Рассмотрим химические свойства щелочноземельных металлов. Определим особенности их строения, получения, нахождения в природе, применение.
Положение в ПС
Для начала определим расположение этих элементов в Менделеева. Они располагаются во второй группе главной подгруппе. К ним относят кальций, стронций, радий, барий, магний, бериллий. Все они на содержат по два валентных электрона. В общем виде бериллий, магний и щелочноземельные металлы на внешнем уровне имеют ns2 электронов. В химических соединениях они проявляют степень окисления +2. Во время взаимодействия с другими веществами они проявляют восстановительные свойства, отдавая электроны с внешнего энергетического уровня.
Изменение свойств
По мере возрастания ядра атома бериллий, магний и усиливают свои металлические свойства, так как наблюдается возрастание радиуса их атомов. Рассмотрим физические свойства щелочноземельных металлов. Бериллий в обычном состоянии является металлом серого цвета со стальным блеском. Он имеет плотную гексагональную кристаллическую решетку. При контакте с кислородом воздуха, бериллий сразу же образует оксидную пленку, в результате чего снижается его химическая активность, образуется матовый налет.
Физические свойства
Магний в качестве простого вещества является белым металлом, образующим на воздухе оксидное покрытие. Он имеет гексагональную кристаллическую решетку.
Физические свойства щелочноземельных металлов кальция, бария, стронция схожи. Они представляют собой металлы с характерным серебристым блеском, покрывающиеся под воздействием кислорода воздуха желтоватой пленкой. У кальция и стронция кубическая гранецентрированная решетка, барий имеет объемно-центрированную структуру.
Химия щелочноземельных металлов основывается на том, что у них металлический характер связи. Именно поэтому они отличаются высокой электрической и тепло проводимостью. Температуры их плавления и кипения больше, чем у щелочных металлов.
Способы получения
Производство бериллия в промышленных объемах осуществляется путем восстановления металла из фторида. Условием протекания данной химической реакции является предварительное нагревание.
Учитывая, что щелочноземельные металлы в природе находятся в виде соединений, для получения магния, стронция, кальция проводят электролиз расплавов их солей.
Химические свойства
Химические свойства щелочноземельных металлов связаны с необходимостью предварительного устранения с их поверхности слоя оксидной пленки. Именно она определяет инертность данных металлов к воде. Кальций, барий, стронций при растворении в воде образуют гидроксиды, имеющие ярко выраженные основные свойства.
Химические свойства щелочноземельных металлов предполагают их взаимодействие с кислородом. Для бария продуктом взаимодействия является пероксид, для всех остальных после реакции образуются оксиды. У всех представителей данного класса оксиды проявляют основные свойства, только для оксида бериллия характерны амфотерные свойства.
Химические свойства щелочноземельных металлов проявляются и в реакции с серой, галогенами, азотом. При реакциях с кислотами, наблюдается растворение данных элементов. Учитывая, что бериллий относится к амфотерным элементам, он способен вступать в химическое взаимодействие с растворами щелочей.
Качественные реакции
Основные формулы щелочноземельных металлов, рассматриваемые в курсе неорганической химии, связаны с солями. Для выявления представителей данного класса в смеси с другими элементами, можно использовать качественное определение. При внесении солей щелочноземельных металлов в пламя спиртовки, наблюдается окрашивание пламени катионами. Катион стронция дает темный красный оттенок, катион кальция - оранжевый цвет, а катион бария зеленый тон.
Для выявления катиона бария в качественном анализе используют сульфат анионы. В результате данной реакции образуется сульфат бария белого цвета, который нерастворим в неорганических кислотах.
Радий является радиоактивным элементом, который в природе содержится в незначительных количествах. При взаимодействии магния с кислородом, наблюдается ослепительная вспышка. Данный процесс некоторое время применяли во время фотографирования в темных помещениях. Сейчас на смену магниевым вспышкам пришли электрические системы. К семейству щелочноземельных металлов относится бериллий, который реагирует со многими химическими веществами. Кальций и магний аналогично алюминию, могут восстанавливать такие редкие металлы, как титан, вольфрам, молибден, ниобий. Данные называют кальциетермией и магниетермией.
Особенности применения
Каково применение щелочноземельных металлов? Кальций и магний используют для изготовления легких сплавов и редких металлов.
К примеру, магний содержится в составе дюралюминия, а кальций - это компонент свинцовых сплавов, используемых для получения оболочек кабелей и создания подшипников. Широко применение щелочноземельных металлов в технике в виде оксидов. (оксид кальция) и жженая магния (оксид магния) требуются для строительной сферы.
При взаимодействии с водой оксида кальция происходит выделение существенного количества теплоты. (гидроксид кальция) применяется для строительства. Белая взвесь данного вещества (известковое молоко) применяют в сахарной промышленности для процесса очистки свекловичного сока.
Соли металлов второй группы
Соли магния, бериллия, щелочноземельных металлов можно получить путем взаимодействия с кислотами их оксидов. Хлориды, фториды, иодиды данных элементов являются белыми кристаллическими веществами, в основном хорошо растворимыми в воде. Среди сульфатов растворимостью обладают только соединения магния и бериллия. Наблюдается ее снижение от солей бериллия к сульфатам бария. Карбонаты практически не растворяются в воде либо имеют минимальную растворимость.
Сульфиды щелочноземельных элементов в незначительных количествах содержатся в тяжелых металлах. Если направить на них освещение, можно получить различные цвета. Сульфиды включаются в состав светящихся составов, именуемых фосфорами. Применяют подобные краски для создания светящихся циферблатов, дорожных знаков.
Распространенные соединения щелочноземельных металлов
Карбонат кальция является самым распространенным на земной поверхности элементом. Он является составной частью таких соединений, как известняк, мрамор, мел. Среди них основное применение имеет известняк. Этот минерал незаменим в строительстве, считается отличным строительным камнем. Кроме того, из данного неорганического соединения получают негашеную и гашеную извести, стекло, цемент.
Применение известковой щебенки способствует укреплению дорог, а благодаря порошку можно снизить кислотность почвы. представляет собой раковины древнейших животных. Данное соединение используют для изготовления резины, бумаги, создания школьных мелков.
Мрамор востребован у архитекторов, скульпторов. Именно из мрамора были созданы многие уникальные творения Микеланджело. Часть станций московского метро облицована именно мраморными плитками. Карбонат магния в больших объемах используется при изготовлении кирпича, цемента, стекла. Он нужен в металлургической промышленности для удаления пустой породы.
Сульфат кальция, содержащийся в природе в виде гипса (кристаллогидрата сульфата кальция), применяется в строительной отрасли. В медицине данное соединение применяется для изготовления слепков, а также для создания гипсовых повязок.
Алебастр (полуводный гипс) при взаимодействии с водой выделяет огромное количество тепла. Это также применяется в промышленности.
Английская соль (сульфат магния) применяется в медицине в виде слабительного средства. Данное вещество обладает горьким вкусом, оно обнаружено в морской воде.
«Баритовая каша» (сульфат бария) не растворяется в воде. Именно поэтому данную соль применяют в рентгенодиагностике. Соль задерживает рентгеновские лучи, что позволяет выявлять заболевания желудочно-кишечного тракта.
В составе фосфоритов (горной породы) и апатитов есть фосфат кальция. Они нужны для получения соединений кальция: оксидов, гидроксидов.
Кальций играет для живых организмов особое значение. Именно этот металл необходим для построения костного скелета. Ионы кальция необходимы для регулировки работы сердца, повышения свертываемости крови. Недостаток его вызывает нарушения в работе нервной системы, потере свертываемости, утрате способности рук нормально держать различные предметы.
Для того чтобы избежать проблем со здоровьем, каждые сутки человек должен потреблять примерно 1,5 грамма кальция. Основная проблема заключается в том, что для того, чтобы организм усваивал 0,06 грамма кальция, необходимо съедать 1 грамм жира. Максимальное количество данного металла содержится в салате, петрушке, твороге, сыре.
Заключение
Все представители второй группы главной подгруппы таблицы Менделеева необходимы для жизни и деятельности современного человека. Например, магний является стимулятором обменных процессов в организме. Он должен присутствовать в нервной ткани, крови, костях, печени. Магний является активным участником и фотосинтеза у растений, так как он является составной частью хлорофилла. Кости человека составляют примерно пятую часть от общего веса. Именно в них содержится кальций и магний. Оксиды, соли щелочноземельных металлов нашли разнообразное применение в строительной сфере, фармацевтике и медицине.
Элементы подгруппы кальция носят название щелочноземельных металлов. Происхождение этого названия связано с тем, что их окислы («земли» алхимиков) сообщают воде щелочную реакцию. К щёлочноземельным металлам чаще относят только кальций, стронций, барийи радий , реже магний. Первый элемент этой подгруппы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию.
Распространённость:
На долю кальция приходится 1,5% общего числа атомов земной коры, тогда как содержание в ней радия очень мало (8- 10 -12 %). Промежуточные элементы - стронций (0,008) и барий (0,005%)-стоят ближе к кальцию. Барий открыт в 1774 г., стронций - в 1792 г. Элементарные Ca, Sr и Ва впервые получены в 1808 г. Природный кальци й слагается из изотопов с массовыми числами 40 (96,97%), 42 (0,64), 43 (0,14), 44 (2,06), 46 (0,003), 48 (0,19); стронций - 84 (0,56%), 86 (9,86), 87 (7,02), 88 (82,56); барий -130 (0,10%), 132 (0,10), 134 (2,42), 135 (6,59), 136 (7,81), 137 (11,32), 138 (71,66). Из изотопов радия основное значение имеет встречающийся в природе 226 Ra (средняя продолжительность жизни атома 2340 лет).
Соединения кальция (известняк, гипс) были известны и практически использовались еще в глубокой древности. Помимо различных силикатных пород Са, Sr и Ва встречаются главным образом в виде своих труднорастворимых углекислых и сернокислых солей, каковыми являются минералы:
СаС0 3 - кальцит CaS0 4 - ан гидрит
SrC0 3 - стронцианит SrS0 4 - целестин
ВаС0 3 - витерит BaS0 4 - тяжелый шпат
CaMg(CO 3) 2 - доломит MgCO 3 - магнезит
Углекислый кальций в виде известняка и мела иногда образует целые горные хребты. Значительно реже встречается окристаллизованная форма СаСО 3 - мрамор. Для сернокислого кальция наиболее типично нахождение в виде минерала гипса (CaSO 4 2Н 2 0), месторождения которого нередко обладают громадной мощностью. Кроме перечисленных выше важным минералом кальция является флюорит -CaF 2 , используемый для получения плавиковой кислоты по уравнению:
CaF 2 +H 2 SO 4(конц.) →CaSO 4 +HF
Для стронция и бария сернокислые минералы более распространены, чем углекислые. Первичные месторождения радия связаны с урановыми рудами (причем на 1000 кг урана руда содержит лишь 0,3 г радия).
Получение:
Алюмотермическое получение свободных щелочноземельных металлов проводится при температурах около 1200 °С по схеме:
ЗЭ0 + 2А l =Аl 2 O 3 +ЗЭ
накаливанием их окислов с металлическим алюминием в высоком вакууме. При этом щелочноземельный металл отгоняется и оседает на более холодных частях установки. В большом масштабе (порядка тысяч тонн ежегодно) вырабатывается лишь кальций, для получения которого пользуются также электролизом расплавленного СаСl 2 . Процесс алюмотермии сложен тем, что при нем происходит частичное сплавление с Al 2 O 3 .Например, в случае кальция реакция идет по уравнению:
3СаО + Аl 2 O 3 →Сa 3 (АlO 3) 2
Может иметь место также частичное сплавление образующегося щелочноземельного металла с алюминием.
Электролизер для получения металлического кальция представляет собой печь с внутренней графитовой обкладкой, охлаждаемой снизу проточной водой. В печь загружается безводный СаСl 2 , а электродами служат железный катод и графитовые аноды. Процесс ведут при напряжении 20-30В, силе тока до 10 тыс. ампер, низкой температуре (около 800 °С). Благодаря последнему обстоятельству графитовая обкладка печи остается все время покрытой защитным слоем твердой соли. Так как кальций хорошо осаждается лишь при достаточно большой плотности тока на катоде (порядка 100 а/см 3), последний по мере хода электролизе постепенно поднимают кверху, с тем чтобы погруженным в расплав оставался лишь его конец. Таким образом, фактически катодом является сам металлический кальций (который изолируется от воздуха застывшей солевой коркой).Очистка его проводится обычно путем перегонки в вакууме или в атмосфере аргона.
Физические свойства:
Кальций и его аналоги представляют собой ковкие серебристо-белые металлы. Из них сам кальций довольно тверд, стронций и особенно барий значительно мягче. Некоторые константы щелочноземельных металлов сопоставлены ниже:
|
Плотность, г/см 3 |
||||
|
Температура плавления, °С |
||||
|
Температура кипения, °С |
Летучие соединения щелочноземельных металлов окрашивают пламя в характерные цвета: Са - в оранжево-красный (кирпичный), Sr и Ra - в карминово-красный, Ва - в желтовато-зеленый. Этим пользуются при химических анализах для открытия рассматриваемых элементов.
Химические свойства :
На воздухе кальций и его аналоги покрываются пленкой, наряду с нормальными окислами (ЭО) частично содержащей также перекиси (Э0 2) и нитриды (Э 3 N 2). В ряду напряжений щелочноземельные металлы располагаются левее магния и поэтому легко вытесняют водород не только из разбавленных кислот, но и из воды. При переходе от Са к Ra энергичность взаимодействия увеличивается. В своих соединениях рассматриваемые элементы двухвалентны. С металлоидами щелочноземельные металлы соединяются весьма энергично и с значительным выделением тепла.
· Обычно при взаимодействии ЩЗМ(щелочноземельные) металлов с кислородом, указывают образование оксида:
2Э +O 2 →2ЭO
Важно знать тривиальные названия нескольких соединений:
белильная, хлорная (хлорка) – CaCl 2 ∙ Ca(ClO) 2
гашёная (пушонка) – Ca(OH) 2
извёстка – смесь Ca(OH) 2 , песка и воды
известковое молоко – суспензия Ca(OH) 2 в известковой воде
натронная – смесь твёрдых NaOH и Ca(OH) 2 или CaO
негашёная (кипелка) – СаО
· Взаимодействие с водой, на примере кальция и его оксида:
Ca+2H 2 O→Ca(OH) 2 +H 2
CaO+H 2 O→Ca(OH) 2 +16 ккал("гашение"извести)
При взаимодействии с кислотами окислы и гидроокиси щелочноземельных металлов легко образуют соответствующие соли, как правило, бесцветные.
Это интересно:
Если при гашении извести заменить воду раствором NaOH, то получается так называемая натронная известь. Практически при ее выработке к концентрированному раствору едкого натра добавляют измельченную СаО (в весовом соотношении 2:1 к NaOH). После перемешивания образующейся массы ее выпаривают досуха в железных сосудах, слабо прокаливают и затем измельчают. Натронная известь представляет собой тесную смесь Са(ОН) 2 с NaOH и широко применяется в лабораториях для поглощения углекислого газа.
Наряду с нормальными окислами для элементов подгруппы кальция известны белые перекиси типа Э0 2 . Практическое значение из них имеет перекись бария (Ва0 2), применяемая, в частности, как исходный продукт для получения перекиси водорода:
BaO 2 + H 2 SO 4 =BaSO 4 + H 2 O 2
Технически Ва0 2 получают нагреванием ВаО в токе воздуха до 500 °С. При этом происходит присоединение кислорода по реакции
2ВаО +O 2 = 2BaO 2 + 34 ккал
Дальнейшее нагревание ведет, наоборот, к распаду Ва0 2 на окись бария и кислород. Поэтому сжигание металлического бария сопровождается образованием только его окиси.
· Взаимодействие с водородом, с образованием гидридов:
Гидриды ЭН 2 не растворяются (без разложения) ни в одном из обычных растворителей. С водой (даже ее следами) они энергично реагируют по схеме:
ЭH 2 + 2H 2 O = Э(OH) 2 + 2H 2
Реакция эта может служить удобным методом получения водорода, так как для своего проведения требует кроме СаН 2 (1 кг которого дает приблизительно 1 м 3 Н 2) только воду. Она сопровождается настолько значительным выделением тепла, что смоченный небольшим количеством воды СаН 2 самовоспламеняется на воздухе. Еще энергичнее протекает взаимодействие гидридов ЭН 2 с разбавленными кислотами. Напротив, со спиртами они реагируют спокойнее, чем с водой:
CaH 2 +2HCl→СаСl 2 +2H 2
CaH 2 +2ROH→2RH+Ca(OH) 2
3CaH 2 +N 2 → Ca 3 N 2 +ЗH 2
CaH 2 +O 2 →CaO+H 2 O
Гидрид кальция используется в качестве эффективного осушителя жидкостей и газов. Он успешно применяется также для количественного определения содержания воды в органических жидкостях, кристаллогидратах и т. д.
· Напрямую могу взаимодействовать с неметаллами:
Ca+Cl 2 →CaCl 2
· Взаимодействие с азотом. Э 3 N 2 белые тугоплавкие тела. Очень медленно образуются уже при обычных условиях:
3Э+N 2 →Э 3 N 2
Водой разлагаются по схеме:
Э 3 N 2 +6H 2 O→3Ca(OH) 2 +2NH 3
4Э 3 N 2 →N 2 +3Э 4 N 2)(для Ba и Sr субнитриды)
Э 4 N 2 +8H 2 O→4Э(OH) 2 +2NH 3 +H 2
Ba 3 N 2 +2N 2 →3 Ba N 2 (пернитрид бария)
При взаимодействии с разбавленными кислотами эти пернитриды наряду с двумя молекулами аммиака отщепляют и молекулу свободного азота:
Э 4 N 2 +8HCl→4ЭСl 2 +2NH 3 +H 2
Э 3 N 2 +ЗСО = 3ЭO+N 2 +ЗС
Иначе идет реакция в случае бария:
B a 3 N 2 +2СО = 2ВаО + Ba(CN) 2
Это интересно :
Э+NH 3(жидкий) →(Э(NH 2) 2 +H 2 +ЭNH+H 2)
4Э(NH 2) 2 → ЭN 2 +2H 2
Интересно, что Э(NH 3) 6 - аммиакаты образуются при взаимодействии элементов с газообразным аммиаком, и способны разлагаться по схеме:
Э(NH 3) 6 →Э(NH 2) 2 +4NH 3 +H 2
Дальнейшее нагревание:
Э(NH 2) 2 →ЭNH+NH 3
3ЭNH→NH 3 +Э 3 N 2
Но взаимодействие металла с аммиаком при высокой температуре протекает по схеме:
6Э+2 NH 3 →Э H 2 +Э 3 N 2
Нитриды способны присоединять галогениды:
Э 3 N 2 +ЭHal 2 →2Э 2 NHal
· Оксиды ЩЗМ и гидроокиси проявляют основные свойства, за исключением бериллия:
CaO +2 HCl →СаС l 2 +H 2 O
Ca(OH) 2 +2HCl→ СаС l 2 +2H 2 O
Be+2NaOH+2H 2 O→Na 2 +H 2
BeO+2HCl→Be С l 2 +H 2 O
BeO+2NaOH→Na 2 BeO 2 +H 2 O
· Качественные реакции на катионы ЩЗМ.В большинстве изданий указывают только качественные реакции на Ca 2+ и Ba 2+ .Рассмотрим их сразу в ионной форме:
Ca 2+ +CO 3 2- →CaCO 3 ↓ (белый осадок)
Ca 2+ +SO 4 2- →CaSO 4 ↓ (белый хлопьевидный осадок)
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 ↓(белый осадок)
Ca 2+ -окрашивание пламени в кирпичный цвет
Ba 2+ +CO 3 2- →BaCO 3 ↓ (белый осадок)
Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓(белый осадок)
Ba 2+ +CrO 4 2- →BaCrO 4 ↓(желтый осадок, аналогично для стронция)
Ba 2+ +Cr 2 O 7 2- +H 2 O→2BaCrO 4 +2H + (желтый осадок, аналогично для стронция)
Ba 2+ - окрашивание пламени в зелёный цвет.
Применение:
Промышленное применение находят почти исключительно соединения рассматриваемых элементов, характерные свойства которых и определяют области их использования. Исключение представляют соли радия, практическое значение которых связано с их общим свойством - радиоактивностью. Практическое использование (главным образом в металлургии) находит почти исключительно кальций.Нитрат кальция широко применяется в качестве азотсодержащего минерального удобрения. Нитраты стронция и бария служат в пиротехнике для изготовления составов, сгорающих красным (Sr) или зеленым (Ва) пламенем.Применение отдельных природных разновидностей СаС0 3 различно. Известняк непосредственно используется при строительных работах, а также служит исходным сырьем для получения важнейших строительных материалов - извести и цемента. Мел потребляется в качестве минеральной краски, как основа составов для полировки и т. д. Мрамор является прекрасным материалом для скульптурных работ, изготовления электрических распределительных щитов и т.д. Практическое применение находит главным образом природный СаF 2 , который широко используется в керамической промышленности, служит исходным материалом для получении HF.
Безводный СаСl 2 ввиду его гигроскопичности часто используется в качестве осушающего средства. Весьма разнообразны медицинские применения растворов хлористого кальция (внутрь и внутривенно). Хлористый барий употребляется дли борьбы с вредителями сельского хозяйства и как важный реактив (на ион SO 4 2-) в химических лабораториях.
Это интересно:
Если 1 вес. ч. насыщенного раствора Са(СН 3 СОО) 2 быстро влить в сосуд, содержащий 17 вес. ч. этилового спирта, то вся жидкость тотчас же затвердевает. Получаемый подобным путем «сухой спирт» после поджигания медленно сгорает не коптящим пламенем. Такое топливо особенно удобно для туристов.
Жёсткость воды.
Содержание в природной воде солей кальция и магния часто оценивают, говоря о той или иной ее «жесткости». При этом различают жесткость карбонатную («временную») и некарбонатную («постоянную»). Первая обусловлена присутствием Са(НС0 3) 2 , реже Mg(HC0 3) 2 . Временной она названа потому, что может быть устранена простым кипячением воды: бикарбонаты при этом разрушаются, и нерастворимые продукты их распада (карбонаты Са и Mg) оседают на стенках сосуда в виде накипи:
Ca(HCO 3) 2 →CaCO 3 ↓+CO 2 +H 2 O
Mg(HCO 3) 2 →MgCO 3 ↓+CO 2 +H 2 O
Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней солей кальция и магния, не дающих осадка при кипячении. Наиболее обычны сульфаты и хлориды. Из них особое значение имеет малорастворимый CaS0 4 , который оседает в виде очень плотной накипи.
При работе парового котла на жесткой воде его нагреваемая поверхность покрывается накипью. Так как последняя плохо проводит тепло, прежде всего становится неэкономичной сама работа котла: уже слой накипи толщиной 1 мм повышает расход топлива приблизительно на 5%. С другой стороны, изолированные от воды слоем накипи стенки котла могут нагреться до весьма высоких температур. При этом железо постепенно окисляется и стенки теряют прочность, что может повести к взрыву котла. Так как паросиловое хозяйство существует во многих промышленных предприятиях, вопрос о жесткости воды весьма практически важен.
Так как очистка воды от растворенных солей при помощи перегонки слишком дорога, в местностях с жесткой водой для ее «умягчения» пользуются химическими методами. Карбонатную жесткость обычно устраняют, прибавляя к воде Са(ОН) 2 в количестве, строго отвечающем найденному по анализу содержанию бикарбонатов. При этом по реакции
Ca(HCO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O
весь бикарбонат переходит в нормальный карбонат и осаждается. От некарбонатной жесткости чаще всего освобождаются добавлением к воде соды, которая вызывает образование осадка по реакции:
СaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4
Воде дают затем отстояться и лишь после этого пользуются ею для питания котлов или в производстве. Для умягчения небольших количеств жесткой воды (в прачечных и т. п.) обычно добавляют к ней немного соды и дают отстояться. При этом кальций и магний полностью осаждаются в виде карбонатов, а остающиеся в растворе соли натрия не мешают.
Из изложенного следует, что содой можно пользоваться для устранения и карбонатной, и некарбонатной жесткости. Тем не менее втехнике все же стараются при возможности применять именно Са(ОН) 2 , что обусловлено гораздо большей дешевизной этого продукта сравнительно с содой
И карбонатная, и некарбонатная жесткость воды оценивается суммарным числом содержащихся в одном литре миллиграмм-эквивалентов Са и Mg (мг-экв/л). Сумма временной и постоянной жесткости определяет общую жесткость воды. Последняя характеризуется по данному признаку следующими наименованиями: мягкая (<4), средне жёсткая (4-8), жесткая (8-12), очень жесткая (>12 мг-экв/л). Жесткость отдельных естественных вод колеблется в весьма широких пределах. Для открытых водоемов она часто зависит от времени года и даже погоды. Наиболее «мягкой» природной водой является атмосферная (дождь, снег), почти не содержащая растворенных солей. Интересно имеющееся указание на то, что сердечные заболевания более распространены в местностях с мягкой водой.
Для полного умягчения воды вместо соды часто применяют Na 3 PO 4 , осаждающий кальций и магний в виде их труднорастворимых фосфатов:
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
Для расчета жёсткости воды есть специальная формула:
Где 20,04 и 12,16 эквивалентные массы кальция и магния соответственно.
Редактор: Харламова Галина Николаевна
К семейству щёлочноземельных элементов относят кальций, стронций, барий и радий. Д. И. Менделеев включал в это семейство и магний. Щёлочноземельными элементы именуются по той причине, что их гидроксиды, подобно гидроксидам щелочных металлов, растворимы в воде, т. е. являются щелочами. «…Земельными же они названы потому, что в природе они встречаются в состоянии соединений, образующих нерастворимую массу земли, и сами в виде окисей RO имеют землистый вид», - пояснял Менделеев в «Основах химии».
Общая характеристика элементов II а группы
Металлы главной подгруппы II группы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами.
Легко отдают два валентных электрона, и во всех соединениях имеют степень окисления +2
Сильные восстановители
Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba
К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний
Бериллий по большинству свойств ближе к алюминию
Физические свойства простых веществ
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.
Химические свойства щелочноземельных металлов + Be
1. Реакция с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием щелочей:
Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2. Реакция с кислородом.
Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:
2Mg + O 2 → 2MgO
Ba + O 2 → BaO 2
3. С другими неметаллами образуют бинарные соединения:
Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогениды)
Ba + S → BaS (сульфиды)
3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нитриды)
Ca + H 2 → CaH 2 (гидриды)
Ca + 2C → CaC 2 (карбиды)
3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (фосфиды)
Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:
Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2
Mg + H 2 SO 4 (разб.) → MgSO 4 + H 2
5. Бериллий растворяется в водных растворах щелочей:
Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:
соединения кальция - кирпично-красный, стронция - карминово-красный, а бария - желтовато-зелёный.
Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО 2- 2 . Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.
Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.
Электронная конфигурация Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е — .
Ионы магния и кальция ‑ незаменимые элементы жизнедеятельности любой клетки. Их соотношение в организме должно быть строго определённым. Ионы магния участвуют в деятельности ферментов (например, карбоксилазы), кальция – в построении скелета и обмена веществ. Повышение содержания кальция улучшает усвоение пищи. Кальций возбуждает и регулирует работу сердца. Его избыток резко усиливает деятельность сердца. Магний играет отчасти роль антагониста кальция. Введение ионов Mg 2+ под кожу вызывает наркоз без периода возбуждения, паралич мышц, нервов и сердца. Попадая в рану в форме металла, он вызывает долго незаживающие гнойные процессы. Оксид магния в лёгких вызывает так называемую литейную лихорадку. Частый контакт поверхности кожи с его соединениями приводит к дерматитам. Самые широко используемые в медицине соли кальция: сульфат СаSO 4 и хлорид CaCL 2 . Первый используется для гипсовых повязок, а второй применяется для внутривенных вливаний и как внутреннее средство. Он помогает бороться с отёками, воспалениями, аллергией, снимает спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови.
Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Вызывают менегоэнцефалит с поражением мозжечка, поражение гладких сердечных мышц, паралич, а в больших дозах – дегенеративные изменения печени. В малых же дозах соединения бария стимулируют деятельность костного мозга.
При введении в желудок соединений стронция наступает его расстройство, паралич, рвота; поражения по признакам сходны с поражениями от солей бария, но соли стронция менее токсичны. Особую тревогу вызывает появление в организме радиоактивного изотопа стронция 90 Sr. Он исключительно медленно выводится из организма, а его большой период полураспада и, следовательно, длительность действия могут служить причиной лучевой болезни.
Радий опасен для организма своим излучением и огромным периодом полураспада (Т 1/2 = 1617 лет). Первоначально после открытия и получения солей радия в более или менее чистом виде его стали использовать довольно широко для рентгеноскопии, лечения опухолей и некоторых тяжёлых заболеваний. Теперь с появлением других более доступных и дешевых материалов применение радия в медицине практически прекратилось. В некоторых случаях его используют для получения радона и как добавку в минеральные удобрения.
В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода. Гидроксид кальция ‑ довольно сильное основание. У кальция - наименее активного из всех щелочноземельных металлов - характер связи в соединениях ионный.
По своим характеристикам стронций занимает промежуточное положение между кальцием и барием.
Свойства бария наиболее близки к свойствам щелочных металлов.
Бериллий и магний широко используют в сплавах. Бериллиевые бронзы – упругие сплавы меди с 0,5-3% бериллия; в авиационных сплавах (плотность 1,8) содержится 85-90% магния («электрон»). Бериллий отличается от остальных металлов IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:
Be+H 2 O+2NaOH=Na 2 +H 2 .
Магний активно реагирует с азотом:
3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .
В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.
Традиционная техническая проблема – жесткость воды , связанная с наличием в ней ионов Mg 2+ и Ca 2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов.
S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице приведено их содержание.
Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п. Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов калия в организме находится внутри клеток и только 2% во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия. В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов.
Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов). Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция. В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг.
Это элементы I группы периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); очень мягкие, пластичные, легкоплавкие и легкие, как правило, серебристо-белого цвета; химически очень активны; бурно реагируют с водой, образуя щёлочи (откуда название).
Все щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают свой единственный валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный катион, проявляют единственную степень окисления +1.
Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.
Практически все соли растворимы в воде.
Низкие температуры плавления,
Малые значения плотностей,
Мягкие, режутся ножом
Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги. Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином.
Химические свойства щелочных металлов
1. Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Реакция щелочных металлов с кислородом:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (оксид лития)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрия)
K + O 2 → KO 2 (надпероксид калия)
На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).
3. В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогениды)
2Na + S → Na 2 S (сульфиды)
2Na + H 2 → 2NaH (гидриды)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиды)
4. Реакция щелочных металлов с кислотами
(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком
(образуется амид натрия):
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
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. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:
Li + – карминово-красный
Na + – желтый
K + , Rb + и Cs + – фиолетовый
Получение щелочных металлов
Металлические литий, натрий и калий получают
электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:
2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4 .
Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).
Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие
Электронная конфигурация атома лития 1s 2 2s 1 . У него самый большой во 2-м периоде атомный радиус, что облегчает отрыв валентного электрона и возникновение иона Li + со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия). Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий ‑ типичный металлический элемент. В виде вещества это щелочной металл. От других членов I группы он отличается малыми размерами и наименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагонали от Li элемент II группы ‑ магний. В растворах ион Li + сильно сольватирован; его окружают несколько десятков молекул воды. Литий по величине энергии сольватации - присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов.
Малый размер иона Li + , высокий заряд ядра и всего два электрона создают условия для возникновения вокруг этой частицы довольно значительного поля положительного заряда, поэтому в растворах к нему притягивается значительное число молекул полярных растворителей и его координационное число велико, металл способен образовывать значительное число литийорганических соединений.
Натрием начинается 3-й период, поэтому у него на внешнем уровне всего 1е — , занимающий 3s-орбиталь. Радиус атома Na - наибольший в 3-м периоде. Эти две особенности определяют характер элемента. Его электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Единственная степень окисления натрия +1. Электроотрицательность его очень мала, поэтому в соединениях натрий присутствует только в виде положительно заряженного иона и придает химической связи ионный характер. По размеру ион Na + значительно больше, чем Li + , и сольватация его не так велика. Однако в растворе в свободном виде он не существует.
Физиологическое значение ионов К + и Na + связано с их различной адсорбируемостью на поверхности компонентов, входящих в состав земной коры. Соединения натрия лишь незначительно подвержены адсорбции, в то время как соединения калия прочно удерживаются глиной и другими веществами. Мембраны клеток, являясь поверхностью раздела клетка ‑ среда, проницаемы для ионов К + , вследствие чего внутриклеточная концентрация К + значительно выше, чем ионов Na + . В то же время в плазме крови концентрация Na + превышает содержание в ней калия. С этим обстоятельством связывают возникновение мембранного потенциала клеток. Ионы К + и Na + ‑ одни из основных компонентов жидкой фазы организма. Их соотношение с ионами Са 2+ строго определенно, а его нарушение приводит к патологии. Введение ионов Na+ в организм не оказывает заметного вредного влияния. Повышение же содержания ионов К + вредно, но в обычных условиях рост его концентрации никогда не достигает опасных величин. Влияние ионов Rb + , Cs + , Li + еще недостаточно изучено.
Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв. Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте. При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.
Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов. В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К + он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов 39 К, 40 К, 41 К. Один из них 40 К ‑ радиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа. Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е — на 4s-орбитали. Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.
В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus-темно-красный). В 1863 г. Р. Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей. Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации. Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (39 0 C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.
Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается в измеримых количествах. Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно. Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах. В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.
На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li 3 N (до 75%) и Li 2 O. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na 2 O 2) и надпероксиды (K 2 O 4 или KO 2).
Перечисленные вещества реагируют с водой:
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 .
Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:
Na 2 O 2 +CO 2 =Na 2 CO 3 +0,5O 2 ;
K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2 .
В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных.
Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:
Гидрид лития используется как сильный восстановитель.
Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:
SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.
Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур их кипения (более 1300 0 С). Некоторые соединения натрия называют содами :
а) кальцинированная сода, безводная сода, бельевая сода или просто сода – карбонат натрия Na 2 CO 3 ;
б) кристаллическая сода – кристаллогидрат карбоната натрия Na 2 CO 3 . 10H 2 O;
в) двууглекислая или питьевая – гидрокарбонат натрия NaHCO 3 ;
г) гидроксид натрия NaOH называют каустической содой или каустиком.
Щелочноземельные металлы представляют собой элементы, которые относятся ко второй группе периодической таблицы. Сюда можно отнести такие вещества, как кальций, магний, барий, бериллий, стронций и радий. Название этой группы свидетельствует о том, что в воде они дают щелочную реакцию.
Щелочные и щелочноземельные металлы, а точнее их соли, широко распространены в природе. Они представлены минералами. Исключением является радий, который считается довольно редким элементом.
Все вышеперечисленные металлы имеют некоторые общие качества, которые и позволили объединить их в одну группу.
Щелочноземельные металлы и их физические свойства
Практически все эти элементы представляют собой твердые вещества сероватого цвета (по крайне мере, при нормальных условиях и Кстати, физические свойства немного отличаются — эти вещества хотя и довольно стойкие, но легко поддаются воздействию.
Интересно, что с порядковым номером в таблице растет и такой показатель металла, как плотность. Например, в этой группе наименьшим показателем обладает кальций, в то время как радий по плотности сходен с железом.
Щелочноземельные металлы: химические свойства
Для начала стоит отметить, что химическая активность возрастает согласно порядковому номеру таблицы Менделеева. Например, бериллий является довольно стойким элементом. В реакцию с кислородом и галогенами вступает лишь при сильном нагревании. То же касается и магния. А вот кальций способен медленно окисляться уже при комнатной температуре. Остальные три представителя группы (радий, барий и стронций) быстро реагируют с кислородом воздуха уже при комнатной температуре. Именно поэтому хранят эти элементы, покрывая слоем керосина.
Активность оксидов и гидроксидов этих металлов возрастает по той же схеме. Например, гидроксид бериллия не растворяется в воде и считается амфотерным веществом, а считается довольно сильной щелочью.
Щелочноземельные металлы и их краткая характеристика
Бериллий представляет собой стойкий металл светло-серого цвета, обладающий высокой токсичностью. Впервые элемент был обнаружен еще в 1798 году химиком Вокленом. В природе существует несколько минералов бериллия, из которых самыми известными считаются следующие: берилл, фенакит, даналит и хризоберилл. Кстати, некоторые изотопы бериллия обладают высокой радиоактивностью.
Интересно, что некоторые формы берилла являются ценными ювелирными камнями. Сюда можно отнести изумруд, аквамарин и гелиодор.
Бериллий используют для изготовления некоторых сплавов, В этот элемент применяют для замедления нейтронов.
Кальций является одним из самых известных щелочноземельных металлов. В чистом виде он представляет собой мягкое вещество белого цвета с серебристым оттенком. Впервые чистый кальций был выделен в 1808 году. В природе этот элемент присутствует в форме таких минералов, как мрамор, известняк и гипс. Кальций широко применяется в современных технологиях. Его используют как химический источник топлива, а также в качестве огнеустойчивого материала. Ни для кого не секрет, что соединения кальция используются при производстве строительных материалов и лекарственных средств.
Этот элемент также содержится в каждом живом организме. В основном, он отвечает за работу двигательного аппарата.
Магний представляет собой легкий и достаточно ковкий металл с характерным сероватым цветом. В чистом виде был выделен в 1808 году, но его соли стали известными намного раньше. В магний содержится в таких минералах, как магнезит, доломит, карналлит, кизерит. Кстати, соль магния обеспечивает Огромное количество соединений этого вещества можно найти в морской воде.