 2 +ENH+H 2)
4E(NH 2) 2 → EN 2 +2H 2
zastanawiam się, coE(NH 3) 6 - związki amoniaku powstają w wyniku oddziaływania pierwiastków z gazowym amoniakiem i są zdolne do rozkładu według następującego schematu:
E(NH 3) 6 →E(NH 2) 2 +4NH 3 +H 2
Dalsze ogrzewanie:
E(NH 2) 2 →ENH+NH 3
3ENH → NH 3 +E 3 N 2
Ale interakcja metalu z amoniakiem w wysokich temperaturach przebiega według następującego schematu:
6E+2N.H. 3 →EH 2 +E 3N 2
Azotki mogą dodawać halogenki:
E 3 N 2 +EHal 2 →2E 2 NHal
· Tlenki i wodorotlenki metali alkalicznych wykazują podstawowe właściwości, z wyjątkiem berylu:
CaO+2 HCl→СаСl 2 +H2O
Ca(OH)2 +2HCl →SaS12+2H2O
Be+2NaOH+2H 2O → Na 2 +H 2
BeO+2HCl →BeZl 2 + H 2 O
BeO+2NaOH → Na 2 BeO 2 +H 2 O
· Reakcje jakościowe na kationy metali alkalicznych Większość publikacji wskazuje jedynie reakcje jakościowe na Ca 2+ i Ba 2+. Rozważmy je od razu w postaci jonowej:
Ca 2+ +CO 3 2- →CaCO 3 ↓ (biały osad)
Ca 2+ +SO 4 2- →CaSO 4 ↓ (biały kłaczkowaty osad)
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 ↓ (biały osad)
Ca 2+ - zabarwienie koloru cegły płomienistej
Ba 2+ +CO 3 2- →BaCO 3 ↓ (biały osad)
Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓ (biały osad)
Ba 2+ +CrO 4 2- →BaCrO 4 ↓ (żółty osad, podobny do strontu)
Ba 2+ +Cr 2 O 7 2- +H 2 O → 2BaCrO 4 +2H + (żółty osad, podobny do strontu)
Ba 2+ - barwi płomień na zielono.
Aplikacja:
Zastosowanie przemysłowe spotyka się niemal wyłącznie w związkach rozpatrywanych pierwiastków, których charakterystyczne właściwości wyznaczają obszary ich zastosowania. Wyjątkiem są sole radu, których praktyczne znaczenie wiąże się z ich ogólną właściwością - radioaktywnością. Praktyczne zastosowanie (głównie w hutnictwie) to prawie wyłącznie wapń. Azotan wapnia jest szeroko stosowany jako nawóz mineralny zawierający azot. Azotany strontu i baru stosowane są w pirotechnice do produkcji kompozycji palących się płomieniem czerwonym (Sr) lub zielonym (Ba). Stosowanie poszczególnych naturalnych odmian CaCO 3 jest odmienne. Wapień jest bezpośrednio wykorzystywany w pracach budowlanych, a także służy jako surowiec do produkcji najważniejszych materiałów budowlanych - wapna i cementu. Kreda stosowana jest jako farba mineralna, jako baza pod pasty polerskie itp. Marmur jest doskonałym materiałem do rzeźbienia, wykonywania rozdzielnic elektrycznych itp. Praktyczne zastosowanie znajduje głównie naturalny CaF 2, który jest szeroko stosowany w przemyśle ceramicznym i służy jako materiał wyjściowy do produkcji HF.
Ze względu na swoją higroskopijność bezwodny CaCl 2 jest często stosowany jako środek suszący. Medyczne zastosowania roztworów chlorku wapnia (dożylnie i dożylnie) są bardzo zróżnicowane. Chlorek baru stosowany jest do zwalczania szkodników rolniczych oraz jako ważny odczynnik (jon SO 4 2-) w laboratoriach chemicznych.
To jest interesujące:
Jeśli 1% wag. szybko wlać nasycony roztwór Ca(CH3COO)2 do naczynia zawierającego 17% wag. części alkoholu etylowego, wówczas cała ciecz natychmiast krzepnie. Otrzymany w ten sposób „suchy alkohol” po prażeniu pali się powoli niedymiącym płomieniem. Paliwo to jest szczególnie wygodne dla turystów.
Twardość wody.
Zawartość soli wapniowo-magnezowych w wodzie naturalnej często ocenia się na podstawie jej „twardości”. W tym przypadku rozróżnia się twardość węglanową („tymczasową”) i niewęglanową („trwałą”). Pierwsza wynika z obecności Ca(HC0 3) 2, rzadziej Mg(HC0 3) 2. Nazywa się to tymczasowym, ponieważ można go wyeliminować po prostu zagotowaniem wody: wodorowęglany ulegają zniszczeniu, a nierozpuszczalne produkty ich rozkładu (węglany Ca i Mg) osadzają się na ściankach naczynia w postaci kamienia:
Ca(HCO 3) 2 →CaCO 3 ↓+CO 2 +H 2 O
Mg(HCO 3) 2 →MgCO 3 ↓+CO 2 +H 2 O
Stała twardość wody wynika z obecności w niej soli wapnia i magnezu, które po ugotowaniu nie wytwarzają osadu. Najczęściej spotykane są siarczany i chlorki. Spośród nich szczególne znaczenie ma słabo rozpuszczalny CaS04, który osadza się w postaci bardzo gęstej kamienia.
Kiedy kocioł parowy pracuje na twardej wodzie, jego nagrzana powierzchnia pokrywa się kamieniem. Ponieważ ten ostatni słabo przewodzi ciepło, przede wszystkim praca samego kotła staje się nieekonomiczna: już warstwa kamienia o grubości 1 mm zwiększa zużycie paliwa o około 5%. Z drugiej strony ściany kotła, odizolowane od wody warstwą kamienia, mogą nagrzewać się do bardzo wysokich temperatur. W takim przypadku żelazo stopniowo się utlenia, a ściany tracą wytrzymałość, co może doprowadzić do eksplozji kotła. Ponieważ w wielu przedsiębiorstwach przemysłowych istnieją systemy zasilania parą, kwestia twardości wody jest bardzo istotna z praktycznego punktu widzenia.
Ponieważ oczyszczanie wody z rozpuszczonych soli metodą destylacji jest zbyt drogie, na terenach z twardą wodą stosuje się metody chemiczne, aby ją „zmiękczyć”. Twardość węglanową eliminuje się zazwyczaj dodając do wody Ca(OH) 2 w ilości ściśle odpowiadającej zawartości wodorowęglanów stwierdzonej metodą analizy. W tym samym czasie, zgodnie z reakcją
Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O
cały wodorowęglan zamienia się w zwykły węglan i wytrąca się. Twardość niewęglanową usuwa się najczęściej poprzez dodanie do wody sody, co powoduje wytrącenie się osadu w wyniku reakcji:
СaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4
Następnie wodę pozostawia się do osadzenia i dopiero potem wykorzystuje się ją do zasilania kotłów lub produkcji. Aby zmiękczyć niewielkie ilości twardej wody (w pralniach itp.), zwykle dodaje się do niej odrobinę sody i pozostawia do ostygnięcia. W tym przypadku wapń i magnez są całkowicie wytrącane w postaci węglanów, a sole sodowe pozostające w roztworze nie przeszkadzają.
Z powyższego wynika, że sodę można stosować do eliminacji twardości zarówno węglanowej, jak i niewęglanowej. Niemniej jednak w technologii nadal starają się wykorzystywać Ca(OH) 2 tam, gdzie jest to możliwe, co wynika ze znacznie niższej ceny tego produktu w porównaniu do sody
Zarówno węglanową, jak i niewęglanową twardość wody szacuje się na podstawie całkowitej liczby miligramowych równoważników Ca i Mg zawartych w jednym litrze (mg-eq/l). Suma twardości tymczasowej i trwałej określa twardość całkowitą wody. Ten ostatni charakteryzuje się tą cechą pod następującymi nazwami: miękki (<4), средне жёсткая (4-8), жесткая (8-12), очень жесткая (>12 mEq/l). Twardość poszczególnych wód naturalnych waha się w bardzo szerokich granicach. W przypadku zbiorników otwartych często zależy to od pory roku, a nawet pogody. „Najmiększa” naturalna woda to woda atmosferyczna (deszcz, śnieg), która prawie nie zawiera rozpuszczonych soli. Co ciekawe, istnieją dowody na to, że choroby serca występują częściej na obszarach o miękkiej wodzie.
Aby całkowicie zmiękczyć wodę, zamiast sody często stosuje się Na 3 PO 4, który wytrąca wapń i magnez w postaci ich trudno rozpuszczalnych fosforanów:
2Na 3 PO 4 +3Ca(HCO 3) 2 →Ca 3 (PO 4) 2 ↓+6NaHCO 3
2Na 3 PO 4 +3Mg(HCO 3) 2 →Mg 3 (PO 4) 2 ↓+6NaHCO 3
Istnieje specjalny wzór do obliczania twardości wody:
Gdzie 20,04 i 12,16 to odpowiednio masy wapnia i magnezu.
Redaktor: Galina Nikołajewna Kharlamova
Główna podgrupa drugiej grupy układu okresowego obejmuje pierwiastki: beryl, magnez, wapń, stront, bar i rad. Opierając się na głównych przedstawicielach tej podgrupy - wapniu, stroncie i barze - zwanych łącznie metalami ziem alkalicznych, cała główna podgrupa drugiej grupy nazywana jest także podgrupą metale ziem alkalicznych.
Metale te (czasami dodaje się do nich także magnez) otrzymały nazwę „ziemia alkaliczna”, ponieważ ich tlenki w swoich właściwościach chemicznych są z jednej strony pośrednie pomiędzy zasadami, czyli tlenkami lub wodorotlenkami metali alkalicznych, a z drugiej strony „ziemi”, czyli tlenków takich pierwiastków, których typowym przedstawicielem jest aluminium, główny składnik glin. Ze względu na tę pośrednią pozycję tlenki wapnia, strontu i baru nazwano „ziemami alkalicznymi”.
Pierwszy pierwiastek tej podgrupy, beryl (jeśli nie wziąć pod uwagę jego wartościowości), jest znacznie bliższy swoim właściwościom aluminium niż wyższym analogom najwyższej grupy, do której należy. Drugi pierwiastek z tej grupy, magnez, również pod pewnymi względami znacznie różni się od metali ziem alkalicznych w wąskim znaczeniu tego słowa. Niektóre reakcje przybliżają go do pierwiastków drugiej podgrupy drugiej grupy, zwłaszcza cynku; Zatem siarczany magnezu i cynku, w przeciwieństwie do siarczanów metali ziem alkalicznych, są łatwo rozpuszczalne, są względem siebie izomorficzne i tworzą sole podwójne o podobnym składzie. Wcześniej przyjęto regułę, zgodnie z którą pierwszy element wykazuje właściwości przejściowe do kolejnej podgrupy głównej, drugi do podgrupy wtórnej tej samej grupy; i zwykle tylko trzeci element ma właściwości charakterystyczne dla grupy; Zasada ta szczególnie wyraźnie objawia się w grupie metali ziem alkalicznych.
Najcięższy z pierwiastków drugiej grupy - rad - pod względem właściwości chemicznych odpowiada oczywiście typowym przedstawicielom metali ziem alkalicznych, jednak zwykle nie jest zwyczajowo włączać go do grupy metali ziem alkalicznych w węższym zakresie sens. Ze względu na specyfikę jego rozmieszczenia w przyrodzie, a także ze względu na jego najbardziej charakterystyczną właściwość - radioaktywność, bardziej właściwe jest przyznanie mu specjalnego miejsca. W dyskusji na temat ogólnych właściwości pierwiastków tej podgrupy rad nie będzie brany pod uwagę, ponieważ odpowiednie właściwości fizykochemiczne nie zostały jeszcze dostatecznie zbadane.
Z wyjątkiem radu wszystkie pierwiastki podgrupy ziem alkalicznych są metalami lekkimi. Metale lekkie to te, których ciężar właściwy nie przekracza 5. Pod względem twardości metale głównej podgrupy grupy II znacznie przewyższają metale alkaliczne. Najmiększy z nich, bar (którego właściwościami są najbliższe metalom alkalicznym) ma twardość zbliżoną do ołowiu. Temperatury topnienia metali z tej grupy są znacznie wyższe niż metali alkalicznych.
Cechą wspólną wszystkich pierwiastków głównej podgrupy grupy II jest to, że wykazują one w swoich związkach dodatnią wartościowość 2 i tylko w bardzo wyjątkowych przypadkach są one dodatnio jednowartościowe. Ich typowa wartościowość 2+, a także liczba atomowa pierwiastków niewątpliwie zmuszają te metale do zaklasyfikowania ich do głównej podgrupy drugiej grupy. Ponadto wszystkie wykazują charakter silnie elektrododatni, o czym decyduje ich położenie po lewej stronie szeregu napięcia elektrochemicznego, a także silne powinowactwo do pierwiastków elektroujemnych.
Zgodnie z wartością potencjałów normalnych pierwiastków głównej podgrupy drugiej grupy, wszystkie wymienione metale rozkładają wodę; jednakże działanie berylu i magnezu na wodę zachodzi bardzo powoli ze względu na małą rozpuszczalność wodorotlenków powstających w tej reakcji, np. dla magnezu:
Mg + 2НН = Mg(OH) 2 + H 2
Powstałe na powierzchni metalu wodorotlenki Be i Mg utrudniają dalszy przebieg reakcji. Dlatego nawet niewielkie ilości magnezu należy przechowywać w normalnej temperaturze w kontakcie z wodą przez kilka dni, zanim całkowicie przekształcą się w wodorotlenek magnezu. Pozostałe metale ziem alkalicznych reagują z wodą znacznie silniej, co tłumaczy się lepszą rozpuszczalnością ich wodorotlenków. Wodorotlenek baru jest najłatwiejszy do rozpuszczenia; Potencjał normalny Ba jest najniższy w porównaniu do pozostałych pierwiastków z tej grupy, dlatego bardzo energicznie reaguje z wodą, a także z alkoholem. Odporność metali ziem alkalicznych na powietrze zmniejsza się w kierunku od magnezu do baru. Wymienione metale, zgodnie z ich pozycją w szeregu naprężeń, wypierają wszystkie metale ciężkie z roztworów ich soli.
Normalne tlenki M II O otrzymuje się zawsze jako produkty spalania metali ziem alkalicznych. Nadtlenki metali ziem alkalicznych są znacznie mniej trwałe niż szereg metali alkalicznych.
Tlenki metali ziem alkalicznych łączą się z wodą tworząc wodorotlenki, Co więcej, energia tej reakcji wzrasta bardzo wyraźnie w kierunku od BeO do BaO. Rozpuszczalność wodorotlenków również znacznie wzrasta, od wodorotlenku berylu do wodorotlenku baru; Ale nawet rozpuszczalność tego ostatniego w normalnej temperaturze jest bardzo niska. Zasadowy charakter tych związków wzrasta w tej samej kolejności - od amfoterycznego wodorotlenku berylu do silnie zasadowego żrącego baru.
Warto zauważyć silne powinowactwo pierwiastków głównej podgrupy drugiej grupy do azotu. Skłonność tych pierwiastków do tworzenia związków z azotem wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej (mimo że ciepło tworzenia azotków w tym kierunku maleje); W samych metalach ziem alkalicznych tendencja do tworzenia azotków jest tak duża, że te ostatnie powoli łączą się z azotem nawet w normalnych temperaturach.
Metale ziem alkalicznych podobnie jak metale alkaliczne łączą się z wodorem, tworząc wodorki, na przykład:
Ca+H2 = CaH2.
Wodorki etnowe również mają charakter solny, dlatego należy przyjąć, że w nich, podobnie jak w wodorkach metali alkalicznych, wodór jest składnikiem elektroujemnym.
Trudniej jest otrzymać MgH 2 bezpośrednio z pierwiastków, natomiast synteza BeH 2 w ten sposób w ogóle nie była możliwa. MgH2 i BeH2 są związkami stałymi i nielotnymi, takimi jak wodorki metali ziem alkalicznych, ale w przeciwieństwie do tych ostatnich nie mają wyraźnego charakteru soli.
Wszystkie elementy głównej podgrupy drugiej grupy tworzą bezbarwne jony o ładunku dodatnim 2: Be 2+, Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Ra 2+. Beryl tworzy także bezbarwne aniony [BeO 2 ] 2+ i [Be(OH) 4 ] 2+. Wszystkie sole M II X 2 tych pierwiastków są również bezbarwne, chyba że są pochodnymi kolorowych anionów.
Same sole radu są również bezbarwne. Jednak niektóre z nich, jak np. chlorek i bromek radu, pod wpływem promieniowania zawartego w nich radu stopniowo zabarwiają się i ostatecznie uzyskują barwę od brązowej do czarnej. Po rekrystalizacji ponownie stają się białe.
Wiele soli metali ziem alkalicznych jest słabo rozpuszczalnych w wodzie. W zmianie rozpuszczalności tych soli często ujawnia się pewien wzór: na przykład w przypadku siarczanów rozpuszczalność szybko maleje wraz ze wzrostem masy atomowej metalu ziem alkalicznych. Rozpuszczalność chromitów zmienia się mniej więcej w ten sam sposób. Większość soli metali ziem alkalicznych ze słabymi kwasami i kwasami o średniej mocy jest trudno rozpuszczalna, np. fosforany, szczawiany i węglany; niektóre z nich są jednak łatwo rozpuszczalne; te ostatnie obejmują siarczki, cyjanki, tiocyjaniany i octany. Ze względu na osłabienie zasadowego charakteru wodorotlenków podczas przejścia z Ba do Be, stopień hydrolizy ich węglanów wzrasta w tej samej kolejności. Ich stabilność termiczna również zmienia się w tym samym kierunku: podczas gdy węglan baru, nawet w wysokich temperaturach, nie ulega całkowitemu rozkładowi, węglan wapnia można całkowicie rozłożyć na CaO i CO 2 nawet przy stosunkowo słabej kalcynacji, a węglan magnezu rozkłada się jeszcze bardziej łatwo.
Z punktu widzenia teorii Kossela przyczyną dwuwartościowości pierwiastków z grupy ziem alkalicznych jest fakt, że w układzie okresowym wszystkie one są usuwane z odpowiednich gazów obojętnych za pomocą: 2 pierwiastków, zatem każdy z nich ma 2 więcej elektronów niż poprzedni gaz obojętny. Ze względu na tendencję atomów do przyjmowania konfiguracji gazów obojętnych w pierwiastkach z grupy ziem alkalicznych, następuje niewielka abstrakcja dwóch elektronów, ale nie więcej, gdyż dalsza abstrakcja spowodowałaby zniszczenie konfiguracji gazów obojętnych.
BYĆ W NATURZE
Skorupa ziemska zawiera beryl – 0,00053%, magnez – 1,95%, wapń – 3,38%, stront – 0,014%, bar – 0,026%, rad jest pierwiastkiem sztucznym.
Występują w naturze wyłącznie w postaci związków - krzemianów, glinokrzemianów, węglanów, fosforanów, siarczanów itp.
OTRZYMUJĄCY
1. Beryl otrzymuje się przez redukcję fluoru:
BeF 2 + Mg t ˚ C → Be + MgF 2
2. Bar otrzymuje się przez redukcję tlenku:
3BaO + 2Al t ˚ C → 3Ba + Al 2 O 3
3. Pozostałe metale otrzymuje się przez elektrolizę stopionych chlorków:
Ponieważ Ponieważ metale tej podgrupy są silnymi środkami redukującymi, ich wytwarzanie jest możliwe jedynie poprzez elektrolizę stopionych soli. W przypadku Ca najczęściej stosuje się CaCl 2 (z dodatkiem CaF 2 w celu obniżenia temperatury topnienia)
CaCl2 = Ca+Cl2
WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE
Metale ziem alkalicznych (w porównaniu do metali alkalicznych) mają wyższe temperatury. oraz temperaturę, gęstość i twardość.
APLIKACJA
| Beryl (amfoteren) | Magnez | Ca, Sr, Ba, Ra |
| 1. Produkcja konstrukcji termoochronnych dla przestrzeni. statki (żaroodporność, pojemność cieplna berylu) 2. Brązy berylowe (lekkość, twardość, żaroodporność, antykorozja stopów, wytrzymałość na rozciąganie większa od stali, można walcować w paski o grubości 0,1 mm) 3. W reaktorach jądrowych X -inżynieria promieniowa, elektronika radiowa 4. Be stop, Ni, W - w Szwajcarii produkują sprężyny do zegarków Ale Be jest kruchy, trujący i bardzo drogi | 1. Produkcja metali - termia magnezowa (tytan, uran, cyrkon itp.) 2. Do produkcji stopów ultralekkich (produkcja samolotów, produkcja samochodów) 3. W syntezie organicznej 4. Do produkcji rakiet oświetleniowych i zapalających . | 1. Produkcja stopów ołowiowo-kadmowych niezbędnych do produkcji łożysk. 2. Stront jest środkiem redukującym w produkcji uranu. Fosfory to sole strontu. 3. Stosowane jako gettery, substancje służące do wytwarzania próżni w urządzeniach elektrycznych. Wapń Produkcja metali rzadkich, część stopów. Absorber baru w lampach elektronopromieniowych. Diagnostyka RTG radu, prace badawcze. |
WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE
1. Bardzo reaktywne, silne środki redukujące. Aktywność metali i ich zdolność redukcyjna wzrasta w szeregu: Be–Mg–Ca–Sr–Ba
2. Mają stopień utlenienia +2.
3. Reaguj z wodą o temperaturze pokojowej (z wyjątkiem Be) w celu uwolnienia wodoru.
4. Z wodorem tworzą wodorki podobne do soli EH 2.
5. Tlenki mają wzór ogólny EO. Tendencja do tworzenia nadtlenków jest mniej wyraźna niż w przypadku metali alkalicznych.
Reakcja z wodą.
W normalnych warunkach powierzchnia Be i Mg pokryta jest obojętną warstwą tlenku, dzięki czemu są odporne na wodę, ale w gorącej wodzie magnez tworzy zasadę Mg(OH) 2.
Natomiast Ca, Sr i Ba rozpuszczają się w wodzie, tworząc wodorotlenki, które są mocnymi zasadami:
Be + H 2 O → BeO + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
Reakcja z tlenem.
Wszystkie metale tworzą tlenki RO, bar tworzy nadtlenek - BaO 2:
2Mg + O2 → 2MgO
Ba + O 2 → BaO 2
3. Z innymi niemetalami powstają związki binarne:
Be + Cl 2 → BeCl 2 (halogenki)
Ba + S → BaS (siarczki)
3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (azotki)
Ca + H 2 → CaH 2 (wodorki)
Ca + 2C → CaC 2 (węgliki)
3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (fosfory)
Beryl i magnez reagują stosunkowo wolno z niemetalami.
4. Wszystkie metale rozpuszczają się w kwasach:
Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2
Mg + H 2 SO 4 (rozcieńczony) → MgSO 4 + H 2
Beryl rozpuszcza się również w wodnych roztworach zasad:
Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
5. Reakcja jakościowa na kationy metali ziem alkalicznych – zabarwienie płomienia na kolory:
Ca 2+ - ciemnopomarańczowy
Sr 2+ - ciemnoczerwony
Ba 2+ - jasnozielony
Kation Ba 2+ jest zwykle odkrywany w reakcji wymiany z kwasem siarkowym lub jego solami:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓
Siarczan baru jest białym osadem, nierozpuszczalnym w kwasach mineralnych.
Tlenki metali ziem alkalicznych
Paragon
1) Utlenianie metali (z wyjątkiem Ba, które tworzy nadtlenek)
2) Termiczny rozkład azotanów lub węglanów
CaCO 3 t ˚ C → CaO + CO 2
2Mg(NO 3) 2 t˚C → 2MgO + 4NO 2 + O 2
Właściwości chemiczne
Typowe tlenki zasadowe. Reaguje z wodą (z wyjątkiem BeO i MgO), tlenkami kwasowymi i kwasami
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2
3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2
BeO + 2HNO 3 → Be(NO 3) 2 + H 2 O
BeO to tlenek amfoteryczny, rozpuszczalny w alkaliach:
BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2
Wodorotlenki metali ziem alkalicznych R(OH) 2
Paragon
Reakcje metali ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą:
Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2
CaO (wapno palone) + H 2 O → Ca(OH) 2 (wapno gaszone)
Właściwości chemiczne
Wodorotlenki R(OH) 2 to białe substancje krystaliczne, słabiej rozpuszczalne w wodzie niż wodorotlenki metali alkalicznych ( rozpuszczalność wodorotlenków maleje wraz ze spadkiem liczby atomowej; Be(OH) 2 – nierozpuszczalny w wodzie, rozpuszczalny w zasadach). Zasadowość R(OH) 2 wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej:
Be(OH) 2 – wodorotlenek amfoteryczny
Mg(OH) 2 – słaba zasada
Ca(OH) 2 - alkalia
pozostałe wodorotlenki to mocne zasady (zasady).
1) Reakcje z tlenkami kwasowymi:
Ca(OH) 2 + CO 2 → CaСO 3 ↓ + H 2 O! Jakościowa reakcja na dwutlenek węgla
Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ + H 2 O
2) Reakcje z kwasami:
Ba(OH) 2 + 2HNO 3 → Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
3) Reakcje wymiany z solami:
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 ↓+ 2KOH
4) Reakcja wodorotlenku berylu z zasadami:
Be(OH)2 + 2NaOH → Na2
Twardość wody
Naturalna woda zawierająca jony Ca 2+ i Mg 2+ nazywana jest wodą twardą. Twarda woda podczas gotowania tworzy kamień i nie można w niej gotować produktów spożywczych; Detergenty nie wytwarzają piany.
Twardość węglanowa (tymczasowa). ze względu na obecność w wodzie wodorowęglanów wapnia i magnezu, twardość niewęglanowa (stała). – chlorki i siarczany.
Całkowita twardość wody uważa się za sumę węglanów i niewęglanów.
Usuwanie twardości wodę przeprowadza się przez wytrącanie jonów Ca 2+ i Mg 2+ z roztworu
Metale ziem alkalicznych to pierwiastki należące do drugiej grupy układu okresowego. Należą do nich substancje takie jak wapń, magnez, bar, beryl, stront i rad. Nazwa tej grupy wskazuje, że dają one odczyn zasadowy w wodzie.
Metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych, a raczej ich sole, są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie. Reprezentowane są przez minerały. Wyjątkiem jest rad, który uważany jest za pierwiastek dość rzadki.
Wszystkie powyższe metale mają pewne wspólne cechy, które umożliwiły połączenie ich w jedną grupę.
Metale ziem alkalicznych i ich właściwości fizyczne
Prawie wszystkie te pierwiastki to szarawe ciała stałe (przynajmniej w normalnych warunkach, a swoją drogą właściwości fizyczne są nieco inne - chociaż te substancje są dość trwałe, łatwo na nie wpływać.
Co ciekawe, wraz z numerem seryjnym w tabeli wzrasta również taki wskaźnik metalu, jak gęstość. Na przykład w tej grupie najniższy wskaźnik ma wapń, podczas gdy rad ma podobną gęstość do żelaza.
Metale ziem alkalicznych: właściwości chemiczne
Na początek warto zauważyć, że aktywność chemiczna wzrasta zgodnie z numerem seryjnym układu okresowego. Na przykład beryl jest dość stabilnym pierwiastkiem. Reaguje z tlenem i halogenami tylko przy silnym ogrzewaniu. To samo tyczy się magnezu. Ale wapń może powoli utleniać się nawet w temperaturze pokojowej. Pozostali trzej przedstawiciele tej grupy (rad, bar i stront) szybko reagują z tlenem atmosferycznym już w temperaturze pokojowej. Dlatego też pierwiastki te przechowuje się poprzez przykrycie ich warstwą nafty.
Aktywność tlenków i wodorotlenków tych metali wzrasta według tego samego wzoru. Na przykład wodorotlenek berylu nie jest rozpuszczalny w wodzie i jest uważany za substancję amfoteryczną, ale jest uważany za dość silną zasadę.
Metale ziem alkalicznych i ich krótka charakterystyka
Beryl to trwały, jasnoszary metal, który jest wysoce toksyczny. Pierwiastek został po raz pierwszy odkryty w 1798 roku przez chemika Vauquelina. W przyrodzie występuje kilka minerałów berylu, z których najbardziej znane to: beryl, fenacyt, danalit i chryzoberyl. Nawiasem mówiąc, niektóre izotopy berylu są wysoce radioaktywne.
Co ciekawe, niektóre formy berylu są cennymi kamieniami szlachetnymi. Należą do nich szmaragd, akwamaryn i heliodor.
Do produkcji niektórych stopów wykorzystuje się beryl. Pierwiastek ten służy do moderowania neutronów.
Wapń jest jednym z najbardziej znanych metali ziem alkalicznych. W czystej postaci jest miękką, białą substancją o srebrzystym odcieniu. Czysty wapń został po raz pierwszy wyizolowany w 1808 r. W naturze pierwiastek ten występuje w postaci minerałów takich jak marmur, wapień i gips. Wapń znajduje szerokie zastosowanie w nowoczesnych technologiach. Jest stosowany jako źródło paliwa chemicznego, a także jako materiał ognioodporny. Nie jest tajemnicą, że związki wapnia wykorzystywane są do produkcji materiałów budowlanych i leków.
Pierwiastek ten występuje także w każdym żywym organizmie. Zasadniczo odpowiada za pracę układu motorycznego.
Magnez to lekki i dość kowalny metal o charakterystycznej szarawej barwie. W czystej postaci wyizolowano go w 1808 roku, ale jego sole stały się znane znacznie wcześniej. Magnez występuje w minerałach takich jak magnezyt, dolomit, karnalit i kizeryt. Nawiasem mówiąc, sól magnezu zapewnia ogromną liczbę związków tej substancji, które można znaleźć w wodzie morskiej.