алкалоземни елементи
Алкалоземни метали - калций, стронций, барий, радий. Намерени в природата само в съединения - силикати, алумосиликати, карбонати, фосфати, сулфати и т.н.
Бариев оксид се получава чрез редукция:
3BaO + 2AL → 3Ba + Al2O3
Останалите стопения метал се получава чрез електролиза на хлориди:
защото метали от подгрупите на силни редуциращи агенти, препаратът е възможно само чрез електролиза на стопени соли. В случай на Са обикновено се използва CaCl2 (в CaF2 добавка за понижаване на температурата на топене)
Всички алкалоземни метали - сиво твърдо вещество вещество при стайна температура. За разлика от алкален метал, те са значително по-твърда, и за предпочитане не намали нож (изключение - стронций). Плътността на алкалоземни метали с атомен номер увеличава, въпреки че увеличението е ясно наблюдава само от калций, който е най-лесният он (# 961 = 1,55 гр / см), най-тежката - радий, плътността на която е приблизително равна на плътността на желязо.
Алкалоземни метали имат електронна конфигурация на външен слой ns² на и са S-елементи, заедно с алкални метали. Като две валентните електрони, алкалоземни метали им дават лесно и във всички съединения имат номер на окисляване 2 (1 много рядко). Реактивност земни метали се увеличава с увеличаване на атомен номер.
1. Реакция с вода.
При обикновени условия на Be и Mg инертен повърхност, покрита с филм оксид, обаче, те са стабилни по отношение на вода. В контраст, Са, Sr и Ba се разтварят във вода за образуване на хидроксиди, които са силни основи:
+ H2O → Be ВеО + Н2
Ca + 2H2O → Са (ОН) 2 + Н2
2. реакцията с кислород.
Всички метали образуват оксиди RO, бариев прекис форми - BaO2:
2mg + О2 → 2MgO
Ва + О2 → BaO2
3. От друга двоични съединенията от неметали са оформени:
Be + Cl2 → BeCl2 (халиди)
Ва + S → Bas (сулфиди)
3Mg + N2 → Mg3N2 (нитриди)
Са + Н2 → CaH2 (хидриди)
Са + 2С → CaC2 (карбиди)
3Ba + 2P → Ba3P2 (фосфиди)
Берилий и магнезий са относително бавно да реагира с неметали.
4. Всички метали се разтварят в киселини:
Са + 2HCl → CaCl2 + Н2
Mg + H2SO4 (разредена). → MgSO 4 + Н2
5. Качествен реакция за катиони на алкалоземни метали - пламък оцветяване в следните цветове:
Ва2 + катион нормално отворен реакция обмен със сярна киселина или нейни соли:
BaCl2 + H2SO4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ва2 + + SO42- → BaSO 4 ↓
Оксиди на алкалоземни метали.
1) окисление на метали (с изключение на Ba, който образува пероксид)
2) термичното разлагане на нитрати или карбонати:
СаСО3 → СаО + CO2
2mg (NO3) 2 → 2MgO + 4NO2 + О2.
Примерни основни оксиди. Реагират с вода (с изключение ВеО и MgO), киселинни оксиди и киселини:
СаО + H2O → Са (ОН) 2
3СаО + Р2О5 → Са3 (РО4) 2
ВеО + 2HNO3 → бъде (NO3) 2 + H2O
ВеО - амфотерни оксид, разтворим във основи:
ВеО + 2NaOH + H2O → Na2 [Be (OH) 4].
Хидроксиди на алкалоземни метали R (ОН) 2
Реакциите алкалоземни метали или техни оксиди с вода:
Ва + 2H2O → Ва (ОН) 2 + Н2
СаО (вар) + H2O → Са (ОН) 2 (хидратна вар)
Хидроксиди R (ОН) 2 - бяло кристално вещество, водоразтворим по-лошо от хидроксиди на алкални метали (разтворимост хидроксиди намалява с понижаване на атомния номер; Be (OH) 2 - е неразтворим във вода, разтворим в основи). На алкалността на R (ОН) 2 се увеличава с увеличаване на атомен номер:
Be (OH) 2 - амфотерен хидрооксид
Mg (OH) 2 - слаба база
Останалите хидроксид - силна основа (алкални).
1) Реакция с киселинен оксид:
Са (ОН) 2 + CO2 → CaSO3 ↓ + H2O (качествен реакция на въглероден диоксид)
Ва (ОН) 2 + SO2 → BaSO3 ↓ + H2O
2) реакция с киселина:
Ва (ОН) 2 + 2HNO3 → Ва (NO3) 2 + 2H2O
3) обменни реакции със соли:
Ва (ОН) 2 + K2SO4 → BaSO 4 ↓ + 2KOH
Хидриди надникнат -zem. елементи - бели кристални соли като вещества. Те са произведени директно от елементите чрез нагряване. Започнете реакционната температура е + Н2 = EN2 равна на 250 ° С (Ga), 200 ° С (Sr), 150 ° С (Ва). Термично дисоциация EN2 започва при 600 ° С в атмосфера SaN2 Водородните не разграждат при температурата на топене (около 816 ° С). При липса на влага, алкалоземни метални хидриди са стабилни във въздушна среда при стайна температура. Те не реагира с халогени. Въпреки това, когато се нагрява EN2 реактивоспособност увеличава. Те са способни да редуцират оксиди на метал (W, Nb, Ti, Се, Zr, Ta), например 2SaN2 + TiO2 = 2CaO + 2Н2 + Ti. SaN2 реакция с Al2O3 е при 750 ° С: + Al2O3 = 3SaN2 3SaO + 3H2 + 2AL, и след това: SaN2 + 2AL = CaAl2 + Н2. SaN2 с азот при 600 ° С, се превръщат по схемата: 3SaN2 + N2 = Ca3N2 + 3H2. EN2 при запалване, те изгарят бавно: EN2 + O2 = H2O + СаО. В смес с твърди окислители експлозив. Под действието на вода EN2 разпределени хидроксид и водород. Тази реакция е силно екзотермична: навлажнена въздух EN2 самозапалване. С киселини EN2 реагира например съгласно схемата: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2Н2. EN2 се използва за получаване на чист водород, и за определяне на следи от вода в органични разтворители.
Вар или калциев оксид.
Вар е широко използван в строителството, в производството на стомана за повишаване клас сулфидни руди, производството на целулоза за производството на хартия за почистване на питейна вода и отпадъчни води. електроцентрала димни газове върху въглен и се почистват с негасена вар.
Печена вар се получава чрез нагряване варовик натрошен и сортирани в ротор или вал пещ. Варовик (СаСО3) се разлага на калциев оксид, т.е. негасена вар (СаО) и въглероден диоксид (СО2). Тази реакция, наречена калциниране, изисква температури от около 1100 градуса по Целзий. В ротационна пещ процеса на загряване продължава шест часа; в калциниране вал пещ отнема около 24-36 часа.
Вар може да бъде еднократна, раздробява и смила.
Разтоварни операции на вар трябва да се извършват с голямо внимание, тъй като тя е химически активен. В контакт с вода, има силна закаляване реакцията с отделяне на топлина.
Гасена вар или калциев хидроксид.
Хидратна вар се използва за пречистване на питейна вода и отпадъчни води, както и в промишлеността и строителството индустрия.
Лимонът е гасена чрез добавяне на вода, за да негасена вар. Калциев оксид се комбинира с вода и се превръща в калциев хидроксид (Са (ОН) 2), т.е. гасена вар.
Алкалоземни елементи: разтворими (халогениди, нитрати, ацетати) и неразтворима (сулфати, карбонати, оксалати) сол. Промяна на термичната стабилност на карбонати, сулфати, нитрати между калций - барий.
В реакцията на оксиди киселина и хидроксиди на алкалоземни метали лесно образуват съответните соли. Последният, като правило, безцветен. Между производните на конвенционални соли на минерални киселини с анионите Cl -. Br -. J - и NO3 - - разтворим; напротив, с анионите F -. SO4 2-, CO3 2- и PO4 3- слабо разтворим във вода. В контраст, Са2 + йони и SR2 + ВА2 + йон е силно токсичен. Много компоненти, сол, се считат разнообразие от практическа полза.
Халогенните соли на алкалоземни метали в техните свойства се делят на две отделни групи, а рязко. За да включват флуориди една до друга - на други производни на халогена,
Флуориди почти неразтворими не само във вода, но също така в разредени киселини. Кристални хидрати са неизвестни за тях. Хлориди, бромиди и йодиди са силно разтворими във вода и се отличават от разтвори във формата на кристални хидрати.
Бариев нитрат кристализира при нормални условия, без вода. Обратно, нитрати на Са и Sr са разпределени под формата на кристални хидрати. Последните са лесно разтворими във вода, докато разтворимостта на Ва (NO3) 3, и Ra (NO3) 2 е значително по-малко. Калциев нитрат е широко използван като азотен тор. Стронций и барий нитрати се използват в пиротехника за производство на състави, използващи червено (Sr) й или зелен (Ва) пламък.
Безводен нитрати берилий и други метали, които не могат да бъдат полу-кристален чит дехидратация поради необратима хидролиза. Обикновена-но получава от безводни хлориди чрез взаимодействие с азотен диоксид, полученият нитрозониев сол се разлага във вакуум при леко загряване:
Сулфати Sr и Ba кристализира без вода над 66 ° С в безводен състояние от разтвора и калциев сулфат, споменатата температура под Утаеният гипс - CaSO4 · 2H2O. Във вода, умерено разтворими сулфати гледани, броят на разтворимост Са-Ra бързо намалява и увеличава тяхната термична стабилност.
Нагряване до 150 ° С причинява преминаването на гипс в бедни вода хидрат 2CaSO4 · Н2 О. В теста на месене прах на вода хидрат (60-80% от теглото си) обратното възниква присъединяване към последния, придружено от втвърдяване на цялата маса поради zakristallizovyvaniya. Това е основата, използвана за производството на гипсови отливки от различни елементи, както и задължителна строителни материали.
соли въглена киселина на алкалоземни метали са практически неразтворими във вода. Ако нажежен на СО2 и се разцепва в съответния оксид. За редица Са-Sr - Ba карбонати термична устойчивост бързо се увеличава, поради увеличаване на броя на кристална решетка енергия. Най-важните от тях практически е калциев карбонат.
Използването на някои естествени сортове CaCO 3 е доста по-различно. Варовикът е суровина за производството на най-големите строителни материали - вар и цимент.
Магнезий се използва като минерални бои, като базов състав за полиране и т. Г. мрамор е отличен материал за пластични произведения, производство на електрически табла и други подобни. D.
Наред с посочените по-горе химични соли на Са, Sr и Ba са много важни техните известни само в разтвор Е водородни карбонати (HCO3) 2. Те се образуват чрез взаимодействие на разтворен въглероден диоксид с нормалната схема карбонати:
ESO3 + СО2 + Н 2О = E (HCO3) 2
Тази реакция е обратимо и загряване измества равновесието към бикарбонат гниене. Много често, бикарбонати на алкални метали в природни води съдържат само Са (HCO3) 2. Наличието на вода дава приятен вкус прясно (което отсъства в дестилирана вода).
Близкия берилий ацетат, берилий, получен чрез разтваряне в ледена оцетна киселина или чрез нагряване оксоацетат с ацетил хлорид в ледена оцетна киселина.
В прехода от берилий да магнезиев е намалена склонност към хидролиза и калций, стронций и барий със силни киселини обикновено образуват не-хидролизира.