क्षारीय पृथ्वी धातु हाइड्राइड का सामान्य सूत्र क्या है? क्षारीय पृथ्वी धातु: एक संक्षिप्त विवरण

क्षारीय पृथ्वी धातुओं की अवधारणा में मेंडेलीव प्रणाली के समूह II के तत्वों का एक हिस्सा शामिल है: बेरिलियम, मैग्नीशियम, कैल्शियम, स्ट्रोंटियम, बेरियम, रेडियम। अंतिम चार धातुओं में क्षारीय पृथ्वी वर्गीकरण के सबसे स्पष्ट संकेत हैं, इसलिए, कुछ स्रोतों में, बेरिलियम और मैग्नीशियम चार तत्वों तक सीमित सूची में शामिल नहीं हैं।

धातु का नाम इस तथ्य के कारण पड़ा कि जब उनके ऑक्साइड पानी के साथ बातचीत करते हैं, तो एक क्षारीय वातावरण बनता है। क्षारीय पृथ्वी धातुओं के भौतिक गुण: सभी तत्वों में एक धूसर धातु का रंग होता है, सामान्य परिस्थितियों में उनकी एक ठोस संरचना होती है, उनका घनत्व बढ़ती क्रम संख्या के साथ बढ़ता है, और उनका गलनांक बहुत अधिक होता है। क्षार धातुओं के विपरीत, इस समूह के तत्वों को चाकू (स्ट्रोंटियम के अपवाद के साथ) से नहीं काटा जाता है। क्षारीय पृथ्वी धातुओं के रासायनिक गुण: उनके पास दो वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, बढ़ती परमाणु संख्या के साथ गतिविधि बढ़ जाती है, प्रतिक्रियाओं में एक कम करने वाले एजेंट के रूप में कार्य करती है।

क्षारीय पृथ्वी धातुओं की विशेषता उनकी उच्च गतिविधि को इंगित करती है। विशेष रूप से, यह बड़े सीरियल नंबर वाले तत्वों पर लागू होता है। उदाहरण के लिए, सामान्य परिस्थितियों में, बेरिलियम ऑक्सीजन और हैलोजन के साथ परस्पर क्रिया नहीं करता है। प्रतिक्रिया तंत्र शुरू करने के लिए, इसे 600 डिग्री सेल्सियस से अधिक के तापमान पर गर्म किया जाना चाहिए। सामान्य परिस्थितियों में मैग्नीशियम की सतह पर एक ऑक्साइड फिल्म होती है और यह ऑक्सीजन के साथ भी प्रतिक्रिया नहीं करती है। कैल्शियम का ऑक्सीकरण होता है, बल्कि धीरे-धीरे। लेकिन स्ट्रोंटियम, बेरियम और रेडियम लगभग तुरंत ऑक्सीकृत हो जाते हैं, इसलिए वे मिट्टी के तेल की परत के नीचे ऑक्सीजन मुक्त वातावरण में जमा हो जाते हैं।

सभी ऑक्साइड धातु की क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ मूल गुणों को बढ़ाते हैं। बेरिलियम हाइड्रॉक्साइड एक उभयधर्मी यौगिक है जो पानी के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है, लेकिन एसिड में अत्यधिक घुलनशील है। मैग्नीशियम हाइड्रॉक्साइड एक कमजोर क्षार है, पानी में अघुलनशील है लेकिन मजबूत एसिड के साथ प्रतिक्रियाशील है। कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड एक मजबूत, पानी में घुलनशील आधार है जो एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है। बेरियम और स्ट्रोंटियम हाइड्रॉक्साइड मजबूत आधार हैं जो पानी में आसानी से घुलनशील हैं। और रेडियम हाइड्रॉक्साइड सबसे मजबूत क्षारों में से एक है, जो पानी और लगभग सभी प्रकार के एसिड के साथ अच्छी तरह से प्रतिक्रिया करता है।

कैसे प्राप्त करें

एक शुद्ध तत्व को पानी में उजागर करने से क्षारीय पृथ्वी धातु हाइड्रॉक्साइड प्राप्त होते हैं। हाइड्रोजन की रिहाई के साथ कमरे की स्थिति (बेरीलियम को छोड़कर, जिसे तापमान में वृद्धि की आवश्यकता होती है) पर प्रतिक्रिया होती है। गर्म होने पर, सभी क्षारीय पृथ्वी धातुएं हलोजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं। परिणामी यौगिकों का उपयोग रासायनिक उर्वरकों से लेकर अति-सटीक माइक्रोप्रोसेसर भागों तक उत्पादों की एक विस्तृत श्रृंखला के उत्पादन में किया जाता है। क्षारीय पृथ्वी धातु यौगिक शुद्ध तत्वों के समान उच्च गतिविधि प्रदर्शित करते हैं, इसलिए उनका उपयोग कई में किया जाता है रासायनिक प्रतिक्रिएं.

अक्सर यह विनिमय प्रतिक्रियाओं के दौरान होता है, जब किसी पदार्थ से कम सक्रिय धातु को विस्थापित करना आवश्यक होता है। ये रेडॉक्स अभिक्रियाओं में प्रबल अपचायक के रूप में भाग लेते हैं। द्विसंयोजक कैल्शियम और मैग्नीशियम के धनायन पानी को तथाकथित कठोरता देते हैं। भौतिक प्रभाव की मदद से या पानी में विशेष इमोलिएंट जोड़कर आयनों की वर्षा से इस घटना को दूर किया जाता है। क्षारीय पृथ्वी धातु लवण अम्ल में तत्वों के घुलने से या विनिमय प्रतिक्रियाओं के परिणामस्वरूप बनते हैं। परिणामी यौगिकों में एक मजबूत सहसंयोजक बंधन होता है, और इसलिए कम विद्युत चालकता होती है।

प्रकृति में, क्षारीय पृथ्वी धातुओं को उनके शुद्ध रूप में नहीं पाया जा सकता है, क्योंकि वे जल्दी से पर्यावरण के साथ बातचीत करते हैं, जिससे रासायनिक यौगिक बनते हैं। वे पृथ्वी की पपड़ी की मोटाई में निहित खनिजों और चट्टानों का हिस्सा हैं। कैल्शियम सबसे आम है, मैग्नीशियम इससे थोड़ा कम है, बेरियम और स्ट्रोंटियम काफी आम हैं। बेरिलियम एक दुर्लभ धातु है, जबकि रेडियम एक बहुत ही दुर्लभ धातु है। रेडियम की खोज के बाद से अब तक पूरे विश्व में केवल डेढ़ किलोग्राम शुद्ध धातु का खनन किया गया है। अधिकांश रेडियोधर्मी तत्वों की तरह, रेडियम में चार समस्थानिक होते हैं।

क्षारीय मृदा धातुएं जटिल पदार्थों को विघटित करके और शुद्ध पदार्थ को उनसे अलग करके प्राप्त की जाती हैं। बेरिलियम को उच्च तापमान पर फ्लोराइड से कम करके खनन किया जाता है। बेरियम अपने ऑक्साइड से पुनः प्राप्त करता है। कैल्शियम, मैग्नीशियम और स्ट्रोंटियम उनके क्लोराइड पिघल के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किए जाते हैं। सबसे कठिन काम शुद्ध रेडियम का संश्लेषण करना है। यह यूरेनियम अयस्क पर प्रभाव से खनन किया जाता है। वैज्ञानिकों के अनुसार, औसतन एक टन अयस्क में 3 ग्राम शुद्ध रेडियम होता है, हालांकि ऐसे समृद्ध भंडार भी हैं जिनमें प्रति टन 25 ग्राम जितना होता है। धातु को अलग करने के लिए वर्षा, भिन्नात्मक क्रिस्टलीकरण और आयन एक्सचेंज के तरीकों का उपयोग किया जाता है।

क्षारीय पृथ्वी धातुओं का अनुप्रयोग

क्षारीय पृथ्वी धातुओं के आवेदन की सीमा बहुत व्यापक है और इसमें कई उद्योग शामिल हैं। बेरिलियम ज्यादातर मामलों में विभिन्न मिश्र धातुओं में मिश्रधातु के रूप में उपयोग किया जाता है। यह सामग्री की कठोरता और ताकत को बढ़ाता है, सतह को जंग से अच्छी तरह से बचाता है। इसके अलावा, रेडियोधर्मी विकिरण के कमजोर अवशोषण के कारण, बेरिलियम का उपयोग एक्स-रे मशीनों के निर्माण और परमाणु ऊर्जा में किया जाता है।

टाइटेनियम के उत्पादन में मैग्नीशियम का उपयोग कम करने वाले एजेंटों में से एक के रूप में किया जाता है। इसकी मिश्र धातुओं में उच्च शक्ति और हल्कापन होता है, इसलिए इनका उपयोग विमान, कार, रॉकेट के निर्माण में किया जाता है। मैग्नीशियम ऑक्साइड एक उज्ज्वल, अंधा करने वाली लौ के साथ जलता है, जो सेना में परिलक्षित होता है, जहां इसका उपयोग आग लगाने वाले और ट्रेसर के गोले, फ्लेयर्स और स्टन ग्रेनेड बनाने के लिए किया जाता है। यह शरीर की महत्वपूर्ण गतिविधि की सामान्य प्रक्रिया के नियमन के लिए सबसे महत्वपूर्ण तत्वों में से एक है, इसलिए यह कुछ दवाओं का हिस्सा है।

अपने शुद्ध रूप में कैल्शियम का व्यावहारिक रूप से उपयोग नहीं किया जाता है। अन्य धातुओं को उनके यौगिकों से बहाल करने के साथ-साथ हड्डी के ऊतकों को मजबूत करने के लिए दवाओं के उत्पादन में भी इसकी आवश्यकता होती है। स्ट्रोंटियम का उपयोग अन्य धातुओं को कम करने और सुपरकंडक्टिंग सामग्री के उत्पादन के लिए मुख्य घटक के रूप में किया जाता है। बेरियम को कई मिश्र धातुओं में जोड़ा जाता है जिन्हें आक्रामक वातावरण में काम करने के लिए डिज़ाइन किया गया है, क्योंकि इसमें उत्कृष्ट सुरक्षात्मक गुण हैं। रेडियम दवा में घातक ट्यूमर के उपचार में अल्पकालिक त्वचा विकिरण के लिए प्रयोग किया जाता है।

ये आवधिक प्रणाली के समूह I के तत्व हैं: लिथियम (Li), सोडियम (Na), पोटेशियम (K), रूबिडियम (Rb), सीज़ियम (Cs), फ़्रांशियम (Fr); बहुत नरम, नमनीय, फ्यूसिबल और हल्का, आमतौर पर चांदी; सफेद रंग; रासायनिक रूप से बहुत सक्रिय; पानी के साथ हिंसक रूप से प्रतिक्रिया करने के लिए क्षार(जहां से नाम)।

सभी क्षार धातुएं अत्यंत सक्रिय हैं, सभी रासायनिक प्रतिक्रियाओं में गुणों को कम करने का प्रदर्शन करती हैं, अपने एकमात्र वैलेंस इलेक्ट्रॉन को छोड़ देती हैं, सकारात्मक चार्ज किए गए धनायन में बदल जाती हैं, और एकल ऑक्सीकरण अवस्था +1 प्रदर्शित करती हैं।

श्रृंखला में कम करने की क्षमता बढ़ जाती है--Li-Na-K-Rb-Cs।

सभी क्षार धातु यौगिक प्रकृति में आयनिक होते हैं।

लगभग सभी लवण जल में घुलनशील होते हैं।

कम गलनांक,

घनत्व के छोटे मूल्य,

नरम, चाकू से काट लें

उनकी गतिविधि के कारण, क्षार धातुओं को हवा और नमी की पहुंच को अवरुद्ध करने के लिए मिट्टी के तेल की एक परत के नीचे जमा किया जाता है। लिथियम बहुत हल्का होता है और मिट्टी के तेल में सतह पर तैरता है, इसलिए इसे पेट्रोलियम जेली की एक परत के नीचे जमा किया जाता है।

क्षार धातुओं के रासायनिक गुण

1. क्षार धातुएं पानी के साथ सक्रिय रूप से क्रिया करती हैं:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

2. क्षार धातुओं की ऑक्सीजन के साथ अभिक्रिया:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (लिथियम ऑक्साइड)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (सोडियम पेरोक्साइड)

K + O 2 → KO 2 (पोटेशियम सुपरऑक्साइड)

हवा में, क्षार धातुएं तुरंत ऑक्सीकरण करती हैं। इसलिए, उन्हें कार्बनिक सॉल्वैंट्स (मिट्टी के तेल, आदि) की एक परत के नीचे संग्रहीत किया जाता है।

3. क्षार धातुओं की अन्य अधातुओं के साथ अभिक्रिया में द्विआधारी यौगिक बनते हैं:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (हैलाइड)

2ना + एस → ना 2 एस (सल्फाइड)

2Na + H 2 → 2NaH (हाइड्राइड)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (नाइट्राइड)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (कार्बाइड्स)

4. क्षार धातुओं की अम्लों के साथ अभिक्रिया

(शायद ही कभी किया जाता है, पानी के साथ प्रतिस्पर्धात्मक प्रतिक्रिया होती है):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2

5. अमोनिया के साथ क्षार धातुओं की परस्पर क्रिया

(सोडियम एमाइड बनता है):

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2

6. एल्कोहल और फिनोल के साथ क्षार धातुओं की परस्पर क्रिया, जो इस मामले में अम्लीय गुणों को प्रदर्शित करती है:

2ना + 2सी 2 एच 5 ओएच \u003d 2सी 2 एच 5 ओना + एच 2;

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

7. क्षार धातु के धनायनों के लिए गुणात्मक प्रतिक्रिया - निम्नलिखित रंगों में लौ का रंग:

ली + - कारमाइन लाल

ना + - पीला

के + , आरबी + और सीएस + - वायलेट

क्षार धातु प्राप्त करना

लिथियम, सोडियम और पोटेशियम धातु प्राप्त करनापिघले हुए लवण (क्लोराइड), और रूबिडियम और सीज़ियम का इलेक्ट्रोलिसिस - जब उनके क्लोराइड को कैल्शियम के साथ गर्म किया जाता है तो निर्वात में कमी: 2CsCl + Ca \u003d 2Cs + CaCl 2
छोटे पैमाने पर, सोडियम और पोटेशियम के वैक्यूम थर्मल उत्पादन का भी उपयोग किया जाता है:

2NaCl + CaC 2 \u003d 2Na + CaCl 2 + 2C;
4KCl + 4CaO + Si \u003d 4K + 2CaCl 2 + Ca 2 SiO 4।

सक्रिय क्षार धातुओं को उनकी उच्च अस्थिरता के कारण निर्वात तापीय प्रक्रियाओं में छोड़ा जाता है (उनके वाष्प प्रतिक्रिया क्षेत्र से हटा दिए जाते हैं)।

समूह I के एस-तत्वों के रासायनिक गुणों की विशेषताएं और उनका शारीरिक प्रभाव

लिथियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 1 है। इसकी दूसरी अवधि में सबसे बड़ा परमाणु त्रिज्या है, जो वैलेंस इलेक्ट्रॉन की टुकड़ी और एक स्थिर अक्रिय गैस (हीलियम) विन्यास के साथ ली + आयन के उद्भव की सुविधा प्रदान करता है। इसलिए, इसके यौगिक लिथियम से दूसरे परमाणु में एक इलेक्ट्रॉन के स्थानांतरण और थोड़ी मात्रा में सहसंयोजक के साथ एक आयनिक बंधन की घटना के साथ बनते हैं। लिथियम एक विशिष्ट धातु तत्व है। पदार्थ रूप में, यह एक क्षार धातु है। यह समूह I के अन्य सदस्यों से अपने छोटे आकार और सबसे छोटे, उनकी तुलना में, गतिविधि में भिन्न होता है। इस संबंध में, यह समूह II तत्व, मैग्नीशियम जैसा दिखता है, जो ली से तिरछे स्थित है। समाधान में, ली + आयन अत्यधिक घुलनशील है; यह कई दसियों पानी के अणुओं से घिरा हुआ है। लिथियम, सॉल्वैंट एनर्जी के संदर्भ में - सॉल्वेंट अणुओं का योग, क्षार धातु के पिंजरों की तुलना में एक प्रोटॉन के करीब है।

ली + आयन का छोटा आकार, उच्च परमाणु चार्ज और केवल दो इलेक्ट्रॉन इस कण के चारों ओर एक महत्वपूर्ण सकारात्मक चार्ज क्षेत्र के उद्भव के लिए स्थितियां बनाते हैं, इसलिए, समाधान में, ध्रुवीय विलायक अणुओं की एक महत्वपूर्ण संख्या इसकी ओर आकर्षित होती है और इसकी समन्वय संख्या बड़ी है, धातु ऑर्गेनोलिथियम यौगिकों की एक महत्वपूर्ण संख्या बनाने में सक्षम है।

सोडियम तीसरी अवधि शुरू करता है, इसलिए बाहरी स्तर पर इसका केवल 1e होता है - , 3s कक्षीय पर कब्जा कर रहा है। Na परमाणु की त्रिज्या तीसरे आवर्त में सबसे बड़ी है। ये दो विशेषताएं तत्व की प्रकृति को निर्धारित करती हैं। इसका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . है . सोडियम की एकमात्र ऑक्सीकरण अवस्था +1 है। इसकी विद्युत ऋणात्मकता बहुत कम होती है, इसलिए सोडियम केवल धनावेशित आयन के रूप में यौगिकों में मौजूद होता है और रासायनिक बंधन को एक आयनिक चरित्र देता है। Na + आयन का आकार Li + से बहुत बड़ा है, और इसका विलयन इतना बड़ा नहीं है। हालांकि, यह समाधान में मुक्त रूप में मौजूद नहीं है।

K + और Na + आयनों का शारीरिक महत्व पृथ्वी की पपड़ी बनाने वाले घटकों की सतह पर उनकी अलग-अलग सोखने की क्षमता से जुड़ा है। सोडियम यौगिकों को केवल थोड़ा सोख लिया जाता है, जबकि पोटेशियम यौगिकों को मिट्टी और अन्य पदार्थों द्वारा दृढ़ता से बनाए रखा जाता है। कोशिका झिल्ली, कोशिका-पर्यावरण इंटरफ़ेस होने के कारण, K + आयनों के लिए पारगम्य हैं, जिसके परिणामस्वरूप K + की इंट्रासेल्युलर सांद्रता Na + आयनों की तुलना में बहुत अधिक है। इसी समय, रक्त प्लाज्मा में Na + की सांद्रता इसमें पोटेशियम की मात्रा से अधिक होती है। यह परिस्थिति कोशिकाओं की झिल्ली क्षमता के उद्भव से जुड़ी है। आयन K + और Na + - शरीर के तरल चरण के मुख्य घटकों में से एक। सीए 2+ आयनों के साथ उनका अनुपात कड़ाई से परिभाषित है, और इसके उल्लंघन से विकृति होती है। Na + आयनों के शरीर में प्रवेश से ध्यान देने योग्य हानिकारक प्रभाव नहीं पड़ता है। K + आयनों की सामग्री में वृद्धि हानिकारक है, लेकिन सामान्य परिस्थितियों में, इसकी एकाग्रता में वृद्धि कभी भी खतरनाक मूल्यों तक नहीं पहुंचती है। Rb + , Cs + , Li + आयनों के प्रभाव का अभी तक पर्याप्त अध्ययन नहीं किया गया है।

क्षार धातु के यौगिकों के उपयोग से जुड़े विभिन्न घावों में से हाइड्रॉक्साइड के घोल से जलन सबसे आम है। क्षार की क्रिया उनमें त्वचा प्रोटीन के विघटन और क्षारीय एल्बुमिनेट्स के निर्माण से जुड़ी होती है। उनके हाइड्रोलिसिस के परिणामस्वरूप क्षार फिर से निकल जाता है और शरीर की गहरी परतों पर कार्य करता है, जिससे अल्सर दिखाई देता है। क्षार के प्रभाव में नाखून सुस्त और भंगुर हो जाते हैं। बहुत पतला क्षार समाधान के साथ भी आंखों की क्षति, न केवल सतही विनाश के साथ होती है, बल्कि आंख के गहरे हिस्सों (आईरिस) के उल्लंघन के साथ होती है और अंधापन की ओर ले जाती है। क्षार धातु एमाइड के हाइड्रोलिसिस के दौरान, क्षार और अमोनिया एक साथ बनते हैं, जिससे फाइब्रिनस-टाइप ट्रेकोब्रोनकाइटिस और निमोनिया होता है।

1807 में गीले पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड के इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान जी। डेवी द्वारा लगभग एक साथ सोडियम के साथ पोटेशियम प्राप्त किया गया था। इस यौगिक के नाम से - "कास्टिक पोटाश" और तत्व को इसका नाम मिला। पोटेशियम के गुण सोडियम के गुणों से स्पष्ट रूप से भिन्न होते हैं, क्योंकि उनके परमाणुओं और आयनों की त्रिज्या में अंतर होता है। पोटेशियम यौगिकों में, बंधन अधिक आयनिक होता है, और K + आयन के रूप में, इसके बड़े आकार के कारण, सोडियम की तुलना में इसका ध्रुवीकरण प्रभाव कम होता है। प्राकृतिक मिश्रण में तीन समस्थानिक 39 K, 40 K, 41 K होते हैं। उनमें से एक 40 K . है ‑ रेडियोधर्मी है और खनिजों और मिट्टी की रेडियोधर्मिता का एक निश्चित अनुपात इस समस्थानिक की उपस्थिति से जुड़ा है। इसका आधा जीवन लंबा है - 1.32 अरब वर्ष। एक नमूने में पोटेशियम की उपस्थिति का निर्धारण करना काफी आसान है: धातु के वाष्प और इसके यौगिक लौ को बैंगनी-लाल कर देते हैं। तत्व का स्पेक्ट्रम काफी सरल है और 4s कक्षीय पर 1e - की उपस्थिति साबित करता है। इसका अध्ययन स्पेक्ट्रा की संरचना में सामान्य पैटर्न खोजने के लिए एक आधार के रूप में कार्य करता है।

1861 में रॉबर्ट बन्सन ने वर्णक्रमीय विश्लेषण द्वारा खनिज स्प्रिंग्स के नमक का अध्ययन करते हुए एक नए तत्व की खोज की। इसकी उपस्थिति स्पेक्ट्रम में गहरे लाल रंग की रेखाओं से सिद्ध हुई, जो अन्य तत्वों ने नहीं दी। इन रेखाओं के रंग से तत्व को रूबिडियम (रूबिडस-गहरा लाल) नाम दिया गया। 1863 में, आर. बन्सन ने रूबिडियम टार्ट्रेट (टार्टर सॉल्ट) को कालिख से कम करके इस धातु को उसके शुद्ध रूप में प्राप्त किया। तत्व की एक विशेषता उसके परमाणुओं की थोड़ी सी उत्तेजना है। इससे निकलने वाला इलेक्ट्रॉन दृश्य स्पेक्ट्रम की लाल किरणों की क्रिया के तहत प्रकट होता है। यह परमाणु 4d और 5s ऑर्बिटल्स की ऊर्जा में एक छोटे से अंतर के कारण है। स्थिर आइसोटोप वाले सभी क्षारीय तत्वों में से, रूबिडियम (जैसे सीज़ियम) में सबसे बड़ी परमाणु त्रिज्या और कम आयनीकरण क्षमता होती है। इस तरह के पैरामीटर तत्व की प्रकृति को निर्धारित करते हैं: उच्च इलेक्ट्रोपोसिटिविटी, अत्यधिक रासायनिक गतिविधि, कम गलनांक (39 0 सी) और बाहरी प्रभावों के लिए कम प्रतिरोध।

रुबिडियम की तरह सीज़ियम की खोज वर्णक्रमीय विश्लेषण से जुड़ी है। 1860 में, आर. बन्सन ने स्पेक्ट्रम में दो चमकदार नीली रेखाओं की खोज की जो उस समय ज्ञात किसी भी तत्व से संबंधित नहीं थीं। इसलिए नाम "कैसियस" (कैसियस), जिसका अर्थ है आसमानी नीला। यह क्षार धातु उपसमूह का अंतिम तत्व है जो अभी भी मापने योग्य मात्रा में पाया जाता है। सबसे बड़ी परमाणु त्रिज्या और सबसे छोटी पहली आयनीकरण क्षमता इस तत्व की प्रकृति और व्यवहार को निर्धारित करती है। इसमें एक स्पष्ट इलेक्ट्रोपोसिटिविटी और स्पष्ट धातु गुण हैं। बाहरी 6s-इलेक्ट्रॉन को दान करने की इच्छा इस तथ्य की ओर ले जाती है कि इसकी सभी प्रतिक्रियाएं बेहद हिंसक रूप से आगे बढ़ती हैं। परमाणु 5d और 6s ऑर्बिटल्स की ऊर्जा में एक छोटा सा अंतर परमाणुओं की थोड़ी सी उत्तेजना के लिए जिम्मेदार है। सीज़ियम में इलेक्ट्रॉनिक उत्सर्जन अदृश्य अवरक्त किरणों (थर्मल) की क्रिया के तहत देखा जाता है। परमाणु संरचना की यह विशेषता धारा की अच्छी विद्युत चालकता को निर्धारित करती है। यह सब इलेक्ट्रॉनिक उपकरणों में सीज़ियम को अपरिहार्य बनाता है। वी हाल ही मेंभविष्य के ईंधन के रूप में और थर्मोन्यूक्लियर फ्यूजन की समस्या के समाधान के संबंध में सीज़ियम प्लाज्मा पर अधिक से अधिक ध्यान दिया जाता है।

हवा में, लिथियम न केवल ऑक्सीजन के साथ, बल्कि नाइट्रोजन के साथ भी सक्रिय रूप से प्रतिक्रिया करता है और ली 3 एन (75% तक) और ली 2 ओ से मिलकर एक फिल्म के साथ कवर किया जाता है। शेष क्षार धातु पेरोक्साइड (ना 2 ओ 2) और सुपरऑक्साइड (के 2 ओ 4 या केओ 2)।

निम्नलिखित पदार्थ पानी के साथ प्रतिक्रिया करते हैं:

ली 3 एन + 3 एच 2 ओ = 3 लीओएच + एनएच 3;

ना 2 ओ 2 + 2 एच 2 ओ \u003d 2 नाओएच + एच 2 ओ 2;

के 2 ओ 4 + 2 एच 2 ओ \u003d 2 केओएच + एच 2 ओ 2 + ओ 2।

पनडुब्बियों और अंतरिक्ष यान पर वायु पुनर्जनन के लिए, लड़ाकू तैराकों (पनडुब्बी तोड़फोड़ करने वालों) के गैस मास्क और श्वास तंत्र को इन्सुलेट करने में, "ऑक्सन" के मिश्रण का उपयोग किया गया था:

ना 2 ओ 2 + सीओ 2 \u003d ना 2 सीओ 3 + 0.5 ओ 2;

के 2 ओ 4 + सीओ 2 \u003d के 2 सीओ 3 + 1.5 ओ 2।

यह वर्तमान में अग्निशामकों के लिए गैस मास्क को इन्सुलेट करने के लिए पुनर्जीवित कारतूस का मानक भरना है।
क्षार धातुएँ हाइड्रोजन के साथ गर्म करने पर अभिक्रिया करके हाइड्राइड बनाती हैं:

लिथियम हाइड्राइड का उपयोग एक मजबूत कम करने वाले एजेंट के रूप में किया जाता है।

हाइड्रॉक्साइडक्षार धातुएं कांच और चीनी मिट्टी के बरतन व्यंजनों को खराब करती हैं, उन्हें क्वार्ट्ज व्यंजनों में गरम नहीं किया जा सकता है:

SiO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O।

सोडियम और पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड अपने क्वथनांक (1300 0 C से अधिक) तक गर्म करने पर पानी को अलग नहीं करते हैं। कुछ सोडियम यौगिकों को कहा जाता है सोडा:

ए) सोडा ऐश, निर्जल सोडा, कपड़े धोने का सोडा या सिर्फ सोडा - सोडियम कार्बोनेट Na 2 CO 3;
बी) क्रिस्टलीय सोडा - सोडियम कार्बोनेट क्रिस्टल हाइड्रेट Na 2 CO 3। 10H2O;
ग) बाइकार्बोनेट या पीने - सोडियम बाइकार्बोनेट NaHCO 3;
d) सोडियम हाइड्रॉक्साइड NaOH को कास्टिक सोडा या कास्टिक कहा जाता है।

डी। आई। मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली के दूसरे समूह में तत्वों का एक समूह होता है जो क्षार धातुओं के गुणों में बहुत समान होते हैं, लेकिन गतिविधि में उनसे नीच होते हैं। इसमें बेरिलियम और मैग्नीशियम, साथ ही कैल्शियम, स्ट्रोंटियम, बेरियम और रेडियम शामिल हैं। उन्हें सामूहिक रूप से क्षारीय पृथ्वी तत्व के रूप में जाना जाता है। हमारे लेख में, हम प्रकृति में उनके वितरण और उद्योग में उपयोग से परिचित होंगे, साथ ही साथ क्षारीय पृथ्वी धातुओं के सबसे महत्वपूर्ण रासायनिक गुणों का अध्ययन करेंगे।

सामान्य विशेषताएँ

उपरोक्त सूचीबद्ध तत्वों के सभी परमाणुओं में बाहरी ऊर्जा परत पर दो इलेक्ट्रॉन होते हैं। अन्य पदार्थों के साथ बातचीत करते हुए, वे हमेशा अपने नकारात्मक कणों को छोड़ देते हैं, 2+ चार्ज के साथ धनायनों की स्थिति में चले जाते हैं। रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं में, तत्व मजबूत कम करने वाले एजेंटों के रूप में व्यवहार करते हैं। जैसे-जैसे परमाणु आवेश बढ़ता है, क्षारीय मृदा धातुओं के रासायनिक गुण और उनकी सक्रियता बढ़ती है। हवा में, वे जल्दी से ऑक्सीकरण करते हैं, उनकी सतह पर एक ऑक्साइड फिल्म बनाते हैं। सभी ऑक्साइड के लिए सामान्य सूत्र आरओ है। वे सूत्र R(OH) 2 के साथ हाइड्रॉक्साइड के अनुरूप हैं। उनके मूल गुण और पानी में घुलनशीलता भी तत्व की परमाणु संख्या में वृद्धि के साथ बढ़ती है।

बेरिलियम और मैग्नीशियम के विशेष गुण

उनके कुछ गुणों में, दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह के पहले दो प्रतिनिधि अन्य क्षारीय पृथ्वी तत्वों से कुछ अलग हैं। यह प्रकट होता है, विशेष रूप से, पानी के साथ उनकी बातचीत के दौरान। उदाहरण के लिए, बेरिलियम के रासायनिक गुण इस प्रकार हैं कि यह H2O के साथ बिल्कुल भी प्रतिक्रिया नहीं करता है।मैग्नीशियम गर्म होने पर ही पानी के साथ क्रिया करता है। लेकिन सभी क्षारीय पृथ्वी तत्व सामान्य तापमान पर इसके साथ आसानी से प्रतिक्रिया करते हैं। इस मामले में कौन से पदार्थ बनते हैं?

क्षारीय पृथ्वी धातु आधार

सक्रिय तत्व होने के कारण, कैल्शियम, बेरियम और समूह के अन्य सदस्य पानी से हाइड्रोजन को जल्दी से विस्थापित कर देते हैं, जिसके परिणामस्वरूप उनके हाइड्रॉक्साइड होते हैं। पानी के साथ क्षारीय पृथ्वी धातुओं की परस्पर क्रिया गर्मी की रिहाई के साथ तेजी से आगे बढ़ती है। कैल्शियम, बेरियम और स्ट्रोंटियम बेस के घोल स्पर्श करने के लिए साबुन होते हैं; अगर वे त्वचा और आंखों की श्लेष्मा झिल्ली के संपर्क में आते हैं, तो वे गंभीर जलन पैदा करते हैं। ऐसे मामलों में प्राथमिक उपचार एसिटिक एसिड के कमजोर समाधान के साथ घाव की सतह का उपचार होगा। यह क्षार को निष्क्रिय करता है और क्षतिग्रस्त ऊतकों के परिगलन के जोखिम को कम करता है।

क्षारीय पृथ्वी धातुओं के रासायनिक गुण

रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली के दूसरे समूह में शामिल धातुओं के गुणों की मुख्य सूची ऑक्सीजन, पानी और गैर-धातुओं के साथ बातचीत है। उदाहरण के लिए, कैल्शियम, सामान्य परिस्थितियों में भी, हैलोजन के साथ प्रतिक्रिया करता है: फ्लोरीन, क्लोरीन, ब्रोमीन और आयोडीन। गर्म होने पर, यह सल्फर, कार्बन और नाइट्रोजन के साथ जुड़ जाता है। कठोर ऑक्सीकरण - दहन, कैल्शियम ऑक्साइड के निर्माण के साथ समाप्त होता है: 2Ca + O 2 = 2 CaO। हाइड्रोजन के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया से हाइड्राइड्स बनते हैं। वे आयनिक क्रिस्टल जाली के साथ सफेद अपवर्तक पदार्थ हैं। क्षारीय पृथ्वी धातुओं के महत्वपूर्ण रासायनिक गुणों में पानी के साथ उनकी बातचीत शामिल है। जैसा कि पहले उल्लेख किया गया है, इस प्रतिस्थापन प्रतिक्रिया का उत्पाद धातु हाइड्रॉक्साइड होगा। हम यह भी ध्यान दें कि दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह में, कैल्शियम सबसे महत्वपूर्ण स्थान रखता है। इसलिए, हम इसकी विशेषताओं पर अधिक विस्तार से ध्यान केंद्रित करते हैं।

कैल्शियम और उसके यौगिक

पृथ्वी की पपड़ी में तत्व की सामग्री 3.5% तक है, जो चूना पत्थर, चाक, संगमरमर और कैल्साइट जैसे खनिजों की संरचना में इसके व्यापक वितरण का संकेत देती है। प्राकृतिक कैल्शियम में छह प्रकार के आइसोटोप होते हैं। यह प्राकृतिक जल स्रोतों में भी पाया जाता है। अकार्बनिक रसायन विज्ञान के पाठ्यक्रम में क्षार धातु यौगिकों का विस्तार से अध्ययन किया जाता है। उदाहरण के लिए, 9वीं कक्षा में, छात्र सीखते हैं कि कैल्शियम एक हल्की लेकिन मजबूत चांदी-सफेद धातु है। इसका गलनांक और क्वथनांक क्षारीय तत्वों की तुलना में अधिक होता है। मुख्य उत्पादन विधि पिघला हुआ क्लोराइड और कैल्शियम फ्लोराइड लवण के मिश्रण का इलेक्ट्रोलिसिस है। मुख्य रासायनिक गुणों में ऑक्सीजन, पानी और अधातुओं के साथ इसकी प्रतिक्रियाएं शामिल हैं। क्षार धातु के यौगिकों में से, कैल्शियम ऑक्साइड और क्षार उद्योग के लिए सबसे अधिक महत्व रखते हैं। पहला यौगिक चाक या चूना पत्थर से जलाकर प्राप्त किया जाता है।

इसके अलावा, कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड कैल्शियम ऑक्साइड और पानी से बनता है। रेत और पानी के साथ इसके मिश्रण को चूना मोर्टार कहा जाता है। इसका उपयोग प्लास्टर के रूप में और दीवारों को बिछाने के दौरान ईंटों को जोड़ने के लिए किया जाता है। कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड का एक घोल, जिसे चूने का पानी कहा जाता है, कार्बन डाइऑक्साइड का पता लगाने के लिए अभिकर्मक के रूप में उपयोग किया जाता है। जब कार्बन डाइऑक्साइड को Ca(OH) 2 के एक पारदर्शी जलीय घोल से गुजारा जाता है, तो कैल्शियम कार्बोनेट के अघुलनशील अवक्षेप के बनने के कारण इसकी मैलापन देखा जाता है।

मैग्नीशियम और इसकी विशेषताएं

क्षारीय पृथ्वी धातुओं का रसायन मैग्नीशियम के गुणों का अध्ययन करता है, इसकी कुछ विशेषताओं पर ध्यान केंद्रित करता है। यह एक बहुत ही हल्की, चांदी-सफेद धातु है। उच्च आर्द्रता वाले वातावरण में पिघला हुआ मैग्नीशियम, जल वाष्प से हाइड्रोजन अणुओं को सक्रिय रूप से अवशोषित करता है। ठंडा होने पर, धातु उन्हें लगभग पूरी तरह से वापस हवा में छोड़ देती है। यह खराब घुलनशील यौगिक - मैग्नीशियम हाइड्रॉक्साइड के निर्माण के कारण पानी के साथ बहुत धीमी गति से प्रतिक्रिया करता है। क्षार मैग्नीशियम पर बिल्कुल भी कार्य नहीं करते हैं। धातु कुछ एसिड के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है: केंद्रित सल्फेट और हाइड्रोफ्लोरिक, इसकी निष्क्रियता और सतह पर एक सुरक्षात्मक फिल्म के गठन के कारण। अधिकांश खनिज एसिड धातु को भंग कर देते हैं, जो हाइड्रोजन की तेजी से रिहाई के साथ होता है। मैग्नीशियम एक मजबूत कम करने वाला एजेंट है, यह कई धातुओं को उनके ऑक्साइड या लवण से बदल देता है:

बीओ + एमजी = एमजीओ + बी।

धातु, बेरिलियम, मैंगनीज और एल्यूमीनियम के साथ, स्टील के अतिरिक्त मिश्र धातु के रूप में उपयोग किया जाता है। मैग्नीशियम युक्त मिश्र धातु - इलेक्ट्रॉनों - में विशेष रूप से मूल्यवान गुण होते हैं। उनका उपयोग विमान निर्माण और ऑटोमोबाइल उत्पादन के साथ-साथ ऑप्टिकल प्रौद्योगिकी के विवरण में भी किया जाता है।

जीवों के जीवन में तत्वों की भूमिका

आइए हम क्षारीय पृथ्वी धातुओं के उदाहरण दें, जिनके यौगिक वन्यजीवों में सामान्य हैं। मैग्नीशियम पौधों में क्लोरोफिल अणुओं में केंद्रीय परमाणु है। यह प्रकाश संश्लेषण की प्रक्रिया में शामिल है और हरे वर्णक के सक्रिय केंद्रों का हिस्सा है। मैग्नीशियम परमाणु प्रकाश ऊर्जा को पकड़ते हैं और फिर इसे ऊर्जा में परिवर्तित करते हैं। रासायनिक बन्धकार्बनिक यौगिक: ग्लूकोज, अमीनो एसिड, ग्लिसरॉल और फैटी एसिड। मानव शरीर में चयापचय को विनियमित करने वाले एंजाइमों के एक आवश्यक घटक के रूप में तत्व द्वारा एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाई जाती है। कैल्शियम एक मैक्रोन्यूट्रिएंट है जो तंत्रिका ऊतक के माध्यम से विद्युत आवेगों के कुशल मार्ग को सुनिश्चित करता है। हड्डियों और दाँत तामचीनी की संरचना में इसके फॉस्फेट लवण की उपस्थिति उन्हें कठोरता और ताकत देती है।

बेरिलियम और उसके गुण

क्षारीय पृथ्वी धातुओं में बेरिलियम, बेरियम और स्ट्रोंटियम भी शामिल हैं। बेरिलियम पर विचार करें। तत्व प्रकृति में व्यापक रूप से वितरित नहीं है, मुख्य रूप से खनिजों की संरचना में पाया जाता है, उदाहरण के लिए, बेरिल। इसकी किस्मों में बहुरंगी अशुद्धियाँ होती हैं जवाहरात: पन्ना और एक्वामरीन। भौतिक गुणों की एक विशेषता भंगुरता और उच्च कठोरता है। तत्व के परमाणु की एक विशिष्ट विशेषता बाहर से दूसरे ऊर्जा स्तर पर उपस्थिति है, आठ नहीं, अन्य सभी क्षारीय पृथ्वी धातुओं की तरह, लेकिन केवल दो इलेक्ट्रॉन।

इसलिए, परमाणु और आयन की त्रिज्या अनुपातहीन रूप से छोटी होती है, आयनीकरण ऊर्जा बड़ी होती है। यह धातु क्रिस्टल जाली की उच्च शक्ति का कारण बनता है। बेरिलियम के रासायनिक गुण भी इसे दूसरे समूह के अन्य तत्वों से अलग करते हैं। यह न केवल एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है, बल्कि क्षार समाधान के साथ भी हाइड्रोजन को विस्थापित करता है और हाइड्रोक्सोबेरीलेट्स बनाता है:

Be + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2।

धातु में कई अनूठी विशेषताएं हैं। एक्स-रे संचारित करने की इसकी क्षमता के कारण, इसका उपयोग एक्स-रे ट्यूब विंडो के निर्माण के लिए किया जाता है। परमाणु उद्योग में, तत्व को सबसे अच्छा न्यूट्रॉन मॉडरेटर और परावर्तक माना जाता है। धातु विज्ञान में, इसका उपयोग एक मूल्यवान मिश्र धातु योजक के रूप में किया जाता है जो मिश्र धातुओं के जंग-रोधी गुणों को बढ़ाता है।

स्ट्रोंटियम और बेरियम

तत्व प्रकृति में काफी सामान्य हैं और, क्षारीय पृथ्वी धातु मैग्नीशियम की तरह, खनिजों का हिस्सा हैं। आइए उन्हें कॉल करें: यह बैराइट, सेलेस्टाइन, स्ट्रोंटियनाइट है। बेरियम एक नमनीय, चांदी-सफेद धातु है। कैल्शियम की तरह, यह कई समस्थानिकों द्वारा दर्शाया जाता है। हवा में, यह सक्रिय रूप से अपने घटकों - ऑक्सीजन और नाइट्रोजन के साथ बातचीत करता है, बेरियम ऑक्साइड और नाइट्राइड बनाता है। इस कारण से, धातु हवा के संपर्क से बचने के लिए पैराफिन या खनिज तेल की एक परत के नीचे जमा हो जाती है। दोनों धातुएं 500°C तक गर्म करने पर परॉक्साइड बनाती हैं।

इनमें से, बेरियम पेरोक्साइड, जिसे कपड़े ब्लीच के रूप में उपयोग किया जाता है, में व्यावहारिक अनुप्रयोग हैं। क्षारीय पृथ्वी धातुओं, बेरियम और स्ट्रोंटियम के रासायनिक गुण कैल्शियम के समान हैं। हालांकि, पानी के साथ उनकी बातचीत बहुत अधिक सक्रिय है, और बनने वाले आधार कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड से अधिक मजबूत होते हैं। बेरियम का उपयोग तरल-धातु शीतलक के लिए एक योज्य के रूप में किया जाता है जो जंग को कम करता है, प्रकाशिकी में और वैक्यूम इलेक्ट्रॉनिक उपकरणों के निर्माण में। सौर कोशिकाओं और फास्फोरस के उत्पादन में स्ट्रोंटियम की मांग है।

क्षारीय पृथ्वी धातु आयनों का उपयोग करके गुणात्मक प्रतिक्रियाएं

बेरियम और स्ट्रोंटियम यौगिक क्षारीय पृथ्वी धातुओं के उदाहरण हैं जिनका व्यापक रूप से आतिशबाज़ी बनाने की विद्या में उनके आयनों द्वारा लपटों के चमकीले रंग के कारण उपयोग किया जाता है। तो, स्ट्रोंटियम सल्फेट या कार्बोनेट लौ की एक कारमाइन-लाल चमक देता है, और संबंधित बेरियम यौगिक - पीला-हरा। प्रयोगशाला में कैल्शियम आयनों का पता लगाने के लिए, कैल्शियम क्लोराइड के कई दाने बर्नर की लौ पर डाले जाते हैं, लौ ईंट लाल हो जाती है।

एक घोल में सल्फेट एसिड के एसिड अवशेष आयनों का पता लगाने के लिए विश्लेषणात्मक रसायन विज्ञान में बेरियम क्लोराइड के घोल का उपयोग किया जाता है। यदि, जब घोल को बहाया जाता है, तो बेरियम सल्फेट का एक सफेद अवक्षेप बनता है, इसका मतलब है कि इसमें SO 4 2- के कण थे।

हमारे लेख में, हमने क्षारीय पृथ्वी धातुओं के गुणों का अध्ययन किया और विभिन्न उद्योगों में उनके आवेदन के उदाहरण दिए।

सामान्य विशेषताएँतत्वों की आवर्त सारणी का समूह IIA।

इस समूह में निम्नलिखित तत्व शामिल हैं: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. उनके पास एक सामान्य इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन है: (n-1)p6ns2, Be 1s22s2 को छोड़कर। उत्तरार्द्ध के कारण, Be के गुण समग्र रूप से उपसमूह के गुणों से थोड़े भिन्न होते हैं। मैग्नीशियम के गुण भी उपसमूह के गुणों से भिन्न होते हैं, लेकिन कुछ हद तक। Ca - Sr - Ba - Ra श्रृंखला में, गुण क्रमिक रूप से बदलते हैं। श्रृंखला Be-Ra में आपेक्षिक वैद्युतीयऋणात्मकता गिरती है क्योंकि। जैसे-जैसे परमाणु का आकार बढ़ता है, संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को अधिक आसानी से दिया जाता है। आईआईए उपसमूह के तत्वों के गुण दो एनएस-इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने में आसानी से निर्धारित होते हैं। इस स्थिति में, E2+ आयन बनते हैं। एक्स-रे विवर्तन का अध्ययन करते समय, यह पता चला कि कुछ यौगिकों में IIA उपसमूह के तत्व एकरूपता प्रदर्शित करते हैं। ऐसे यौगिकों का एक उदाहरण ईजी है, जो ईजी 2 पिघल में ई जोड़कर प्राप्त किया जाता है। इस श्रेणी के सभी तत्व प्रकृति में अपनी उच्च क्रियाशीलता के कारण मुक्त अवस्था में नहीं पाए जाते हैं।

क्षारीय पृथ्वी धातु।

कैल्शियम, स्ट्रोंटियम, बेरियम और रेडियम को क्षारीय पृथ्वी धातु कहा जाता है। उनका नाम इसलिए रखा गया है क्योंकि उनके ऑक्साइड पानी को एक क्षारीय वातावरण देते हैं।

क्षारीय पृथ्वी धातुओं का इतिहास
चूना पत्थर, संगमरमर और जिप्सम का इस्तेमाल प्राचीन काल (5000 साल पहले) में मिस्रवासियों द्वारा निर्माण व्यवसाय में किया जाता था। अठारहवीं शताब्दी के अंत तक, रसायनज्ञ चूने को एक साधारण पदार्थ मानते थे। 1746 में, आई. पॉट ने काफी शुद्ध कैल्शियम ऑक्साइड प्राप्त किया और उसका वर्णन किया। 1789 में, लैवोजियर ने सुझाव दिया कि चूना, मैग्नेशिया, बैराइट जटिल पदार्थ हैं। स्ट्रोंटियम और बेरियम की खोज से बहुत पहले, उनके "अस्पष्ट" यौगिकों का उपयोग आतिशबाज़ी बनाने की विद्या में क्रमशः लाल और हरी बत्ती उत्पन्न करने के लिए किया जाता था। पिछली शताब्दी के 40 के दशक के मध्य तक, स्ट्रोंटियम मुख्य रूप से "अजीब रोशनी" की धातु थी। 1787 में, स्ट्रोंटियन के स्कॉटिश गांव के पास एक सीसे की खदान में एक नया खनिज मिला, जिसे उन्होंने SrCO3 स्ट्रोंटियनाइट कहा। ए. क्रॉफर्ड ने अभी भी अज्ञात "पृथ्वी" के अस्तित्व का सुझाव दिया। 1792 में, टी। हॉप ने साबित किया कि पाए गए खनिज की संरचना में एक नया तत्व शामिल है - स्ट्रोंटियम। उसी समय, गुड़ से चीनी प्राप्त करते समय, अघुलनशील स्ट्रोंटियम डिसैकरेट (С12Н22О4.2SrO) को सीनियर (ओएच) 2 का उपयोग करके अलग किया गया था। श्री उत्पादन में वृद्धि हुई। हालांकि, जल्द ही यह देखा गया कि समान कैल्शियम सुक्रोज भी अघुलनशील था, और कैल्शियम ऑक्साइड निस्संदेह सस्ता था। स्ट्रोंटियम में रुचि तुरंत गायब हो गई और केवल 1940 के दशक में फिर से बढ़ी। हैवी स्पर पहला ज्ञात बेरियम यौगिक था। इसकी खोज 17वीं शताब्दी की शुरुआत में हुई थी। इतालवी कीमियागर कैसियारोलो। उन्होंने यह भी स्थापित किया कि कोयले के साथ मजबूत हीटिंग के बाद, यह खनिज लाल रोशनी के साथ अंधेरे में चमकता है और इसे "लैपिस सोलारिस" (सूर्य पत्थर) नाम दिया गया है। 1808 में, डेवी ने पारा कैथोड के साथ इलेक्ट्रोलिसिस के लिए मरकरी ऑक्साइड के साथ गीले बुझे हुए चूने के मिश्रण के अधीन, एक कैल्शियम अमलगम तैयार किया, और उसमें से पारा को बाहर निकालने के बाद, उन्होंने "कैल्शियम" नामक एक धातु प्राप्त की (लैटिन कैलक्स से, जीनस केस) कैल्सिस - चूना)। इसी तरह देवी ने बा और सीनियर को प्राप्त किया। कैल्शियम प्राप्त करने की एक औद्योगिक विधि सटर और रेडलिच द्वारा 1896 में राथेनौ संयंत्र (जर्मनी) में विकसित की गई थी। 1904 में, कैल्शियम के उत्पादन के लिए पहला संयंत्र संचालित होना शुरू हुआ।
रेडियम की भविष्यवाणी मेंडेलीव ने 1871 में की थी और 1898 में मैरी और पियरे क्यूरी ने इसकी खोज की थी। उन्होंने पाया कि यूरेनियम अयस्क यूरेनियम की तुलना में अधिक रेडियोधर्मी हैं। कारण था रेडियम यौगिक। उन्होंने क्षार के साथ यूरेनियम अयस्क के अवशेषों का इलाज किया, और हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ क्या भंग नहीं हुआ। दूसरे उपचार के बाद के अवशेष अयस्क की तुलना में अधिक रेडियोधर्मी थे। इस अंश में रेडियम पाया गया था। क्यूरी पत्नियों ने 1898 की एक रिपोर्ट में अपनी खोज की सूचना दी।

क्षारीय पृथ्वी धातुओं की व्यापकता
स्थलमंडल में कैल्शियम की मात्रा पृथ्वी की पपड़ी के कुल द्रव्यमान का 2.96% है, स्ट्रोंटियम - 0.034%, बेरियम - 0.065%, रेडियम - 1.10-10%। प्रकृति में, कैल्शियम में द्रव्यमान संख्या 40 (96.97%), 42 (0.64%), 43 (0.14%), 44 (2.06%), 46 (0.003%), 48 (0, उन्नीस%) के साथ समस्थानिक होते हैं; स्ट्रोंटियम - 84 (0.56%), 86 (9.86%), 87 (7.02%), 88 (82.56%); बेरियम - 130(0.1%), 132(0.1%), 134(2.42%), 135(6.59%), 136(7.81), 137(11.32%), 138 (71.66)। रेडियम रेडियोधर्मी है। सबसे स्थिर प्राकृतिक समस्थानिक 226Ra है। क्षारीय पृथ्वी तत्वों के मुख्य खनिज कार्बन और सल्फेट लवण हैं: CaCO3 - केल्साइट, CaSO4 - andidrite, SrCO3 - स्ट्रोंटियनाइट, SrSO4 - सेलेस्टीन, BaCO3 - विराइट। BaSO4 - भारी स्पर। फ्लोराइट CaF2 भी एक उपयोगी खनिज है।
सीए जीवन प्रक्रियाओं में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। मानव शरीर में 0.7-1.4 wt.% कैल्शियम होता है, जिसमें से 99% हड्डी और दंत ऊतक में होता है। पौधों में भी होता है बड़ी मात्राकैल्शियम। कैल्शियम यौगिक प्राकृतिक जल और मिट्टी में पाए जाते हैं। मानव शरीर में बेरियम, स्ट्रोंटियम और रेडियम नगण्य मात्रा में होते हैं।

क्षारीय पृथ्वी धातु प्राप्त करना
ESO के ऑक्साइड या क्लोराइड पहले प्राप्त होते हैं। ESO3 को कैल्सीन करके EO प्राप्त किया जाता है, और ES12 को ESO3 पर हाइड्रोक्लोरिक एसिड की क्रिया द्वारा प्राप्त किया जाता है। सभी क्षारीय पृथ्वी धातुओं को अनुमानित योजना के अनुसार 1200 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर उनके ऑक्साइड के एल्युमिनोथर्मिक कमी द्वारा प्राप्त किया जा सकता है: 3EO + 2Al = Al2O3 + 3E। ई के ऑक्सीकरण से बचने के लिए प्रक्रिया को निर्वात में किया जाता है। कैल्शियम (अन्य सभी ई की तरह) CaCl2 पिघल के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किया जा सकता है, इसके बाद वैक्यूम आसवन या CaC2 का थर्मल पृथक्करण होता है। Ba और Sr को E2N3, E(NH3)6, EN2 के पायरोलिसिस द्वारा प्राप्त किया जा सकता है। यूरेनियम अयस्कों से संयोग से रेडियम का खनन किया जाता है।

क्षारीय पृथ्वी धातुओं के भौतिक गुण
सीए और इसके एनालॉग चांदी-सफेद धातुएं हैं। कैल्शियम उन सभी में सबसे कठिन है। स्ट्रोंटियम और विशेष रूप से बेरियम कैल्शियम की तुलना में बहुत नरम होते हैं। सभी क्षारीय पृथ्वी धातुएं तन्य हैं, फोर्जिंग, काटने और रोलिंग के लिए खुद को अच्छी तरह से उधार देती हैं। सामान्य परिस्थितियों में कैल्शियम एफसीसी संरचना में एक अवधि = 0.556 एनएम (सीएन = 12) के साथ क्रिस्टलीकृत होता है, और बीसीसी संरचना में 464 डिग्री सेल्सियस से ऊपर के तापमान पर। Ca Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg के साथ मिश्रधातु बनाता है। स्ट्रोंटियम में FCC संरचना होती है; 488 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर, स्ट्रोंटियम एक बहुरूपी परिवर्तन से गुजरता है और एक हेक्सागोनल संरचना में क्रिस्टलीकृत होता है। वह पैरामैग्नेटिक है। बेरियम बीसीसी संरचना में क्रिस्टलीकृत होता है। सीए और सीन एक दूसरे के साथ ठोस समाधानों की एक सतत श्रृंखला बनाने में सक्षम हैं, और अलगाव के क्षेत्र सीए-बा और सीनियर-बा सिस्टम में दिखाई देते हैं। तरल अवस्था में, स्ट्रोंटियम Be, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb के साथ मिश्रित होता है। अंतिम चार के साथ, Sr इंटरमेटेलिक यौगिक बनाता है। क्षारीय पृथ्वी धातुओं की विद्युत चालकता बढ़ते दबाव के साथ घट जाती है, अन्य विशिष्ट धातुओं के लिए विपरीत प्रक्रिया के विपरीत। क्षारीय पृथ्वी धातुओं के लिए कुछ स्थिरांक नीचे दिए गए हैं:

सीए सीनियर बा राय
परमाणु त्रिज्या, एनएम 0.197 0.215 0.221 0.235
E2+ आयन त्रिज्या, एनएम 0.104 0.127 0.138 0.144
ऊर्जा करोड़ जाली, μJkmol 194.1 164.3 175.8 130
, gcm3 1.54 2.63 3.5 5.5-6
टीएम।, оС 852 770 710 800
क्वथनांक, оС 1484 1380 1640 1500
विद्युत चालकता (एचजी = 1) 22 4 2
संलयन की ऊष्मा kcalg-परमाणु 2.1 2.2 1.8
वाष्पीकरण की ऊष्मा kcalg-परमाणु 36 33 36
विशिष्ट ताप क्षमता, J (kg.K) 624 737 191.93 136
तरलता पा-1.10-11 5.92 8.36

क्षारीय पृथ्वी धातुओं और उनके यौगिकों के रासायनिक गुण
ऑक्साइड फिल्म बनने के कारण E की ताजा सतह जल्दी से काली हो जाती है। यह फिल्म अपेक्षाकृत घनी है - समय के साथ, पूरी धातु धीरे-धीरे ऑक्सीकरण करती है। फिल्म में EO, साथ ही EO2 और E3N2 शामिल हैं। प्रतिक्रियाओं की सामान्य इलेक्ट्रोड क्षमता E-2e = E2+ =-2.84V(Ca), =-2.89(Sr) हैं। ई बहुत सक्रिय तत्व हैं: वे पानी और एसिड में घुल जाते हैं, अधिकांश धातुओं को उनके ऑक्साइड, हैलाइड, सल्फाइड से विस्थापित करते हैं। मुख्य रूप से (200-300 डिग्री सेल्सियस) कैल्शियम योजना के अनुसार जल वाष्प के साथ बातचीत करता है: 2Ca + H2O = CaO + CaH2। द्वितीयक अभिक्रियाओं का रूप होता है: CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 और CaO + H2O = Ca(OH)2। मजबूत सल्फ्यूरिक एसिड में, खराब घुलनशील ESO4 की फिल्म बनने के कारण E लगभग नहीं घुलता है। तनु खनिज अम्लों के साथ, E हाइड्रोजन की रिहाई के साथ हिंसक रूप से प्रतिक्रिया करता है। जब 800°C से ऊपर गर्म किया जाता है, तो कैल्शियम योजना के अनुसार मीथेन के साथ प्रतिक्रिया करता है: 3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2। गर्म होने पर, वे हाइड्रोजन, सल्फर और गैसीय अमोनिया के साथ प्रतिक्रिया करते हैं। रासायनिक गुणों की दृष्टि से रेडियम बीए के सबसे निकट है, लेकिन यह अधिक सक्रिय है। कमरे के तापमान पर, यह हवा में ऑक्सीजन और नाइट्रोजन के साथ विशेष रूप से जोड़ती है। सामान्य तौर पर, इसके रासायनिक गुण इसके समकक्षों की तुलना में थोड़े अधिक स्पष्ट होते हैं। सभी रेडियम यौगिक धीरे-धीरे अपने स्वयं के विकिरण की क्रिया के तहत एक पीले या भूरे रंग का रंग प्राप्त करते हुए विघटित हो जाते हैं। रेडियम यौगिकों में ऑटोलुमिनेसिसेंस की संपत्ति होती है। रेडियोधर्मी क्षय के परिणामस्वरूप, 1 ग्राम रा हर घंटे 553.7 J ऊष्मा छोड़ता है। इसलिए, रेडियम और उसके यौगिकों का तापमान हमेशा परिवेश के तापमान से 1.5 डिग्री अधिक होता है। यह भी ज्ञात है कि प्रतिदिन 1 ग्राम रेडियम 1 मिमी3 रेडॉन (226Ra = 222Rn + 4He) छोड़ता है, जो रेडॉन स्नान के लिए रेडॉन के स्रोत के रूप में इसके उपयोग का आधार है।
हाइड्राइड्स ई सफेद, क्रिस्टलीय नमक जैसे पदार्थ होते हैं। गर्म करने पर ये सीधे तत्वों से प्राप्त होते हैं। प्रतिक्रिया की शुरुआत का तापमान E + H2 = EN2 250 °C (Ca), 200 °C (Sr), 150 °C (Ba) है। EN2 का ऊष्मीय पृथक्करण 600°C से प्रारंभ होता है। हाइड्रोजन वातावरण में, CaH2 गलनांक (816°C) पर विघटित नहीं होता है। नमी की अनुपस्थिति में, क्षारीय पृथ्वी धातु हाइड्राइड सामान्य तापमान पर हवा में स्थिर होते हैं। वे हैलोजन के साथ प्रतिक्रिया नहीं करते हैं। हालांकि, गर्म होने पर, EN2 की रासायनिक गतिविधि बढ़ जाती है। वे धातुओं (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta) में ऑक्साइड को कम करने में सक्षम हैं, उदाहरण के लिए, 2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti। CaH2 की Al2O3 के साथ प्रतिक्रिया 750°C: 3CaH2 + Al2O3 = 3CaO + 3H2 + 2Al, और फिर: CaH2 + 2Al = CaAl2 + H2 पर होती है। योजना के अनुसार CaH2 नाइट्रोजन के साथ 600°C पर प्रतिक्रिया करता है: 3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2। जब EN2 को प्रज्वलित किया जाता है, तो वे धीरे-धीरे जल जाते हैं: EN2 + O2 = H2O + CaO। ठोस ऑक्सीडाइज़र के साथ मिश्रित होने पर विस्फोटक। EN2 पर पानी की क्रिया के तहत, हाइड्रॉक्साइड और हाइड्रोजन निकलते हैं। यह प्रतिक्रिया अत्यधिक ऊष्माक्षेपी है: EN2 हवा में पानी से भीगा हुआ अनायास प्रज्वलित हो जाता है। EN2 एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है, उदाहरण के लिए, योजना के अनुसार: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2। EN2 का उपयोग शुद्ध हाइड्रोजन प्राप्त करने के साथ-साथ कार्बनिक सॉल्वैंट्स में पानी के निशान को निर्धारित करने के लिए किया जाता है। ई नाइट्राइड रंगहीन दुर्दम्य पदार्थ हैं। वे सीधे ऊंचे तापमान पर तत्वों से प्राप्त होते हैं। वे योजना के अनुसार पानी के साथ विघटित होते हैं: E3N2 + 6H2O = 3E (OH) 2 + 2NH3। E3N2 योजना के अनुसार CO के साथ गर्म होने पर प्रतिक्रिया करता है: E3N2 + 3CO = 3EO + N2 + 3C। E3N2 को कोयले से गर्म करने पर होने वाली प्रक्रियाएँ इस तरह दिखती हैं:
E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (ई = सीए, सीनियर); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;
स्ट्रोंटियम नाइट्राइड एचसीएल के साथ प्रतिक्रिया करके सीन और अमोनियम क्लोराइड देता है। फॉस्फाइड्स E3P2 सीधे तत्वों से या कोयले के साथ ट्राइसबस्टिट्यूटेड फॉस्फेट को शांत करके बनते हैं:
Ca3(PO4)2 + 4C = Ca3P2 + 4CO
वे योजना के अनुसार पानी द्वारा हाइड्रोलाइज्ड होते हैं: E3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3E(OH)2। एसिड के साथ, क्षारीय पृथ्वी धातु फॉस्फाइड संबंधित नमक और फॉस्फीन देते हैं। यह प्रयोगशाला में फॉस्फीन प्राप्त करने के लिए उनके आवेदन का आधार है।
संरचना E(NH3)6 के जटिल अमोनिया यौगिक धात्विक चमक और उच्च विद्युत चालकता वाले ठोस पदार्थ हैं। वे ई पर तरल अमोनिया की क्रिया द्वारा प्राप्त किए जाते हैं। वे हवा में अनायास प्रज्वलित होते हैं। हवाई पहुंच के बिना, वे संबंधित एमाइड में विघटित हो जाते हैं: ई (एनएच 3) 6 \u003d ई (एनएच 2) 2 + 4 एनएच 3 + एच 2। गर्म होने पर, वे उसी पैटर्न के अनुसार सख्ती से विघटित हो जाते हैं।
क्षारीय पृथ्वी धातु कार्बाइड, जो कोयले के साथ ई को शांत करके प्राप्त किया जाता है, एसिटिलीन की रिहाई के साथ पानी से विघटित हो जाता है: ES2 + 2H2O \u003d E (OH) 2 + C2H2। BaC2 के साथ प्रतिक्रिया इतनी हिंसक है कि यह पानी के संपर्क में आने पर प्रज्वलित होती है। Ca और Ba के लिए तत्वों से ES2 के बनने की ऊष्मा 14 और 12 kcalmoles है। नाइट्रोजन के साथ गर्म करने पर, ES2 CaCN2, Ba(CN)2, SrCN2 देता है। ज्ञात सिलिसाइड्स (ईएसआई और ईएसआई 2)। उन्हें सीधे तत्वों से गर्म करके प्राप्त किया जा सकता है। वे पानी के साथ हाइड्रोलाइज करते हैं और एसिड के साथ प्रतिक्रिया करके H2Si2O5, SiH4, संबंधित E यौगिक और हाइड्रोजन देते हैं। ज्ञात EV6 बोराइड तत्वों से गर्म करके प्राप्त किया जाता है।
कैल्शियम ऑक्साइड और इसके एनालॉग सफेद अपवर्तक (TboilCaO = 2850 ° C) पदार्थ हैं जो पानी को सख्ती से अवशोषित करते हैं। यह पूर्ण अल्कोहल प्राप्त करने के लिए बाओ के उपयोग का आधार है। वे पानी के साथ हिंसक रूप से प्रतिक्रिया करते हैं, बहुत अधिक गर्मी छोड़ते हैं (SrO को छोड़कर, जिसका विघटन एंडोथर्मिक है)। EO एसिड और अमोनियम क्लोराइड में घुल जाता है: EO + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O। ईओ संबंधित धातुओं के कार्बोनेट, नाइट्रेट, पेरोक्साइड या हाइड्रॉक्साइड को शांत करके प्राप्त किया जाता है। BaO में बेरियम और ऑक्सीजन के प्रभावी आवेश 0.86 हैं। SrO 700 °C पर पोटेशियम साइनाइड के साथ प्रतिक्रिया करता है:
KCN + SrO = Sr + KCNO।
स्ट्रोंटियम ऑक्साइड मेथनॉल में घुलकर Sr(OCH3)2 बनाता है। बाओ के मैग्नीशियम-थर्मल कमी के दौरान, एक मध्यवर्ती ऑक्साइड Ba2O प्राप्त किया जा सकता है, जो अस्थिर और अनुपातहीन है।
क्षारीय पृथ्वी धातुओं के हाइड्रॉक्साइड पानी में घुलनशील सफेद पदार्थ होते हैं। वे मजबूत आधार हैं। Ca-Sr-Ba श्रृंखला में, हाइड्रॉक्साइड्स की मूल प्रकृति और घुलनशीलता बढ़ जाती है। 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, और Ca(OH)2.H2O आमतौर पर हाइड्रॉक्साइड समाधान से पृथक होते हैं। EOs हाइड्रॉक्साइड बनाने के लिए पानी मिलाते हैं। निर्माण में CaO का उपयोग इसी पर आधारित है। 2:1 वजन अनुपात में Ca(OH)2 और NaOH के एक करीबी मिश्रण को सोडा लाइम कहा जाता है और व्यापक रूप से CO2 मेहतर के रूप में उपयोग किया जाता है। सीए (ओएच) 2, हवा में खड़े होने पर, योजना के अनुसार सीओ 2 को अवशोषित करता है: सीए (ओएच) 2 + सीओ 2 = सीएसीओ 3 + एच 2 ओ। लगभग 400 डिग्री सेल्सियस पर, सीए (ओएच) 2 कार्बन मोनोऑक्साइड के साथ प्रतिक्रिया करता है: सीओ + सीए (ओएच) 2 = सीएसीओ 3 + एच 2। बैराइट जल CS2 के साथ 100°C पर अभिक्रिया करता है: CS2 + 2Ba(OH)2 = BaCO3 + Ba(HS)2 + H2O। एल्युमिनियम बैराइट पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2। E(OH)2 का उपयोग कार्बोनिक एनहाइड्राइड को खोलने के लिए किया जाता है।
ई सफेद पेरोक्साइड बनाते हैं। वे ऑक्साइड की तुलना में काफी कम स्थिर होते हैं और मजबूत ऑक्सीकारक होते हैं। व्यावहारिक महत्व का सबसे स्थिर BaO2 है, जो एक सफेद, अनुचुंबकीय पाउडर है जिसका घनत्व 4.96 g1cm3 है, और इसी तरह। 450°. BaO2 सामान्य तापमान पर स्थिर है (इसे वर्षों तक संग्रहीत किया जा सकता है), यह पानी, शराब और ईथर में खराब घुलनशील है, यह नमक और हाइड्रोजन पेरोक्साइड की रिहाई के साथ तनु एसिड में घुल जाता है। बेरियम पेरोक्साइड का थर्मल अपघटन ऑक्साइड, Cr2O3, Fe2O3 और CuO द्वारा त्वरित होता है। बेरियम पेरोक्साइड हाइड्रोजन, सल्फर, कार्बन, अमोनिया, अमोनियम लवण, पोटेशियम फेरिकैनाइड आदि के साथ गर्म होने पर प्रतिक्रिया करता है। बेरियम पेरोक्साइड केंद्रित हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है, क्लोरीन जारी करता है: BaO2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O। यह पानी को हाइड्रोजन पेरोक्साइड में ऑक्सीकृत करता है: H2O + BaO2 = Ba(OH)2 + H2O2। यह अभिक्रिया उत्क्रमणीय है और कार्बोनिक अम्ल की उपस्थिति में भी संतुलन दायीं ओर स्थानांतरित हो जाता है। BaO2 का उपयोग H2O2 के उत्पादन के लिए एक प्रारंभिक उत्पाद के रूप में और आतिशबाज़ी बनाने वाली रचनाओं में ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में भी किया जाता है। हालांकि, BaO2 एक कम करने वाले एजेंट के रूप में भी कार्य कर सकता है: HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2। BaO2 योजना के अनुसार BaO को वायु प्रवाह में 500°C तक गर्म करके प्राप्त किया जाता है: 2BaO + O2 = 2BaO2। जैसे ही तापमान बढ़ता है, विपरीत प्रक्रिया होती है। इसलिए, जब बा जलता है, तो केवल ऑक्साइड निकलता है। SrO2 और CaO2 कम स्थिर हैं। EO2 प्राप्त करने की एक सामान्य विधि E(OH)2 की H2O2 के साथ परस्पर क्रिया है, जिससे EO2.8H2O पृथक होता है। EO2 का ऊष्मीय अपघटन 380°C (Ca), 480°C (Sr), 790°C (Ba) से शुरू होता है। जब EO2 को सांद्र हाइड्रोजन पेरोक्साइड के साथ गर्म किया जाता है, तो पीले अस्थिर पदार्थ, EO4 सुपरऑक्साइड प्राप्त किए जा सकते हैं।
ई लवण आमतौर पर रंगहीन होते हैं। क्लोराइड, ब्रोमाइड, आयोडाइड और नाइट्रेट पानी में अत्यधिक घुलनशील होते हैं। फ्लोराइड्स, सल्फेट्स, कार्बोनेट्स और फॉस्फेट खराब घुलनशील हैं। Ba2+ आयन विषैला होता है। Halides E को दो समूहों में बांटा गया है: फ्लोराइड और बाकी सभी। फ्लोराइड पानी और एसिड में लगभग अघुलनशील होते हैं और क्रिस्टलीय हाइड्रेट नहीं बनाते हैं। इसके विपरीत, क्लोराइड, ब्रोमाइड और आयोडाइड पानी में अत्यधिक घुलनशील होते हैं और क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के रूप में समाधान से पृथक होते हैं। EG2 के कुछ गुण नीचे प्रस्तुत किए गए हैं:

CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
अस्थायी। गिरफ्तार-मैं, kcalmol. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
ईसीआर जाली, kcalmol। 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
टीएम।, 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
क्वथनांक, оС 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
डी (ईजी) वाष्प में, एनएम। 2.1 2.51 2.67 2.88 2.20 2.67 2.82 3.03 2.32 2.82 2.99 3.20

जब समाधान में विनिमय अपघटन द्वारा प्राप्त किया जाता है, तो फ्लोराइड को श्लेष्म श्लेष्म अवक्षेप के रूप में जारी किया जाता है, जो काफी आसानी से कोलाइडल समाधान बनाते हैं। ईजी 2 को संबंधित ई पर संबंधित हैलोजन के साथ अभिनय करके प्राप्त किया जा सकता है। ईजी 2 पिघल 30% ई तक भंग करने में सक्षम हैं। मुख्य उपसमूह के दूसरे समूह के तत्वों के क्लोराइड पिघलने की विद्युत चालकता का अध्ययन करते समय, यह पाया गया कि उनकी आणविक-आयनिक संरचना बहुत अलग है। ESl2 = E2+ + 2Cl– योजना के अनुसार पृथक्करण की डिग्री हैं: BeCl2 - 0.009%, MgCl2 - 14.6%, CaCl2 - 43.3%, SrCl2 - 60.6%, BaCl2 - 80.2%। हैलाइड (फ्लोराइड को छोड़कर) E में क्रिस्टलीकरण का पानी होता है: CaCl2.6H2O, SrCl2.6H2O और BaCl2.2H2O। एक्स-रे विवर्तन विश्लेषण ने Ca और सीनियर क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के लिए E[(OH2)6]G2 की संरचना स्थापित की। EG2 क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के धीमे ताप से निर्जल लवण प्राप्त किए जा सकते हैं। CaCl2 अतिसंतृप्त विलयन बनाता है। प्राकृतिक CaF2 (फ्लोराइट) का उपयोग सिरेमिक उद्योग में किया जाता है और इसका उपयोग HF के उत्पादन के लिए भी किया जाता है और यह एक फ्लोरीन खनिज है। निर्जल CaCl2 इसकी हीड्रोस्कोपिसिटी के कारण एक desiccant के रूप में प्रयोग किया जाता है। कैल्शियम क्लोराइड हाइड्रेट का उपयोग प्रशीतन मिश्रण तैयार करने के लिए किया जाता है। ВаСl2 - cx में और SO42- (Ва2+ + SO42- = ВаSO4) खोलने के लिए उपयोग किया जाता है। EG2 और EN2 हाइड्रोहैलाइड्स का फ्यूजन प्राप्त किया जा सकता है: EG2 + EN2 = 2ENG। ये पदार्थ बिना अपघटन के पिघल जाते हैं लेकिन पानी से हाइड्रोलाइज्ड हो जाते हैं: 2ENG + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2। Ca - Sr - Ba और Cl - Br - I. Ba (ClO3) 2 - श्रृंखला में पानी में क्लोरेट्स, ब्रोमेट्स और आयोडेट की पानी घुलनशीलता कम हो जाती है। आतिशबाज़ी बनाने की विद्या में उपयोग किया जाता है। ई परक्लोरेट्स न केवल पानी में बल्कि कार्बनिक सॉल्वैंट्स में भी अत्यधिक घुलनशील हैं। E(ClO4)2 में सबसे महत्वपूर्ण Ba(ClO4)2.3H2O है। निर्जल बेरियम परक्लोरेट एक अच्छा desiccant है। इसका थर्मल अपघटन केवल 400 डिग्री सेल्सियस पर शुरू होता है। कैल्शियम हाइपोक्लोराइट Ca(ClO)2.nH2O (n=2,3,4) चूने के दूध पर क्लोरीन की क्रिया से प्राप्त होता है। यह एक ऑक्सीकरण एजेंट है और पानी में अत्यधिक घुलनशील है। ठोस बुझे हुए चूने पर क्लोरीन के साथ क्रिया करके ब्लीच प्राप्त किया जा सकता है। यह पानी के साथ विघटित हो जाता है और नमी की उपस्थिति में क्लोरीन जैसी गंध आती है। हवा में CO2 के साथ प्रतिक्रिया करता है:
CO2 + 2CaOCl2 = CaCO3 + CaCl2 + Cl2O।
क्लोरीन चूने का उपयोग ऑक्सीकरण एजेंट, ब्लीच और कीटाणुनाशक के रूप में किया जाता है।
Azides E(N3)2 और thiocyanides E(CNS)2.3H2O क्षारीय पृथ्वी धातुओं के लिए जाने जाते हैं। लेड एज़ाइड की तुलना में एज़ाइड बहुत कम विस्फोटक होते हैं। गर्म करने पर थायोसायनेट आसानी से पानी खो देते हैं। वे पानी और कार्बनिक सॉल्वैंट्स में अत्यधिक घुलनशील हैं। Ba(N3)2 और Ba(CNS)2 का उपयोग एक्सचेंज प्रतिक्रिया द्वारा सल्फेट्स से अन्य धातुओं के एज़ाइड और थायोसाइनेट्स प्राप्त करने के लिए किया जा सकता है।
कैल्शियम और स्ट्रोंटियम नाइट्रेट आमतौर पर Ca(NO3)2.4H2O और Sr(NO3)2.4H2O क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के रूप में मौजूद होते हैं। बेरियम नाइट्रेट क्रिस्टलीय हाइड्रेट के गठन की विशेषता नहीं है। जब Ca(NO3)2.4H2O और Sr(NO3)2.4H2O को गर्म किया जाता है, तो मैं आसानी से पानी खो देता हूं। एक निष्क्रिय वातावरण में, ई नाइट्रेट्स 455 oC (Ca), 480 oC (सीनियर), 495 oC (Ba) तक ऊष्मीय रूप से स्थिर होते हैं। कैल्शियम नाइट्रेट के पिघलने से क्रिस्टलीय हाइड्रेट का 75 डिग्री सेल्सियस पर अम्लीय वातावरण होता है। बेरियम नाइट्रेट की एक विशेषता पानी में इसके क्रिस्टल के विघटन की कम दर है। केवल बेरियम नाइट्रेट जटिल गठन की प्रवृत्ति प्रदर्शित करता है, जिसके लिए एक अस्थिर जटिल K2 जाना जाता है। कैल्शियम नाइट्रेट अल्कोहल, मिथाइल एसीटेट, एसीटोन में घुलनशील है। स्ट्रोंटियम और बेरियम नाइट्रेट वहां लगभग अघुलनशील हैं। नाइट्रेट्स ई के पिघलने बिंदु 600 डिग्री सेल्सियस पर अनुमानित हैं, हालांकि, उसी तापमान पर, अपघटन शुरू होता है: ई (एनओ 3) 2 \u003d ई (एनओ 2) 2 + ओ 2। उच्च तापमान पर और अपघटन होता है: E(NO2)2 = EO + NO2 + NO। ई नाइट्रेट लंबे समय से आतिशबाज़ी बनाने की विद्या में उपयोग किया जाता है। अत्यधिक वाष्पशील लवण ई लौ को संबंधित रंगों में रंगते हैं: सीए - नारंगी-पीला, सीन - लाल-कारमाइन, बा - पीला-हरा। आइए Sr के उदाहरण का उपयोग करके इसका सार समझें: Sr2+ में दो HAO हैं: 5s और 5p या 5s और 4d। हम इस प्रणाली की ऊर्जा को सूचित करेंगे - हम इसे गर्म करेंगे। न्यूक्लियस के करीब ऑर्बिटल्स से इलेक्ट्रॉन इन HAO में चले जाएंगे। लेकिन ऐसी प्रणाली स्थिर नहीं है और प्रकाश की मात्रा के रूप में ऊर्जा जारी करेगी। यह Sr2+ है जो लाल तरंग दैर्ध्य के अनुरूप आवृत्ति के साथ क्वांटा उत्सर्जित करता है। आतिशबाज़ी की रचनाएँ प्राप्त करते समय, साल्टपीटर का उपयोग करना सुविधाजनक होता है, क्योंकि। यह न केवल लौ को रंग देता है, बल्कि एक ऑक्सीकरण एजेंट भी है, गर्म होने पर ऑक्सीजन छोड़ता है। पायरोटेक्निक रचनाओं में एक ठोस ऑक्सीडेंट, एक ठोस कम करने वाला एजेंट और कुछ कार्बनिक पदार्थ होते हैं जो कम करने वाले एजेंट की लौ को ब्लीच करते हैं और बाध्यकारी एजेंट के रूप में कार्य करते हैं। कैल्शियम नाइट्रेट उर्वरक के रूप में प्रयोग किया जाता है।
सभी फॉस्फेट और हाइड्रोफॉस्फेट ई पानी में खराब घुलनशील हैं। उन्हें ऑर्थोफॉस्फोरिक एसिड में उचित मात्रा में CaO या CaCO3 घोलकर प्राप्त किया जा सकता है। वे प्रकार की विनिमय प्रतिक्रियाओं के दौरान भी अवक्षेपित होते हैं: (3-x)Ca2+ + 2HxPO4-(3-x) = Ca(3-x)(HxPO4)2। व्यावहारिक मूल्य (एक उर्वरक के रूप में) मोनो-प्रतिस्थापित कैल्शियम ऑर्थोफॉस्फेट है, जो सीए (SO4) के साथ सुपरफॉस्फेट का हिस्सा है। यह योजना के अनुसार प्राप्त होता है:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
ऑक्सालेट भी पानी में थोड़ा घुलनशील होते हैं। व्यावहारिक महत्व का कैल्शियम ऑक्सालेट है, जो 200 डिग्री सेल्सियस पर निर्जलीकरण करता है, और योजना के अनुसार 430 डिग्री सेल्सियस पर विघटित होता है: CaC2O4 = CaCO3 + CO। ई एसीटेट क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के रूप में पृथक होते हैं और पानी में अत्यधिक घुलनशील होते हैं।
सल्फेट्स ई पानी में सफेद, खराब घुलनशील पदार्थ हैं। सामान्य तापमान पर CaSO4.2H2O प्रति 1000 ग्राम पानी की घुलनशीलता 8.10-3 mol, SrSO4 - 5.10-4 mol, BaSO4 - 1.10-5 mol, RaSO4 - 6.10-6 mol है। Ca-Ra श्रृंखला में, सल्फेट्स की घुलनशीलता तेजी से घटती है। Ba2+ एक सल्फेट आयन अभिकर्मक है। कैल्शियम सल्फेट में क्रिस्टलीकरण का पानी होता है। 66 डिग्री सेल्सियस से ऊपर, निर्जल कैल्शियम सल्फेट घोल से निकलता है, नीचे - जिप्सम CaSO4.2H2O। जिप्सम को 170 डिग्री सेल्सियस से ऊपर गर्म करने पर जलयोजन का पानी निकल जाता है। जिप्सम को पानी के साथ मिलाने पर क्रिस्टलीय हाइड्रेट बनने के कारण यह द्रव्यमान जल्दी सख्त हो जाता है। जिप्सम के इस गुण का उपयोग निर्माण में किया जाता है। मिस्रवासियों ने 2000 साल पहले इस ज्ञान का इस्तेमाल किया था। मजबूत सल्फ्यूरिक एसिड में ESO4 की घुलनशीलता पानी की तुलना में बहुत अधिक है (BaSO4 10% तक), जो जटिल गठन को इंगित करता है। संबंधित ESO4.H2SO4 परिसरों को मुक्त अवस्था में प्राप्त किया जा सकता है। क्षार धातु और अमोनियम सल्फेट वाले दोहरे लवण केवल Ca और Sr के लिए जाने जाते हैं। (NH4)2 पानी में घुलनशील है और सीए को सीनियर से अलग करने के लिए विश्लेषणात्मक रसायन शास्त्र में प्रयोग किया जाता है, क्योंकि (NH4)2 थोड़ा घुलनशील है। जिप्सम का उपयोग सल्फ्यूरिक एसिड और सीमेंट के संयुक्त उत्पादन के लिए किया जाता है, क्योंकि। जब एक कम करने वाले एजेंट (कोयला) के साथ गरम किया जाता है, तो जिप्सम विघटित हो जाता है: CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO। उच्च तापमान (900 oC) पर, योजना के अनुसार सल्फर और भी कम हो जाता है: CaSO4 + 3C = CaS + CO2 + 2CO। सीन और बा सल्फेट्स का एक समान अपघटन उच्च तापमान पर शुरू होता है। BaSO4 गैर-विषाक्त है और इसका उपयोग दवा में और खनिज पेंट के उत्पादन में किया जाता है।
सल्फाइड ई सफेद ठोस होते हैं जो NaCl के रूप में क्रिस्टलीकृत होते हैं। उनके गठन की ऊष्मा और क्रिस्टल जाली की ऊर्जाएँ हैं (kcalmol): 110 और 722 (Ca), 108 और 687 (Sr), 106 और 656 (Ba)। वे हीटिंग के दौरान या कोयले के साथ सल्फेट्स को शांत करके तत्वों से संश्लेषण द्वारा प्राप्त किए जा सकते हैं: ES04 + 3C = ES + CO2 + 2CO। कम घुलनशील सीएएस (0.2 एचएल)। गर्म होने पर ES निम्नलिखित अभिक्रियाओं में प्रवेश करता है:
ES + H2O = EO + H2S; ES + G2 = S + EG2; ES + 2O2 = ES04; ES + xS = ESx+1 (x=2.3)।
एक तटस्थ समाधान में क्षारीय पृथ्वी धातु सल्फाइड योजना के अनुसार पूरी तरह से हाइड्रोलाइज्ड हैं: 2ES + 2H2O = E(HS)2 + E(OH)2। सल्फाइड के घोल को वाष्पित करके एसिड सल्फाइड भी मुक्त अवस्था में प्राप्त किया जा सकता है। वे सल्फर के साथ प्रतिक्रिया करते हैं:
E(NS)2 + xS = ESx+1 + H2S (x=2,3,4)।
क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स में से, BaS.6H2O और Ca(HS)2.6H2O, Ba(HS)2.4H2O ज्ञात हैं। Ca(HS)2 बालों को हटाने के लिए प्रयोग किया जाता है। ES फॉस्फोरेसेंस की घटना के अधीन हैं। पॉलीसल्फाइड्स ई ज्ञात हैं: ES2, ES3, ES4, ES5। वे सल्फर के साथ पानी में ES के निलंबन को उबालकर प्राप्त करते हैं। हवा में, ES का ऑक्सीकरण होता है: 2ES + 3O2 = 2ESO3। सीएएस निलंबन के माध्यम से हवा पास करके, सीए थायोसल्फेट योजना के अनुसार प्राप्त किया जा सकता है: 2CaS + 2O2 + H2O \u003d Ca (OH) 2 + CaS2O3। यह पानी में अत्यधिक घुलनशील है। Ca - Sr - Ba श्रेणी में थायोसल्फेट की विलेयता कम हो जाती है। टेलुराइड ई पानी में थोड़ा घुलनशील है और हाइड्रोलिसिस के अधीन भी है, लेकिन सल्फाइड की तुलना में कुछ हद तक।
Ca-Ba श्रृंखला में E क्रोमेट्स की घुलनशीलता उतनी ही तेजी से गिरती है जितनी कि सल्फेट्स के मामले में। ये पीले पदार्थ क्षार धातुओं के क्रोमेट्स (या डाइक्रोमेट्स) के साथ घुलनशील ई लवण की बातचीत से प्राप्त होते हैं: E2+ + CrO42- = ECrO4। कैल्शियम क्रोमेट को क्रिस्टलीय हाइड्रेट के रूप में पृथक किया जाता है - CaCrO4.2H2O (rPR CaCrO4 = 3.15)। गलनांक से पहले ही यह पानी खो देता है। SrCrO4 और BaCrO4 क्रिस्टलीय हाइड्रेट नहीं बनाते हैं। pPR SrCrO4 = 4.44, pPR BaCrO4 = 9.93।
ई कार्बोनेट पानी में सफेद, खराब घुलनशील पदार्थ होते हैं। गर्म होने पर, ESO3 CO2 को अलग करते हुए, EO में जाता है। Ca-Ba श्रेणी में कार्बोनेटों का ऊष्मीय स्थायित्व बढ़ जाता है। उनमें से सबसे व्यावहारिक रूप से महत्वपूर्ण कैल्शियम कार्बोनेट (चूना पत्थर) है। यह सीधे निर्माण में उपयोग किया जाता है, और चूने और सीमेंट के उत्पादन के लिए कच्चे माल के रूप में भी कार्य करता है। चूना पत्थर से चूने का वार्षिक विश्व उत्पादन दसियों लाख टन है। CaCO3 का थर्मल पृथक्करण एंडोथर्मिक है: CaCO3 = CaO + CO2 और चूना पत्थर के प्रति मोल 43 किलो कैलोरी की आवश्यकता होती है। CaCO3 का कैल्सीनेशन शाफ्ट भट्टियों में किया जाता है। भूनने का एक उपोत्पाद मूल्यवान कार्बन डाइऑक्साइड है। CaO एक महत्वपूर्ण निर्माण सामग्री है। जब पानी के साथ मिलाया जाता है, तो हाइड्रॉक्साइड के निर्माण के कारण क्रिस्टलीकरण होता है, और फिर योजनाओं के अनुसार कार्बोनेट होता है:
CaO + H2O = Ca(OH)2 और Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O।
सीमेंट द्वारा एक महत्वपूर्ण रूप से महत्वपूर्ण व्यावहारिक भूमिका निभाई जाती है - एक हरा-भूरा पाउडर, जिसमें विभिन्न सिलिकेट्स और कैल्शियम एल्यूमिनेट्स का मिश्रण होता है। पानी में मिलाने पर यह जलयोजन के कारण सख्त हो जाता है। इसके उत्पादन में, मिट्टी के साथ CaCO3 के मिश्रण को सिंटरिंग (1400-1500 ° C) शुरू होने से पहले निकाल दिया जाता है। मिश्रण फिर जमीन है। सीमेंट की संरचना को CaO, SiO2, Al2O3, Fe2O3 घटकों के प्रतिशत के रूप में व्यक्त किया जा सकता है, जिसमें CaO एक आधार है, और बाकी सब कुछ एसिड एनहाइड्राइड है। सिलिकेट (पोर्टलैंड) सीमेंट की संरचना में मुख्य रूप से Ca3SiO5, Ca2SiO4, Ca3 (AlO3)2 और Ca(FeO2)2 होते हैं। उसकी समझ योजनाओं के अनुसार चलती है:
Ca3SiO5 + 3H2O = Ca2SiO4.2H2O + Ca(OH)2
Ca2SiO4 + 2Н2О = Ca2SiO4.2Н2О
Ca3(AlO3)2 + 6Н2О = Ca3 (AlO3) 2.6Н2О
Ca(FeO2)2 + nH2O = Ca(FeO2)2.nH2O।
प्राकृतिक चाक को विभिन्न पुट्टी की संरचना में पेश किया जाता है। CaCO3 के घोल से अवक्षेपित महीन-क्रिस्टलीय, टूथ पाउडर का हिस्सा है। BaCO3 से कोयले के साथ कैल्सीनेशन द्वारा, BaO को योजना के अनुसार प्राप्त किया जाता है: BaCO3 + C \u003d BaO + 2CO। यदि प्रक्रिया नाइट्रोजन की एक धारा में उच्च तापमान पर की जाती है, तो बेरियम साइनाइड बनता है: аСО3 + 4С + N2 = 3CO + Ba(CN)2। Ba(CN)2 पानी में अत्यधिक घुलनशील है। बा (सीएन) 2 का उपयोग सल्फेट्स के साथ विनिमय अपघटन द्वारा अन्य धातुओं के साइनाइड का उत्पादन करने के लिए किया जा सकता है। बाइकार्बोनेट ई पानी में घुलनशील हैं और केवल समाधान में प्राप्त किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, कार्बन डाइऑक्साइड को पानी में CaCO3 के निलंबन में पारित करके: CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2। यह प्रतिक्रिया उत्क्रमणीय होती है और गर्म करने पर बाईं ओर शिफ्ट हो जाती है। प्राकृतिक जल में कैल्शियम और मैग्नीशियम बाइकार्बोनेट की उपस्थिति पानी की कठोरता का कारण बनती है।

पानी की कठोरता और इसे कैसे ठीक करें
घुलनशील कैल्शियम और मैग्नीशियम लवण पानी की समग्र कठोरता को निर्धारित करते हैं। यदि ये जल में अल्प मात्रा में उपस्थित हों तो जल को शीतल कहते हैं। इन लवणों की उच्च सामग्री (100 - 200 मिलीग्राम कैल्शियम लवण - आयनों के संदर्भ में 1 लीटर में) के साथ, पानी को कठोर माना जाता है। ऐसे पानी में, साबुन खराब रूप से झाग देता है, क्योंकि कैल्शियम और मैग्नीशियम लवण इसके साथ अघुलनशील यौगिक बनाते हैं। कठोर जल में खाद्य उत्पादों को खराब रूप से उबाला जाता है, और जब उबाला जाता है, तो यह घरेलू बर्तनों और भाप बॉयलरों की दीवारों पर स्केल देता है। स्केल में कम तापीय चालकता होती है, जिससे ईंधन की खपत या विद्युत उपकरण की बिजली की खपत में वृद्धि होती है और उबलते पानी के लिए एक बर्तन की दीवारों के पहनने में तेजी आती है। गर्म होने पर, कैल्शियम और मैग्नीशियम एसिड कार्बोनेट विघटित हो जाते हैं और अघुलनशील मूल कार्बोनेट में बदल जाते हैं: Ca(HCO3) = H2O + CO2 + CaCO3↓ कैल्शियम सल्फेट CaSO4 की घुलनशीलता भी गर्म होने पर कम हो जाती है, इसलिए यह पैमाने का हिस्सा है। पानी में अम्लीय कैल्शियम और मैग्नीशियम कार्बोनेट की उपस्थिति के कारण होने वाली कठोरता को कार्बोनेट या अस्थायी कठोरता कहा जाता है, क्योंकि इसे समाप्त किया जा सकता है। कार्बोनेट कठोरता के अलावा, गैर-कार्बोनेट कठोरता को भी प्रतिष्ठित किया जाता है, जो पानी में ECl2 और ESO4 की सामग्री पर निर्भर करता है, जहां E Ca, Mg है। इन लवणों को उबालने से नहीं हटाया जाता है, और इसलिए गैर-कार्बोनेट कठोरता को निरंतर कठोरता भी कहा जाता है। कार्बोनेट और गैर-कार्बोनेट कठोरता कुल कठोरता को जोड़ती है। इसे पूरी तरह खत्म करने के लिए कभी-कभी पानी डिस्टिल्ड किया जाता है। लेकिन यह महंगा है। कार्बोनेट कठोरता को खत्म करने के लिए, पानी उबाला जा सकता है, लेकिन यह भी महंगा और स्केल फॉर्म है। Ca(OH)2: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2H2O की उचित मात्रा जोड़कर कठोरता को दूर किया जाता है। समग्र कठोरता या तो Na2CO3 जोड़कर या तथाकथित कटियन एक्सचेंजर्स का उपयोग करके समाप्त हो जाती है। जब सोडियम कार्बोनेट का उपयोग किया जाता है, तो घुलनशील कैल्शियम और मैग्नीशियम लवण भी अघुलनशील कार्बोनेट में परिवर्तित हो जाते हैं: Ca2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓। कटियन एक्सचेंजर्स के साथ कठोरता को दूर करना एक अधिक उन्नत प्रक्रिया है। कटियन एक्सचेंजर्स उच्च आणविक सोडियम युक्त होते हैं कार्बनिक यौगिक, जिसका संघटन सूत्र Na2R द्वारा व्यक्त किया जा सकता है, जहाँ R एक जटिल अम्ल अवशेष है। जब पानी को धनायनित की एक परत के माध्यम से फ़िल्टर किया जाता है, तो क्रिस्टल जाली के Na+ धनायनों को Ca2+ और Mg2+ धनायनों के लिए योजना के अनुसार समाधान से बदल दिया जाता है: Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR। नतीजतन, Ca आयन समाधान से कटियन एक्सचेंजर में गुजरते हैं, और Na + आयन कटियन एक्सचेंजर से समाधान में गुजरते हैं। इस्तेमाल किए गए कटियन एक्सचेंजर को बहाल करने के लिए, इसे आम नमक के एक केंद्रित समाधान से धोया जाता है। इस मामले में, रिवर्स प्रक्रिया होती है: केशन एक्सचेंजर में क्रिस्टल जाली में Ca2+ आयनों को समाधान से Na+ आयनों द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है। पुनर्जीवित कटियन एक्सचेंजर का पुन: जल शोधन के लिए उपयोग किया जाता है। परमुटाइट-आधारित फ़िल्टर इसी तरह काम करते हैं:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca

प्रकृति में होना
कैल्शियम की उच्च रासायनिक गतिविधि के कारण प्रकृति में मुक्त रूप में नहीं पाया जाता है।
अधिकांश कैल्शियम विभिन्न चट्टानों (ग्रेनाइट, गनीस, आदि) के सिलिकेट्स और एल्युमिनोसिलिकेट्स की संरचना में निहित है, विशेष रूप से फेल्डस्पार में - एनोर्थाइट सीए।
तलछटी चट्टानों के रूप में, कैल्शियम यौगिकों को चाक और चूना पत्थर द्वारा दर्शाया जाता है, जिसमें मुख्य रूप से खनिज कैल्साइट (CaCO3) होता है। कैल्साइट का क्रिस्टलीय रूप - संगमरमर - प्रकृति में बहुत कम पाया जाता है।
कैल्साइट CaCO3, एनहाइड्राइट CaSO4, अलबास्टर CaSO4 0.5H2O और जिप्सम CaSO4 2H2O, फ्लोराइट CaF2, एपेटाइट Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH), डोलोमाइट MgCO3 CaCO3 जैसे कैल्शियम खनिज काफी व्यापक हैं। प्राकृतिक जल में कैल्शियम और मैग्नीशियम लवण की उपस्थिति इसकी कठोरता को निर्धारित करती है।
कैल्शियम, जो पृथ्वी की पपड़ी में तेजी से पलायन करता है और विभिन्न भू-रासायनिक प्रणालियों में जमा होता है, 385 खनिज (खनिजों की संख्या के मामले में चौथा) बनाता है।
कैल्शियम पृथ्वी की पपड़ी के द्रव्यमान का 3.38% है (ऑक्सीजन, सिलिकॉन, एल्यूमीनियम और लोहे के बाद बहुतायत में 5 वां स्थान)। समुद्र के पानी में तत्व की मात्रा 400 mg/l है।
आइसोटोप
कैल्शियम प्रकृति में छह समस्थानिकों के मिश्रण के रूप में होता है: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca और 48Ca, जिनमें से सबसे आम - 40Ca - 96.97% है।
प्राकृतिक रूप से पाए जाने वाले छह कैल्शियम समस्थानिकों में से पांच स्थिर हैं। छठा 48Ca समस्थानिक, छह में से सबसे भारी और बहुत दुर्लभ (इसकी समस्थानिक बहुतायत केवल 0.187%) है, जिसे हाल ही में 5.3 × 1019 वर्षों के आधे जीवन के साथ दोहरे बीटा क्षय से गुजरने के लिए खोजा गया था।
रसीद
मुक्त धातु कैल्शियम CaCl2 (75-80%) और KCl या CaCl2 और CaF2 से मिलकर पिघलने के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किया जाता है, साथ ही साथ 1170-1200 डिग्री सेल्सियस पर सीएओ की एल्युमिनोथर्मिक कमी द्वारा प्राप्त किया जाता है:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca।
रासायनिक गुण
कैल्शियम एक विशिष्ट क्षारीय पृथ्वी धातु है। कैल्शियम की रासायनिक गतिविधि अधिक है, लेकिन अन्य सभी क्षारीय पृथ्वी धातुओं की तुलना में कम है। यह हवा में ऑक्सीजन, कार्बन डाइऑक्साइड और नमी के साथ आसानी से संपर्क करता है, यही कारण है कि धातु कैल्शियम की सतह आमतौर पर सुस्त ग्रे होती है, इसलिए कैल्शियम आमतौर पर प्रयोगशाला में अन्य क्षारीय पृथ्वी धातुओं की तरह, एक परत के नीचे कसकर बंद जार में संग्रहीत किया जाता है। मिट्टी के तेल या तरल पैराफिन की।
मानक क्षमता की श्रृंखला में, कैल्शियम हाइड्रोजन के बाईं ओर स्थित है। Ca2+/Ca0 जोड़ी की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता -2.84 V है, ताकि कैल्शियम पानी के साथ सक्रिय रूप से प्रतिक्रिया करे, लेकिन बिना प्रज्वलन के:
सीए + 2 एच 2 ओ → सीए (ओएच) 2 + एच 2 + क्यू।
सक्रिय अधातुओं (ऑक्सीजन, क्लोरीन, ब्रोमीन) के साथ, कैल्शियम सामान्य परिस्थितियों में प्रतिक्रिया करता है:
2Ca + O2 → 2CaO
Ca + Br2 → CaBr2।
हवा या ऑक्सीजन में गर्म करने पर कैल्शियम प्रज्वलित होता है। कम सक्रिय गैर-धातुओं (हाइड्रोजन, बोरॉन, कार्बन, सिलिकॉन, नाइट्रोजन, फास्फोरस और अन्य) के साथ, कैल्शियम गर्म होने पर बातचीत करता है, उदाहरण के लिए:
Ca + H2 → CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Ca + 2C → CaC2,
3Ca + 2P → Ca3P2 (कैल्शियम फॉस्फाइड), CaP और CaP5 रचनाओं के कैल्शियम फॉस्फाइड भी ज्ञात हैं;
2Ca + Si → Ca2Si (कैल्शियम सिलसाइड), CaSi, Ca3Si4 और CaSi2 रचनाओं के कैल्शियम सिलिकाइड भी ज्ञात हैं।
उपरोक्त प्रतिक्रियाओं का कोर्स, एक नियम के रूप में, बड़ी मात्रा में गर्मी की रिहाई के साथ होता है (यानी, ये प्रतिक्रियाएं एक्ज़ोथिर्मिक हैं)। अधातुओं वाले सभी यौगिकों में कैल्शियम की ऑक्सीकरण अवस्था +2 होती है। गैर-धातुओं वाले अधिकांश कैल्शियम यौगिक पानी से आसानी से विघटित हो जाते हैं, उदाहरण के लिए:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2,
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3।
Ca2+ आयन रंगहीन होता है। जब लौ में घुलनशील कैल्शियम लवण मिलाए जाते हैं, तो लौ ईंट लाल हो जाती है।
कैल्शियम लवण जैसे CaCl2 क्लोराइड, CaBr2 ब्रोमाइड, CaI2 आयोडाइड और Ca (NO3) 2 नाइट्रेट पानी में अत्यधिक घुलनशील होते हैं। CaF2 फ्लोराइड, CaCO3 कार्बोनेट, CaSO4 सल्फेट, Ca3 (PO4) 2 ऑर्थोफॉस्फेट, CaC2O4 ऑक्सालेट और कुछ अन्य पानी में अघुलनशील हैं।
बहुत महत्व का तथ्य यह है कि कैल्शियम कार्बोनेट CaCO3 के विपरीत, अम्लीय कैल्शियम कार्बोनेट (हाइड्रोकार्बोनेट) Ca(HCO3)2 पानी में घुलनशील है। प्रकृति में, यह निम्नलिखित प्रक्रियाओं की ओर जाता है। जब ठंडी बारिश या नदी का पानी, कार्बन डाइऑक्साइड से संतृप्त, भूमिगत में प्रवेश करता है और चूना पत्थर पर गिरता है, तो उनका विघटन देखा जाता है:
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2।
उन्हीं स्थानों पर जहां कैल्शियम बाइकार्बोनेट से संतृप्त पानी पृथ्वी की सतह पर आता है और सूर्य की किरणों से गर्म होता है, विपरीत प्रतिक्रिया होती है:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O।
तो प्रकृति में पदार्थों के बड़े पैमाने पर स्थानांतरण होता है। नतीजतन, विशाल अंतराल भूमिगत बन सकते हैं, और सुंदर पत्थर "आइकल्स" - स्टैलेक्टाइट्स और स्टैलेग्माइट्स - गुफाओं में बनते हैं।
पानी में घुले हुए कैल्शियम बाइकार्बोनेट की उपस्थिति काफी हद तक पानी की अस्थायी कठोरता को निर्धारित करती है। इसे अस्थायी कहा जाता है क्योंकि पानी उबालने पर बाइकार्बोनेट विघटित हो जाता है और CaCO3 अवक्षेपित हो जाता है। उदाहरण के लिए, यह घटना इस तथ्य की ओर ले जाती है कि समय के साथ चायदानी में पैमाना बनता है।
धातु कैल्शियम के अनुप्रयोग
कैल्शियम धातु का मुख्य उपयोग धातुओं, विशेष रूप से निकल, तांबा और स्टेनलेस स्टील के उत्पादन में एक कम करने वाले एजेंट के रूप में होता है। कैल्शियम और इसके हाइड्राइड का उपयोग क्रोमियम, थोरियम और यूरेनियम जैसी हार्ड-टू-रिकवरी धातुओं को प्राप्त करने के लिए भी किया जाता है। सीसा के साथ कैल्शियम के मिश्र धातु भंडारण बैटरी और असर मिश्र धातुओं में उपयोग किए जाते हैं। इलेक्ट्रोवैक्यूम उपकरणों से हवा के निशान को हटाने के लिए कैल्शियम ग्रेन्यूल्स का भी उपयोग किया जाता है।
जैविक भूमिका
कैल्शियम पौधों, जानवरों और मनुष्यों में एक सामान्य मैक्रोन्यूट्रिएंट है। मनुष्यों और अन्य कशेरुकियों में, इसका अधिकांश भाग कंकाल और दांतों में फॉस्फेट के रूप में पाया जाता है। अकशेरूकीय (स्पंज, कोरल पॉलीप्स, मोलस्क, आदि) के अधिकांश समूहों के कंकाल में कैल्शियम कार्बोनेट (चूना) के विभिन्न रूप होते हैं। कैल्शियम आयन रक्त जमावट की प्रक्रियाओं में शामिल होते हैं, साथ ही रक्त के निरंतर आसमाटिक दबाव को बनाए रखते हैं। कैल्शियम आयन सार्वभौमिक दूसरे दूतों में से एक के रूप में भी काम करते हैं और विभिन्न प्रकार की इंट्रासेल्युलर प्रक्रियाओं को नियंत्रित करते हैं - मांसपेशियों में संकुचन, एक्सोसाइटोसिस, हार्मोन और न्यूरोट्रांसमीटर के स्राव सहित, आदि। मानव कोशिकाओं के साइटोप्लाज्म में कैल्शियम की एकाग्रता लगभग 10−7 mol है, अंतरकोशिकीय द्रवों में लगभग 10− 3 mol।
स्ट्रोंटियम
प्रकृति में होना
स्ट्रोंटियम मुक्त रूप में नहीं होता है। यह लगभग 40 खनिजों का हिस्सा है। इनमें से सबसे महत्वपूर्ण है celestine SrSO4 (51.2%)। स्ट्रोंटियनाइट SrCO3 (64.4% Sr) का भी खनन किया जाता है। ये दो खनिज औद्योगिक महत्व के हैं। अक्सर, स्ट्रोंटियम विभिन्न कैल्शियम खनिजों में अशुद्धता के रूप में मौजूद होता है।
अन्य स्ट्रोंटियम खनिजों में शामिल हैं:
SrAl3(AsO4)SO4(OH)6 - केमलिसाइट;
Sr2Al(CO3)F5 - स्टेनोनाइट;
SrAl2(CO3)2(OH)4 H2O - स्ट्रोंटियोड्रेसेराइट;
SrAl3(PO4)2(OH)5 H2O - गोयासाइट;
Sr2Al(PO4)2OH - गुडकेनाइट;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 - स्वानबर्गाइट;
सीनियर(AlSiO4)2 - स्लोसोनाइट;
सीनियर(AlSi3O8)2 5H2O - ब्रुस्टेराइट;
Sr5(AsO4)3F - fermorite;
Sr2(B14O23) 8H2O - स्ट्रोंटियम-गिनोराइट;
Sr2(B5O9)Cl Н2О - स्ट्रोंटियम चिलहार्डाइट;
SrFe3(PO4)2(OH)5 H2O - ल्यूसुनाइट;
SrMn2(VO4)2 4Н2О - सेंटाफेट;
Sr5(PO4)3OH - सफेदी;
SrV(Si2O7) - चरदाईट।
पृथ्वी की पपड़ी में भौतिक बहुतायत के स्तर के संदर्भ में, स्ट्रोंटियम 23 वें स्थान पर है - इसका द्रव्यमान अंश 0.014% (लिथोस्फीयर में - 0.045%) है। पृथ्वी की पपड़ी में धातु का मोल अंश 0.0029% है। स्ट्रोंटियम समुद्र के पानी (8 मिलीग्राम/लीटर) में पाया जाता है।
प्रकृति में, स्ट्रोंटियम 4 स्थिर आइसोटोप 84Sr (0.56%), 86Sr (9.86%), 87Sr (7.02%), 88Sr (82.56%) के मिश्रण के रूप में होता है।

रसीद
धातु स्ट्रोंटियम प्राप्त करने के 3 तरीके हैं:
कुछ यौगिकों का ऊष्मीय अपघटन
इलेक्ट्रोलीज़
ऑक्साइड या क्लोराइड की कमी।
रासायनिक गुण
इसके यौगिकों में स्ट्रोंटियम हमेशा +2 संयोजकता प्रदर्शित करता है। गुणों से, स्ट्रोंटियम कैल्शियम और बेरियम के करीब है, उनके बीच एक मध्यवर्ती स्थिति पर कब्जा कर रहा है।
वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में, स्ट्रोंटियम सबसे सक्रिय धातुओं में से एक है (इसकी सामान्य इलेक्ट्रोड क्षमता -2.89 V है। यह पानी के साथ सख्ती से प्रतिक्रिया करता है, जिससे हाइड्रॉक्साइड बनता है:
सीनियर + 2H2O = सीनियर (OH)2 + H2
अम्लों के साथ क्रिया करता है, भारी धातुओं को उनके लवणों से विस्थापित करता है। यह सांद्र अम्लों (H2SO4, HNO3) के साथ कमजोर रूप से प्रतिक्रिया करता है।
स्ट्रोंटियम धातु हवा में तेजी से ऑक्सीकरण करती है, एक पीले रंग की फिल्म बनाती है, जिसमें SrO ऑक्साइड के अलावा, SrO2 पेरोक्साइड और Sr3N2 नाइट्राइड हमेशा मौजूद होते हैं। हवा में गर्म होने पर, यह प्रज्वलित होता है, हवा में पाउडर स्ट्रोंटियम आत्म-प्रज्वलन के लिए प्रवण होता है।
गैर-धातुओं - सल्फर, फास्फोरस, हैलोजन के साथ जोरदार प्रतिक्रिया करता है। हाइड्रोजन (200 डिग्री सेल्सियस से ऊपर), नाइट्रोजन (400 डिग्री सेल्सियस से ऊपर) के साथ बातचीत करता है। व्यावहारिक रूप से क्षार के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है।
उच्च तापमान पर, यह कार्बाइड बनाने के लिए CO2 के साथ प्रतिक्रिया करता है:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
आयनों Cl–, I–, NO3– के साथ स्ट्रोंटियम के आसानी से घुलनशील लवण। आयनों F–, SO42–, CO32–, PO43– के साथ लवण विरल रूप से घुलनशील होते हैं।
आवेदन
स्ट्रोंटियम और इसके रासायनिक यौगिकों के आवेदन के मुख्य क्षेत्र रेडियो-इलेक्ट्रॉनिक उद्योग, आतिशबाज़ी बनाने की विद्या, धातु विज्ञान और खाद्य उद्योग हैं।
धातुकर्म
स्ट्रोंटियम का उपयोग तांबे और उसके कुछ मिश्र धातुओं को मिलाने के लिए, बैटरी लेड मिश्र धातुओं में पेश करने के लिए, कच्चा लोहा, तांबा और स्टील के डीसल्फराइजेशन के लिए किया जाता है।
मेटलथर्मी
99.99-99.999% की शुद्धता वाले स्ट्रोंटियम का उपयोग यूरेनियम को कम करने के लिए किया जाता है।
चुंबकीय सामग्री
स्थायी चुंबक के उत्पादन के लिए सामग्री के रूप में चुंबकीय रूप से कठोर स्ट्रोंटियम फेराइट का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।
आतिशबाज़ी बनाने की विद्या
आतिशबाज़ी बनाने की विद्या में स्ट्रोंटियम कार्बोनेट, नाइट्रेट, परक्लोरेट का उपयोग लौ को कैरमाइन लाल रंग में रंगने के लिए किया जाता है। मैग्नीशियम-स्ट्रोंटियम मिश्र धातु में सबसे मजबूत पायरोफोरिक गुण होते हैं और इसका उपयोग आग लगाने और संकेत रचनाओं के लिए आतिशबाज़ी बनाने की विद्या में किया जाता है।
परमाणु ऊर्जा
थर्मोकेमिकल विधि (परमाणु हाइड्रोजन ऊर्जा) द्वारा हाइड्रोजन (स्ट्रोंटियम-यूरेनेट चक्र, लॉस एलामोस, यूएसए) के उत्पादन में स्ट्रोंटियम यूरेनेट एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है, और विशेष रूप से, संरचना में यूरेनियम नाभिक के प्रत्यक्ष विखंडन के लिए तरीके विकसित किए जा रहे हैं। हाइड्रोजन और ऑक्सीजन के लिए पानी के अपघटन के दौरान गर्मी पैदा करने के लिए स्ट्रोंटियम यूरेट का।

स्ट्रोंटियम ऑक्साइड का उपयोग सुपरकंडक्टिंग सिरेमिक के एक घटक के रूप में किया जाता है।
रासायनिक वर्तमान स्रोत
स्ट्रोंटियम फ्लोराइड का उपयोग भारी ऊर्जा क्षमता और ऊर्जा घनत्व के साथ ठोस-राज्य फ्लोरीन बैटरी के एक घटक के रूप में किया जाता है।
टिन और लेड के साथ स्ट्रोंटियम के मिश्र धातुओं का उपयोग बैटरी डाउन कंडक्टरों की ढलाई के लिए किया जाता है। गैल्वेनिक कोशिकाओं के एनोड के लिए स्ट्रोंटियम-कैडमियम मिश्र।
जैविक भूमिका
मानव शरीर पर प्रभाव
मानव शरीर पर प्राकृतिक (गैर-रेडियोधर्मी, कम विषैले, और इसके अलावा, व्यापक रूप से ऑस्टियोपोरोसिस के उपचार के लिए उपयोग किया जाता है) और स्ट्रोंटियम के रेडियोधर्मी समस्थानिकों पर प्रभाव को भ्रमित नहीं करना चाहिए।
प्राकृतिक स्ट्रोंटियम सूक्ष्मजीवों, पौधों और जानवरों का एक अभिन्न अंग है। स्ट्रोंटियम कैल्शियम का एक एनालॉग है, इसलिए यह हड्डी के ऊतकों में सबसे प्रभावी ढंग से जमा होता है। नरम ऊतकों में 1% से भी कम रखा जाता है। स्ट्रोंटियम चार साल की उम्र तक के बच्चों के शरीर में उच्च दर से जमा होता है, जब हड्डी के ऊतकों का सक्रिय गठन होता है। स्ट्रोंटियम के आदान-प्रदान से पाचन तंत्र और हृदय प्रणाली के कुछ रोगों में परिवर्तन होता है।
बेरियम
प्रकृति में होना
पृथ्वी की पपड़ी में बेरियम की मात्रा भार के अनुसार 0.05% है; समुद्र के पानी में, बेरियम की औसत सामग्री 0.02 मिलीग्राम / लीटर है। बेरियम सक्रिय है, यह क्षारीय पृथ्वी धातुओं के उपसमूह से संबंधित है और खनिजों में काफी मजबूती से बंधा हुआ है। मुख्य खनिज बैराइट (BaSO4) और विटेराइट (BaCO3) हैं।
दुर्लभ बेरियम खनिज: सेल्सियन या बेरियम फेल्डस्पार (बेरियम एल्युमिनोसिलिकेट), हाइलोफैन (मिश्रित बेरियम और पोटेशियम एल्युमिनोसिलिकेट), नाइट्रोबैराइट (बेरियम नाइट्रेट), आदि।

आइसोटोप
प्राकृतिक बेरियम में सात स्थिर समस्थानिकों का मिश्रण होता है: 130 बीए, 132 बीए, 134 बीए, 135 बीए, 136 बीए, 137 बीए, 138 बीए। उत्तरार्द्ध सबसे आम (71.66%) है। बेरियम के रेडियोधर्मी समस्थानिक भी ज्ञात हैं, जिनमें से सबसे महत्वपूर्ण 140 बीए है। यह यूरेनियम, थोरियम और प्लूटोनियम के क्षय के दौरान बनता है।
रसीद
बेरियम प्राप्त करने के लिए मुख्य कच्चा माल बैराइट कंसंट्रेट (80-95% BaSO4) है, जो बदले में बैराइट फ्लोटेशन द्वारा प्राप्त किया जाता है। कोक या प्राकृतिक गैस के साथ बेरियम सल्फेट को और कम किया जाता है:
BaSO4 + 4С = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2С + 4H2O।
इसके अलावा, सल्फाइड, गर्म होने पर, बेरियम हाइड्रॉक्साइड बा (ओएच) 2 में हाइड्रोलाइज्ड हो जाता है या, सीओ 2 की क्रिया के तहत, अघुलनशील बेरियम कार्बोनेट बाको 3 में परिवर्तित हो जाता है, जिसे बाद में बेरियम ऑक्साइड बाओ (800 डिग्री सेल्सियस पर कैल्सीनेशन) में परिवर्तित कर दिया जाता है। (OH)2 और BaCO3 के लिए 1000 °C से अधिक):
बास + 2H2O = बा (OH)2 + H2S
बीएएस + एच 2 ओ + सीओ 2 = बाको 3 + एच 2 एस
बा (ओएच) 2 = बाओ + एच 2 ओ
BaCO3 = BaO + CO2
1200-1250 डिग्री सेल्सियस पर निर्वात में एल्यूमीनियम की कमी से ऑक्साइड से बेरियम धातु प्राप्त की जाती है:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4।
बेरियम को वैक्यूम डिस्टिलेशन या जोन मेल्टिंग द्वारा शुद्ध किया जाता है।
रासायनिक गुण
बेरियम एक क्षारीय पृथ्वी धातु है। हवा में, बेरियम जल्दी से ऑक्सीकरण करता है, बेरियम ऑक्साइड BaO और बेरियम नाइट्राइड Ba3N2 का मिश्रण बनाता है, और थोड़ा गर्म होने पर प्रज्वलित होता है। बेरियम हाइड्रॉक्साइड बा (ओएच) 2 बनाने, पानी के साथ जोरदार प्रतिक्रिया करता है:
बा + 2H2O \u003d बा (OH) 2 + H2
तनु अम्लों के साथ सक्रिय रूप से परस्पर क्रिया करता है। कई बेरियम लवण अघुलनशील या पानी में थोड़ा घुलनशील होते हैं: बेरियम सल्फेट BaSO4, बेरियम सल्फाइट BaSO3, बेरियम कार्बोनेट BaCO3, बेरियम फॉस्फेट Ba3 (PO4)2। बेरियम सल्फाइड बीएएस, कैल्शियम सल्फाइड सीएएस के विपरीत, पानी में अच्छी तरह से घुलनशील है।
हलोजन के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करके हैलाइड बनाते हैं।
जब हाइड्रोजन के साथ गर्म किया जाता है, तो यह बेरियम हाइड्राइड BaH2 बनाता है, जो बदले में, लिथियम हाइड्राइड LiH के साथ एक ली कॉम्प्लेक्स देता है।
अमोनिया के साथ गर्म करने पर अभिक्रिया:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
गर्म होने पर, बेरियम नाइट्राइड Ba3N2 साइनाइड बनाने के लिए CO के साथ प्रतिक्रिया करता है:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
तरल अमोनिया के साथ, यह एक गहरा नीला घोल देता है, जिससे अमोनिया को अलग किया जा सकता है, जिसमें एक सुनहरी चमक होती है और NH3 के उन्मूलन के साथ आसानी से विघटित हो जाती है। उपस्थिति में प्लेटिनम उत्प्रेरकअमोनिया विघटित होकर बेरियम एमाइड बनाता है:
= बा(NH2)2 + 4NH3 + H2
एक चाप भट्टी में कोयले के साथ BaO को गर्म करके बेरियम कार्बाइड BaC2 प्राप्त किया जा सकता है।
फास्फोरस के साथ, यह फॉस्फाइड Ba3P2 बनाता है।
बेरियम कई धातुओं के ऑक्साइड, हैलाइड और सल्फाइड को संबंधित धातु में कम कर देता है।
आवेदन
विरोधी जंग सामग्री
बेरियम को ज़िरकोनियम के साथ तरल धातु शीतलक (सोडियम, पोटेशियम, रूबिडियम, लिथियम, सीज़ियम के मिश्र) में जोड़ा जाता है ताकि बाद की पाइपलाइनों की आक्रामकता को कम किया जा सके, और धातु विज्ञान में।
फेरोइलेक्ट्रिक और पीजोइलेक्ट्रिक
बेरियम टाइटेनेट का उपयोग सिरेमिक कैपेसिटर के निर्माण में एक ढांकता हुआ के रूप में किया जाता है, और पीजोइलेक्ट्रिक माइक्रोफोन और पीज़ोसेरेमिक एमिटर के लिए एक सामग्री के रूप में किया जाता है।
प्रकाशिकी
प्रकाशिकी (लेंस, प्रिज्म) में एकल क्रिस्टल के रूप में बेरियम फ्लोराइड का उपयोग किया जाता है।
आतिशबाज़ी बनाने की विद्या
बेरियम पेरोक्साइड का उपयोग आतिशबाज़ी बनाने की विद्या और ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में किया जाता है। बेरियम नाइट्रेट और बेरियम क्लोरेट का उपयोग आतिशबाज़ी बनाने की कला में आग की लपटों (हरी आग) को रंगने के लिए किया जाता है।
परमाणु हाइड्रोजन ऊर्जा
बेरियम क्रोमेट का उपयोग थर्मोकेमिकल विधि (ओक रिज साइकिल, यूएसए) द्वारा हाइड्रोजन और ऑक्सीजन के उत्पादन में किया जाता है।
उच्च तापमान अतिचालकता
बेरियम ऑक्साइड, तांबे और दुर्लभ पृथ्वी धातुओं के ऑक्साइड के साथ, संश्लेषण के लिए प्रयोग किया जाता है अतिचालक चीनी मिट्टी की चीज़ेंतरल नाइट्रोजन तापमान और ऊपर पर काम कर रहा है।
परमाणु ऊर्जा
बेरियम ऑक्साइड का उपयोग एक विशेष प्रकार के कांच को पिघलाने के लिए किया जाता है - यूरेनियम की छड़ को कोट करने के लिए उपयोग किया जाता है। ऐसे चश्मे के व्यापक प्रकारों में से एक में निम्नलिखित संरचना होती है - (फास्फोरस ऑक्साइड - 61%, बाओ - 32%, एल्यूमीनियम ऑक्साइड - 1.5%, सोडियम ऑक्साइड - 5.5%)। परमाणु उद्योग के लिए कांच बनाने में बेरियम फॉस्फेट का भी उपयोग किया जाता है।
रासायनिक वर्तमान स्रोत
बेरियम फ्लोराइड का उपयोग ठोस अवस्था वाली फ्लोरीन बैटरी में फ्लोराइड इलेक्ट्रोलाइट के एक घटक के रूप में किया जाता है।
बेरियम ऑक्साइड का उपयोग शक्तिशाली कॉपर ऑक्साइड बैटरी में सक्रिय द्रव्यमान (बेरियम ऑक्साइड-कॉपर ऑक्साइड) के एक घटक के रूप में किया जाता है।
बेरियम सल्फेट का उपयोग लीड-एसिड बैटरी के उत्पादन में एक नकारात्मक इलेक्ट्रोड सक्रिय द्रव्यमान विस्तारक के रूप में किया जाता है।

कीमतों
99.9% की शुद्धता के साथ सिल्लियों में धातु बेरियम की कीमतों में लगभग 30 डॉलर प्रति 1 किलोग्राम का उतार-चढ़ाव होता है।
जैविक भूमिका
बेरियम की जैविक भूमिका का पर्याप्त अध्ययन नहीं किया गया है। यह महत्वपूर्ण ट्रेस तत्वों की संख्या में शामिल नहीं है। सभी घुलनशील बेरियम लवण अत्यधिक विषैले होते हैं।
रेडियम
रेडियम (अक्षांश। रेडियम), रा, मेंडेलीव आवधिक प्रणाली के समूह II का एक रेडियोधर्मी रासायनिक तत्व, परमाणु संख्या 88। द्रव्यमान संख्या 213, 215, 219-230 के साथ रा समस्थानिक ज्ञात हैं। लगभग 1600 वर्षों के आधे जीवन के साथ सबसे लंबे समय तक जीवित रहने वाला एक रेडियोधर्मी 226Ra है। प्रकृति में, प्राकृतिक रेडियोधर्मी श्रृंखला के सदस्यों के रूप में, 222Ra (आइसोटोप का विशेष नाम एक्टिनियम-X, प्रतीक AcX है), 224Ra (थोरियम-X, ThX), 226Ra और 228Ra (मेसोथोरियम- I, MsThI) हैं।
कहानी
रा की खोज की रिपोर्ट 1898 में पति-पत्नी पी. और एम. क्यूरी ने जे. बेमोंट के साथ मिलकर ए. बेकरेल द्वारा पहली बार (1896 में) यूरेनियम लवण पर रेडियोधर्मिता की घटना की खोज के तुरंत बाद की थी। 1897 में, पेरिस में काम करने वाले एम. स्कोलोडोव्स्का-क्यूरी ने पाया कि यूरेनियम राल (खनिज यूरेनाइट) द्वारा उत्सर्जित विकिरण की तीव्रता अपेक्षा से काफी अधिक थी, राल में यूरेनियम की सामग्री को देखते हुए। स्कोलोडोव्स्का-क्यूरी ने सुझाव दिया कि यह खनिज में अभी भी अज्ञात अत्यधिक रेडियोधर्मी पदार्थों की उपस्थिति के कारण था। यूरेनियम पिच के एक गहन रासायनिक अध्ययन ने दो नए तत्वों की खोज करना संभव बना दिया - पहला पोलोनियम, और थोड़ी देर बाद - आर। आर के अलगाव के दौरान, नए तत्व के व्यवहार की निगरानी उसके विकिरण द्वारा की गई थी, और इसलिए तत्व था अक्षांश से नामित। त्रिज्या - किरण। शुद्ध यौगिक आर को अलग करने के लिए, क्यूरी पति-पत्नी ने प्रयोगशाला स्थितियों में लगभग 1 टन कारखाने के कचरे को संसाधित किया, जो यूरेनियम पिच से यूरेनियम के निष्कर्षण के बाद बना रहा। विशेष रूप से, BaCl2 और RaCl2 के मिश्रण के जलीय घोल से कम से कम 10,000 पुन: क्रिस्टलीकरण किए गए (बेरियम यौगिक R के निष्कर्षण में तथाकथित आइसोमॉर्फिक वाहक के रूप में काम करते हैं)। परिणामस्वरूप, 90 मिलीग्राम शुद्ध RaCI2 प्राप्त हुआ।
रा एक अत्यंत दुर्लभ तत्व है। यूरेनियम अयस्कों में, जो इसके मुख्य स्रोत हैं, 1 टन यू खाते में 0.34 ग्राम रा से अधिक नहीं है। आर अत्यधिक बिखरे हुए तत्वों से संबंधित है और विभिन्न प्रकार की वस्तुओं में बहुत कम सांद्रता में पाया जाता है।
सभी रा यौगिक हवा में एक हल्के नीले रंग की चमक प्रदर्शित करते हैं। 226Ra और उसके उपोत्पादों के रेडियोधर्मी क्षय के दौरान उत्सर्जित a- और b-कणों के आत्म-अवशोषण के कारण, 226Ra का प्रत्येक ग्राम प्रति घंटे लगभग 550 J (130 cal) ऊष्मा छोड़ता है, इसलिए Ra की तैयारी का तापमान हमेशा होता है परिवेश से थोड़ा अधिक।
भौतिक गुण
रा एक चांदी की सफेद चमकदार धातु है जो हवा में जल्दी खराब हो जाती है। घन जाली शरीर-केंद्रित है, परिकलित घनत्व 5.5 g/cm3 है। विभिन्न स्रोतों के अनुसार, टी.पी.एल. 700-960 डिग्री सेल्सियस है, टीकिप लगभग 1140 डिग्री सेल्सियस है। R. परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश पर 2 इलेक्ट्रॉन होते हैं (विन्यास 7s2)। इसके अनुसार, R. की केवल एक ऑक्सीकरण अवस्था +2 (वैलेंसी II) है। रासायनिक गुणों से, आर बेरियम के समान है, लेकिन अधिक सक्रिय है। कमरे के तापमान पर, R. ऑक्सीजन के साथ संयोग करता है, ऑक्साइड RaO देता है, और नाइट्रोजन के साथ, नाइट्राइड Ra3N2 देता है। R. पानी के साथ हिंसक रूप से प्रतिक्रिया करता है, H2 को मुक्त करता है, और मजबूत आधार Ra(OH)2 बनता है। क्लोराइड, ब्रोमाइड, आयोडाइड, नाइट्रेट और आर सल्फाइड पानी में आसानी से घुलनशील हैं; कार्बोनेट, सल्फेट, क्रोमेट और ऑक्सालेट खराब घुलनशील हैं।
रासायनिक गुण
रसायन के अनुसार। सेंट-यू रेडियम Va के समान है। रेडियम के लगभग सभी यौगिक संगत यौगिकों के समरूपी होते हैं। वा। हवा में, धात्विक रेडियम जल्दी से एक डार्क फिल्म से ढक जाता है, जो नाइट्राइड और रेडियम ऑक्साइड का मिश्रण होता है। धात्विक रेडियम हाइड्रॉक्साइड रा (OH) 2 बनाने के लिए पानी के साथ हिंसक रूप से प्रतिक्रिया करता है, जो पानी में घुलनशील है, और H2 छोड़ता है। जलीय घोल से रेडियम रिलीज की इलेक्ट्रोड क्षमता -1.718V (सामान्य कैलोमेल इलेक्ट्रोड के सापेक्ष) है।

रेडियम यौगिकों में अपने स्वयं के कारण अंधेरे में सेंट-टियोन ऑटोल्यूमिनेशन-चमक होती है। विकिरण। एम.एन. रेडियम के लवण रंगहीन होते हैं, लेकिन जब क्रिया के तहत विघटित हो जाते हैं। अपना विकिरण पीला या भूरा हो जाता है। अच्छा सोल। पानी में RaCl2 (mp. 900 °C, घनत्व 4.91 g/cm3; तालिका भी देखें।), RaBr2 (mp. 728 °C, घनत्व 5.79 g/cm3), RaI2 और Ra (NO3)2। अन्य सॉल्वैंट्स से बेहतर पानी में RaBr2 (20 डिग्री सेल्सियस पर 100 ग्राम में 70 ग्राम)। रेडियम क्लोराइड और ब्रोमाइड दो या छह H2O अणुओं के साथ क्रिस्टलीय हाइड्रेट्स के रूप में पानी से क्रिस्टलीकृत होते हैं। थोड़ा घुलनशील यौगिक - सल्फेट RaSO4 (20 डिग्री सेल्सियस पर 100 ग्राम पानी में लगभग 2 10-4 ग्राम), आयोडेट रा (IO3) 2, फ्लोराइड RaF2, क्रोमेट RaCrO4, कार्बोनेट RaCO3 और ऑक्सालेट RaC2O4। साइट्रिक, टार्टरिक, मैलिक, लैक्टिक, एथिलीनडायमिनेटेट्राएसेटिक एसिड और अन्य लिगैंड वाले रेडियम कॉम्प्लेक्स ज्ञात हैं। अन्य क्षारीय पृथ्वी की तुलना में। धातु, रेडियम में जटिल गठन की कमजोर प्रवृत्ति होती है।
रेडियम को यूरेनियम अयस्कों के प्रसंस्करण के उप-उत्पाद के रूप में RaCl2 या अन्य लवण के रूप में अलग किया जाता है (उनसे यू के निष्कर्षण के बाद), वर्षा, आंशिक क्रिस्टलीकरण, आयन एक्सचेंज के तरीकों का उपयोग करके; धातु का रेडियम एक पारा कैथोड पर RaCl2 समाधान के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किया जाता है, हीटिंग के दौरान एल्यूमीनियम के साथ RaO की कमी से। निर्वात में।

आवेदन
रा के गुणों के अध्ययन ने वैज्ञानिक ज्ञान के विकास में बहुत बड़ी भूमिका निभाई है, क्योंकि। रेडियोधर्मिता की घटना से जुड़े कई सवालों को स्पष्ट करना संभव बना दिया। लंबे समय तक, रा एकमात्र ऐसा तत्व था जिसके रेडियोधर्मी गुणों ने व्यावहारिक अनुप्रयोग पाया (चिकित्सा में; चमकदार रचनाओं की तैयारी के लिए, आदि)। हालांकि, अब ज्यादातर मामलों में रा नहीं, बल्कि अन्य तत्वों के सस्ते कृत्रिम रेडियोधर्मी आइसोटोप का उपयोग करना अधिक लाभदायक है। रा ने रेडॉन स्नान के उपचार में रेडॉन के स्रोत के रूप में चिकित्सा में कुछ महत्व बनाए रखा है। कम मात्रा में, R. न्यूट्रॉन स्रोतों (बेरीलियम के साथ मिश्रित) की तैयारी और प्रकाश रचनाओं (जिंक सल्फाइड के साथ मिश्रित) के उत्पादन में खर्च किया जाता है।

जैविक भूमिका
शरीर में रेडियम। प्राकृतिक रेडियोधर्मी समस्थानिकों में से, लंबे समय तक जीवित रहने वाले 226Ra का सबसे बड़ा जैविक महत्व है। R. जीवमंडल के विभिन्न भागों में असमान रूप से वितरित है। आर की उच्च सामग्री वाले भू-रासायनिक प्रांत हैं। पौधों के अंगों और ऊतकों में आर का संचय खनिज पदार्थों के अवशोषण के सामान्य पैटर्न का पालन करता है और पौधे के प्रकार और इसके विकास की स्थितियों पर निर्भर करता है। एक नियम के रूप में, उपजी और प्रजनन अंगों की तुलना में जड़ी-बूटियों के पौधों की जड़ों और पत्तियों में अधिक आर होता है; छाल और लकड़ी में सबसे अधिक आर। फूलों के पौधों में आर की औसत सामग्री समुद्र में 0.3-9.0 × 10-11 क्यूरी / किग्रा है। शैवाल 0.2-3.2×10-11 क्यूरी/किग्रा.
यह जानवरों और मनुष्यों के शरीर में भोजन के साथ प्रवेश करता है जिसमें यह लगातार मौजूद होता है (गेहूं में 20-26 × 10-15 ग्राम / ग्राम, आलू में 67-125 × 10-15 ग्राम / ग्राम, मांस में 8 × 10-15 जी / जी), साथ ही पीने के पानी के साथ। भोजन और पानी के साथ मानव शरीर में 226Ra का दैनिक सेवन 2.3×10-12 करी है, और मूत्र और मल के साथ नुकसान 0.8×10-13 और 2.2×10-12 करी हैं। आर का लगभग 80% जो शरीर में प्रवेश करता है (यह रासायनिक गुणों में सीए के करीब है) हड्डी के ऊतकों में जमा होता है। मानव शरीर में आर का रखरखाव निवास के क्षेत्र और भोजन के चरित्र पर निर्भर करता है। शरीर में आर की बड़ी सांद्रता का जानवरों और मनुष्यों पर हानिकारक प्रभाव पड़ता है, जिससे ऑस्टियोपोरोसिस, सहज फ्रैक्चर और ट्यूमर के रूप में दर्दनाक परिवर्तन होते हैं। 1 × 10-7-10-8 क्यूरी / किग्रा से अधिक मिट्टी में आर की सामग्री पौधों की वृद्धि और विकास को महत्वपूर्ण रूप से रोकती है।

क्षारीय पृथ्वी धातुओं के गुण

भौतिक गुण

क्षारीय पृथ्वी धातुओं (क्षार धातुओं की तुलना में) में t╟pl अधिक होता है। और t╟bp।, आयनीकरण क्षमता, घनत्व और कठोरता।

रासायनिक गुण

1. बहुत प्रतिक्रियाशील।

2. +2 की धनात्मक संयोजकता प्राप्त करें।

3. हाइड्रोजन के विकास के साथ कमरे के तापमान (बी को छोड़कर) पर पानी के साथ प्रतिक्रिया करें।

4. उनके पास ऑक्सीजन (घटाने वाले एजेंट) के लिए एक उच्च संबंध है।

5. ये हाइड्रोजन के साथ लवण जैसे हाइड्राइड EH 2 बनाते हैं।

6. ऑक्साइड का सामान्य सूत्र EO होता है। क्षार धातुओं की तुलना में पेरोक्साइड के निर्माण की प्रवृत्ति कम स्पष्ट होती है।

प्रकृति में होना

3BeO अल 2 ओ 3 ∙ 6SiO 2 बेरिल

मिलीग्राम

MgCO 3 मैग्नेसाइट

CaCO 3 MgCO 3 डोलोमाइट

KCl MgSO 4 ∙ 3H 2 O केनाइट

KCl MgCl 2 ∙ 6H 2 O कार्नेलाइट

CaCO 3 कैल्साइट (चूना पत्थर, संगमरमर, आदि)

सीए 3 (पीओ 4) 2 एपेटाइट, फॉस्फोराइट

CaSO 4 2H 2 O जिप्सम

CaSO 4 एनहाइड्राइट

सीएएफ 2 फ्लोरास्पार (फ्लोराइट)

एसआरएसओ 4 सेलेस्टाइन

एसआरसीओ 3 स्ट्रोंटियनाइट

बेसो 4 बैराइट

बाको 3 विटेराइट

रसीद

बेरिलियम फ्लोराइड की कमी से प्राप्त होता है:

बीईएफ 2 + एमजी═ टी ═ बीई + एमजीएफ 2

बेरियम ऑक्साइड अपचयन द्वारा प्राप्त किया जाता है:

3बीएओ + 2एल टी ═ 3बीए + अल 2 ओ 3

शेष धातुएँ क्लोराइड के पिघलने के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त की जाती हैं:

सीएसीएल 2 \u003d सीए + सीएल 2

कैथोड: सीए 2+ + 2ē = सीए 0

एनोड: 2Cl - - 2ē = Cl 0 2

एमजीओ + सी = एमजी + सीओ

समूह II के मुख्य उपसमूह की धातुएँ प्रबल अपचायक हैं; यौगिकों में, वे केवल +2 ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करते हैं। श्रृंखला में धातुओं की गतिविधि और उनकी कम करने की क्षमता बढ़ जाती है: Be Mg Ca Sr Ba╝

1. पानी के साथ प्रतिक्रिया।

सामान्य परिस्थितियों में, Be और Mg की सतह एक अक्रिय ऑक्साइड फिल्म से ढकी होती है, इसलिए वे पानी के प्रतिरोधी होते हैं। इसके विपरीत, Ca, Sr और Ba पानी में घुलकर हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं, जो मजबूत आधार हैं:

एमजी + 2एच 2 ओ═ टी ═ एमजी (ओएच) 2 + एच 2

सीए + 2 एच 2 ओ \u003d सीए (ओएच) 2 + एच 2

2. ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया।

सभी धातुएं ऑक्साइड आरओ, बेरियम पेरोक्साइड बाओ 2 बनाती हैं:

2एमजी + ओ 2 \u003d 2एमजीओ

बा + ओ 2 \u003d बाओ 2

3. बाइनरी यौगिक अन्य अधातुओं के साथ बनते हैं:

Be + Cl 2 = BeCl 2 (हैलाइड)

बा + एस = बीएएस (सल्फाइड)

3एमजी + एन 2 \u003d एमजी 3 एन 2 (नाइट्राइड)

सीए + एच 2 = सीएएच 2 (हाइड्राइड्स)

सीए + 2 सी = सीएसी 2 (कार्बाइड्स)

3बीए + 2पी = बीए 3 पी 2 (फॉस्फाइड्स)

बेरिलियम और मैग्नीशियम अधातुओं के साथ अपेक्षाकृत धीमी गति से प्रतिक्रिया करते हैं।

4. सभी धातुएं अम्ल में घुल जाती हैं:

सीए + 2एचसीएल \u003d सीएसीएल 2 + एच 2

एमजी + एच 2 एसओ 4 (रज़ब।) \u003d एमजीएसओ 4 + एच 2

बेरिलियम भी क्षार के जलीय घोल में घुल जाता है:

Be + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

5. क्षारीय पृथ्वी धातु धनायनों के लिए गुणात्मक प्रतिक्रिया - निम्नलिखित रंगों में लौ का रंग:

सीए 2+ - गहरा नारंगी

सीनियर 2+ - गहरा लाल

बा 2+ - हल्का हरा

Ba 2+ धनायन आमतौर पर सल्फ्यूरिक एसिड या उसके लवण के साथ विनिमय प्रतिक्रिया द्वारा खोला जाता है:

बेरियम सल्फेट एक सफेद अवक्षेप है, जो खनिज एसिड में अघुलनशील है।

क्षारीय पृथ्वी धातु आक्साइड

रसीद

1) धातुओं का ऑक्सीकरण (बा को छोड़कर, जो एक पेरोक्साइड बनाता है)

2) नाइट्रेट्स या कार्बोनेट्स का थर्मल अपघटन

CaCO 3 टी ═ CaO + CO 2

2Mg(NO 3) 2 t ═ 2MgO + 4NO 2 + O 2

रासायनिक गुण

विशिष्ट बुनियादी ऑक्साइड। पानी के साथ प्रतिक्रिया करें (बीओओ को छोड़कर), एसिड ऑक्साइड और एसिड

एमजीओ + एच 2 ओ \u003d एमजी (ओएच) 2

3CaO + P 2 O 5 \u003d Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 \u003d Be (NO 3) 2 + H 2 O

BeO - एम्फोटेरिक ऑक्साइड, क्षार में घुलनशील:

बीओ + 2नाओएच + एच 2 ओ \u003d ना 2

क्षारीय पृथ्वी धातु हाइड्रॉक्साइड आर (ओएच) 2

रसीद

पानी के साथ क्षारीय पृथ्वी धातुओं या उनके आक्साइड की प्रतिक्रियाएं: बा + 2 एच 2 ओ \u003d बा (ओएच) 2 + एच 2

CaO (क्विक्लाइम) + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 (बुझा हुआ चूना)

रासायनिक गुण

हाइड्रॉक्साइड्स आर(ओएच) 2 - सफेद क्रिस्टलीय पदार्थ, क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड की तुलना में पानी में कम घुलनशील होते हैं (हाइड्रॉक्साइड की घुलनशीलता घटती क्रम संख्या के साथ घट जाती है; Be (OH) 2 पानी में अघुलनशील, क्षार में घुलनशील है)। परमाणु क्रमांक बढ़ने के साथ R(OH) 2 की क्षारीयता बढ़ती है:

Be(OH) 2 - उभयधर्मी हाइड्रॉक्साइड

एमजी(ओएच) 2 - कमजोर आधार

शेष हाइड्रॉक्साइड प्रबल क्षार (क्षार) हैं।

1) अम्ल ऑक्साइड के साथ अभिक्रियाएँ:

सीए (ओएच) 2 + एसओ 2 = सीएएसओ 3 ¯ + एच 2 ओ

बा (ओएच) 2 + सीओ 2 = बाको 3 ¯ + एच 2 ओ

2) अम्लों के साथ अभिक्रियाएँ:

Mg(OH) 2 + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O

बा (ओएच) 2 + 2 एचएनओ 3 = बा (एनओ 3) 2 + 2 एच 2 ओ

3) लवण के साथ विनिमय अभिक्रियाएँ:

बा(OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ¯+ 2KOH

4) क्षार के साथ बेरिलियम हाइड्रॉक्साइड की प्रतिक्रिया:

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

पानी की कठोरता

Ca 2+ और Mg 2+ आयनों वाले प्राकृतिक जल को कठोर कहा जाता है। कठोर जल जब उबाला जाता है, तो एक पैमाना बनता है, इसमें खाद्य उत्पाद नहीं उबाले जाते हैं; डिटर्जेंट फोम का उत्पादन नहीं करते हैं।

कार्बोनेट (अस्थायी) कठोरता पानी में कैल्शियम और मैग्नीशियम बाइकार्बोनेट, गैर-कार्बोनेट (स्थायी) कठोरता - क्लोराइड और सल्फेट्स की उपस्थिति के कारण होती है।

पानी की कुल कठोरता को कार्बोनेट और गैर-कार्बोनेट का योग माना जाता है।

समाधान से Ca 2+ और Mg 2+ आयनों की वर्षा द्वारा पानी की कठोरता को दूर किया जाता है:

1) उबालना:

सीए (एचसीओ 3) 2 टी ═ सीएसीओ 3 ¯ + सीओ 2 + एच 2 ओ

एमजी(एचसीओ 3) 2 टी═ एमजीसीओ 3 ¯ + सीओ 2 + एच 2 ओ

2) निम्बू का दूध मिलाकर :

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

3) सोडा मिलाना:

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

अस्थायी कठोरता को दूर करने के लिए सभी चार विधियों का उपयोग किया जाता है, और केवल अंतिम दो का उपयोग स्थायी कठोरता के लिए किया जाता है।

नाइट्रेट्स का थर्मल अपघटन।

ई (एनओ 3) 2 \u003d टी \u003d ईओ + 2NO2 + 1/2O2

बेरिलियम के रसायन विज्ञान की विशेषताएं।

Be(OH)2 + 2NaOH (g) = Na2

अल(OH)3 + 3NaOH (g) = Na3

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

अल + 3NaOH + 3H2O = Na3 + 3/2H2

Be, Al + HNO3 (Conc) = पैसिवेशन