Pojem kovů alkalických zemin zahrnuje část prvků skupiny II Mendělejevova systému: berylium, hořčík, vápník, stroncium, baryum, radium. Poslední čtyři kovy mají nejvýraznější znaky klasifikace alkalických zemin, proto v některých zdrojích nejsou berylium a hořčík zahrnuty v seznamu, omezeny na čtyři prvky.
Kov dostal své jméno díky tomu, že při interakci jejich oxidů s vodou vzniká alkalické prostředí. Fyzikální vlastnosti kovů alkalických zemin: všechny prvky mají šedou kovovou barvu, za normálních podmínek mají pevnou strukturu, jejich hustota roste s rostoucím pořadovým číslem a mají velmi vysoký bod tání. Na rozdíl od alkalických kovů se prvky této skupiny neřežou nožem (s výjimkou stroncia). Chemické vlastnosti kovů alkalických zemin: mají dva valenční elektrony, aktivita roste s rostoucím atomovým číslem, působí jako redukční činidlo při reakcích.
Charakteristika kovů alkalických zemin ukazuje na jejich vysokou aktivitu. Zejména se to týká prvků s velkým sériovým číslem. Například za normálních podmínek berylium neinteraguje s kyslíkem a halogeny. Pro spuštění mechanismu odezvy se musí zahřát na teplotu přes 600 stupňů Celsia. Hořčík má za normálních podmínek na povrchu oxidový film a také nereaguje s kyslíkem. Vápník se oxiduje, ale spíše pomalu. Ale stroncium, baryum a radium oxidují téměř okamžitě, takže jsou uloženy v prostředí bez kyslíku pod petrolejovou vrstvou.
Všechny oxidy zlepšují základní vlastnosti se zvýšením pořadového čísla kovu. Hydroxid beryllitý je amfoterní sloučenina, která nereaguje s vodou, ale je vysoce rozpustná v kyselinách. Hydroxid hořečnatý je slabá alkálie, nerozpustná ve vodě, ale reagující se silnými kyselinami. Hydroxid vápenatý je silná, ve vodě rozpustná báze, která reaguje s kyselinami. Hydroxidy barnatého a strontnatého jsou silné zásady, které jsou snadno rozpustné ve vodě. A hydroxid radium je jedna z nejsilnějších alkálií, která dobře reaguje s vodou a téměř všemi druhy kyselin.
Jak se dostat
Hydroxidy kovů alkalických zemin se získávají vystavením čistého prvku vodě. Reakce probíhá za pokojových podmínek (kromě berylia, které vyžaduje zvýšení teploty) za uvolňování vodíku. Při zahřívání reagují všechny kovy alkalických zemin s halogeny. Výsledné sloučeniny se používají při výrobě široké škály produktů od chemických hnojiv až po ultra přesné mikroprocesorové díly. Sloučeniny kovů alkalických zemin vykazují stejně vysokou aktivitu jako čisté prvky, proto se používají v mnoha chemické reakce.
Nejčastěji k tomu dochází při výměnných reakcích, kdy je potřeba z látky vytěsnit méně aktivní kov. Účastní se redoxních reakcí jako silné redukční činidlo. Dvojmocné kationty vápníku a hořčíku dodávají vodě tzv. tvrdost. Tento jev se překonává vysrážením iontů pomocí fyzikálního dopadu nebo přidáním speciálních změkčovadel do vody. Soli kovů alkalických zemin vznikají rozpouštěním prvků v kyselině nebo jako výsledek výměnných reakcí. Výsledné sloučeniny mají silnou kovalentní vazbu, a proto mají nízkou elektrickou vodivost.
V přírodě nelze kovy alkalických zemin nalézt v jejich čisté formě, protože rychle interagují s prostředím a tvoří chemické sloučeniny. Jsou součástí minerálů a hornin obsažených v mocnosti zemské kůry. Nejběžnější je vápník, o něco méně než hořčík, zcela běžné je baryum a stroncium. Berylium je vzácný kov, zatímco radium je velmi vzácný. Za celou dobu, která uplynula od objevu radia, se na celém světě vytěžilo pouze jeden a půl kilogramu čistého kovu. Jako většina radioaktivních prvků má i radium čtyři izotopy.
Kovy alkalických zemin se získávají rozkladem složitých látek a izolací čisté látky z nich. Berylium se těží redukcí z fluoridu při vysokých teplotách. Baryum se obnovuje ze svého oxidu. Vápník, hořčík a stroncium se získávají elektrolýzou jejich chloridové taveniny. Nejobtížnější je syntetizovat čisté radium. Těží se nárazem na uranovou rudu. Podle vědců na jednu tunu rudy připadají v průměru 3 gramy čistého radia, i když existují i bohatá ložiska, která obsahují až 25 gramů na tunu. K izolaci kovu se používají metody srážení, frakční krystalizace a iontové výměny.
Aplikace kovů alkalických zemin
Rozsah použití kovů alkalických zemin je velmi široký a pokrývá mnoho průmyslových odvětví. Berylium se ve většině případů používá jako legovací přísada do různých slitin. Zvyšuje tvrdost a pevnost materiálů, dobře chrání povrch před korozí. Také kvůli slabé absorpci radioaktivního záření se beryllium používá při výrobě rentgenových přístrojů a v jaderné energetice.
Hořčík se používá jako jedno z redukčních činidel při výrobě titanu. Jeho slitiny se vyznačují vysokou pevností a lehkostí, proto se používají při výrobě letadel, automobilů, raket. Oxid hořečnatý hoří jasným, oslepujícím plamenem, což se odráží v armádě, kde se používá k výrobě zápalných a stopovacích granátů, světlic a bleskových granátů. Je jedním z nejdůležitějších prvků pro regulaci normálního procesu vitální činnosti těla, proto je součástí některých léků.
Vápník v čisté formě se prakticky nepoužívá. Je potřeba k obnově ostatních kovů z jejich sloučenin, stejně jako při výrobě léků na posílení kostní tkáně. Stroncium se používá k redukci ostatních kovů a jako hlavní složka pro výrobu supravodivých materiálů. Baryum se přidává do mnoha slitin, které jsou určeny pro práci v agresivním prostředí, protože má vynikající ochranné vlastnosti. Radium se v lékařství používá ke krátkodobému ozařování kůže při léčbě zhoubných nádorů.
Jedná se o prvky I. skupiny periodického systému: lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubidium (Rb), cesium (Cs), francium (Fr); velmi měkký, tažný, tavitelný a lehký, obvykle stříbřitý bílá barva; chemicky velmi aktivní; prudce reagují s vodou za vzniku alkálie(odtud název).
Všechny alkalické kovy jsou extrémně aktivní, vykazují redukční vlastnosti ve všech chemických reakcích, předávají svůj jediný valenční elektron, mění se na kladně nabitý kation a vykazují jediný oxidační stav +1.
Redukční schopnost se zvyšuje v řadě ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Všechny sloučeniny alkalických kovů jsou iontové povahy.
Téměř všechny soli jsou rozpustné ve vodě.
nízké body tání,
malé hodnoty hustoty,
Měkké, řezané nožem
Alkalické kovy se díky své aktivitě ukládají pod vrstvou petroleje, aby blokovaly přístup vzduchu a vlhkosti. Lithium je velmi lehké a v petroleji plave na povrch, proto je uloženo pod vrstvou vazelíny.
Chemické vlastnosti alkalických kovů
1. Alkalické kovy aktivně interagují s vodou:
2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2
2Li + 2H20 -> 2LiOH + H2
2. Reakce alkalických kovů s kyslíkem:
4Li + O 2 → 2 Li 2 O (oxid lithný)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (peroxid sodný)
K + O 2 → KO 2 (superoxid draselný)
Alkalické kovy na vzduchu okamžitě oxidují. Proto jsou skladovány pod vrstvou organických rozpouštědel (petrolej apod.).
3. Při reakcích alkalických kovů s jinými nekovy vznikají binární sloučeniny:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenidy)
2Na + S → Na 2 S (sulfidy)
2Na + H2 → 2NaH (hydridy)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitridy)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (karbidy)
4. Reakce alkalických kovů s kyselinami
(zřídka se provádí, dochází ke konkurenční reakci s vodou):
2Na + 2HCl -> 2NaCl + H2
5. Interakce alkalických kovů s amoniakem
(vzniká amid sodný):
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
6. Interakce alkalických kovů s alkoholy a fenoly, které v tomto případě vykazují kyselé vlastnosti:
2Na + 2C2H5OH \u003d 2C2H5ONa + H2;
2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;
7. Kvalitativní reakce na kationty alkalických kovů - zbarvení plamene v následujících barvách:
Li + - karmínově červená 
Na + - žlutá
K +, Rb + a Cs + - fialová
Získávání alkalických kovů
Kov lithia, sodíku a draslíku dostávat elektrolýza roztavených solí (chloridů) a rubidia a cesia - snížení vakua při zahřívání jejich chloridů vápníkem: 2CsCl + Ca \u003d 2Cs + CaCl 2
V malém měřítku se také používá vakuová tepelná výroba sodíku a draslíku:
2NaCl + CaC2 \u003d 2Na + CaCl2 + 2C;
4KCl + 4CaO + Si \u003d 4K + 2CaCl2 + Ca2SiO4.
Aktivní alkalické kovy se díky své vysoké těkavosti uvolňují při vakuových tepelných procesech (jejich páry jsou odváděny z reakční zóny).
Vlastnosti chemických vlastností s-prvků I. skupiny a jejich fyziologický účinek
Elektronová konfigurace atomu lithia je 1s 2 2s 1 . Má největší atomový poloměr ve 2. periodě, což usnadňuje odtržení valenčního elektronu a vznik iontu Li + se stabilní konfigurací inertního plynu (helia). Proto jeho sloučeniny vznikají přenosem elektronu z lithia na jiný atom a výskytem iontové vazby s malým množstvím kovalence. Lithium je typickým kovovým prvkem. V látkové formě se jedná o alkalický kov. Od ostatních členů skupiny I se liší svou malou velikostí a ve srovnání s nimi nejmenší aktivitou. V tomto ohledu připomíná prvek skupiny II, hořčík, umístěný diagonálně od Li. V roztocích je Li + ion vysoce solvatovaný; je obklopen několika desítkami molekul vody. Lithium je z hlediska solvatační energie – adice molekul rozpouštědla blíže k protonu než ke kationtům alkalických kovů.
Malá velikost iontu Li +, vysoký jaderný náboj a pouze dva elektrony vytvářejí podmínky pro vznik poměrně významného pole kladného náboje kolem této částice, proto je k ní v roztocích přitahováno značné množství molekul polárního rozpouštědla a jeho koordinační číslo je velké, kov je schopen tvořit značné množství organolithných sloučenin .
Sodík začíná 3. periodu, takže má pouze 1e na vnější úrovni - , okupující orbitál 3s. Poloměr atomu Na je největší ve 3. periodě. Tyto dvě vlastnosti určují povahu prvku. Jeho elektronická konfigurace je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Jediný oxidační stav sodíku je +1. Jeho elektronegativita je velmi malá, proto je sodík ve sloučeninách přítomen pouze ve formě kladně nabitého iontu a dává chemické vazbě iontový charakter. Velikost iontu Na + je mnohem větší než Li + a jeho solvatace není tak velká. Ve volné formě v roztoku však neexistuje.
Fyziologický význam iontů K + a Na + je spojen s jejich rozdílnou adsorbovatelností na povrchu složek tvořících zemskou kůru. Sloučeniny sodíku jsou adsorbovány jen mírně, zatímco sloučeniny draslíku jsou silně zadržovány jílem a dalšími látkami. Buněčné membrány, které jsou rozhraním mezi buňkami a prostředím, jsou propustné pro ionty K +, v důsledku čehož je intracelulární koncentrace K + mnohem vyšší než koncentrace Na + iontů. Koncentrace Na + v krevní plazmě přitom převyšuje obsah draslíku v ní. Tato okolnost je spojena se vznikem membránového potenciálu buněk. Ionty K + a Na + - jedna z hlavních složek kapalné fáze těla. Jejich poměr s ionty Ca 2+ je přísně definován a jeho porušení vede k patologii. Zavedení iontů Na + do těla nemá znatelný škodlivý účinek. Zvýšení obsahu iontů K + je škodlivé, ale za normálních podmínek nikdy nedosáhne zvýšení jeho koncentrace nebezpečných hodnot. Vliv iontů Rb +, Cs +, Li + není dosud dostatečně prozkoumán.
Z různých lézí spojených s použitím sloučenin alkalických kovů jsou nejčastější popáleniny roztoky hydroxidů. Působení alkálií je spojeno s rozpouštěním kožních bílkovin v nich a tvorbou alkalických albuminátů. Jejich hydrolýzou se opět uvolňují alkálie, které působí na hlubší vrstvy těla a způsobují vznik vředů. Nehty pod vlivem alkálií zmatní a lámou. Poškození oka, i při velmi zředěných alkalických roztocích, je doprovázeno nejen povrchovou destrukcí, ale i porušením hlubších částí oka (duhovky) a vede ke slepotě. Při hydrolýze amidů alkalických kovů se současně tvoří alkálie a amoniak, což způsobuje tracheobronchitidu fibrinózního typu a zápal plic.
Draslík získal G. Davy téměř současně se sodíkem v roce 1807 při elektrolýze vlhkého hydroxidu draselného. Z názvu této sloučeniny - "žíravý potaš" a prvek dostal své jméno. Vlastnosti draslíku se výrazně liší od vlastností sodíku v důsledku rozdílu v poloměrech jejich atomů a iontů. Ve sloučeninách draslíku je vazba iontičtější a ve formě iontu K + má díky své velké velikosti menší polarizační účinek než sodík. Přírodní směs se skládá ze tří izotopů 39 K, 40 K, 41 K. Jeden z nich je 40 K ‑ je radioaktivní a určitý podíl radioaktivity minerálů a půdy je spojen s přítomností tohoto izotopu. Jeho poločas rozpadu je dlouhý – 1,32 miliardy let. Určení přítomnosti draslíku ve vzorku je poměrně snadné: páry kovu a jeho sloučenin zbarví plamen do fialovočervena. Spektrum prvku je celkem jednoduché a dokazuje přítomnost 1e - na orbitalu 4s. Jeho studium posloužilo jako jeden z podkladů pro nalezení obecných vzorců ve struktuře spekter.
V roce 1861 Robert Bunsen objevil nový prvek při studiu soli minerálních pramenů spektrální analýzou. Jeho přítomnost dokazovaly tmavě červené čáry ve spektru, které ostatní prvky nedávaly. Podle barvy těchto čar byl prvek pojmenován rubidium (rubidus-tmavě červená). V roce 1863 získal R. Bunsen tento kov v čisté formě redukcí vinanu rubidného (vinné soli) sazemi. Charakteristickým rysem prvku je mírná vzrušivost jeho atomů. Emise elektronů z ní se objevuje působením červených paprsků viditelného spektra. To je způsobeno malým rozdílem v energiích atomových orbitalů 4d a 5s. Ze všech alkalických prvků se stabilními izotopy má rubidium (jako cesium) jeden z největších atomových poloměrů a nízký ionizační potenciál. Takové parametry určují povahu prvku: vysoká elektropozitivita, extrémní chemická aktivita, nízký bod tání (39 0 C) a nízká odolnost vůči vnějším vlivům.
Objev cesia, stejně jako rubidium, je spojen se spektrální analýzou. V roce 1860 objevil R. Bunsen ve spektru dvě jasně modré čáry, které nepatřily žádnému tehdy známému prvku. Odtud název „caesius“ (caesius), což znamená nebesky modrá. Je to poslední prvek podskupiny alkalických kovů, který se stále vyskytuje v měřitelných množstvích. Největší atomový poloměr a nejmenší první ionizační potenciály určují povahu a chování tohoto prvku. Má výraznou elektropozitivitu a výrazné kovové vlastnosti. Touha darovat vnější 6s-elektron vede k tomu, že všechny jeho reakce probíhají extrémně bouřlivě. Malý rozdíl v energiích atomových orbitalů 5d a 6s je zodpovědný za mírnou excitabilitu atomů. Elektronická emise v cesi je pozorována působením neviditelných infračervených paprsků (tepelných). Tato vlastnost atomové struktury určuje dobrou elektrickou vodivost proudu. To vše dělá cesium nepostradatelným v elektronických zařízeních. PROTI Nedávno stále větší pozornost je věnována cesiovému plazmatu jako palivu budoucnosti a v souvislosti s řešením problému termojaderné fúze.
Na vzduchu lithium aktivně reaguje nejen s kyslíkem, ale i s dusíkem a je pokryto filmem skládajícím se z Li 3 N (až 75 %) a Li 2 O. Zbývající alkalické kovy tvoří peroxidy (Na 2 O 2) resp. superoxidy (K 2 O 4 nebo KO 2).
S vodou reagují tyto látky:
Li3N + 3H20 \u003d3LiOH + NH3;
Na202 + 2 H20 \u003d2 NaOH + H202;
K204 + 2 H20 \u003d 2 KOH + H202 + O2.
Pro regeneraci vzduchu na ponorkách a kosmických lodích, v izolačních plynových maskách a dýchacích přístrojích bojových plavců (ponorkových sabotérů) byla použita směs „oxonu“:
Na202 + C02 \u003d Na2C03 + 0,502;
K204 + CO2 \u003d K2C03 + 1,5 O2.
To je v současnosti standardní náplň regeneračních patron do izolačních plynových masek pro hasiče.
Alkalické kovy reagují při zahřívání s vodíkem za vzniku hydridů:
Lithiumhydrid se používá jako silné redukční činidlo.
Hydroxidy alkalické kovy korodují skleněné a porcelánové nádobí, nelze je ohřívat v křemenném nádobí:
Si02 + 2NaOH \u003d Na2Si03 + H20.
Hydroxid sodný a draselný při zahřátí na bod varu (více než 1300 0 C) neodštěpuje vodu. Některé sloučeniny sodíku jsou tzv soda:
a) soda, bezvodá soda, soda na praní nebo jen soda - uhličitan sodný Na 2 CO 3;
b) krystalická soda - krystalický hydrát uhličitanu sodného Na 2 CO 3. 10H20;
c) bikarbonát nebo pití - hydrogenuhličitan sodný NaHCO 3;
d) hydroxid sodný NaOH se nazývá louh sodný nebo louh.
Druhá skupina periodické soustavy D. I. Mendělejeva obsahuje skupinu prvků, které jsou svými vlastnostmi velmi podobné alkalickým kovům, ale svou aktivitou jsou jim horší. Zahrnuje berylium a hořčík, dále vápník, stroncium, baryum a radium. Jsou souhrnně známé jako prvky alkalických zemin. V našem článku se seznámíme s jejich rozšířením v přírodě a využitím v průmyslu a také prostudujeme nejdůležitější chemické vlastnosti kovů alkalických zemin.
obecné charakteristiky
Všechny atomy výše uvedených prvků obsahují dva elektrony na vnější energetické vrstvě. Při interakci s jinými látkami se vždy vzdávají svých negativních částic a přecházejí do stavu kationtů s nábojem 2+. Při redoxních reakcích se prvky chovají jako silná redukční činidla. S rostoucím jaderným nábojem se zvyšují chemické vlastnosti kovů alkalických zemin a jejich aktivita. Na vzduchu rychle oxidují a na jejich povrchu se vytváří oxidový film. Obecný vzorec pro všechny oxidy je RO. Odpovídají hydroxidům vzorce R(OH) 2 . S rostoucím atomovým číslem prvku rostou i jejich základní vlastnosti a rozpustnost ve vodě.
Speciální vlastnosti berylia a hořčíku
V některých svých vlastnostech se první dva zástupci hlavní podskupiny druhé skupiny poněkud liší od ostatních prvků alkalických zemin. To se projevuje zejména při jejich interakci s vodou. Například chemické vlastnosti berylia jsou takové, že vůbec nereaguje s H 2 O. Hořčík interaguje s vodou pouze při zahřátí. Ale všechny prvky alkalických zemin s ním snadno reagují při běžné teplotě. Jaké látky v tomto případě vznikají?
Kovové báze alkalických zemin
Jako aktivní prvky vápník, baryum a další členové skupiny rychle vytěsňují vodík z vody, což vede k jejich hydroxidům. Interakce kovů alkalických zemin s vodou probíhá rychle, přičemž se uvolňuje teplo. Roztoky na bázi vápníku, barya a stroncia jsou na dotek mýdlové, při kontaktu s kůží a sliznicemi očí způsobují těžké poleptání. První pomocí v takových případech bude ošetření povrchu rány slabým roztokem kyseliny octové. Neutralizuje alkálie a snižuje riziko nekrózy poškozených tkání.
Chemické vlastnosti kovů alkalických zemin
Interakce s kyslíkem, vodou a nekovy je hlavním seznamem vlastností kovů zařazených do druhé skupiny periodické tabulky chemických prvků. Například vápník i za normálních podmínek reaguje s halogeny: fluorem, chlorem, bromem a jódem. Při zahřívání se spojuje se sírou, uhlíkem a dusíkem. Tuhá oxidace - spalování, končí tvorbou oxidu vápenatého: 2Ca + O 2 = 2 CaO. Interakce kovů s vodíkem vede ke vzniku hydridů. Jsou to bílé žáruvzdorné látky s iontovými krystalovými mřížkami. Mezi důležité chemické vlastnosti kovů alkalických zemin patří jejich interakce s vodou. Jak již bylo zmíněno dříve, produktem této substituční reakce bude hydroxid kovu. Podotýkáme také, že v hlavní podskupině druhé skupiny zaujímá nejvýznamnější místo vápník. Proto se podrobněji zabýváme jeho charakteristikou.
Vápník a jeho sloučeniny
Obsah prvku v zemské kůře je až 3,5 %, což svědčí o jeho širokém rozšíření ve složení takových minerálů, jako je vápenec, křída, mramor a kalcit. Přírodní vápník obsahuje šest typů izotopů. Nachází se také v přírodních vodních pramenech. Sloučeniny alkalických kovů jsou podrobně studovány v rámci anorganické chemie. Například v 9. ročníku se žáci učí, že vápník je lehký, ale pevný stříbřitě bílý kov. Jeho bod tání a varu je vyšší než u alkalických prvků. Hlavní výrobní metodou je elektrolýza směsi roztaveného chloridu a solí fluoridu vápenatého. Mezi hlavní chemické vlastnosti patří jeho reakce s kyslíkem, vodou a nekovy. Ze sloučenin alkalických kovů má pro průmysl největší význam oxid vápenatý a zásada. První sloučenina se získává z křídy nebo vápence jejich pálením.
Dále se z oxidu vápenatého a vody tvoří hydroxid vápenatý. Její směs s pískem a vodou se nazývá vápenná malta. Nadále se používá jako omítka a pro spojování cihel při zakládání stěn. Roztok hydroxidu vápenatého, nazývaný vápenná voda, se používá jako činidlo k detekci oxidu uhličitého. Když oxid uhličitý prochází průhledným vodným roztokem Ca(OH) 2, pozoruje se jeho zákal v důsledku tvorby nerozpustné sraženiny uhličitanu vápenatého.
Hořčík a jeho vlastnosti
Chemie kovů alkalických zemin studuje vlastnosti hořčíku se zaměřením na některé jeho vlastnosti. Je to velmi lehký, stříbřitě bílý kov. Hořčík, roztavený v atmosféře s vysokou vlhkostí, aktivně absorbuje molekuly vodíku z vodní páry. Po ochlazení je kov téměř úplně uvolní zpět do vzduchu. S vodou reaguje velmi pomalu v důsledku tvorby špatně rozpustné sloučeniny - hydroxidu hořečnatého. Alkálie na hořčík vůbec nepůsobí. Kov nereaguje s některými kyselinami: koncentrovaným síranem a fluorovodíkem, kvůli jeho pasivaci a vytvoření ochranného filmu na povrchu. Většina minerálních kyselin rozpouští kov, což je doprovázeno rychlým uvolňováním vodíku. Hořčík je silné redukční činidlo, nahrazuje mnoho kovů z jejich oxidů nebo solí:
BeO + Mg = MgO + Be.
Kov se spolu s beryliem, manganem a hliníkem používá jako legovací přísada do oceli. Zvláště cenné vlastnosti mají slitiny obsahující hořčík - elektrony. Používají se při stavbě letadel a výrobě automobilů i v detailech optické techniky.
Úloha prvků v životě organismů
Uveďme příklady kovů alkalických zemin, jejichž sloučeniny jsou běžné ve volné přírodě. Hořčík je centrální atom v molekulách chlorofylu v rostlinách. Podílí se na procesu fotosyntézy a je součástí aktivních center zeleného pigmentu. Atomy hořčíku zachycují světelnou energii a následně ji přeměňují na energii. chemické vazby organické sloučeniny: glukóza, aminokyseliny, glycerol a mastné kyseliny. Důležitou roli hraje prvek jako nezbytná složka enzymů regulujících látkovou výměnu v lidském těle. Vápník je makroživina, která zajišťuje účinný průchod elektrických impulsů nervovou tkání. Přítomnost jeho fosfátových solí ve složení kostí a zubní skloviny jim dodává tvrdost a pevnost.
Berylium a jeho vlastnosti
Mezi kovy alkalických zemin patří také berylium, baryum a stroncium. Zvažte berylium. Prvek není v přírodě široce rozšířen, nachází se hlavně ve složení minerálů, například beryl. Tvoří se jeho odrůdy obsahující vícebarevné nečistoty drahokamy: smaragdy a akvamaríny. Znakem fyzikálních vlastností je křehkost a vysoká tvrdost. Charakteristickým rysem atomu prvku je přítomnost na druhé energetické úrovni zvenčí, ne osm, jako všechny ostatní kovy alkalických zemin, ale pouze dva elektrony.
Proto je poloměr atomu a iontu neúměrně malý, ionizační energie je velká. To způsobuje vysokou pevnost kovové krystalové mřížky. Chemické vlastnosti berylia jej také odlišují od ostatních prvků druhé skupiny. Reaguje nejen s kyselinami, ale také s alkalickými roztoky, vytěsňuje vodík a tvoří hydroxoberyláty:
Be + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2.
Kov má řadu jedinečných vlastností. Díky své schopnosti přenášet rentgenové záření se používá k výrobě oken rentgenových trubic. V jaderném průmyslu je prvek považován za nejlepší moderátor a reflektor neutronů. V metalurgii se používá jako cenná legovací přísada zvyšující antikorozní vlastnosti slitin.
Stroncium a baryum
Prvky jsou v přírodě zcela běžné a stejně jako kov alkalických zemin hořčík jsou součástí minerálů. Říkejme jim: je to baryt, celestin, strontianit. Baryum je tažný, stříbřitě bílý kov. Stejně jako vápník je zastoupen několika izotopy. Ve vzduchu aktivně interaguje se svými složkami - kyslíkem a dusíkem, tvoří oxid barnatý a nitrid. Z tohoto důvodu je kov skladován pod vrstvou parafínu nebo minerálního oleje, aby se zabránilo kontaktu se vzduchem. Oba kovy při zahřátí na 500 °C tvoří peroxidy.
Z nich má praktické využití peroxid barnatý, používaný jako bělidlo tkanin. Chemické vlastnosti kovů alkalických zemin, barya a stroncia, jsou podobné vlastnostem vápníku. Jejich interakce s vodou je však mnohem aktivnější a vytvořené zásady jsou silnější než hydroxid vápenatý. Baryum se používá jako přísada do chladicích kapalin na bázi tekutých kovů, která snižuje korozi, v optice a při výrobě vakuových elektronických zařízení. Stroncium je žádané při výrobě solárních článků a fosforu.
Kvalitativní reakce využívající ionty kovů alkalických zemin
Sloučeniny barya a stroncia jsou příklady kovů alkalických zemin široce používaných v pyrotechnice kvůli jasnému zbarvení plamenů jejich ionty. Takže síran nebo uhličitan strontnatý dává karmínově červenou záři plamene a odpovídající sloučeniny barya - žlutozelené. Pro detekci vápenatých iontů v laboratoři se na plamen hořáku nasype několik zrnek chloridu vápenatého, plamen se zbarví do cihlově červené.
Roztok chloridu barnatého se používá v analytické chemii k detekci kyselých reziduálních iontů síranové kyseliny v roztoku. Pokud se při vypouštění roztoků vytvoří bílá sraženina síranu barnatého, znamená to, že v ní byly částice SO 4 2-.
V našem článku jsme studovali vlastnosti kovů alkalických zemin a uvedli příklady jejich použití v různých průmyslových odvětvích.
obecné charakteristiky Skupina IIA periodické tabulky prvků.
Tato skupina obsahuje tyto prvky: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Mají společnou elektronickou konfiguraci: (n-1)p6ns2, kromě Be 1s22s2. Díky tomu se vlastnosti Be mírně liší od vlastností podskupiny jako celku. Vlastnosti hořčíku se také liší od vlastností podskupiny, ale v menší míře. V řadě Ca - Sr - Ba - Ra se vlastnosti mění postupně. Relativní elektronegativita v řadě Be - Ra klesá, protože. jak se zvětšuje velikost atomu, valenční elektrony se uvolňují snadněji. Vlastnosti prvků podskupiny IIA jsou určeny snadností vydávání dvou ns-elektronů. V tomto případě se tvoří ionty E2+. Při studiu rentgenové difrakce se ukázalo, že v některých sloučeninách prvky podskupiny IIA vykazují monovalenci. Příkladem takových sloučenin jsou EG, které se získávají přidáním E do taveniny EG2. Všechny prvky této řady se v přírodě nenacházejí ve volném stavu kvůli jejich vysoké aktivitě.
kovy alkalických zemin.
Vápník, stroncium, baryum a radium se nazývají kovy alkalických zemin. Jmenují se tak, protože jejich oxidy dodávají vodě alkalické prostředí.
Historie kovů alkalických zemin
Vápenec, mramor a sádra používali již ve starověku (před 5000 lety) Egypťané ve stavebnictví. Do konce 18. století považovali chemici vápno za jednoduchou látku. V roce 1746 I. Pott získal a popsal docela čistý oxid vápenatý. V roce 1789 Lavoisier navrhl, že vápno, hořčík a baryt jsou složité látky. Dlouho před objevem stroncia a barya se jejich „nerozluštěné“ sloučeniny používaly v pyrotechnice k výrobě červeného a zeleného světla. Až do poloviny 40. let minulého století bylo stroncium především kovem „vtipných světel“. V roce 1787 byl v olověném dole poblíž skotské vesnice Strontian nalezen nový minerál, který nazvali SrCO3 strontianit. A. Crawford navrhl existenci dosud neznámé „země“. V roce 1792 T. Hop dokázal, že složení nalezeného minerálu zahrnuje nový prvek - stroncium. Současně byl pomocí Sr (OH) 2 izolován nerozpustný disacharid strontnatý (С12N22О4.2SrO) při získávání cukru z melasy. Produkce Sr se zvýšila. Brzy se však zjistilo, že analogická vápenatá sacharóza je také nerozpustná a oxid vápenatý byl nepochybně levnější. Zájem o stroncium okamžitě zmizel a znovu vzrostl až ve 40. letech 20. století. Těžký spar byl první známou sloučeninou barya. Byl objeven na počátku 17. století. Italský alchymista Casciarolo. Zjistil také, že tento minerál po silném zahřátí uhlím září ve tmě červeným světlem a dal mu jméno „lapis solaris“ (sluneční kámen). V roce 1808 Davy podrobil směs vlhkého hašeného vápna s oxidem rtuťnatým elektrolýze rtuťovou katodou, připravil vápenatý amalgám a po vytlačení rtuti z něj získal kov zvaný „vápník“ (z latiny Calx, rod. calcis - vápno). Stejně tak Devi přijal Ba a Sr. Průmyslovou metodu získávání vápníku vyvinuli Suter a Redlich v roce 1896 v závodě Rathenau (Německo). V roce 1904 začal fungovat první závod na výrobu vápníku.
Radium předpověděl Mendělejev v roce 1871 a objevili ho v roce 1898 Marie a Pierre Curie. Zjistili, že uranové rudy jsou radioaktivnější než uran samotný. Důvodem byly sloučeniny radia. Zbytky uranové rudy upravovali alkálií a co se nerozpustilo kyselinou chlorovodíkovou. Zbytek po druhém zpracování byl radioaktivnější než ruda. V této frakci bylo nalezeno radium. Manželé Curieovi oznámili svůj objev ve zprávě z roku 1898.
Prevalence kovů alkalických zemin
Obsah vápníku v litosféře je 2,96% z celkové hmotnosti zemské kůry, stroncium - 0,034%, baryum - 0,065%, radium - 1,10-10%. V přírodě se vápník skládá z izotopů s hmotnostními čísly 40 (96,97 %), 42 (0,64 %), 43 (0,14 %), 44 (2,06 %), 46 (0,003 %), 48 (0, devatenáct %); stroncium - 84 (0,56 %), 86 (9,86 %), 87 (7,02 %), 88 (82,56 %); baryum - 130 (0,1 %), 132 (0,1 %), 134 (2,42 %), 135 (6,59 %), 136 (7,81), 137 (11,32 %), 138 (71,66). Radium je radioaktivní. Nejstabilnějším přírodním izotopem je 226Ra. Hlavními minerály prvků alkalických zemin jsou uhlíkaté a síranové soli: CaCO3 - kalcit, CaSO4 - andidrit, SrCO3 - strontianit, SrSO4 - celestin, BaCO3 - witherit. BaSO4 - těžký nosník. Fluorit CaF2 je také užitečný minerál.
Ca hraje důležitou roli v životních procesech. Lidské tělo obsahuje 0,7-1,4 % hmotn. vápníku, z toho 99 % je v kostní a zubní tkáni. Rostliny také obsahují velké množství vápník. Sloučeniny vápníku se nacházejí v přírodních vodách a půdě. Baryum, stroncium a radium jsou v lidském těle obsaženy v zanedbatelném množství.
Získávání kovů alkalických zemin
Nejprve se získají oxidy nebo chloridy ESO, EO se získá kalcinací ESO3 a ES12 působením kyseliny chlorovodíkové na ESO3. Všechny kovy alkalických zemin lze získat aluminotermickou redukcí jejich oxidů při teplotě 1200 °C podle přibližného schématu: 3EO + 2Al = Al2O3 + 3E. Proces se provádí ve vakuu, aby se zabránilo oxidaci E. Vápník (jako všechny ostatní E) lze získat elektrolýzou taveniny CaCl2, po které následuje vakuová destilace nebo tepelná disociace CaC2. Ba a Sr lze získat pyrolýzou E2N3, E(NH3)6, EN2. Radium se těží mimochodem z uranových rud.
Fyzikální vlastnosti kovů alkalických zemin
Ca a jeho analogy jsou stříbrno-bílé kovy. Vápník je ze všech nejtvrdší. Stroncium a zejména baryum jsou mnohem měkčí než vápník. Všechny kovy alkalických zemin jsou tažné, dobře se hodí ke kování, řezání a válcování. Vápník za normálních podmínek krystalizuje ve struktuře fcc s periodou a = 0,556 nm (cn = 12) a při teplotě nad 464 °C ve struktuře bcc. Ca tvoří slitiny s Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Stroncium má FCC strukturu; při teplotě 488 °C stroncium prochází polymorfní přeměnou a krystalizuje v hexagonální struktuře. Je paramagnetický. Baryum krystalizuje ve struktuře bcc. Ca a Sr jsou schopny tvořit souvislou řadu pevných roztoků mezi sebou a v systémech Ca-Ba a Sr-Ba se objevují oblasti separace. V kapalném stavu se stroncium mísí s Be, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. S posledními čtyřmi Sr tvoří intermetalické sloučeniny. Elektrická vodivost kovů alkalických zemin klesá s rostoucím tlakem, na rozdíl od opačného procesu u jiných typických kovů. Níže jsou uvedeny některé konstanty pro kovy alkalických zemin:
Ca Sr Ba Ra
Atomový poloměr, nm 0,197 0,215 0,221 0,235
E2+ iontový poloměr, nm 0,104 0,127 0,138 0,144
Energie cr. mřížky, μJkmol 194,1 164,3 175,8 130
, gcm3 1,54 2,63 3,5 5,5-6
Tm.,оС 852 770 710 800
Bod varu, оС 1484 1380 1640 1500
Elektrická vodivost (Hg=1) 22 4 2
Skupenské teplo tání kcalg-atom 2,1 2,2 1,8
Výparné teplo kcalg-atom 36 33 36
Měrná tepelná kapacita, J (kg.K) 624 737 191,93 136
Zkapalnitelnost Pa-1,10-11 5,92 8,36
Chemické vlastnosti kovů alkalických zemin a jejich sloučenin
Čerstvý povrch E rychle tmavne v důsledku tvorby oxidového filmu. Tento film je poměrně hustý – v průběhu času celý kov pomalu oxiduje. Fólie se skládá z EO, stejně jako EO2 a E3N2. Normální elektrodové potenciály reakcí E-2e = E2+ jsou =-2,84V(Ca), =-2,89(Sr). E jsou velmi aktivní prvky: rozpouštějí se ve vodě a kyselinách, vytěsňují většinu kovů z jejich oxidů, halogenidů, sulfidů. Primárně (200-300°C) vápník interaguje s vodní párou podle schématu: 2Ca + H2O = CaO + CaH2. Sekundární reakce mají tvar: CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 a CaO + H2O = Ca(OH)2. V silné kyselině sírové se E téměř nerozpouští kvůli tvorbě filmu špatně rozpustného ESO4. Se zředěnými minerálními kyselinami E prudce reaguje za uvolňování vodíku. Při zahřátí nad 800°C reaguje vápník s metanem podle schématu: 3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2. Při zahřívání reagují s vodíkem, se sírou a s plynným amoniakem. Z hlediska chemických vlastností je radium nejblíže Ba, je však aktivnější. Při pokojové teplotě se znatelně spojuje s kyslíkem a dusíkem ve vzduchu. Obecně jsou jeho chemické vlastnosti o něco výraznější než u jeho protějšků. Všechny sloučeniny radia se působením vlastního záření pomalu rozkládají, přičemž získávají nažloutlou nebo hnědou barvu. Sloučeniny radia mají vlastnost autoluminiscence. V důsledku radioaktivního rozpadu uvolňuje 1 g Ra každou hodinu 553,7 J tepla. Proto je teplota radia a jeho sloučenin vždy o 1,5 stupně vyšší než okolní teplota. Je také známo, že 1 g radia za den uvolní 1 mm3 radonu (226Ra = 222Rn + 4He), což je základem pro jeho použití jako zdroje radonu pro radonové koupele.
Hydridy E jsou bílé, krystalické soli podobné látky. Získávají se přímo z prvků při zahřívání. Teploty začátku reakce E + H2 = EN2 jsou 250 °C (Ca), 200 °C (Sr), 150 °C (Ba). Tepelná disociace EN2 začíná při 600°C. Ve vodíkové atmosféře se CaH2 nerozkládá při teplotě tání (816 °C). Za nepřítomnosti vlhkosti jsou hydridy kovů alkalických zemin stabilní na vzduchu za běžných teplot. Nereagují s halogeny. Při zahřívání se však chemická aktivita EN2 zvyšuje. Jsou schopny redukovat oxidy na kovy (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), např. 2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Reakce CaH2 s Al2O3 probíhá při 750 °C: 3CaH2 + Al2O3 = 3CaO + 3H2 + 2Al, a poté: CaH2 + 2Al = CaAl2 + H2. CaH2 reaguje s dusíkem při 600 °C podle schématu: 3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2. Po zapálení EN2 pomalu vyhoří: EN2 + O2 = H2O + CaO. Výbušný při smíchání s pevnými oxidačními činidly. Působením vody na EN2 se uvolňuje hydroxid a vodík. Tato reakce je vysoce exotermická: EN2 navlhčený vodou na vzduchu se spontánně vznítí. EN2 reaguje s kyselinami např. podle schématu: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. EN2 se používá k získání čistého vodíku a také ke stanovení stop vody v organických rozpouštědlech. E nitridy jsou bezbarvé žáruvzdorné látky. Získávají se přímo z prvků při zvýšených teplotách. S vodou se rozkládají podle schématu: E3N2 + 6H2O = 3E (OH) 2 + 2NH3. E3N2 reagují při zahřívání s CO podle schématu: E3N2 + 3CO = 3EO + N2 + 3C. Procesy, ke kterým dochází, když se E3N2 zahřívá uhlím, vypadají takto:
E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;
Nitrid strontnatý reaguje s HCl za vzniku Sr a chloridů amonných. Fosfidy E3P2 vznikají přímo z prvků nebo kalcinací trisubstituovaných fosfátů s uhlím:
Ca3(P04)2 + 4C = Ca3P2 + 4CO
Jsou hydrolyzovány vodou podle schématu: E3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3E(OH)2. S kyselinami poskytují fosfidy kovů alkalických zemin odpovídající sůl a fosfin. To je základ pro jejich aplikaci k získání fosfinu v laboratoři.
Komplexní sloučeniny amoniaku o složení E(NH3)6 jsou pevné látky s kovovým leskem a vysokou elektrickou vodivostí. Získávají se působením kapalného čpavku na E. Na vzduchu se samovolně vznítí. Bez přístupu vzduchu se rozkládají na odpovídající amidy: E (NH3) 6 \u003d E (NH2) 2 + 4NH3 + H2. Při zahřátí se prudce rozkládají podle stejného vzoru.
Karbidy kovů alkalických zemin, které se získávají kalcinací E uhlím, se rozkládají vodou za uvolňování acetylenu: ES2 + 2H2O \u003d E (OH) 2 + C2H2. Reakce s BaC2 je tak prudká, že se při kontaktu s vodou vznítí. Teploty tvorby ES2 z prvků pro Ca a Ba jsou 14 a 12 kcalmolů. Při zahřívání s dusíkem poskytuje ES2 CaCN2, Ba(CN)2, SrCN2. Známé silicidy (ESi a ESi2). Lze je získat ohřevem přímo z prvků. Hydrolyzují s vodou a reagují s kyselinami za vzniku H2Si2O5, SiH4, odpovídající sloučeniny E a vodíku. Známé boridy EV6 získané z prvků zahřátím.
Oxidy vápenaté a jejich analogy jsou bílé žáruvzdorné (TboilCaO = 2850 °C) látky, které silně absorbují vodu. To je základ pro použití BaO k získání absolutního alkoholu. Prudce reagují s vodou, přičemž uvolňují velké množství tepla (kromě SrO, jehož rozpouštění je endotermické). EO se rozpustí v kyselinách a chloridu amonném: EO + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. EO se získává kalcinací uhličitanů, dusičnanů, peroxidů nebo hydroxidů příslušných kovů. Efektivní náboje barya a kyslíku v BaO jsou 0,86. SrO při 700 °C reaguje s kyanidem draselným:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Oxid strontnatý se rozpouští v methanolu za vzniku Sr(OCH3)2. Během hořčíkové tepelné redukce BaO lze získat meziproduktový oxid Ba2O, který je nestabilní a nepřiměřený.
Hydroxidy kovů alkalických zemin jsou bílé látky rozpustné ve vodě. Jsou to silné základy. V řadě Ca-Sr-Ba se zásaditost a rozpustnost hydroxidů zvyšuje. pPR(Ca(OH)2) = 5,26, pPR(Sr(OH)2) = 3,5, pPR(Ba(OH)2) = 2,3. Ba(OH)2.8H2O, Sr(OH)2.8H2O a Ca(OH)2.H2O se obvykle izolují z roztoků hydroxidů. EO přidávají vodu za vzniku hydroxidů. Na tom je založeno použití CaO ve stavebnictví. Úzká směs Ca(OH)2 a NaOH v hmotnostním poměru 2:1 se nazývá sodné vápno a je široce používána jako pohlcovač CO2. Ca(OH)2 při stání na vzduchu pohlcuje CO2 podle schématu: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O. Při asi 400 °C reaguje Ca(OH)2 s oxidem uhelnatým: CO + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2. Barytová voda reaguje s CS2 při 100 °C: CS2 + 2Ba(OH)2 = BaCO3 + Ba(HS)2 + H2O. Hliník reaguje s barytovou vodou: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. E(OH)2 se používají k otevření anhydridu kyseliny uhličité.
E tvoří bílé peroxidy. Jsou výrazně méně stabilní než oxidy a jsou silnými oxidačními činidly. Praktický význam má nejstabilnější BaO2, což je bílý, paramagnetický prášek s hustotou 4,96 g1cm3 a tak dále. 450°. BaO2 je stabilní při běžné teplotě (lze skladovat roky), je špatně rozpustný ve vodě, alkoholu a éteru, rozpouští se ve zředěných kyselinách za uvolňování soli a peroxidu vodíku. Tepelný rozklad peroxidu barnatého urychlují oxidy, Cr2O3, Fe2O3 a CuO. Peroxid barnatý reaguje při zahřátí s vodíkem, sírou, uhlíkem, čpavkem, amonnými solemi, ferrikyanidem draselným atd. Peroxid barnatý reaguje s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou, přičemž se uvolňuje chlór: BaO2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O. Oxiduje vodu na peroxid vodíku: H2O + BaO2 = Ba(OH)2 + H2O2. Tato reakce je vratná a i v přítomnosti kyseliny uhličité je rovnováha posunuta doprava. BaO2 se používá jako výchozí produkt pro výrobu H2O2 a také jako oxidační činidlo v pyrotechnických směsích. BaO2 však může působit i jako redukční činidlo: HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2. BaO2 se získá zahřátím BaO v proudu vzduchu na 500°C podle schématu: 2BaO + O2 = 2BaO2. Jak teplota stoupá, probíhá opačný proces. Proto při hoření Ba se uvolňuje pouze oxid. SrO2 a CaO2 jsou méně stabilní. Běžnou metodou pro získání EO2 je interakce E(OH)2 s H2O2, čímž se izoluje EO2.8H2O. Tepelný rozklad EO2 začíná při 380 °C (Ca), 480 °C (Sr), 790 °C (Ba). Při zahřívání EO2 s koncentrovaným peroxidem vodíku lze získat žluté nestabilní látky, superoxidy EO4.
E soli jsou obvykle bezbarvé. Chloridy, bromidy, jodidy a dusičnany jsou vysoce rozpustné ve vodě. Fluoridy, sírany, uhličitany a fosforečnany jsou špatně rozpustné. Iont Ba2+ je toxický. Halogenidy E se dělí do dvou skupin: fluoridy a všechny ostatní. Fluoridy jsou téměř nerozpustné ve vodě a kyselinách a netvoří krystalické hydráty. Naopak chloridy, bromidy a jodidy jsou vysoce rozpustné ve vodě a izolují se z roztoků ve formě krystalických hydrátů. Některé vlastnosti EG2 jsou uvedeny níže:
CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
Temp. arr-I, kcalmol. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
Ekr. mřížky, kcalmol. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
Tm., оС 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
Bod varu, оС 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
D(EG) v parách, nm. 2,1 2,51 2,67 2,88 2,20 2,67 2,82 3,03 2,32 2,82 2,99 3,20
Při výměnném rozkladu v roztoku se fluoridy uvolňují ve formě objemných slizovitých sraženin, které docela snadno tvoří koloidní roztoky. EG2 lze získat působením odpovídajících halogenů na odpovídající E. Taveniny EG2 jsou schopny rozpustit až 30 % E. Při studiu elektrické vodivosti chloridových tavenin prvků druhé skupiny hlavní podskupiny bylo zjištěno, že jejich molekulárně-iontové složení je velmi odlišné. Stupně disociace podle schématu ESl2 = E2+ + 2Cl– jsou: BeCl2 - 0,009 %, MgCl2 - 14,6 %, CaCl2 - 43,3 %, SrCl2 - 60,6 %, BaCl2 - 80,2 %. Halogenidy (kromě fluoridů) E obsahují krystalickou vodu: CaCl2.6H2O, SrCl2.6H2O a BaCl2.2H2O. Rentgenová difrakční analýza stanovila strukturu E[(OH2)6]G2 pro krystalické hydráty Ca a Sr. Pomalým zahříváním krystalických hydrátů EG2 lze získat bezvodé soli. CaCl2 snadno tvoří přesycené roztoky. Přírodní CaF2 (fluorit) se používá v keramickém průmyslu a také se používá k výrobě HF a je to fluorovaný minerál. Bezvodý CaCl2 se používá jako vysoušedlo kvůli jeho hygroskopičnosti. Hydrát chloridu vápenatého se používá pro přípravu chladicích směsí. ВаСl2 - používá se v cx a k otevření SO42- (Ва2+ + SO42- = ВаSO4). Fúzi hydrohalogenidů EG2 a EN2 lze získat: EG2 + EN2 = 2ENG. Tyto látky tají bez rozkladu, ale jsou hydrolyzovány vodou: 2ENG + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2. Rozpustnost chlorečnanů, bromičnanů a jodičnanů ve vodě klesá v řadě Ca - Sr - Ba a Cl - Br - I. Ba (ClO3) 2 - se používá v pyrotechnice. E chloristany jsou vysoce rozpustné nejen ve vodě, ale i v organických rozpouštědlech. Nejdůležitější z E(ClO4)2 je Ba(ClO4)2.3H2O. Dobrým vysoušedlem je bezvodý chloristan barnatý. Jeho tepelný rozklad začíná až při 400 °C. Chlornan vápenatý Ca(ClO)2.nH2O (n=2,3,4) se získává působením chloru na vápenné mléko. Je to oxidační činidlo a je vysoce rozpustný ve vodě. Bělidlo lze získat působením chlóru na pevné hašené vápno. Rozkládá se vodou a za přítomnosti vlhkosti páchne jako chlór. Reaguje s CO2 ve vzduchu:
CO2 + 2CaOCl2 = CaC03 + CaCl2 + Cl2O.
Chlorové vápno se používá jako oxidační činidlo, bělidlo a jako dezinfekční prostředek.
Azidy E(N3)2 a thiokyanidy E(CNS)2.3H2O jsou známé pro kovy alkalických zemin. Azidy ve srovnání s azidem olovnatým jsou mnohem méně výbušné. Thiokyanáty při zahřívání snadno ztrácejí vodu. Jsou vysoce rozpustné ve vodě a organických rozpouštědlech. Ba(N3)2 a Ba(CNS)2 lze použít k získání azidů a thiokyanátů jiných kovů ze síranů výměnnou reakcí.
Dusičnany vápenaté a strontnaté obvykle existují ve formě krystalických hydrátů Ca(NO3)2.4H2O a Sr(NO3)2.4H2O. Dusičnan barnatý není charakterizován tvorbou krystalického hydrátu. Při zahřívání Ca(NO3)2.4H2O a Sr(NO3)2.4H2O snadno ztrácím vodu. V inertní atmosféře jsou dusičnany E tepelně stabilní do 455 oC (Ca), 480 oC (Sr), 495 oC (Ba). Tavenina krystalického hydrátu dusičnanu vápenatého má kyselé prostředí při 75 °C. Charakteristickým rysem dusičnanu barnatého je nízká rychlost rozpouštění jeho krystalů ve vodě. Pouze dusičnan barnatý vykazuje sklon k tvorbě komplexů, pro které je znám nestabilní komplex K2. Dusičnan vápenatý je rozpustný v alkoholech, methylacetátu, acetonu. Dusičnany strontnaté a barnaté jsou zde téměř nerozpustné. Teploty tání dusičnanů E se odhadují na 600 ° C, ale při stejné teplotě začíná rozklad: E (NO3) 2 \u003d E (NO2) 2 + O2. K dalšímu rozkladu dochází při vyšší teplotě: E(NO2)2 = EO + NO2 + NO. E dusičnany se v pyrotechnice používají odedávna. Vysoce těkavé soli E barví plamen do odpovídajících barev: Ca - oranžovožlutá, Sr - červenokarmínová, Ba - žlutozelená. Pojďme pochopit podstatu toho na příkladu Sr: Sr2+ má dvě HAO: 5s a 5p nebo 5s a 4d. Budeme informovat energii tohoto systému - budeme ji ohřívat. Do těchto HAO se přesunou elektrony z orbitalů blíže k jádru. Ale takový systém není stabilní a bude uvolňovat energii ve formě kvanta světla. Právě Sr2+ vyzařuje kvanta s frekvencí odpovídající červeným vlnovým délkám. Při získávání pyrotechnických slož je vhodné použít ledek, protože. nejen barví plamen, ale je také oxidačním činidlem, při zahřívání uvolňuje kyslík. Pyrotechnické směsi se skládají z pevného oxidantu, pevného redukčního činidla a některých organických látek, které bělí plamen redukčního činidla a působí jako pojivo. Dusičnan vápenatý se používá jako hnojivo.
Všechny fosforečnany a hydrofosforečnany E jsou špatně rozpustné ve vodě. Lze je získat rozpuštěním vhodného množství CaO nebo CaC03 v kyselině ortofosforečné. Vylučují se také při výměnných reakcích typu: (3-x)Ca2+ + 2HxPO4-(3-x) = Ca(3-x)(HxPO4)2. Praktickou hodnotu (jako hnojivo) má monosubstituovaný ortofosforečnan vápenatý, který je spolu s Ca (SO4) součástí superfosfátu. Přijímá se podle schématu:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Oxaláty jsou také mírně rozpustné ve vodě. Praktický význam má šťavelan vápenatý, který při 200 °C dehydratuje a při 430 °C se rozkládá podle schématu: CaC2O4 = CaCO3 + CO. E-acetáty jsou izolovány ve formě krystalických hydrátů a jsou vysoce rozpustné ve vodě.
Sulfáty E jsou bílé, ve vodě špatně rozpustné látky. Rozpustnost CaSO4.2H2O na 1000 g vody při běžné teplotě je 8,10-3 mol, SrSO4 - 5,10-4 mol, BaSO4 - 1,10-5 mol, RaSO4 - 6,10-6 mol. V řadě Ca-Ra rozpustnost síranů rychle klesá. Ba2+ je síranové iontové činidlo. Síran vápenatý obsahuje krystalickou vodu. Nad 66 °C se z roztoku uvolňuje bezvodý síran vápenatý, níže - sádrovec CaSO4.2H2O. Zahřívání sádry nad 170°C je doprovázeno uvolňováním hydratační vody. Při smíchání sádry s vodou tato hmota rychle tuhne v důsledku tvorby krystalického hydrátu. Tato vlastnost sádry se využívá ve stavebnictví. Egypťané používali tyto znalosti již před 2000 lety. Rozpustnost ESO4 v silné kyselině sírové je mnohem vyšší než ve vodě (BaSO4 až 10 %), což svědčí o tvorbě komplexu. Odpovídající komplexy ESO4.H2SO4 lze získat ve volném stavu. Podvojné soli se sírany alkalických kovů a amonnými jsou známy pouze pro Ca a Sr. (NH4)2 je rozpustný ve vodě a používá se v analytické chemii k oddělení Ca od Sr, protože (NH4)2 je mírně rozpustný. Sádra se používá pro kombinovanou výrobu kyseliny sírové a cementu, protože. při zahřívání s redukčním činidlem (uhlím) se sádrovec rozkládá: CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO. Při vyšší teplotě (900 oC) se síra ještě více redukuje podle schématu: CaSO4 + 3C = CaS + CO2 + 2CO. Podobný rozklad síranů Sr a Ba začíná při vyšších teplotách. BaSO4 je netoxický a používá se v lékařství a při výrobě minerálních barev.
Sulfidy E jsou bílé pevné látky, které krystalizují jako NaCl. Teploty jejich vzniku a energie krystalových mřížek jsou (kcalmol): 110 a 722 (Ca), 108 a 687 (Sr), 106 a 656 (Ba). Lze je získat syntézou z prvků při zahřívání nebo kalcinací síranů uhlím: ES04 + 3C = ES + CO2 + 2CO. Méně rozpustný CaS (0,2 hl). ES při zahřívání vstupuje do následujících reakcí:
ES + H20 = EO + H2S; ES + G2 = S + EG2; ES+202 = ES04; ES+xS = ESx+l (x=2,3).
Sulfidy kovů alkalických zemin v neutrálním roztoku jsou zcela hydrolyzovány podle schématu: 2ES + 2H2O = E(HS)2 + E(OH)2. Kyselé sulfidy lze také získat ve volném stavu odpařením roztoku sulfidů. Reagují se sírou:
E(NS)2 + xS = ESx+1 + H2S (x=2,3,4).
Z krystalických hydrátů jsou známy BaS.6H2O a Ca(HS)2.6H2O, Ba(HS)2.4H2O. Ca(HS)2 se používá k odstranění chloupků. ES podléhají fenoménu fosforescence. Polysulfidy E jsou známé: ES2, ES3, ES4, ES5. Získávají se vařením suspenze ES ve vodě se sírou. Na vzduchu se ES oxidují: 2ES + 3O2 = 2ESO3. Procházením vzduchu suspenzí CaS lze získat thiosíran Ca podle schématu: 2CaS + 2O2 + H2O \u003d Ca (OH) 2 + CaS2O3. Je vysoce rozpustný ve vodě. V řadě Ca - Sr - Ba klesá rozpustnost thiosíranů. Telluridy E jsou mírně rozpustné ve vodě a také podléhají hydrolýze, ale v menší míře než sulfidy.
Rozpustnost E chromátů v řadě Ca-Ba klesá stejně prudce jako v případě síranů. Tyto žluté látky se získávají interakcí rozpustných solí E s chromany (nebo dichromany) alkalických kovů: E2+ + CrO42- = ECrO4. Chroman vápenatý se izoluje ve formě krystalického hydrátu - CaCrO4.2H2O (rPR CaCrO4 = 3,15). Ještě před bodem tání ztrácí vodu. SrCrO4 a BaCrO4 netvoří krystalické hydráty. pPR SrCr04 = 4,44, pPR BaCr04 = 9,93.
E uhličitany jsou bílé, ve vodě špatně rozpustné látky. Při zahřátí ESO3 přechází na EO a odštěpuje CO2. V řadě Ca-Ba se zvyšuje tepelná stabilita uhličitanů. Prakticky nejvýznamnější z nich je uhličitan vápenatý (vápenec). Používá se přímo ve stavebnictví, slouží také jako surovina pro výrobu vápna a cementu. Roční světová produkce vápna z vápence dosahuje desítek milionů tun. Tepelná disociace CaCO3 je endotermická: CaCO3 = CaO + CO2 a vyžaduje 43 kcal na mol vápence. Kalcinace CaCO3 se provádí v šachtových pecích. Vedlejším produktem pražení je cenný oxid uhličitý. CaO je důležitý stavební materiál. Při smíchání s vodou dochází ke krystalizaci v důsledku tvorby hydroxidu a poté uhličitanu podle schémat:
CaO + H2O = Ca(OH)2 a Ca(OH)2 + CO2 = CaC03 + H2O.
Kolosálně důležitou praktickou roli hraje cement - zelenošedý prášek, sestávající ze směsi různých silikátů a hlinitanů vápenatých. Po smíchání s vodou vlivem hydratace tvrdne. Při jeho výrobě se směs CaCO3 s hlínou vypaluje před začátkem slinování (1400-1500 °C). Směs se poté mele. Složení cementu lze vyjádřit jako procento složek CaO, SiO2, Al2O3, Fe2O3, přičemž CaO je zásada a vše ostatní jsou anhydridy kyselin. Složení silikátového (portlandského) cementu tvoří převážně Ca3SiO5, Ca2SiO4, Ca3(AlO3)2 a Ca(FeO2)2. Jeho uchopení probíhá podle schémat:
Ca3SiO5 + 3H2O = Ca2SiO4.2H2O + Ca(OH)2
Ca2SiO4 + 2Н2О = Ca2SiO4.2Н2О
Ca3(AlO3)2 + 6Н2О = Ca3(AlO3)2,6Н2О
Ca(Fe02)2 + nH2O = Ca(Fe02)2.nH20.
Přírodní křída se zavádí do složení různých tmelů. Jemně krystalický, vysrážený z roztoku CaCO3 je součástí zubních prášků. Z BaCO3 kalcinací uhlím se BaO získává podle schématu: BaCO3 + C \u003d BaO + 2CO. Pokud se proces provádí při vyšší teplotě v proudu dusíku, vzniká kyanid barnatý: ВаСО3 + 4С + N2 = 3CO + Ba(CN)2. Ba(CN)2 je vysoce rozpustný ve vodě. Ba(CN)2 lze použít k výrobě kyanidů jiných kovů výměnným rozkladem se sírany. Hydrogenuhličitany E jsou rozpustné ve vodě a lze je získat pouze v roztoku, například přiváděním oxidu uhličitého do suspenze CaCO3 ve vodě: CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2. Tato reakce je vratná a při zahřátí se posouvá doleva. Přítomnost hydrogenuhličitanu vápenatého a hořečnatého v přírodních vodách způsobuje tvrdost vody.
Tvrdost vody a jak ji opravit
Rozpustné vápenaté a hořečnaté soli určují celkovou tvrdost vody. Pokud jsou ve vodě přítomny v malých množstvích, pak se voda nazývá měkká. Při vysokém obsahu těchto solí (100 - 200 mg vápenatých solí - v 1 litru v přepočtu na ionty) je voda považována za tvrdou. V takové vodě mýdlo špatně pění, protože vápenaté a hořečnaté soli s ním tvoří nerozpustné sloučeniny. V tvrdé vodě se potravinářské výrobky špatně vaří a při vaření vytváří vodní kámen na stěnách domácího nádobí a parních kotlů. Vodní kámen má nízkou tepelnou vodivost, způsobuje zvýšení spotřeby paliva nebo příkonu elektrického spotřebiče a urychluje opotřebení stěn nádoby na vaření vody. Kyselé uhličitany vápenaté a hořečnaté se při zahřívání rozkládají a přeměňují na nerozpustné zásadité uhličitany: Ca(HCO3) = H2O + CO2 + CaCO3↓ Rozpustnost síranu vápenatého CaSO4 se také zahříváním snižuje, je tedy součástí vodního kamene. Tvrdost způsobená přítomností kyselých uhličitanů vápenatých a hořečnatých ve vodě se nazývá uhličitanová nebo dočasná tvrdost, protože ji lze odstranit. Kromě uhličitanové tvrdosti se rozlišuje i tvrdost nekarbonátová, která závisí na obsahu ECl2 a ESO4 ve vodě, kde E je Ca, Mg. Tyto soli se varem neodstraňují, a proto se nekarbonátová tvrdost také nazývá stálá tvrdost. Uhličitanová a nekarbonátová tvrdost se sčítá do celkové tvrdosti. K jeho úplnému odstranění se někdy voda destiluje. Ale je to drahé. K odstranění uhličitanové tvrdosti lze vodu převařit, ale to je také drahé a tvoří se vodní kámen. Tvrdost se odstraní přidáním vhodného množství Ca(OH)2: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2H2O. Celková tvrdost se eliminuje buď přidáním Na2CO3 nebo použitím tzv. katexů. Při použití uhličitanu sodného se rozpustné vápenaté a hořečnaté soli přeměňují také na nerozpustné uhličitany: Ca2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓. Odstranění tuhosti pomocí katexů je pokročilejší proces. Kationtové měniče obsahují vysokomolekulární sodík organické sloučeniny, jehož složení lze vyjádřit vzorcem Na2R, kde R je zbytek komplexní kyseliny. Při filtraci vody přes vrstvu katexu dochází k výměně kationtů Na+ krystalové mřížky za kationty Ca2+ a Mg2+ z roztoku podle schématu: Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR. V důsledku toho ionty Ca přecházejí z roztoku do katexu a ionty Na+ přecházejí z katexu do roztoku. Pro obnovu použitého katexu se promyje koncentrovaným roztokem kuchyňské soli. V tomto případě dochází k opačnému procesu: ionty Ca2+ v krystalové mřížce v katexu jsou nahrazeny ionty Na+ z roztoku. Regenerovaný katex slouží opět k čištění vody. Filtry na bázi permutitu fungují podobným způsobem:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca
Být v přírodě
Vzhledem k vysoké chemické aktivitě se vápník ve volné formě v přírodě nenachází.
Většina vápníku je obsažena ve složení silikátů a hlinitokřemičitanů různých hornin (žuly, ruly atd.), zejména v živcích - anortitu Ca.
Ve formě sedimentárních hornin jsou sloučeniny vápníku zastoupeny křídou a vápencem, tvořeným převážně minerálem kalcitem (CaCO3). Krystalická forma kalcitu - mramor - se v přírodě vyskytuje mnohem méně často.
Poměrně rozšířené jsou vápenaté minerály jako kalcit CaCO3, anhydrit CaSO4, alabastr CaSO4 0,5H2O a sádrovec CaSO4 2H2O, fluorit CaF2, apatity Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3. Přítomnost vápenatých a hořečnatých solí v přírodní vodě určuje její tvrdost.
Vápník, který prudce migruje v zemské kůře a hromadí se v různých geochemických systémech, tvoří 385 minerálů (čtvrtý co do počtu minerálů).
Vápník tvoří 3,38 % hmotnosti zemské kůry (5. místo v hojnosti po kyslíku, křemíku, hliníku a železe). Obsah prvku v mořské vodě je 400 mg/l.
izotopy
Vápník se v přírodě vyskytuje jako směs šesti izotopů: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca a 48Ca, z nichž nejběžnější – 40Ca – je 96,97 %.
Ze šesti přirozeně se vyskytujících izotopů vápníku je pět stabilních. Šestý izotop 48Ca, nejtěžší ze šesti a velmi vzácný (jeho izotopové zastoupení je pouze 0,187 %), bylo nedávno objeveno, že prochází dvojitým beta rozpadem s poločasem rozpadu 5,3×1019 let.
Účtenka
Volný kovový vápník se získává elektrolýzou taveniny skládající se z CaCl2 (75-80 %) a KCl nebo z CaCl2 a CaF2, jakož i aluminotermickou redukcí CaO při 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
Chemické vlastnosti
Vápník je typický kov alkalických zemin. Chemická aktivita vápníku je vysoká, ale nižší než u všech ostatních kovů alkalických zemin. Snadno interaguje s kyslíkem, oxidem uhličitým a vlhkostí ve vzduchu, a proto je povrch kovového vápníku obvykle matně šedý, takže vápník je obvykle uložen v laboratoři, stejně jako ostatní kovy alkalických zemin, v těsně uzavřené nádobě pod vrstvou petroleje nebo tekutého parafínu.
V sérii standardních potenciálů je vápník umístěn vlevo od vodíku. Standardní elektrodový potenciál páru Ca2+/Ca0 je -2,84 V, takže vápník aktivně reaguje s vodou, ale bez vznícení:
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 + Q.
S aktivními nekovy (kyslík, chlór, brom) vápník za normálních podmínek reaguje:
2Ca + O2 → 2CaO
Ca + Br2 -> CaBr2.
Při zahřívání na vzduchu nebo kyslíku se vápník vznítí. S méně aktivními nekovy (vodík, bór, uhlík, křemík, dusík, fosfor a další) vápník interaguje při zahřívání, například:
Ca + H2 → CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Ca + 2C → CaC2,
3Ca + 2P → Ca3P2 (fosfid vápenatý), fosfidy vápníku složení CaP a CaP5 jsou také známé;
Známé jsou také 2Ca + Si → Ca2Si (silicid vápenatý), silicidy vápníku složení CaSi, Ca3Si4 a CaSi2.
Průběh výše uvedených reakcí je zpravidla doprovázen uvolňováním velkého množství tepla (to znamená, že tyto reakce jsou exotermické). Ve všech sloučeninách s nekovy je oxidační stav vápníku +2. Většina sloučenin vápníku s nekovy se vodou snadno rozkládá, například:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 6H20 -> 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Iont Ca2+ je bezbarvý. Když se do plamene přidají rozpustné vápenaté soli, plamen se zbarví do cihlově červené.
Soli vápníku, jako je chlorid CaCl2, bromid CaBr2, jodid CaI2 a dusičnan Ca(NO3)2, jsou vysoce rozpustné ve vodě. Fluorid CaF2, uhličitan CaCO3, síran CaSO4, orthofosfát Ca3(PO4)2, šťavelan CaC2O4 a některé další jsou ve vodě nerozpustné.
Velký význam má fakt, že na rozdíl od uhličitanu vápenatého CaCO3 je kyselý uhličitan vápenatý (hydrouhličitan) Ca(HCO3)2 rozpustný ve vodě. V přírodě to vede k následujícím procesům. Když studený déšť nebo říční voda nasycená oxidem uhličitým pronikne do podzemí a dopadne na vápence, pozoruje se jejich rozpouštění:
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2.
Na stejných místech, kde voda nasycená hydrogenuhličitanem vápenatým přichází na povrch země a je zahřívána slunečními paprsky, dochází k opačné reakci:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O.
V přírodě tedy dochází k přenosu velkých mas látek. V podzemí tak mohou vznikat obrovské mezery a v jeskyních se tvoří nádherné kamenné „rampouchy“ – stalaktity a stalagmity.
Přítomnost rozpuštěného hydrogenuhličitanu vápenatého ve vodě do značné míry určuje dočasnou tvrdost vody. Nazývá se dočasný, protože při vaření vody se hydrogenuhličitan rozkládá a vysráží se CaCO3. Tento jev vede například k tomu, že se v konvici časem tvoří vodní kámen.
Aplikace kovového vápníku
Hlavní použití kovového vápníku je jako redukčního činidla při výrobě kovů, zejména niklu, mědi a nerezové oceli. Vápník a jeho hydrid se také používají k získávání těžko obnovitelných kovů, jako je chrom, thorium a uran. Slitiny vápníku s olovem se používají v akumulátorech a ložiskových slitinách. Granule vápníku se také používají k odstranění stop vzduchu z elektrovakuových zařízení.
Biologická role
Vápník je běžnou makroživinou rostlin, zvířat a lidí. U lidí a dalších obratlovců se ho většina nachází v kostře a zubech ve formě fosfátů. Kostry většiny skupin bezobratlých (houby, korálové polypy, měkkýši atd.) se skládají z různých forem uhličitanu vápenatého (vápna). Ionty vápníku se podílejí na procesech srážení krve a také na udržování konstantního osmotického tlaku krve. Ionty vápníku slouží také jako jeden z univerzálních druhých poslů a regulují celou řadu intracelulárních procesů – svalovou kontrakci, exocytózu včetně sekrece hormonů a neurotransmiterů atd. Koncentrace vápníku v cytoplazmě lidských buněk je asi 10−7 mol, v mezibuněčných tekutinách asi 10− 3 mol.
STRONCIUM
Být v přírodě
Stroncium se nevyskytuje ve volné formě. Je součástí asi 40 minerálů. Z nich je nejvýznamnější celestin SrSO4 (51,2 % Sr). Těží se také strontianit SrCO3 (64,4 % Sr). Tyto dva minerály mají průmyslový význam. Nejčastěji je stroncium přítomno jako nečistota v různých minerálech vápníku.
Mezi další minerály stroncia patří:
SrAl3(As04)SO4(OH)6 - kemmlicit;
Sr2Al(CO3)F5 - stenonit;
SrAl2(CO3)2(OH)4H2O - strontiodresserit;
SrAl3(PO4)2(OH)5 H2O - goyasite;
Sr2Al(PO4)2OH - gudkenit;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 - svanbergit;
Sr(AlSiO4)2 - slosonit;
Sr(AlSi3O8)2 5H2O - brusterit;
Sr5(AsO4)3F - fermorit;
Sr2(B14O23) 8H2O - stroncium-ginorit;
Sr2(B5O9)Cl Н2О - chilhardit stroncia;
SrFe3(PO4)2(OH)5H2O - lusunit;
SrMn2(VO4)2 4Н2О - santafeit;
Sr5(PO4)3OH - bělavý;
SrV(Si2O7) - šaradait.
Pokud jde o úroveň fyzického výskytu v zemské kůře, stroncium zaujímá 23. místo - jeho hmotnostní zlomek je 0,014% (v litosféře - 0,045%). Molový zlomek kovu v zemské kůře je 0,0029 %. Stroncium se nachází v mořské vodě (8 mg/l).
V přírodě se stroncium vyskytuje jako směs 4 stabilních izotopů 84Sr (0,56 %), 86Sr (9,86 %), 87Sr (7,02 %), 88Sr (82,56 %).
Účtenka
Existují 3 způsoby, jak získat kovové stroncium:
tepelný rozklad některých sloučenin
elektrolýza
redukce oxidu nebo chloridu.
Chemické vlastnosti
Stroncium ve svých sloučeninách vždy vykazuje +2 valenci. Svými vlastnostmi je stroncium blízké vápníku a baryu a zaujímá mezi nimi střední polohu.
V elektrochemické řadě napětí patří stroncium mezi nejaktivnější kovy (jeho normální elektrodový potenciál je -2,89 V. Intenzivně reaguje s vodou za vzniku hydroxidu:
Sr + 2H20 = Sr(OH)2 + H2
Interaguje s kyselinami, vytěsňuje těžké kovy z jejich solí. Slabě reaguje s koncentrovanými kyselinami (H2SO4, HNO3).
Kovové stroncium na vzduchu rychle oxiduje a vytváří nažloutlý film, ve kterém jsou kromě oxidu SrO vždy přítomny peroxid SrO2 a nitrid Sr3N2. Při zahřátí na vzduchu se vznítí, práškové stroncium na vzduchu je náchylné k samovznícení.
Intenzivně reaguje s nekovy - sírou, fosforem, halogeny. Interaguje s vodíkem (nad 200 °C), dusíkem (nad 400 °C). Prakticky nereaguje s alkáliemi.
Při vysokých teplotách reaguje s CO2 za vzniku karbidu:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Snadno rozpustné soli stroncia s anionty Cl–, I–, NO3–. Soli s anionty F–, SO42–, CO32–, PO43– jsou málo rozpustné.
aplikace
Hlavními oblastmi použití stroncia a jeho chemických sloučenin jsou radioelektronický průmysl, pyrotechnika, metalurgie a potravinářský průmysl.
Hutnictví
Stroncium se používá k legování mědi a některých jejích slitin, k zavádění do slitin olova do baterií, k odsíření litiny, mědi a ocelí.
Metalthermy
K redukci uranu se používá stroncium o čistotě 99,99-99,999 %.
Magnetické materiály
Magneticky tvrdé ferity stroncia jsou široce používány jako materiály pro výrobu permanentních magnetů.
Pyrotechnika
V pyrotechnice se používá uhličitan strontnatý, dusičnan, chloristan k zabarvení plamene do karmínově červené. Slitina hořčíku a stroncia má nejsilnější pyroforické vlastnosti a používá se v pyrotechnice pro zápalné a signální slože.
Nukleární energie
Uranát strontnatý hraje důležitou roli při výrobě vodíku (cyklus stroncium-uranát, Los Alamos, USA) termochemickou metodou (energie atomového vodíku) a zejména jsou vyvíjeny metody přímého štěpení jader uranu ve složení uranátu strontnatého k výrobě tepla při rozkladu vody na vodík a kyslík.
Oxid strontnatý se používá jako součást supravodivé keramiky.
Chemické zdroje proudu
Fluorid strontnatý se používá jako součást pevných fluorových baterií s obrovskou energetickou kapacitou a hustotou energie.
Slitiny stroncia s cínem a olovem se používají pro odlévání vodičů baterie. Slitiny stroncia a kadmia pro anody galvanických článků.
Biologická role
Dopad na lidské tělo
Neměli bychom zaměňovat účinek přírodních (neradioaktivních, málo toxických a navíc hojně používaných k léčbě osteoporózy) a radioaktivních izotopů stroncia na lidský organismus.
Přírodní stroncium je nedílnou součástí mikroorganismů, rostlin a zvířat. Stroncium je analog vápníku, takže se nejúčinněji ukládá v kostní tkáni. Méně než 1 % se zadržuje v měkkých tkáních. Stroncium se vysokou rychlostí hromadí v těle dětí do čtyř let, kdy dochází k aktivní tvorbě kostní tkáně. Výměna stroncia se mění u některých onemocnění trávicího systému a kardiovaskulárního systému.
BARYUM
Být v přírodě
Obsah barya v zemské kůře je 0,05 % hmotnosti; v mořské vodě je průměrný obsah barya 0,02 mg / litr. Baryum je aktivní, patří do podskupiny kovů alkalických zemin a je poměrně silně vázáno v minerálech. Hlavními minerály jsou baryt (BaSO4) a witherit (BaCO3).
Vzácné baryové minerály: Celsián nebo barnatý živec (hlinitokřemičitan barnatý), hyalofan (směs hlinitokřemičitan barnatý a draselný), nitrobarit (dusičnan barnatý) atd.
izotopy
Přírodní baryum se skládá ze směsi sedmi stabilních izotopů: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba. Poslední jmenovaný je nejčastější (71,66 %). Známé jsou i radioaktivní izotopy barya, z nichž nejvýznamnější je 140Ba. Vzniká při rozpadu uranu, thoria a plutonia.
Účtenka
Hlavní surovinou pro získávání barya je barytový koncentrát (80-95 % BaSO4), který se zase získává flotací barytu. Síran barnatý se dále redukuje koksem nebo zemním plynem:
BaSO4 + 4С = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2С + 4H2O.
Dále se sulfid po zahřátí hydrolyzuje na hydroxid barnatý Ba(OH)2 nebo se působením CO2 přemění na nerozpustný uhličitan barnatý BaCO3, který se následně přemění na oxid barnatý BaO (kalcinace při 800 °C pro Ba (OH)2 a více než 1000 °C pro BaCO3):
BaS + 2H20 = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba(OH)2 = BaO + H20
BaCO3 = BaO + CO2
Kovové baryum se získává z oxidu redukcí hliníku ve vakuu při 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Baryum se čistí vakuovou destilací nebo zónovým tavením.
Chemické vlastnosti
Baryum je kov alkalických zemin. Na vzduchu baryum rychle oxiduje za vzniku směsi oxidu barnatého BaO a nitridu barnatého Ba3N2 a při mírném zahřátí se vznítí. Prudce reaguje s vodou za vzniku hydroxidu barnatého Ba (OH) 2:
Ba + 2H2O \u003d Ba (OH)2 + H2
Aktivně interaguje se zředěnými kyselinami. Mnoho barnatých solí je nerozpustných nebo málo rozpustných ve vodě: síran barnatý BaSO4, siřičitan barnatý BaSO3, uhličitan barnatý BaCO3, fosforečnan barnatý Ba3(PO4)2. Sulfid barnatý BaS je na rozdíl od sirníku vápenatého CaS dobře rozpustný ve vodě.
Snadno reaguje s halogeny za vzniku halogenidů.
Při zahřívání vodíkem tvoří hydrid barnatý BaH2, který zase s hydridem lithným LiH poskytuje komplex Li.
Reaguje na zahřátí amoniakem:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Při zahřátí nitrid barnatý Ba3N2 reaguje s CO za vzniku kyanidu:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
S kapalným čpavkem dává tmavě modrý roztok, ze kterého lze izolovat čpavek, který má zlatavý lesk a snadno se rozkládá za vyloučení NH3. V přitomnosti platinový katalyzátor amoniak se rozkládá na amid barnatý:
= Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Karbid barya BaC2 lze získat ohřevem BaO s uhlím v obloukové peci.
S fosforem tvoří fosfid Ba3P2.
Baryum redukuje oxidy, halogenidy a sulfidy mnoha kovů na odpovídající kov.
aplikace
Antikorozní materiál
Baryum se přidává spolu se zirkoniem do chladiv tekutých kovů (slitiny sodíku, draslíku, rubidia, lithia, cesia), aby se snížila agresivita cesia na potrubí a v metalurgii.
Feroelektrické a piezoelektrické
Titaničitan barnatý se používá jako dielektrikum při výrobě keramických kondenzátorů a jako materiál pro piezoelektrické mikrofony a piezokeramické zářiče.
Optika
Fluorid barnatý se používá ve formě monokrystalů v optice (čočky, hranoly).
Pyrotechnika
Peroxid barnatý se používá pro pyrotechniku a jako oxidační činidlo. Dusičnan barnatý a chlorečnan barnatý se používají v pyrotechnice k barvení plamenů (zelený oheň).
Energie atomového vodíku
Chroman barnatý se používá při výrobě vodíku a kyslíku termochemickou metodou (cyklus Oak Ridge, USA).
Vysokoteplotní supravodivost
K syntéze se používá oxid barnatý spolu s oxidy mědi a kovů vzácných zemin supravodivé keramiky pracující při teplotách kapalného dusíku a vyšších.
Nukleární energie
Oxid barnatý se používá k tavení speciálního druhu skla – používá se k potahování uranových tyčí. Jeden z rozšířených typů takových skel má následující složení - (oxid fosforu - 61%, BaO - 32%, oxid hlinitý - 1,5%, oxid sodný - 5,5%). Při výrobě skla pro jaderný průmysl se také používá fosforečnan barnatý.
Chemické zdroje proudu
Fluorid barnatý se používá v pevných fluorových bateriích jako součást fluoridového elektrolytu.
Oxid barnatý se používá ve výkonných bateriích z oxidu mědi jako složka aktivní hmoty (oxid barnatý-oxid mědi).
Síran barnatý se používá jako expandér aktivní hmoty s negativní elektrodou při výrobě olověných akumulátorů.
Ceny
Ceny kovového barya v ingotech o čistotě 99,9 % se pohybují kolem 30 USD za 1 kg.
Biologická role
Biologická role barya nebyla dostatečně prozkoumána. Není zahrnut do počtu životně důležitých stopových prvků. Všechny rozpustné soli barya jsou vysoce toxické.
RÁDIUM
Radium (lat. Radium), Ra, radioaktivní chemický prvek skupiny II periodického systému Mendělejeva, atomové číslo 88. Jsou známy izotopy Ra s hmotnostními čísly 213, 215, 219-230. Nejdelší životnost je a-radioaktivní 226Ra s poločasem rozpadu asi 1600 let. V přírodě se jako členové přirozené radioaktivní řady vyskytují 222Ra (zvláštní název izotopu je aktinium-X, symbol AcX), 224Ra (Thorium-X, ThX), 226Ra a 228Ra (mezothorium-I, MsThI).
PŘÍBĚH
O objevu Ra informovali v roce 1898 manželé P. a M. Curieovi spolu s J. Bemontem, krátce poté, co A. Becquerel poprvé (v roce 1896) objevil fenomén radioaktivity na solích uranu. V roce 1897 M. Sklodowska-Curie, která působila v Paříži, zjistila, že intenzita záření emitovaného uranovou pryskyřicí (minerál uraninit) je mnohem vyšší, než by se dalo očekávat, vzhledem k obsahu uranu v pryskyřici. Sklodowska-Curie navrhla, že to bylo způsobeno přítomností dosud neznámých vysoce radioaktivních látek v minerálu. Důkladné chemické studium uranové smoly umožnilo objevit dva nové prvky - nejprve polonium a o něco později - R. Během izolace R. bylo chování nového prvku sledováno jeho zářením, a proto byl prvek pojmenovaný z lat. poloměr - paprsek. Za účelem izolace čisté sloučeniny R. manželé Curieovi zpracovali v laboratorních podmínkách asi 1 tunu továrního odpadu, který zbyl po extrakci uranu z uranové smoly. Konkrétně bylo provedeno nejméně 10 000 rekrystalizací z vodných roztoků směsi BaCl2 a RaCl2 (sloučeniny barya slouží jako tzv. izomorfní nosiče při extrakci R.). Jako výsledek bylo získáno 90 mg čistého RaCI2.
Ra je extrémně vzácný prvek. V uranových rudách, které jsou jeho hlavním zdrojem, představuje 1 tuna U nejvýše 0,34 g Ra. R. patří k vysoce rozptýleným prvkům a nachází se ve velmi malých koncentracích v široké škále objektů.
Všechny sloučeniny Ra vykazují na vzduchu bledě namodralou luminiscenci. V důsledku samoabsorpce a- a b-částic emitovaných během radioaktivního rozpadu 226Ra a jeho dceřiných produktů uvolňuje každý gram 226Ra asi 550 J (130 cal) tepla za hodinu, takže teplota přípravků Ra je vždy mírně vyšší než okolí.
FYZIKÁLNÍ VLASTNOSTI
Ra je stříbřitě bílý lesklý kov, který na vzduchu rychle bledne. Krychlová mřížka je tělesně centrovaná, vypočtená hustota je 5,5 g/cm3. Podle různých zdrojů tpl. je 700-960 °С, tkip je asi 1140 °С. Na vnějším elektronovém obalu atomu R. jsou 2 elektrony (konfigurace 7s2). V souladu s tím má R. pouze jeden oxidační stav, +2 (valence II). Chemickými vlastnostmi je R. nejpodobnější baryu, je však aktivnější. Při pokojové teplotě se R. slučuje s kyslíkem za vzniku oxidu RaO a s dusíkem za vzniku nitridu Ra3N2. R. prudce reaguje s vodou, uvolňuje H2 a vzniká silná zásada Ra(OH)2. Chlorid, bromid, jodid, dusičnan a R. sulfid jsou ve vodě snadno rozpustné, uhličitan, síran, chroman a šťavelan jsou rozpustné špatně.
CHEMICKÉ VLASTNOSTI
Podle chem. Rádium St-you je podobné jako Va. Téměř všechny sloučeniny radia jsou izomorfní s odpovídajícími sloučeninami. Wa. Na vzduchu je kovové radium rychle pokryto tmavým filmem, který je směsí nitridu a oxidu radia. Kovové radium prudce reaguje s vodou za vzniku hydroxidu Ra(OH)2, který je rozpustný ve vodě, a uvolňuje H2. Elektrodový potenciál uvolňování radia z vodných roztoků je -1,718 V (vzhledem k normální kalomelové elektrodě).
Sloučeniny radia mají St-tion autoluminiscenční záři ve tmě díky své vlastní. záření. Mn. soli radia bezbarvé., ale když se působením rozloží. vlastní záření zežloutne nebo zhnědne. No sol. ve vodě RaCl2 (t.t. 900 °C, hustota 4,91 g/cm3; viz také tabulka), RaBr2 (t.t. 728 °C, hustota 5,79 g/cm3), RaI2 a Ra(N03)2. Lepší než jiná rozpouštědla ve vodě RaBr2 (70 g ve 100 g při 20 °C). Chlorid a bromid raditý krystalizují z vody ve formě krystalických hydrátů se dvěma nebo šesti molekulami H2O. Málo rozpustné sloučeniny - síran RaSO4 (cca 2 10-4 g ve 100 g vody při 20 °C), jodičnan Ra (IO3) 2, fluorid RaF2, chroman RaCrO4, uhličitan RaCO3 a šťavelan RaC2O4. Jsou známy komplexy radia s kyselinou citrónovou, vinnou, jablečnou, mléčnou, ethylendiamintetraoctovou a dalšími ligandy. Ve srovnání s jinými alkalickými zeminami. kovy, má radium slabší sklon ke komplexní tvorbě.
Radium se izoluje ve formě RaCl2 nebo jiných solí jako vedlejší produkt zpracování uranových rud (po extrakci U z nich), metodami srážení, frakční krystalizace, iontové výměny; kovový radium se získává elektrolýzou roztoku RaCl2 na rtuťové katodě, redukcí RaO hliníkem při zahřívání. ve vakuu.
APLIKACE
Studium vlastností Ra sehrálo obrovskou roli ve vývoji vědeckých poznatků, protože. umožnilo objasnit mnoho otázek spojených s fenoménem radioaktivity. Ra byl po dlouhou dobu jediným prvkem, jehož radioaktivní vlastnosti našly praktické uplatnění (v lékařství; pro přípravu svítivých kompozic atd.). Nyní je však ve většině případů výhodnější používat nikoli Ra, ale levnější umělé radioaktivní izotopy jiných prvků. Ra si v lékařství zachoval určitý význam jako zdroj radonu při léčbě radonových koupelí. V malém množství se R. vynakládá na přípravu neutronových zdrojů (smíchané s beryliem) a na výrobu lehkých kompozic (smíšené se sulfidem zinečnatým).
BIOLOGICKÁ ROLE
Radium v těle. Z přírodních radioaktivních izotopů má největší biologický význam dlouhověký 226Ra. R. je v různých částech biosféry rozmístěn nerovnoměrně. Existují geochemické provincie s vysokým obsahem R. Akumulace R. v orgánech a pletivech rostlin se řídí obecnými zákonitostmi vstřebávání minerálních látek a závisí na druhu rostliny a podmínkách jejího růstu. V kořenech a listech bylin je zpravidla více R. než ve stoncích a rozmnožovacích orgánech; nejvíce R. v kůře a dřevě. Průměrný obsah R. v kvetoucích rostlinách je 0,3-9,0 × 10-11 curie / kg, v moři. řasy 0,2-3,2×10-11 curie/kg.
Do těla zvířat a lidí se dostává s potravou, ve které je trvale přítomen (v pšenici 20-26 × 10-15 g/g, v bramborách 67-125 × 10-15 g/g, v mase 8 × 10-15 g / g), stejně jako s pitnou vodou. Denní příjem 226Ra do lidského těla potravou a vodou je 2,3×10-12 curie a ztráty močí a stolicí jsou 0,8×10-13 a 2,2×10-12 curie. Asi 80 % R. vstupující do těla (chemickými vlastnostmi se blíží Ca) se hromadí v kostní tkáni. Udržení R. v lidském těle závisí na oblasti bydliště a charakteru potravy. Velké koncentrace R. v organismu působí škodlivě na zvířata i lidi, způsobují bolestivé změny v podobě osteoporózy, spontánních zlomenin, nádorů. Obsah R. v půdě nad 1 × 10-7-10-8 curie / kg výrazně brzdí růst a vývoj rostlin.
Vlastnosti kovů alkalických zemin
Fyzikální vlastnosti
Kovy alkalických zemin (ve srovnání s alkalickými kovy) mají vyšší t╟pl. a t╟bp., ionizační potenciály, hustoty a tvrdost.
Chemické vlastnosti
1. Velmi reaktivní.
2. Mít kladnou valenci +2.
3. Reagujte s vodou při pokojové teplotě (kromě Be) za vývoje vodíku.
4. Mají vysokou afinitu ke kyslíku (redukční činidla).
5. S vodíkem tvoří hydridy podobné solím EH 2.
6. Oxidy mají obecný vzorec EO. Tendence k tvorbě peroxidů je méně výrazná než u alkalických kovů.
Být v přírodě
3BeO ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2 beryl
mg
MgCO 3 magnezit
CaCO 3 ∙ MgCO 3 dolomit
KCl ∙ MgSO 4 ∙ 3H 2 O kainit
KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O karnallit
CaCO 3 kalcit (vápenec, mramor atd.)
Ca 3 (PO 4) 2 apatit, fosforit
CaSO 4 ∙ 2H 2 O sádrovec
anhydrit CaS04
CaF 2 kazivec (fluorit)
SrSO 4 celestin
SrCO 3 strontianit
BaSO 4 baryt
BaCO 3 chřadne
Účtenka
Berylium se získává redukcí fluoridu:
BeF 2 + Mg═ t ═ Be + MgF 2
Baryum se získává redukcí oxidů:
3BaO + 2Al═ t ═ 3Ba + Al 2 O 3
Zbývající kovy se získávají elektrolýzou chloridových tavenin:
CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2 ╜
katoda: Ca 2+ + 2ē = Ca 0
anoda: 2Cl - - 2ē = Cl 0 2
MgO + C = Mg + CO
Kovy hlavní podskupiny skupiny II jsou silná redukční činidla; ve sloučeninách vykazují pouze oxidační stav +2. Aktivita kovů a jejich redukční schopnost se zvyšuje v řadě: Be Mg Ca Sr Ba╝
1. Reakce s vodou.
Za normálních podmínek je povrch Be a Mg pokryt inertním oxidovým filmem, takže jsou odolné vůči vodě. Naproti tomu Ca, Sr a Ba se rozpouštějí ve vodě za vzniku hydroxidů, což jsou silné zásady:
Mg + 2H 2 O═ t ═ Mg (OH) 2 + H 2
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 ╜
2. Reakce s kyslíkem.
Všechny kovy tvoří oxidy RO, peroxid barnatý BaO 2:
2Mg + O2 \u003d 2MgO
Ba + O 2 \u003d BaO 2
3. Binární sloučeniny se tvoří s jinými nekovy:
Be + Cl 2 = BeCl 2 (halogenidy)
Ba + S = BaS (sulfidy)
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 (nitridy)
Ca + H2 = CaH2 (hydridy)
Ca + 2C = CaC 2 (karbidy)
3Ba + 2P = Ba3P2 (fosfidy)
Berylium a hořčík reagují s nekovy poměrně pomalu.
4. Všechny kovy se rozpouštějí v kyselinách:
Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2╜
Mg + H2SO4 (razb.) \u003d MgS04 + H2 ╜
Berylium se také rozpouští ve vodných roztocích alkálií:
Be + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2╜
5. Kvalitativní reakce na kationty kovů alkalických zemin - zbarvení plamene v následujících barvách:
Ca 2+ - tmavě oranžová
Sr 2+ - tmavě červená
Ba 2+ - světle zelená
Kationt Ba 2+ se obvykle otevírá výměnnou reakcí s kyselinou sírovou nebo jejími solemi:
Síran barnatý je bílá sraženina, nerozpustná v minerálních kyselinách.
Oxidy kovů alkalických zemin
Účtenka
1) Oxidace kovů (kromě Ba, který tvoří peroxid)
2) Tepelný rozklad dusičnanů nebo uhličitanů
CaCO 3 ═ t ═ CaO + CO 2 ╜
2Mg(NO 3) 2 ═ t ═ 2MgO + 4NO 2 ╜ + O 2 ╜
Chemické vlastnosti
Typické bazické oxidy. Reagujte s vodou (kromě BeO), oxidy kyselin a kyselinami
MgO + H20 \u003d Mg (OH) 2
3CaO + P 2 O 5 \u003d Ca 3 (PO 4) 2
BeO + 2HNO 3 \u003d Be (NO 3) 2 + H 2 O
BeO - amfoterní oxid, rozpustný v alkáliích:
BeO + 2NaOH + H20 \u003d Na2
Hydroxidy kovů alkalických zemin R(OH) 2
Účtenka
Reakce kovů alkalických zemin nebo jejich oxidů s vodou: Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2
CaO (pálené vápno) + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 (hašené vápno)
Chemické vlastnosti
Hydroxidy R(OH) 2 - bílé krystalické látky, jsou hůře rozpustné ve vodě než hydroxidy alkalických kovů (rozpustnost hydroxidů klesá s klesajícím pořadovým číslem; Be (OH) 2 je nerozpustný ve vodě, rozpustný v alkáliích). Zásaditost R(OH) 2 roste s rostoucím atomovým číslem:
Be(OH) 2 - amfoterní hydroxid
Mg(OH) 2 - slabá báze
zbývající hydroxidy jsou silné zásady (alkálie).
1) Reakce s oxidy kyselin:
Ca(OH)2 + SO2 = CaS03¯ + H20
Ba(OH)2 + CO2 = BaC03¯ + H20
2) Reakce s kyselinami:
Mg(OH)2 + 2CH3COOH = (CH3COO)2Mg + 2H20
Ba(OH)2 + 2HN03 = Ba(N03)2 + 2H20
3) Výměna reakcí se solemi:
Ba(OH)2 + K2S04 = BaS04+ 2KOH
4) Reakce hydroxidu berylnatého s alkáliemi:
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2
Tvrdost vody
Přírodní voda obsahující ionty Ca 2+ a Mg 2+ se nazývá tvrdá. Tvrdá voda při vaření tvoří vodní kámen, potravinářské výrobky se v ní nevaří; detergenty nevytvářejí pěnu.
Uhličitanová (přechodná) tvrdost je dána přítomností hydrogenuhličitanů vápníku a hořčíku ve vodě, nekarbonátová (trvalá) tvrdost - chloridy a sírany.
Celková tvrdost vody je považována za součet uhličitanů a nekarbonátů.
Odstranění tvrdosti vody se provádí vysrážením iontů Ca 2+ a Mg 2+ z roztoku:
1) vaření:
Ca(HCO 3) 2 ═ t ═ CaCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O
Mg(HCO 3) 2 ═ t═ MgCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O
2) přidáním limetkového mléka:
Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ¯ + 2H20
3) přidání sody:
Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ¯ + 2NaHCO 3
CaSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ¯ + Na 2 SO 4
MgCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d MgCO 3 ¯ + 2NaCl
Všechny čtyři metody se používají k odstranění dočasné tuhosti a pouze poslední dvě se používají k trvalé tvrdosti.
Tepelný rozklad dusičnanů.
E (NO3) 2 \u003d t \u003d EO + 2NO2 + 1 / 2O2
Vlastnosti chemie berylia.
Be(OH)2 + 2NaOH (g) = Na2
Al(OH)3 + 3NaOH (g) = Na3
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
Al + 3NaOH + 3H20 = Na3 + 3/2H2
Be, Al + HNO3 (Conc) = pasivace
