Яка загальна формула гідридів лужноземельних металів? Лужноземельні метали: коротка характеристика

До поняття лужноземельних металів належить частина елементів II групи системи Менделєєва: берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій. Чотири останні метали мають найбільш яскраво виражені ознаки лужноземельної класифікації, тому в деяких джерелах берилій і магній не включають до списку, обмежуючись чотирма елементами.

Свою назву металу отримали завдяки тому, що при взаємодії їх оксидів із водою утворюється лужне середовище. Фізичні властивості лужноземельних металів: всі елементи мають сірий металевий колір, за нормальних умов мають тверду структуру, зі зростанням порядкового номера збільшується їх щільність, мають дуже високу температуру плавлення. На відміну від лужних металів, елементи цієї групи не ріжуться ножем (крім стронцію). Хімічні властивості лужноземельних металів: мають два валентні електрони, активність зростає з підвищенням порядкового номера, у реакціях виступають як відновник.

Характеристика лужноземельних металів свідчить про їхню високу активність. Особливо це стосується елементів з великим порядковим номером. Наприклад, берилій у нормальних умовах не вступає у взаємодію з киснем та галогенами. Для запуску механізму реагування його необхідно нагріти до температури понад 600 градусів за Цельсієм. Магній у нормальних умовах має на поверхні оксидну плівку та також не реагує з киснем. Кальцій окислюється, але досить повільно. А ось стронцій, барій та радій окислюються практично миттєво, тому їх зберігають у безкисневому середовищі під гасовим шаром.

Усі оксиди посилюють основні властивості зі зростанням порядкового номера металу. Гідроксид берилію є амфотерною сполукою, яка не реагує з водою, але добре розчиняється в кислотах. Гідроксид магнію є слабким лугом, нерозчинним у воді, але реагує з сильними кислотами. Гідроксид кальцію - сильна, малорозчинна у воді основа, що реагує з кислотами. Гідроксиди барію та стронцію відносяться до сильних основ, добре розчинних у воді. А гідроксид радію - це один з найсильніших лугів, який добре реагує з водою і практично всіма видами кислот.

Способи отримання

Отримують гідроксиди лужноземельних металів шляхом дії води на чистий елемент. Реакція протікає за кімнатних умов (крім берилію, для якого потрібне підвищення температури) з виділенням водню. При нагріванні всі лужноземельні метали реагують із галогенами. Отримані сполуки застосовують у виробництві великого асортименту продукції від хімічних добрив до надточних деталей мікропроцесора. З'єднання лужноземельних металів виявляють таку ж високу активність, як і чисті елементи, тому їх використовують у багатьох хімічних реакціях.

Найчастіше це відбувається при реакціях обміну, коли необхідно витіснити із речовини менш активний метал. В окисно-відновних реакціях беруть участь як сильний відновник. Двовалентні катіони кальцію та магнію надає воді так званої жорсткості. Подолання цього явища відбувається шляхом осадження іонів за допомогою фізичної дії або додавання у воду спеціальних пом'якшувальних речовин. Солі лужноземельних металів утворюються шляхом розчинення елементів у кислоті або внаслідок реакцій обміну. Отримані з'єднання мають міцний ковалентний зв'язок, тому мають невисоку електропровідність.

У природі лужноземельні метали не можуть перебувати в чистому вигляді, тому що швидко вступають у взаємодію з навколишнім середовищем, утворюючи хімічні сполуки. Вони входять до складу мінералів і гірських порід, які у товщі земної кори. Найбільш поширений кальцій, трохи поступається йому магній, досить часто зустрічаються барій та стронцій. Берилій відноситься до рідкісних металів, а радій - дуже рідкісних. За весь час, який пройшов з моменту відкриття радію, у всьому світі було видобуто лише півтора кілограма чистого металу. Як і більшість радіоактивних елементів, радій має ізотопи, яких у нього налічується чотири штуки.

Отримують лужноземельні метали шляхом розкладання складних речовин та виділення з них чистої речовини. Берилій видобувають шляхом відновлення його із фториду при дії високої температури. Барій відновлює його оксиду. Кальцій, магній та стронцій отримують шляхом електролізу їх хлоридного розплаву. Найскладніше синтезувати чистий радій. Його видобувають шляхом на уранову руду. За підрахунками вчених у середньому одну тонну руди припадає 3 грама чистого радію, хоча зустрічаються і багаті родовища, у яких міститься цілих 25 грамів на тонну. Для виділення металу використовуються методи осадження, дробової кристалізації та іонного обміну.

Застосування лужноземельних металів

Спектр застосування лужноземельних металів дуже великий і охоплює багато галузей. Берилій у більшості випадків використовується як легуюча добавка в різні сплави. Він підвищує твердість та міцність матеріалів, добре захищає поверхню від впливу корозії. Також завдяки слабкому поглинанню радіоактивного випромінювання берилій використовується при виготовленні рентгенівських апаратів та в ядерній енергетиці.

Магній використовують як один із відновників при отриманні титану. Його сплави відрізняються високою міцністю та легкістю, тому використовуються при виробництві літаків, автомобілів, ракет. Оксид магнію горить яскравим сліпучим полум'ям, що знайшло відображення у військовій справі, де він використовується для виготовлення запалювальних та трасуючих снарядів, сигнальних ракет та світлошумових гранат. Є одним з найважливіших елементів для регулювання нормального процесу життєдіяльності організму, тому входить до складу деяких ліків.

Кальцій у чистому вигляді практично не застосовують. Він необхідний відновлення інших металів з їх сполук, соціальній та виробництві препаратів зміцнення кісткової тканини. Стронцій використовують для відновлення інших металів і як основний компонент для виробництва надпровідних матеріалів. Барій додають у багато сплавів, які призначені для роботи в агресивному середовищі, так як він має відмінні захисні властивості. Радій використовується в медицині для короткочасного опромінення шкіри під час лікування злоякісних утворень.

Це елементи І групи періодичної системи: літій (Li), натрій (Na), калій (K), рубідій (Rb), цезій (Cs), францій (Fr); дуже м'які, пластичні, легкоплавкі і легкі, як правило, сріблясті білого кольору; хімічно дуже активні; бурхливо реагують із водою, утворюючи луги(Звідки назва).

Всі лужні метали надзвичайно активні, у всіх хімічних реакціях виявляють відновлювальні властивості, віддають свій єдиний валентний електрон, перетворюючись на позитивно заряджений катіон, виявляють єдиний ступінь окислення +1.

Відновлювальна здатність збільшується в ряду -Li-Na-K-Rb-Cs.

Усі сполуки лужних металів мають іонний характер.

Майже всі солі розчиняються у воді.

Низькі температури плавлення,

Малі значення щільностей,

М'які, ріжуться ножем

Внаслідок своєї активності лужні метали зберігають під шаром гасу, щоб запобігти доступу повітря та вологи. Літій дуже легкий і в гасі виринає на поверхню, тому його зберігають під шаром вазеліном.

Хімічні властивості лужних металів

1. Лужні метали активно взаємодіють із водою:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

2. Реакція лужних металів із киснем:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (оксид літію)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрію)

K + O 2 → KO 2 (надпероксид калію)

На повітрі лужні метали миттєво окислюються. Тому їх зберігають під шаром органічних розчинників (гас та ін.).

3. У реакціях лужних металів з іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогеніди)

2Na + S → Na 2 S (сульфіди)

2Na + H 2 → 2NaH (гідриди)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (нітриди)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбіди)

4. Реакція лужних металів із кислотами

(Проводять рідко, йде конкуруюча реакція з водою):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2

5. Взаємодія лужних металів із аміаком

(утворюється амід натрію):

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

6. Взаємодія лужних металів зі спиртами та фенолами, які виявляють у цьому випадку кислотні властивості:

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2;

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

7. Якісна реакція на катіони лужних металів - забарвлення полум'я у наступні кольори:

Li + - карміново-червоний

Na + – жовтий

K + , Rb + та Cs + – фіолетовий

Одержання лужних металів

Металеві літій, натрій та калій отримуютьелектролізом розплаву солей (хлоридів), а рубідій та цезій – відновленням у вакуумі при нагріванні їх хлоридів кальцієм: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
У невеликих масштабах використовується також вакуум-термічне одержання натрію та калію:

2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4 .

Активні лужні метали виділяються у вакуум-термічних процесах завдяки своїй високій летючості (їх пари видаляються із зони реакції).

Особливості хімічних властивостей s-елементів І групи та їх фізіологічна дія

Електронна конфігурація атома літію 1s 2 2s 1 . У нього найбільший у 2-му періоді атомний радіус, що полегшує відрив валентного електрона та поява іона Li + зі стабільною конфігурацією інертного газу (гелію). Отже, його з'єднання утворюються з передачею електрона від літію до іншого атома та виникненням іонного зв'язку з невеликою часткою ковалентності. Літій - типовий металевий елемент. У вигляді речовини це лужний метал. Від інших членів I групи він відрізняється малими розмірами та найменшою, порівняно з ними, активністю. У цьому відношенні він нагадує розташований по діагоналі від Li елемент II групи магній. У розчинах іон Li+ сильно сольватований; його оточують кілька десятків молекул води. Літій за величиною енергії сольватації - приєднання молекул розчинника, що стоїть ближче до протону, ніж до катіонів лужних металів.

Малий розмір іона Li + , високий заряд ядра і всього два електрони створюють умови для виникнення навколо цієї частки досить значного поля позитивного заряду, тому в розчинах до нього притягується значне число молекул полярних розчинників і його координаційне число велике, метал здатний утворювати значне число літійорганічних сполук .

Натрієм починається 3-й період, тому у нього на зовнішньому рівні всього 1 , займає 3s-орбіталь. Радіус атома Na – найбільший у 3-му періоді. Ці дві особливості визначають темперамент елемента. Його електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Єдиний ступінь окиснення натрію +1. Електронегативність його дуже мала, тому в сполуках натрій присутній лише у вигляді позитивно зарядженого іона і надає хімічному зв'язку іонного характеру. За розміром іон Na + значно більше, ніж Li +, і сольватація його не така велика. Однак у розчині у вільному вигляді він не існує.

Фізіологічне значення іонів К+ та Na+ пов'язане з їхньою різною адсорбованістю на поверхні компонентів, що входять до складу земної кори. З'єднання натрію лише незначно схильні до адсорбції, тоді як сполуки калію міцно утримуються глиною та іншими речовинами. Мембрани клітин, будучи поверхнею розділу клітина - середовище, проникні для іонів К+, внаслідок чого внутрішньоклітинна концентрація К+ значно вища, ніж іонів Na+. У той самий час у плазмі крові концентрація Na + перевищує вміст у ній калію. З цією обставиною пов'язують виникнення мембранного потенціалу клітин. Іони К+ та Na+ – одні з основних компонентів рідкої фази організму. Їх співвідношення з іонами Са 2+ суворо виразно, яке порушення призводить до патології. Введення іонів Na+ в організм не має помітного шкідливого впливу. Підвищення ж вмісту іонів К+ шкідливе, але у звичайних умовах зростання його концентрації ніколи не досягає небезпечних величин. Вплив іонів Rb+, Cs+, Li+ ще недостатньо вивчений.

З різних уражень, пов'язаних із застосуванням сполук лужних металів, найчастіше зустрічаються опіки розчинами гідроксидів. Дія лугів пов'язана з розчиненням у них білків шкіри та утворенням лужних альбумінатів. Луг знову виділяється в результаті їх гідролізу і діє більш глибокі шари організму, викликаючи появу виразок. Нігті під впливом лугів стають тьмяними та ламкими. Поразка очей, навіть дуже розведеними розчинами лугів, супроводжується як поверхневими руйнуваннями, але порушеннями глибших ділянок ока (райдужної оболонки) і призводить до сліпоти. При гідролізі амідів лужних металів одночасно утворюється луг та аміак, що викликають трахеобронхіт фібринозного типу та запалення легень.

Калій був отриманий Г. Деві практично одночасно з натрієм в 1807 при електролізі вологого гідроксиду калію. Від назви цього з'єднання - "їдке калі" і отримав своє найменування елемент. Властивості калію помітно відрізняються від властивостей натрію, що з різницею величин радіусів їх атомів та іонів. У з'єднаннях калію зв'язок більш іонна, а у вигляді іона К+ він має меншу поляризуючу дію, ніж натрій, через великі розміри. Природна суміш складається з трьох ізотопів 39 К, 40 К, 41 К. Один із них 40 К ‑ радіоактивний і певна частка радіоактивності мінералів та ґрунту пов'язана з присутністю цього ізотопу. Його період напіврозпаду великий – 1,32 млрд. років. Визначити присутність калію у зразку досить легко: пари металу та його сполуки забарвлюють полум'я у фіолетово-червоний колір. Спектр елемента досить простий і доводить наявність 1е - на 4s-орбіталі. Вивчення його послужило однією з підстав для знаходження загальних закономірностей у будові спектрів.

У 1861 р. для дослідження солі мінеральних джерел спектральним аналізом Роберт Бунзен виявив новий елемент. Його наявність доводилося темно-червоними лініями у спектрі, яких не давали інші елементи. За кольором цих ліній елемент і був названий рубідієм (rubidus-темно-червоний). У 1863 р. Р. Бунзен отримав цей метал і в чистому вигляді відновленням тартрату рубідії (виннокислої солі) сажею. Особливістю елемента є легка збудливість атомів. Електронна емісія у нього виникає під впливом червоних променів видимого діапазону. Це з невеликою різницею в енергіях атомних 4d і 5s-орбіталей. З усіх лужних елементів, що мають стабільні ізотопи, рубідію (як і цезію) належить один з найбільших атомних радіусів і невеликий потенціал іонізації. Такі параметри визначають характер елемента: високу електропозитивність, надзвичайну хімічну активність, низьку температуру плавлення (39 0 C) та малу стійкість до зовнішніх впливів.

Відкриття цезію, як і рубідія, пов'язане із спектральним аналізом. У 1860 р. Р. Бунзен виявив дві яскраві блакитні лінії в спектрі, що не належать жодному відомому на той час елементу. Звідси походить і назва цезіус (caesius), що означає небесно-блакитний. Це останній елемент підгрупи лужних металів, який зустрічається у вимірних кількостях. Найбільший атомний радіус та найменші перші потенціали іонізації визначають характер та поведінку цього елемента. Він має яскраво виражену електропозитивність і яскраво виражені металеві якості. Прагнення віддати зовнішній 6s-електрон призводить до того, що його реакції протікають виключно бурхливо. Невелика різниця в енергіях атомних 5d- та 6s-орбіталей обумовлює легку збудливість атомів. Електронна емісія у цезію спостерігається під дією невидимих ​​інфрачервоних променів (теплових). Зазначена особливість структури атома визначає хорошу електричну провідність струму. Все це робить цезію незамінним в електронних приладах. В Останнім часомвсе більше уваги приділяється цезієвій плазмі як паливу майбутнього та у зв'язку з вирішенням проблеми термоядерного синтезу.

На повітрі літій активно реагує не тільки з киснем, але і з азотом і покривається плівкою, що складається з Li 3 N (до 75%) та Li 2 O. Інші лужні метали утворюють пероксиди (Na 2 O 2) та надпероксиди (K 2 O 4 або KO 2).

Перераховані речовини реагують із водою:

Li 3 N + 3 H 2 O = 3 LiOH + NH 3;

Na 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 O 2;

K 2 O 4 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2 .

Для регенерації повітря на підводних човнах та космічних кораблях, в ізолюючих протигазах та дихальних апаратах бойових плавців (підводних диверсантів) використовувалася суміш «оксон»:

Na 2 O 2 +CO 2 =Na 2 CO 3 +0,5O 2;

K2O4+CO2=K2CO3+1,5O2.

В даний час це стандартна начинка регенеруючих набоїв ізолюючих протигазів для пожежників.
Лужні метали реагують при нагріванні з воднем, утворюючи гідриди:

Гідрид літію використовується як потужний відновник.

Гідроксидилужних металів роз'їдають скляний та порцеляновий посуд, їх не можна нагрівати і в кварцовому посуді:

SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.

Гідроксиди натрію і калію не відщеплюють воду при нагріванні до температур їх кипіння (більше 1300 0 С). Деякі сполуки натрію називають содами:

а) кальцинована сода, безводна сода, білизняна сода або просто сода – карбонат натрію Na 2 CO 3 ;
б) кристалічна сода - кристалогідрат карбонату натрію Na 2 CO 3 . 10H 2 O;
в) двовуглекисла або питна – гідрокарбонат натрію NaHCO3;
г) гідроксид натрію NaOH називають каустичною содою або каустиком.

Друга група періодичної системи Д. І. Менделєєва містить групу елементів, дуже схожих за своїми властивостями на лужні метали, проте які поступаються їм активністю. До неї входять берилій та магній, а також кальцій, стронцій, барій та радій. Вони відомі під загальною назвою – лужноземельні елементи. У нашій статті ми ознайомимося з їх поширенням у природі та застосуванням у промисловості, а також вивчимо найважливіші хімічні властивості лужноземельних металів.

Загальна характеристика

Всі атоми вище перерахованих елементів містять на зовнішньому енергетичному шарі по два електрони. Взаємодіючи коїться з іншими речовинами, вони віддають свої негативні частки, переходячи у стан катіонів із зарядом 2+. У окиснювально-відновних реакціях елементи поводяться як сильні відновники. Принаймні збільшення заряду ядра, хімічні властивості лужноземельних металів та його активність посилюються. На повітрі вони швидко окислюються, утворюючи на поверхні оксидну плівку. Загальна формула всіх оксидів – RO. Їм відповідають гідроксиди з формулою R(OH) 2 . Їхні основні властивості та розчинність у воді також зростають зі збільшенням порядкового номера елемента.

Особливі властивості берилію та магнію

За деякими своїми властивостями перші два представники головної підгрупи другої групи дещо відрізняються від інших лужноземельних елементів. Це виявляються, зокрема, під час їхньої взаємодії з водою. Наприклад, хімічні властивості берилію такі, що він взагалі не вступає в реакцію з H 2 O. Магній взаємодіє з водою лише при нагріванні. Зате всі лужноземельні елементи легко реагують із нею за нормальної температури. Які ж речовини утворюються при цьому?

Основи лужноземельних металів

Будучи активними елементами, кальцій, барій та інші представники групи швидко витісняють водень із води, у результаті виходять їх гідроксиди. Взаємодія лужноземельних металів із водою протікає бурхливо, із тепла. Розчини основ кальцію, барію, стронцію милі на дотик, при попаданні на шкіру та слизову оболонку очей викликають сильні опіки. Першою допомогою у таких випадках буде обробка ранової поверхні слабким розчином оцтової кислоти. Він нейтралізує луг та зменшить ризик виникнення некрозу пошкоджених тканин.

Хімічні властивості лужноземельних металів

Взаємодія з киснем, водою та неметалами – це головний перелік властивостей металів, що входять до другої групи періодичної системи хімічних елементів. Наприклад, кальцій навіть у звичайних умовах вступає у реакції з галогенами: фтором, хлором, бромом та йодом. При нагріванні він з'єднується із сіркою, вуглецем та азотом. Жорстке окислення - горіння, що закінчується утворенням оксиду кальцію: 2Ca + O 2 = 2 CaO. Взаємодія металів із воднем призводить до появи гідридів. Вони є тугоплавкими речовинами білого кольору, що мають іонні кристалічні грати. До важливих хімічних властивостей лужноземельних металів належить їхня взаємодія з водою. Як говорилося раніше, продуктом цієї реакції заміщення буде гідроксид металу. Зазначимо також, що у головній підгрупі другої групи найбільш значуще місце займає кальцій. Тому зупинимося на його характеристиці.

Кальцій та його сполуки

Вміст елемента в земній корі становить до 3,5%, що вказує на його широке поширення у складі таких мінералів, як вапняк, крейда, мармур та кальцит. До складу природного кальцію входять шість видів ізотопів. Він також міститься у джерелах природної води. Сполуки лужних металів детально вивчаються у курсі неорганічної хімії. Наприклад, на уроках у 9 класі учні дізнаються, що кальцій – це легкий, але міцний метал сріблясто-білого кольору. Температура його плавлення та кипіння вище, ніж у лужних елементів. Основний спосіб отримання - електроліз суміші розплавлених солей хлориду та фториду кальцію. До основних хімічних властивостей відносяться його реакції з киснем, водою та неметалами. Зі сполук лужних металів найбільше значення для промисловості мають оксид та основу кальцію. Першу сполуку отримують з крейди або вапняку методом їх випалювання.

Далі з окису кальцію та води утворюється гідроксид кальцію. Суміш його з піском та водою називають будівельним вапняним розчином. Він продовжує застосовуватися як штукатурка і для з'єднання цегли при кладці стін. Розчин гідроксиду кальцію, званий вапняною водою, використовують як реактив для виявлення вуглекислого газу. При пропущенні двоокису вуглецю через прозорий водний розчин Ca(OH) 2 спостерігається його помутніння внаслідок утворення нерозчинного осаду карбонату кальцію.

Магній та його характеристика

Хімія лужноземельних металів вивчає властивості магнію, акцентуючи увагу на деяких його особливостях. Він є дуже легким, сріблясто-білим металом. Магній, розплавлений в атмосфері з високою вологістю, активно поглинає із водяної пари молекули водню. Охолоджуючи, метал практично повністю виділяє їх назад у повітря. Він дуже повільно реагує з водою через утворення малорозчинної сполуки - гідроксиду магнію. Луги на магній не діють зовсім. Не реагує метал з деякими кислотами: концентрованою сульфатною та плавиковою, внаслідок його пасивації та утворення на поверхні захисної плівки. Більшість мінеральних кислот розчиняють метал, що супроводжується бурхливим виділенням водню. Магній - сильний відновник, він замінює багато металів з їх оксидів або солей:

BeO + Mg = MgO + Be.

Метал разом з бериллієм, марганцем, алюмінієм застосовують як легуючу добавку до сталі. Особливо цінними властивостями володіють магнійсодержащие сплави - електрони. Їх використовують у літакобудуванні та виробництві автомобілів, а також у деталях оптичної техніки.

Роль елементів у життєдіяльності організмів

Наведемо приклади лужноземельних металів, з'єднання яких поширені у живій природі. Магній є центральним атомом у молекулах хлорофілу у рослин. Він бере участь у процесі фотосинтезу та входить до складу активних центрів зеленого пігменту. Атоми магнію фіксують світлову енергію, перетворюючи її потім на енергію хімічних зв'язківорганічних сполук: глюкози, амінокислот, гліцерину та жирних кислот. Важливу роль виконує елемент як необхідний компонент ферментів, що регулюють обмін речовин в організмі людини. Кальцій - макроелемент, що забезпечує ефективне проходження електричних імпульсів нервової тканини. Присутність його фосфорнокислих солей у складі кісток та зубної емалі надає їм твердості та міцності.

Берилій та його властивості

До лужноземельних металів відносяться також берилій, барій та стронцій. Розглянемо берилій. Елемент мало поширений у природі, переважно, зустрічається у складі мінералів, наприклад, берила. Його різновиди, що містять різнокольорові домішки, утворюють дорогоцінне каміння: смарагди та аквамарини. Особливістю фізичних властивостей є крихкість та висока твердість. Відмінною рисою атома елемента є наявність на другому зовні енергетичному рівні не восьми, як у решти лужноземельних металів, а лише двох електронів.

Тому радіус атома та іона непропорційно малий, енергія іонізації велика. Це зумовлює високу міцність кристалічних ґрат металу. Хімічні властивості берилію також відрізняють його з інших елементів другої групи. Він реагує не тільки з кислотами, але і з розчинами лугів, витісняючи водень і, утворюючи гідроксоберилати:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 .

Метал має низку унікальних характеристик. Завдяки здатності пропускати рентгенівські промені його застосовують для виготовлення вікон рентгенівських трубок. У ядерній промисловості елемент вважається найкращим сповільнювачем та відбивачем нейтронів. У металургії він застосовується як цінна легуюча добавка, що підвищує антикорозійні властивості сплавів.

Стронцій та барій

Елементи досить поширені в природі і, як і лужноземельний метал магній, входять до складу мінералів. Назвемо їх: це барит, целестин, стронціаніт. Барій має вигляд пластичного металу сріблясто-білого кольору. Як і кальцій представлений декількома ізотопами. На повітрі активно взаємодіє з його компонентами - киснем та азотом, утворюючи оксид та нітрид барію. Тому метал зберігають під шаром парафіну або мінерального масла, уникаючи його контакту з повітрям. Обидва метали при нагріванні до 500°C утворюють пероксиди.

З них практичне застосування має перекис барію, що використовується як відбілювач тканин. Хімічні властивості лужноземельних металів - барію та стронцію, схожі на властивості кальцію. Однак їх взаємодія з водою протікає значно активніше, а основи, що утворилися, є сильнішими, ніж гідроксид кальцію. Барій застосовують як добавку до рідкометалевих теплоносіїв, що зменшує корозію, в оптиці, при виготовленні вакуумних електронних приладів. Стронцій затребуваний у виробництві фотоелементів та люмінофорів.

Якісні реакції з використанням іонів лужноземельних металів

З'єднання барію і стронцію - це приклади лужноземельних металів, що широко використовуються в піротехніці через яскраве фарбування полум'я їх іонами. Так, сульфат або карбонат стронцію дає карміново-червоне світіння полум'я, а відповідні сполуки барію – жовто-зелене. Для виявлення іонів кальцію в лабораторії на полум'я пальника насипають кілька крупинок хлориду кальцію, полум'я забарвлюється в цегляно-червоний колір.

Розчин хлориду барію застосовують у аналітичній хімії для виявлення у розчині іонів кислотного залишку сульфатної кислоти. Якщо при зливанні розчинів утворюється білий осад сульфату барію - отже, в ньому знаходилися частки SO 4 2-.

У нашій статті ми вивчили властивості лужноземельних металів та навели приклади їх застосування у різних галузях промисловості.

Загальна характеристика IIА групи Періодичної системи елементів.

У цій групі розміщуються такі елементи: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Вони мають загальну електронну конфігурацію: (n-1)p6ns2, крім Ве 1s22s2. З огляду на останнього, властивості Ве трохи відрізняються від властивостей підгрупи загалом. Властивості магнію теж відрізняються від властивостей підгрупи, але меншою мірою. Серед Са – Sr – Ba – Ra властивості змінюються послідовно. Відносна електронегативність серед Ве – Ra падає т.к. із збільшенням розміру атома валентні електрони віддаються охочіше. Властивості елементів підгрупи IIА визначаються легкістю віддачі двох ns-електронів. У цьому утворюються іони Е2+. Під час вивчення дифракції рентгенівських променів з'ясувалося, що у деяких сполуках елементи IIА підгрупи виявляють одновалентність. Прикладом таких сполук є ЕГ, які виходять при додаванні Е до розплаву ЭГ2. Всі елементи цього ряду не зустрічаються в природі у вільному стані через високу активність.

Лужноземельні метали.

Кальцій, стронцій, барій і радій звуться лужноземельних металів. Названі вони так, тому що їх окису надають воді лужне середовище.

Історія лужноземельних металів
Вапняк, мармур і гіпс вже в давнину (5000 років тому) застосовувалися єгиптянами в будівельній справі. До кінця 18 століття хіміки вважали вапно простою речовиною. У 1746 р. І. Потт отримав і описав досить чистий окис кальцію. В 1789 Лавуазьє припустив, що вапно, магнезія, барит - речовини складні. Ще задовго до відкриття стронцію та барію їх “нерозшифровані” з'єднання застосовували в піротехніці для отримання відповідно червоних та зелених вогнів. До середини 40-х років минулого століття стронцій був насамперед металом “потішних вогнів”. У 1787 р. у свинцевому руднику поблизу шотландського села Стронціан було знайдено новий мінерал, який назвали стронціанітом SrCO3. А. Крофорд припустив існування ще невідомої землі. У 1792 р. Т. Хоп довів що у складі знайденого мінералу входить новий елемент – стронцій. У той час, що за допомогою Sr(OH)2 виділяли нерозчинний дисахарат стронцію (С12Н22О4.2SrO), при отриманні цукру з меляси. Видобуток Sr зростав. Однак незабаром було помічено, що аналогічний сахарат кальцію теж не розчинний, а окис кальцію був поза сумнівом дешевшим. Інтерес до стронцію одразу ж зник і знову зріс до нього лише у 40-х роках минулого століття. Тяжкий шпат був першим відомим з'єднанням барію. Його відкрив на початку XVII ст. італійський алхімік Касціароло. Він же встановив, що цей мінерал після сильного нагрівання з вугіллям світиться у темряві червоним світлом і дав йому назву “lapis solaris” (сонячний камінь). У 1808 році Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологого гашеного вапна з окисом ртуті, приготував амальгаму кальцію, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий «кальцій» (від лат. Calх, рід. відмінок calcis - вапно). Тим самим способом Деві були отримані і Sr. Промисловий спосіб отримання кальцію розроблений Зутером та Редліхом у 1896 р. на заводі Ратенау (Німеччина). У 1904 р. почав працювати перший завод із отримання кальцію.
Радій був передбачений Менделєєвим у 1871 р. і відкритий у 1898 р. подружжям Марією та П'єром Кюрі. Вони виявили, що уранові руди мають більшу радіоактивність, ніж сам уран. Причиною були з'єднання радію. Залишки уранової руди вони обробляли лугом, а що не розчинялося - соляною кислотою. Залишок після другої процедури мали більшу радіоактивність, ніж руда. У цій фракції і було виявлено радій. Про відкриття подружжя Кюрі повідомили у доповіді за 1898 р.

Поширеність лужноземельних металів
Вміст кальцію в літосфері становить 2,96% від загальної маси земної кори, стронцію-0,034%, барію-0,065%, радію-1.10-10%. У природі кальцій складається з ізотопів з масовими числами 40(96,97%), 42(0,64%), 43(0,14%), 44(2,06%), 46(0,003%), 48(0 19%); стронцій-84(0,56%), 86(9,86%), 87(7,02%), 88(82,56%); барій-130(0,1%), 132(0,1%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81), 137(11, 32%), 138 (71,66). Радій радіоактивний. Найбільш стійкий природний ізотоп-226Ra. Основні мінерали лужноземельних елементів - вугле- і сірчанокислі солі: СаСО3 - кальцит, СаSO4 - андидрит, SrCO3 - стронціаніт, SrSO4 - целестин, BaCO3 - вітрит. BaSO4 – важкий шпат. Флюорит СаF2 теж корисний мінерал.
Са грає значної ролі у процесах життєдіяльності. Людський організм містить 0,7-1,4 вага.% кальцію, 99% якого припадає на кісткову і зубну тканину. Рослини теж містять великі кількостікальцію. З'єднання кальцію містяться в природних водах та грунті. Барій, стронцій і радій містяться в людському організмі в ні-щожних кількостях.

Одержання лужноземельних металів
Спочатку отримують окиси або хлориди Е. ЕО отримують прожарюванням ЕСО3, а ЕС12 дією соляної кислоти на ЕСО3. Всі лужноземельні метали можна отримати алюмотермічним відновленням їх окисів при температурі 1200 оС за зразковою схемою: 3ЕО + 2Al = Al2O3 + 3Е. Процес при цьому ведуть у вакуумі, щоб уникнути окислення Е. Кальцій (як і всі інші Е) можна отримати електролізом розплаву СаСl2 з наступною перегонкою у вакуумі або термічною дисоціацією СаС2. і Sr можна отримати піролізом Э2N3, Э(NH3)6, ЭН2. Радій добувають попутно із уранових руд.

Фізичні властивості лужноземельних металів
Са та його аналоги є сріблясто-білі метали. Кальцій їх найтвердіший. Стронцій і особливо барій значно м'якший за кальцій. Всі лужноземельні метали пластичні, добре піддаються куванню, різанню та прокатці. Кальцій при звичайних умовах кристалізується в ГЦК-структурі з періодом а = 0,556 нм (КЧ = 12), а при температурі вище 464оС в ОЦК-стуктурі. Са утворює метали з Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Стронцій має ГЦК – структуру; при температурі 488 оС стронцій зазнає поліморфного перетворення і кристалізується в гексагональній структурі. Він парамагнітний. Барій кристалізується в ОЦК структурі. Са і Sr здатні утворювати між собою безперервний ряд твердих розчинів, а системах Са-Ва і Sr-Ba з'являються області розшаровування. У рідкому стані стронцій поєднується з Ве, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. З останніми чотирма Sr утворює інтерметаліди. Електропровідність лужноземельних металів з підвищенням тиску падає, всупереч зворотному процесу в інших типових металів. Нижче наведено деякі константи для лужноземельних металів:

Са Sr Ba Ra
Атомний радіус, нм 0,197 0,215 0,221 0,235
Радіус іона Е2+, нм 0,104 0,127 0,138 0,144
Енергія кр. грати, мкДжкмоль 194,1 164,3 175,8 130
, гсм3 1,54 2,63 3,5 5,5-6
Тпл.,оС 852 770 710 800
Ткіп.,оС 1484 1380 1640 1500
Електропровідність (Hg=1) 22 4 2
Теплота плавлення ккалг-атом 2,1 2,2 1,8
Теплота випаровування ккалг-атом 36 33 36
Питома теплоємність, Дж(кг.К) 624 737 191,93 136
Зріджуваність Па-1.10-11 5,92 8,36

Хімічні властивості лужноземельних металів та їх з'єднань
Свіжа поверхня Е швидко темніє внаслідок утворення оксидної плівки. Ця плівка відносно щільна - з часом весь метал повільно окислюється. Плівка складається з ЕО, а також ЕО2 та Е3N2. Нормальні електродні потенціали реакцій Е-2е = Е2+ дорівнюють =-2,84В(Са), =-2,89(Sr). Е дуже активні елементи: розчиняються у воді та кислотах, витісняють більшість металів з їх оксидів, галогенідів, сульфідів. Первинно (200-300оС) кальцій взаємодіє з водяною парою за схемою: 2Са + Н2О = СаО + СаН2. Вторинні реакції мають вигляд: CаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2 і СаО + Н2О = Са(ОН)2. У міцній сірчаній кислоті Е майже не розчиняються через утворення плівки з малорозчинних ЕSO4. З розведеними мінеральними кислотами Е бурхливо реагують з виділенням водню. Кальцій при нагріванні вище 800оС із метаном реагує за схемою: 3Cа + СН4 = СаН2 + СаС2. Е при нагріванні реагують з воднем, із сіркою та з газоподібним аміаком. За хімічними властивостями радій найближче до Ва, але він активніший. При кімнатній температурі він помітно з'єднується з киснем та азотом повітря. Загалом, його хімічні властивості трохи більш виражені, ніж у його аналогів. Всі з'єднання радію повільно розкладаються під дією власного випромінювання, набуваючи при цьому жовтувате або коричневе забарвлення. З'єднання радію мають властивість автолюмінесценції. В результаті радіоактивного розпаду 1 г Ra щогодини виділяє 553,7 Дж тепла. Тому температура радію та його сполук завжди вища за температуру навколишнього середовища на 1,5 град. Також відомо, що 1 г радію на добу виділяє 1 мм3 радону (226Ra = 222Rn + 4He), на чому засноване його застосування як джерела радону для радонових ванн.
Гідриди Е – білі, кристалічні солеподібні речовини. Їх отримують безпосередньо з елементів при нагріванні. Температури початку реакції Е + Н2 = ЕН2 дорівнюють 250 оС (Са), 200 оС (Sr), 150 оС (Ва). Термічна дисоціація ЕН2 починається за 600оС. В атмосфері водню СаН2 не розкладається при температурі плавлення (816оС). Без вологи гідриди лужноземельних металів стійкі на повітрі при звичайній температурі. Вони не реагують із галогенами. Однак при нагріванні хімічна активність ЕН2 зростає. Вони здатні відновлювати оксиди до металів (W, Nb, Ti, Се, Zr, Ta), наприклад, 2СаН2 + ТiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Реакція СаН2 з Al2O3 йде за 750оС: 3СаН2 + Al2O3 = 3СаО + 3Н2 + 2Аl, а потім: СаН2 + 2Al = CaAl2 + H2. З азотом СаН2 за 600оС реагує за схемою: 3СаН2 + N2 = Ca3N2 +3H2. При підпалюванні ЕН2 вони повільно згоряють: ЕН2 + О2 = Н2О + СаО. У суміші з твердими окисниками вибухонебезпечні. При дії води на ЕН2 виділяється гідроксид та водень. Ця реакція сильно екзотермічна: змочений водою на повітрі ЕН2 самозаймається. З кислотами ЕН2 реагує, наприклад, за схемою: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. ЕН2 застосовують для отримання чистого водню, а також для визначення слідів води в органічних розчинниках. Нітриди Е є безбарвними тугоплавкими речовинами. Вони виходять безпосередньо з елементів за підвищеної температури. Водою вони розкладаються за схемою: Е3N2 + 6H2O = 3Е(ОН)2 + 2NH3. Е3N2 реагують при нагріванні із СО за схемою: Е3N2 + 3СО = 3ЕО + N2 + 3C. Процеси які відбуваються при нагріванні Е3N2 з кутом виглядають так:
Е3N2 + 5С = ЕCN2 + 2ЕС2; (Е = Са, Sr); 3N2 + 6С = (СN)2 + 2C2;
Нітрид стронцію реагує з HCl, даючи хлориди Sr та амонію. Фосфіди Е3Р2 утворюються безпосередньо з елементів або прожарюванням тризаміщених фосфатів з вугіллям:
Cа3(РО4)2 + 4С = Са3Р2 + 4СО
Вони гідролізуються водою за схемою: Е3Р2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Е(ОН)2. З кислотами фосфіди лужноземельних металів дають відповідну сіль та фосфін. На цьому засновано їх застосування для отримання фосфіну в лабораторії.
Комплексні аміакати складу Е(NН3)6 - тверді речовини з металевим блиском та високою електропровідністю. Їх отримують дією рідкого аміаку на Еге. На повітрі вони самозаймаються. Без доступу повітря вони розкладаються відповідні аміди: Э(NH3)6 = Э(NH2)2 + 4NH3 + Н2. При нагріванні вони активно розкладаються за цією ж схемою.
Карбіди лужноземельних металів які виходять прожарюванням Е з вугіллям розкладаються водою з виділенням ацетилену: ЕС2 + 2Н2О = Е(ОН)2 + С2Н2. Реакція з ВаС2 йде настільки бурхливо, що він спалахує в контакті з водою. Теплоти утворення ЕС2 з елементів для Са і Ва дорівнюють 14 і 12 ккалмоль. При нагріванні з азотом ЕС2 дають СаСN2, Ba(CN)2, SrCN2. Відомі силіциди (ЕSi та ЕSi2). Їх можна отримати при нагріванні безпосередньо з елементів. Вони гідролізуються водою і реагують з кислотами, даючи H2Si2O5, SiH4, відповідне з'єднання Е та водень. Відомі бориди ЭВ6 одержувані з елементів при нагріванні.
Окиси кальцію та його аналогів - білі тугоплавкі (TкіпСаО = 2850оС) речовини, що енергійно поглинають воду. На цьому засноване застосування для отримання абсолютного спирту. Вони бурхливо реагують із водою, виділяючи багато тепла (крім SrO розчинення якої ендотермічно). ЕО розчиняються в кислотах та хлориді амонію: ЕО + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. Одержують ЕО прожарюванням карбонатів, нітратів, перекисів або гідроксидів відповідних металів. Ефективні заряди барію та кисню у ВаО рівні 0,86. SrO при 700 оС реагує з ціаністим калієм:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Окис стронцію розчиняється в метанолі з утворенням Sr(ОСН3)2. При магнійтермічному відновленні ВаО може бути отриманий проміжний оксид Ва2О, який нестійкий і диспропорціонує.
Гідроокиси лужноземельних металів – білі розчинні у воді речовини. Вони є сильними підставами. У ряді Са-Sr-Ba основний характер і розчинність гідроокисів збільшуються. рПР(Са(ОН)2) = 5,26, рПР(Sr(ОН)2) = 3,5, рПР(Bа(ОН)2) = 2,3. З розчинів гідроксидів зазвичай виділяються (ОН)2.8Н2О, Sr(ОН)2.8Н2О, Cа(ОН)2.Н2О. ЕО приєднують воду з утворенням гідроксидів. На цьому ґрунтується використання СаО в будівництві. Тісна суміш Са(ОН)2 і NaOH у ваговому співвідношенні 2:1 зветься натронне вапно, і широко використовується як поглинач СО2. Са(ОН)2 при стоянні повітря поглинає СО2 за схемою: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + Н2О. Близько 400оС Са(ОН)2 реагує з чадним газом: СО + Ca(OH)2 = СаСО3 + Н2. Баритова вода реагує з СS2 при 100 оС: СS2 + 2В(ОН)2 = ВСО3 + В(НS)2 + Н2О. Алюміній реагує з баритової води: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. Е(ОН)2 використовуються для відкриття вугільного ангідриду.
Е утворюють перекиси білого кольору. Вони значно менш стабільні на відміну окисів і є сильними окислювачами. Практичне значення має найбільш стійка ВаО2, яка є білим, парамагнітним порошком з щільністю 4,96 г1см3 і т. пл. 450 °. BaО2 стійка при звичайній температурі (може зберігатися роками), погано розчиняється у воді, спирті та ефірі, розчиняється в розведених кислотах з виділенням солі та перекису водню. Термічне розкладання перекису барію прискорюють оксиди, Cr2O3, Fe2O3 та CuО. Перекис барію реагує при нагріванні з воднем, сіркою, углеродом, аміаком, солями амонію, ферриціанідом калію і т. д. З концентрованою соляної кислотою перекис барію реагує, виділяючи хлор: O2 + 4НСl = BaCl2 + Cl2 + 2 Вона окислює воду до перекису водню: Н2О + ВаО2 = (ОН)2 + Н2О2. Ця реакція оборотна і в присутності навіть вугільної кислоти рівновага зміщена вправо. ВаО2 використовується як вихідний продукт для отримання Н2О2, а також як окислювач у піротехнічних складах. Однак, ВаО2 може виступати і як відновник: HgCl2 + ВаО2 = Hg + BaCl2 + O2. Отримують ОО2 нагріванням ОО в струмі повітря до 500оС за схемою: 2ВаО + О2 = 2ВаО2. При підвищенні температури має місце зворотний процес. Тому при горінні виділяється тільки окис. SrO2 та СаО2 менш стійкі. Загальним методом отримання ЭО2 є взаємодія Э(ОН)2 з Н2О2, у своїй виділяються ЭО2.8Н2О. Термічний розпад ЭО2 починається при 380 оС (Са), 480 оС (Sr), 790 оС (Ва). При нагріванні ЭО2 з концентрованим перекисом водню може бути отримані жовті нестійкі речовини - надпероксиди ЭО4.
Солі Е зазвичай безбарвні. Хлориди, броміди, йодиди та нітрати добре розчиняються у воді. Фториди, сульфати, карбонати та фосфати погано розчиняються. Іон Ва2+ - токсичний. Галіди Е діляться на дві групи: фториди та решта. Фториди майже не розчиняються у воді та кислотах, і не утворюють кристалогідратів. Навпроти хлориди, броміди та йодиди добре розчиняються у воді і виділяються з розчинів у вигляді кристалогідратів. Деякі властивості ЕГ2 представлені нижче:

СаF2 СаCl2 СаBr2 СаI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
Теплий. обр-я, ккалмоль. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
Екр. грати, ккалмоль. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
Тпл., оС 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
Ткіп., оС 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
D(ЕГ) у парах, нм. 2,1 2,51 2,67 2,88 2,20 2,67 2,82 3,03 2,32 2,82 2,99 3,20

При отриманні шляхом обмінного розкладання в розчині фториди виділяються у вигляді об'ємних слизових опадів, що досить легко утворюють колоїдні розчини. ЕГ2 можна отримати діючи відповідними галогенами на відповідні Е. Розплави ЕГ2 здатні розчиняти до 30% Е. При вивченні електропровідності розплавів хлоридів елементів другої групи головної підгрупи було встановлено, що їх молекулярно-іонний склад дуже різний. Ступені дисоціації за схемою ЕСl2 = Е2+ + 2Cl– рівні: BeCl2 – 0,009%, MgCl2 – 14,6%, CaCl2 – 43,3%, SrCl2 – 60,6%, BaCl2 – 80,2%. Галогеніди (крім фторидів) Е містять кристалізаційну воду: CaCl2.6Н2О, SrCl2.6Н2О і ВаCl2.2Н2О. Рентгеноструктур-ним аналізом встановлено будову Е[(ОН2)6]Г2 для кристалогідратів Са і Sr. При повільному нагріванні кристалогідратів ЕГ2 можна отримати безводні солі. CaCl2 легко утворює пересичені розчини. Природний СаF2 (флюорит) застосовують у керамічній промисловості, і навіть він використовується для HF і є мінералом фтору. Безводний CaCl2 використовують як осушувач зважаючи на його гідроскопічність. Кристаллогідрат хлористого кальцію використовують для приготування холодильних сумішей. Сl2 – використовують у сх і для відкриття SO42-(2+ + SO42- =SO4). Сплавленням ЕГ2 та ЕН2 можуть бути отримані гідрогаліди: ЕГ2 + ЕН2 = 2ЕНГ. Ці речовини плавляться без розкладання, але гідролізуються водою: 2ЕНГ + 2H2O = ЕГ2 + 2Н2 + Е(ОН)2. Розчинність у воді хлоратів, броматів та іодатів у воді зменшується по рядах Сa – Sr – Ba та Cl – Br – I. Ba(ClO3)2 – використовується у піротехніці. Перхлорати Е добре розчиняються у воді а й у органічних розчинниках. Найбільш важливим з Е(ClO4)2 є (ClO4)2.3Н2О. Безводний перхлорат барію є гарним осушувачем. Його термічний розпад починається лише за 400 оС. Гіпохлорит кальцію Са(СlO)2.nH2O (n=2,3,4) одержують дією хлору на вапняне молоко. Він є окисником і добре розчинний у воді. Хлорне вапно можна отримати діючи хлором на тверде вапно гашене. Вона розкладається водою і пахне хлором у присутності вологи. Реагує з СО2 повітря:
СО2 + 2CaOCl2 = CаСO3 + CaCl2 + Cl2O.
Хлорне вапно застосовується як окислювач, відбілювач та як дезінфікуючий засіб.
Для лужноземельних металів відомі азиди Е(N3)2 та роданіди Е(CNS)2.3Н2О. Азиди порівняно з азидом свинцю набагато менш вибухонебезпечні. Роданіди при нагріванні легко втрачають воду. Вони добре розчиняються у воді та органічних розчинниках. (N3)2 і Ba(CNS)2 можуть бути використані для отримання азидів і роданідів інших металів з сульфатів обмінною реакцією.
Нітрати кальцію та стронцію існують зазвичай у вигляді кристалогідратів Са(NO3)2.4H2O та Sr(NO3)2.4H2O. Для нітрату барію не властиве утворення кристалогідрату. При нагріванні Са(NO3)2.4H2O та Sr(NO3)2.4H2O легко втрачаю воду. В інертній атмосфері нітрати Е термічно стійкі до 455 oC (Са), 480 oC (Sr), 495 oC (Ba). Розплав кристалогідрату нітрату кальцію має кисле середовище при 75 оС. Особливістю нітрату барію є мінімальна швидкість розчинення його кристалів у воді. Схильність до комплексоутворення виявляє лише нітрат барію, котрому відомий нестійкий комплекс K2. Нітрат кальцію розчинний у спиртах, метилацетаті, ацетоні. Нітрати стронцію та барію там же майже не розчиняються. Температури плавлення нітратів Е оцінюються в 600оС, проте за цієї температури починається розпад: Е(NO3)2 = Е(NO2)2 + O2. Подальший розпад йде за вищої температури: Э(NO2)2 = ЭО + NO2 + NO. Нітрати Е вже давно використовувалися в піротехніці. Легколеткі солі Е забарвлюють полум'я у відповідні кольори: Са – у оранжево-жовтий, Sr – у червоно-карміновий, Ba – у жовто-зелений. Розберемося по суті цього на прикладі Sr: Sr2+ має дві ВАО: 5s і 5p або 5s і 4d. Повідомимо енергію цій системі – нагріємо. Електрони з ближчих до ядра орбіталей перейдуть ці ВАО. Але така система не стійка і виділить енергію як кванта світла. Саме Sr2+ і випромінює кванти з частотою, що відповідає довжинам червоних хвиль. Отримуючи піротехнічних складів зручно використовувати селітру, т.к. вона не тільки фарбує полум'я, але і є окислювачем, виділяючи кисень під час нагрівання. Піротехнічні склади складаються з твердого окислювача, твердого відновлювача та деяких органічних речовин, що знебарвлюють полум'я відновника, і є зв'язуючим агентом. Нітрат кальцію використовується як добрива.
Всі фосфати та гідрофосфати Е погано розчиняються у воді. Їх можна отримати розчиненням відповідної кількості СаО або СаСO3 в ортофосфорної килоті. Також вони осідають при обмінних реакціях типу: (3-х)Са2+ + 2HxPO4-(3-х) = Са(3-х)(HxPO4)2. Практичне значення (як добриво) має однозаміщений ортофосфат кальцію, який поряд із Са(SO4) входить до складу суперфосфату. Його одержують за схемою:
Cа3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CаSO4
Оксалат теж мало розчинні у воді. Практичне значення має оксалат кальцію, який за 200 оС зневоднюється, а за 430 оС розкладається за схемою: СаС2О4 = СаСО3 + СО. Ацетати Е виділяються у вигляді кристалогідратів, і добре розчиняються у воді.
Сульфати Е – білі речовини, що погано розчиняються у воді. Розчинність СaSO4.2Н2О на 1000 г води при звичайній температурі становить 8.10-3 моль, SrSO4 – 5.10-4 моль, ВаSO4 – 1.10-5 моль, RaSO4 – 6.10-6 моль. Серед Са – Ra розчинність сульфатів швидко зменшується. Ва2+ є реактивом на сульфат-іон. Сульфат кальцію містить кристалізаційну воду. Вище 66 оС розчину виділяється безводний сульфат кальцію, нижче – гіпс СаSO4.2Н2О. Нагрівання гіпсу вище 170 оС супроводжується виділенням гідратної води. При замішуванні гіпсу з водою ця маса швидко твердне внаслідок утворення кристал-логідрата. Ця властивість гіпсу використовується у будівництві. Єгиптяни використовували це знання ще 2000 років тому. Розчинність ЕSO4 у міцній сірчаній кислоті набагато вища, ніж у воді (SO4 до 10%), що свідчить про комплексоутворення. Відповідні комплекси ЕSO4.Н2SO4 можуть бути отримані у вільному стані. Подвійні солі з сульфатами лужних металів та амонію відомі тільки для Са та Sr. (NH4)2 розчинний у воді та використовується в аналітичній хімії для відділення Са від Sr, т.к. (NH4)2 мало розчинний. Гіпс застосовують для комбінованого одержання сірчаної кислоти та цементу, т.к. при нагріванні із відновником (вугіллям) гіпс розкладається: СаSO4 + С = СаО + SO2 + СО. За більш високої температури (900 oC) сірка ще більше відновлюється за схемою: СаSO4 + 3С = СаS + CO2 + 2СО. Подібний розпад сульфатів Sr і Ва починається за більш високих температур. SO4 нетоксичний і використовується в медицині та виробництві мінеральних фарб.
Сульфіди Е є білі тверді речовини, що кристалізуються за типом NaCl. Теплоти їх утворення та енергії кристалічних решіток рівні (ккалмоль): 110 та 722 (Са), 108 та 687 (Sr), 106 та 656 (Ва). Можуть бути отримані синтезом з елементів при нагріванні або прожарювання сульфатів з вугіллям: ЕSO4 + 3С = ЕS + CO2 + 2СО. Найменше розчинний СаS (0,2 гл). ЕS входить у наступні реакції при нагріванні:
ЕS + H2O = ЕO + H2S; ЕS + Г2 = S + ЕГ2; ЕS + 2O2 = ЕSO4; ЕS + xS = ЕSx +1 (x = 2,3).
Сульфіди лужноземельних металів у нейтральному розчині націло гідролізовані за схемою: 2ЕS + 2Н2О = Е(НS)2 + Е(ОН)2. Кислі сульфіди можуть бути отримані і у вільному стані упарюванням розчину сульфідів. Вони вступають у реакції із сіркою:
Е(НS)2 + хS = ЕSx+1 + H2S (x=2,3,4).
З кристалогідратів відомі S.6H2O і Са(HS)2.6Н2О,(HS)2.4Н2О. Са(HS)2 застосовують для видалення волосся. ЕS схильні до явища фосфоресценції. Відомі полісульфіди Е: ЕS2, ЕS3, ЕS4, ЕS5. Вони виходять при кип'ятінні суспензії ЕS у воді із сіркою. На повітрі ЕS окислюються: 2ЕS + 3О2 = 2ЕSО3. Пропусканням повітря через суспензію СаS можна одержати тіосульфат Са за схемою: 2СаS + 2О2 + Н2О = Са(ОН)2 + СаS2О3. Він добре розчинний у воді. У ряду Са – Sr – розчинність тіосульфатів падає. Телуриди Е мало розчинні у воді і теж схильні до гідролізу, але меншою мірою ніж сульфіди.
Розчинність хроматів Е в ряду Са - Ва падає так само різко, як і у випадку з сульфатами. Ці речовини жовтого кольору утворюються при взаємодії розчинних солей Е з хроматами (або дихроматами) лужних металів: Е2+ + СrO42- = ЕCrO4. Хромат кальцію виділяється як кристаллогидрата – СаCrO4.2H2O (рПР СаCrO4 = 3,15). Ще до температури плавлення він втрачає воду. SrCrO4 і CrO4 кристалогідратів не утворюють. pПР SrCrO4 = 4,44, рПР CrO4 = 9,93.
Карбонати Е - білі, погано розчинні у воді речовини. При нагріванні ЕСО3 переходять в ЕО, відщеплюючи СО2. У ряду Са – термічна стійкість карбонатів зростає. Найбільш практично важливий із них карбонат кальцію (вапняк). Він безпосередньо використовується в будівництві, а також служить сировиною для отримання вапна та цементу. Щорічний світовий видобуток вапна з вапняку обчислюється десятками мільйонів тонн. Термічна дисоціація СаСО3 ендотермічна: СаСО3 = СаО + СО2 і потребує витрати 43 ккал на моль вапняку. Випал СаСО3 проводять у шахтних печах. Побічним продуктом випалу є цінний вуглекислий газ. СаО важливий будівельний матеріал. При замішуванні з водою відбувається кристалізація за рахунок утворення гідроокису, а потім карбонату за схемами:
СаО + Н2О = Са(ОН)2 і Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О.
Колосально важливу практичну роль грає цемент - зеленувато-сірий порошок, що складається з суміші різних силікатів та алюмінатів кальцію. Будучи замішаний з водою, він твердне за рахунок гідратації. При його виробництві суміш СаСО3 з глиною обпалюють до початку спікання (1400-1500 оС). Потім суміш перемелюють. Склад цементу можна виразити відсотковим співвідношенням компонентів СаО, SiO2, Al2O3, Fe2O3, причому СаО представляє основу, проте інше – ангідриди кислот. Склад силікатного (портладського) цементу складається переважно з Са3SiO5, Ca2SiO4, Ca3(AlO3)2 і Ca(FeO2)2. Його схоплювання проходить за схемами:
Са3SiO5 + 3Н2О = Ca2SiO4.2Н2О + Са(ОН)2
Ca2SiO4 + 2Н2О = Ca2SiO4.2Н2О
Ca3(AlO3)2 + 6Н2О = Ca3(AlO3)2.6Н2О
Ca(FeO2)2 + nH2O = Ca(FeO2)2.nH2O.
Природну крейду вводять до складу різних замазок. Дрібнокристалічний, обложений розчину СаСО3 входить до складу зубних порошків. З СО3 прожарюванням з вугіллям отримують СО за схемою: СО3 + С = ВА + 2СО. Якщо процес вести при вищій температурі в струмі азоту утворюється ціанід барію: СО3 + 4С + N2 = 3CO + Ba (CN)2. (СN)2 добре розчинний у воді. (СN)2 може використаний для виробництва ціанідів інших металів шляхом обмінного розкладання з сульфатами. Гідрокарбонати Е розчиняються у воді і можуть бути отримані лише в розчині, наприклад, пропусканням вуглекислого газу в завись СаСО3 у воді: СО2 + СаСО3 + Н2О = Са(НСО3)2. Ця реакція оборотна і при нагріванні зміщується вліво. Наявність гідрокарбонатів кальцію та магнію у природних водах обумовлює жорсткість води.

Жорсткість води та способи її усунення
Розчинні солі кальцію та магнію обумовлюють загальну жорсткість води. Якщо вони є у воді в невеликих кількостях, то вода називається м'якою. При великому вмісті цих солей (100 – 200 мг солей кальцію – в 1 л у перерахунку на іони) вода вважається твердою. У такій воді мило погано піниться, тому що солі кальцію та магнію утворюють з ним нерозчинні сполуки. У твердій воді погано розварюються харчові продукти, і при кип'ятінні вона дає на стінках побутового начиння та парових котлів накип. Накип має малу теплопровідність, викликає збільшення витрати палива або споживаної потужності електроприладу і прискорює зношування стінок судини для кип'ятіння води. При нагріванні кислі карбонати кальцію та магнію розкладаються і переходять у нерозчинні основні карбонати: Са(НСО3) = Н2О + СО2 + СаСО3↓ Розчинність сульфату кальцію СаSO4 при нагріванні також знижується, тому він входить до складу накипу. Жорсткість, викликана присутністю у воді кислих карбонатів кальцію та магнію, називається карбонатною або тимчасовою, оскільки вона може бути усунена. Крім карбонатної жорсткості, розрізняють ще некарбонатну жорсткість, яка залежить від вмісту у воді ЕСl2 та ЕSO4, де Е – Са, Мg. Ці солі не видаляються при кип'ятінні, і тому некарбонатну твердість називають також постійною твердістю. Карбонатна та некарбонатна жорсткість у сумі дають загальну жорсткість. Для її повного усунення воду іноді переганяють. Але це дорого. Для усунення карбонатної жорсткості воду можна прокип'ятити, але це теж дорого і утворюється накип. Жорсткість видаляють додаванням відповідної кількості Са(ОН)2: Са(ОН)2 + Са(НСО3)2 = СаСО3↓ + 2Н2О. Загальну жорсткість усувають або додаванням Na2CO3 або за допомогою так званих катіонітів. При використанні вуглекислого натрію розчинні солі кальцію та магнію теж переводять у нерозчинні карбонати: Са2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓. Усунення жорсткості з допомогою катіонітів – процес досконаліший. Катіоніти - високомолекулярні натріймісткі органічні сполукисклад яких можна виразити формулою Na2R, де R – складний кислотний залишок. При фільтруванні води через шар катіоніту відбувається обмін катіонів Na+ кристалічних ґрат на катіони Са2+ та Mg2+ з розчину за схемою: Са2+ + Na2R = 2Na+ + CaR. Отже, іони Са з розчину переходять у катіоніт, а іони Na+ переходять з катіоніту в розчин. Для відновлення використаного катіоніту його промивають концентрованим розчином кухонної солі. При цьому відбувається зворотний процес: іони Са2+ у кристалічній решітці в катіоніті замінюються на іони Na+ з розчину. Регенерований катіоніт знову застосовують для очищення води. Подібним чином працюють фільтри на основі пермутиту:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca

Знаходження у природі
Через високу хімічну активність кальцій у вільному вигляді у природі не зустрічається.
Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.
У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються в основному з мінералу кальциту (CaCO3). Кристалічна форма кальциту - мра-мор - зустрічається у природі набагато рідше.
Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO3, ангідрит CaSO4, алебастр CaSO4 0.5H2O і гіпс CaSO4 2H2O, флюорит CaF2, апатити Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломіт MgCO3 CaCO3. Присутністю солей кальцію і магнію в природній воді визначається її жорсткість.
Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).
Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза). Вміст елемента у морській воді - 400 мг/л.
Ізотопи
Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca та 48Ca, серед яких найпоширеніший – 40Ca – становить 96,97 %.
З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний розпад бета з періодом напіврозпаду 5,3×1019 років.
Отримання
Вільний металевий кальцій отримують електролізом розплаву, що складається з CaCl2 (75-80 %) і KCl або CaCl2 і CaF2, а також алюмінотермічним відновленням CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
Хімічні властивості
Кальцій – типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижче, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з кислородом, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, в щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну .
У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca2+/Ca0 −2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:
Ca + 2Н2О → Ca(ОН)2 + Н2 + Q.
З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:
2Са + О2 → 2СаО
Са+Br2 → CaBr2.
При нагріванні на повітрі або в кисні кальцій спалахує. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:
Са + Н2 → СаН2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Са + 2С → СаС2,
3Са + 2Р → Са3Р2 (фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР та СаР5;
2Ca + Si → Ca2Si (силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca3Si4 та CaSi2.
Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметаллами ступінь окислення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:
СаН2 + 2Н2О → Са(ОН)2 + 2Н2,
Ca3N2 + 6Н2О → 3Са(ОН)2 + 2NH3.
Іон Ca2+ безбарвний. При внесенні полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється в цегляно-червоний колір.
Такі солі кальцію, як хлорид CaCl2, бромід CaBr2, йодид CaI2 та нітрат Ca(NO3)2, добре розчиняються у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 та деякі інші.
Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО3, кис-лий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО3)2 у воді розчинний. У природі це призводить до таких процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:
СаСО3 + СО2 + Н2О → Са(НСО3)2.
У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі і нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:
Са(НСО3)2 → СаСО3 + СО2 + Н2О.
Так у природі відбувається перенесення більших мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються гарні кам'яні «бурульки» - сталактити та сталагміти.
Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової її називають оскільки при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, й у осад випадає СаСО3. Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.
Застосування металевого кальцію
Головне застосування металевого кальцію – це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гід-рід використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях і підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.
Біологічна роль
Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних форм карбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Іони кальцію беруть участь у процесах зсідання крові, а також у забезпеченні постійного осмотичного тиску крові. Іони кальцію також служать одним з універсальних вторинних посередників і регулюють різні внутрішньоклітинні процеси - м'язове скорочення, екзоцитоз, у тому числі секрецію гормонів і нейромедіаторів та ін. Концентрація кальцію в цитоплазмі клітин людини становить близько 10-7 моль, в міжклітинних рідинах 3 моль.
СТРОНЦІЙ
Знаходження у природі
У вільному вигляді стронцій не трапляється. Він входить до складу близько 40 мінералів. У тому числі найважливіший - целестин SrSO4 (51,2% Sr). Добувають також стронціаніт SrCO3 (64,4% Sr). Ці два мінерали мають промислове значення. Найчастіше стронцій є як домішка в різних кальцієвих мінералах.
Серед інших мінералів стронцію:
SrAl3(AsO4)SO4(OH)6 - кемліцит;
Sr2Al(CO3)F5 – стеноніт;
SrAl2(CO3)2(OH)4 Н2О - стронціодресерит;
SrAl3(PO4)2(OH)5 Н2О - гойясіт;
Sr2Al(PO4)2OH - гудкеніт;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 - сванбергіт;
Sr(AlSiO4)2 - слосоніт;
Sr(AlSi3O8)2 5Н2О - брюстерит;
Sr5(AsO4)3F – ферморит;
Sr2(B14O23) 8Н2О - стронціоджінорит;
Sr2(B5O9)Cl Н2О - стронціохільгардит;
SrFe3(PO4)2(OH)5 Н2О - люсуніт;
SrMn2(VO4)2 4Н2О - сантафеїт;
Sr5(PO4)3OH - біловіт;
SrV(Si2O7) – харадаїт.
За рівнем фізичної поширеності в земній корі стронцій посідає 23-те місце – його масова частка становить 0,014% (у літосфері – 0,045%). Мольна частка металу в земній корі 0,0029%. Стронцій міститься у морській воді (8 мг/л).
У природі стронцій зустрічається у вигляді суміші 4 стабільних ізотопів 84Sr (0,56%), 86Sr (9,86%), 87Sr (7,02%), 88Sr (82,56%).

Отримання
Існують 3 способи отримання металевого стронцію:
термічне розкладання деяких з'єднань
електроліз
відновлення оксиду чи хлориду.
Хімічні властивості
Стронцій у своїх сполуках завжди виявляє валентність +2. За властивостями стронцій близький до кальцію та барію, займаючи проміжне положення між ними.
В електрохімічному ряді напруг стронцій знаходиться серед найбільш активних металів (його нормальний електродний потенціал дорівнює -2,89 В. Енергійно реагує з водою, утворюючи гідроксид:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Взаємодіє з кислотами, витісняє важкі метали з їхньої солей. З концентрованими кислотами (H2SO4, HNO3) реагує слабо.
Металевий стронцій швидко окислюється на повітрі, утворюючи жовту плівку, в якій крім оксиду SrO завжди присутні пероксид SrO2 і нітрид Sr3N2. При нагріванні на повітрі спалахує, порошкоподібний стронцій на повітрі схильний до самозаймання.
Енергійно реагує з неметалами - сіркою, фосфором, галогенами. Взаємодіє з воднем (вище 200оС), азотом (вище 400оС). Майже не реагує з лугами.
При високих температурах реагує з CO2, утворюючи карбід:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Легкорозчинні солі стронцію з аніонами Cl-, I-, NO3-. Солі з аніонами F-, SO42-, CO32-, PO43- малорозчинні.
Застосування
Основні галузі застосування стронцію та його хімічних сполук – це радіоелектронна промисловість, піротехніка, металургія, харчова промисловість.
Металургія
Стронцій застосовується для легування міді та деяких її сплавів, для введення в акумуляторні свинцеві сплави, для десульфурації чавуну, міді та сталей.
Металотермія
Стронцій чистотою 99,99-99,999% застосовується відновлення урану.
Магнітні матеріали
Магнітотверді ферити стронцію широко використовуються як матеріали для виробництва постійних магнітів.
Піротехніка
У піротехніці застосовуються карбонат, нітрат, перхлорат стронцію для фарбування полум'я у карміново-червоний колір. Сплав магній-стронцій має найсильніші пірофорні властивості і знаходить застосування в піротехніці для запальних та сигнальних складів.
Атомноводнева енергетика
Уранат стронцію відіграє важливу роль при отриманні водню (стронцій-уранатний цикл, Лос-Аламос, США) термохімічним способом (атомно-воднева енергетика), і зокрема розробляються способи безпосереднього поділу ядер урану у складі уранату стронцію для отримання тепла при розкладанні води на водень та кисень.

Оксид стронцію застосовується як компонент надпровідних керамік.
Хімічні джерела струму
Фторид стронцію використовується як компонент твердотільних фторіонних акумуляторних батарей з величезною енергоємністю та енергощільністю.
Сплави стронцію з оловом та свинцем застосовуються для відливання струмовідводів акумуляторних батарей. Сплави стронцій-кадмій для анодів електричних елементів.
Біологічна роль
Вплив на організм людини
Не слід плутати дію на організм людини природної (нерадіоактивної, мало-токсичної і більше того, що широко використовується для лікування остеопорозу) і радіоактивних ізотопів стронцію.
Стронцій природний - складова частина мікроорганізмів, рослин та тварин. Стронцій є аналогом кальцію, тому він найефективніше відкладається у кістковій тканині. У м'яких тканинах затримується менше 1%. Стронцій з великою швидкістю накопичується в організмі дітей до чотирирічного віку, коли йде активне формування кісткової тканини. Обмін стронцію змінюється при деяких захворюваннях органів травлення та серцево-судинної системи.
БАРІЙ
Знаходження у природі
Вміст барію в земній корі становить 0,05% за масою; в морській воді середнє вміст барію становить 0,02 мг/літр. Барій активний, він входить у підгрупу лужноземельних металів і в мінералах пов'язаний досить міцно. Основні мінерали: барит (BaSO4) та вітрит (BaCO3).
Рідкісні мінерали барію: цельзіан або барієвий польовий шпат (алюмосилікат барію), гіа-лофан (змішаний алюмосилікат барію та калію), нітробарит (нітрат барію) та ін.

Ізотопи
Природний барій складається із суміші семи стабільних ізотопів: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba. Останній є найпоширенішим (71,66%). Відомі і радіоактивні ізотопи барію, найважливішим з яких є 140Ba. Він утворюється при розпаді урану, торію та плутонію.
Отримання
Основна сировина для одержання барію - баритовий концентрат (80-95% BaSO4), який у свою чергу одержують флотацією бариту. Сульфат барію надалі відновлюють коксом або природним газом:
BaSO4 + 4С = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2С + 4H2O.
Далі сульфід при нагріванні гідролізують до гідроксиду барію Ba(OH)2 або під дією CO2 перетворюють на нерозчинний карбонат барію BaCO3, який потім переводять в оксід барію BaO (прожарювання при 800 °C для Ba(OH)2 і понад 1000 °C для BaCO3):
BaS + 2H2O = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba(OH)2 = BaO + H2O
BaCO3 = BaO + CO2
Металевий барій одержують із оксиду відновленням алюмінієм у вакуумі при 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Очищають барій перегонкою у вакуумі або зонною плавкою.
Хімічні властивості
Барій – лужноземельний метал. На повітрі барій швидко окислюється, утворюючи суміш ок-сід барію BaO і нітрид барію Ba3N2, а при незначному нагріванні спалахує. Енергійно реагує з водою, утворюючи гідроксид барію Ba(ОН)2:
Ba + 2Н2О = Ba(ОН)2 + Н2
Активно взаємодіє із розведеними кислотами. Багато солі барію нерозчинні або малорозчинні у воді: сульфат барію BaSO4, сульфіт барію BaSO3, карбонат барію BaCO3, фосфат барію Ba3(PO4)2. Сульфід барію BaS, на відміну від сульфіду кальцію CaS, добре розчинний у воді.
Легко входить у реакцію з галогенами, утворюючи галогеніди.
При нагріванні з воднем утворює гідрид барію BaH2, який у свою чергу з гідридом літію LiH дає комплекс Li.
Реагує при нагріванні з аміаком:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Нітрид барію Ba3N2 при нагріванні взаємодіє з CO, утворюючи ціанід:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
З рідким аміаком дає темно-синій розчин, з якого можна виділити аміакат, що має золотистий блиск і легко розкладається з відщепленням NH3. В присутності платинового каталізаторааміакат розкладається з утворенням аміду барію:
= Ba(NH2)2 + 4NH3 + Н2
Карбід барію BaC2 може бути отриманий при нагріванні в печі дугової BaO з вугіллям.
З фосфором утворює фосфід Ba3P2.
Барій відновлює оксиди, галогеніди і сульфіди багатьох металів до відповідного металу.
Застосування
Антикорозійний матеріал
Барій додається спільно з цирконієм в рідкометалеві теплоносії (сплави натрію, калію, рубідія, літію, цезію) для зменшення агресивності останніх до трубопроводів, та в металургії.
Сегнето- та п'єзоелектрик
Титанат барію використовується як діелектрик при виготовленні керамічних конденсаторів, а також як матеріал для п'єзоелектричних мікрофонів і п'єзокерамічних випромінювачів.
Оптика
Фторид барію застосовується як монокристалів в оптиці (лінзи, призми).
Піротехніка
Пероксид барію використовується для піротехніки та як окислювач. Нітрат барію і хлорат барію використовується в піротехніці для фарбування полум'я (зелений вогонь).
Атомно-воднева енергетика
Хромат барію застосовується при отриманні водню та кисню термохімічним способом (цикл Ок-Рідж, США).
Високотемпературна надпровідність
Оксид барію спільно з оксидами міді та рідкісноземельних металів застосовується для синте-за надпровідної керамікипрацюючої при температурі рідкого азоту та вище.
Ядерна енергетика
Оксид барію застосовується для варіння спеціального сорту скла - застосовується для покриття уранових стрижнів. Один з широкопоширених типів такого скла має наступний склад - (оксид фосфору - 61%, ВАО - 32%, оксид алюмінію - 1,5%, оксид натрію - 5,5%). У скловаренні для атомної промисловості застосовується також і фос-фат барію.
Хімічні джерела струму
Фторид барію використовується в твердотільних фторіонних акумуляторних батареях як компонент фторидного електроліту.
Оксид барію використовується в потужних мідноокисних акумуляторах як компонент активної маси (окис барію-окис міді).
Сульфат барію застосовується як розширювач активної маси негативного електрода при виробництві свинцево-кислотних акумуляторів.

Ціни
Ціни на металевий барій у зливках чистотою 99,9% коливаються близько 30 доларів за 1 кг.
Біологічна роль
Біологічна роль барію вивчена недостатньо. До життєво важливих мікроелементів не входить. Всі розчинні солі барію сильно отруйні.
РАДІЙ
Радій (лат. Radium), Ra, радіоактивний хімічний елемент II групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 88. Відомі ізотопи Ra з масовими числами 213, 215, 219-230. Найбільш довгоживучим є a-радіоактивний 226Ra з періодом напіврозпаду близько 1600 років. У природі як члени природних радіоактивних рядів зустрічаються 222Ra (спеціальна назва ізотопу - актіній-ікс, символ AcX), 224Ra (торій-ікс, ThX), 226Ra та 228Ra (мезоторій-I, MsThI).
ІСТОРІЯ
Про відкриття Ra повідомили в 1898 подружжя П. і М. Кюрі спільно з Ж. Бемоном незабаром після того, як А. Беккерель вперше (1896) на солях урану виявив явище радіоактивності. У 1897 працювала в Парижі М. Склодовська-Кюрі встановила, що інтенсивність випромінювання, що випускається урановою смолкою (мінерал уранініт), значно вища, ніж можна було очікувати, враховуючи вміст у смолці урану. Склодовська-Кюрі припустила, що це викликано присутністю в мінералі ще невідомих радіоактивних речовин. Ретельне хімічне дослідження уранової смолки дозволило відкрити два нових елементи - спочатку полоній, а трохи пізніше - і Р. У ході виділення Р. за поведінкою нового елемента стежили за його випромінювання, тому назвали елемент від лат. radius - промінь. Щоб виділити чисту сполуку Р., подружжя Кюрі в лабораторних умовах переробило близько 1 т заводських відходів, що залишилися після вилучення урану з уранової смолки. Було виконано, зокрема, не менше 10 000 перекристалізації з водних розчинів суміші BaCl2 і RaCl2 (сполуки барію служать т.з. ізоморфними носіями при вилученні Р.). У результаті вдалося отримати 90 мг чистого RaCI2.
Ra – надзвичайно рідкісний елемент. В уранових рудах, що є головним його джерелом, на 1 т U припадає не більше 0,34 г Ra. Р. належить до сильно розсіяних елементів і в дуже малих концентраціях виявлено в різних об'єктах.
Всі з'єднання Ra на повітрі мають блідо-блакитне світіння. За рахунок самопоглинання a- і b-частинок, що випускаються при радіоактивному розпаді 226Ra та його дочірніх продуктів, кожен грам 226Ra виділяє близько 550 дж (130 кал) теплоти на годину, тому температура препаратів Ra завжди трохи вище навколишнього.
ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Ra - сріблясто-білий блискучий метал, що швидко тьмяніє на повітрі. Решітка кубічна об'ємноцентрована, розрахункова щільність 5,5 г/см3. За різними джерелами, tпл. становить 700-960 °С, tкіп близько 1140 °С. На зовнішній електронній оболонці атома Р. знаходяться 2 електрони (конфігурація 7s2). Відповідно до цього Р. має лише один ступінь окиснення +2 (валентність II). За хімічними властивостями Р. найбільше нагадує барій, але активніший. При кімнатній температурі Р. з'єднується з киснем, даючи окис RaO, і з азотом, даючи нітрид Ra3N2. З водою Р. бурхливо реагує, виділяючи H2, причому утворюється сильна основа Ra(OH)2. Добре розчинні у воді хлорид, бромід, йодид, нітрат і сульфід Р., погано розчинні карбонат, сульфат, хромат, оксалат.
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
За хім. св-вам радій схожий Ва. Практично всі сполуки радію ізоморфні відповідним з'єдн. Ва. На повітрі металевий радій швидко покривається темною плівкою, що є сумішшю нітриду і оксиду радію. Металевий радій бурхливо реагує з водою з утворенням р-римого у воді гідроксиду Ra(OH)2 та виділенням Н2. Електродний потенціал виділення радію з водних розчинів -1,718В (по відношенню до нормального каломельного електроду).

З'єднання радію мають св-вом автолюмінесценції-світлення в темряві завдяки власністю. випромінювання. Мн. солі радію бесцв., але при розкладанні під дійств. прив. випромінювання набувають жовтого або коричневого забарвлення. Добре розтв. у воді RaCl2 (т. пл. 900 °С, плотн. 4,91 г/см3; див. також табл.), RaBr2 (т. пл. 728 °С, плотн. 5,79 г/см3), RaI2 та Ra(NO3)2. Краще за інших розтв. у воді RaBr2 (70 г на 100 г при 20 °С). Хлорид і бромід радію кристалізуються з води у вигляді кристалогідратів з двома або шістьма молекулами Н2О. Малорастворимые соед.-сульфат RaSO4 (близько 2 10-4 г в 100 г води при 20°С), іодат Ra(IO3)2, фторид RaF2, хромат RaCrO4, карбонат RaCO3 і оксалат RaC2O4. Відомі комплекси радію з лимонною, винною, яблучною, молочною, етилендіамінтетраоцтовою к-тами та ін лігандами. Порівняно з ін. щіл.-зем. металами радій має більш слабку схильність до комплексоутворення.
Виділяють радій у вигляді RaCl2 або ін солей як побічний продукт переробки уранових руд (після вилучення з них U), використовуючи методи осадження, дробової кристалізації, іонного обміну; металлич. радій отримують електролізом розчину RaCl2 на ртутному катоді, відновленням RaO алюмінієм при нагр. у вакуумі.

ЗАСТОСУВАННЯ
Вивчення якостей Ra зіграло велику роль розвитку наукового пізнання, т.к. дозволило з'ясувати багато питань, пов'язаних із явищем радіоактивності. Довгий час Ra був єдиним елементом, радіоактивні властивості якого знаходили практичне застосування (в медицині; для приготування складів, що світяться і т.д.). Однак зараз у більшості випадків вигідніше використовувати не Ra, а більш дешеві штучні радіоактивні ізотопи ін. елементів. Ra зберіг деяке значення в медицині як джерело радону при лікуванні радоновими ваннами. У невеликих кількостях Р. витрачається на приготування нейтронних джерел (у суміші з бериллієм) та при виробництві світлоскладів (у суміші з сульфідом цинку).

БІОЛОГІЧНА РОЛЬ
Радій в організмі. З природних радіоактивних ізотопів найбільше біологічне значення має довгоживучий 226Ra. Р. нерівномірно розподілений у різних ділянках біосфери. Існують геохімічні провінції з підвищеним вмістом Р. Накопичення Р. в органах і тканинах рослин підпорядковується загальним закономірностям поглинання мінеральних речовин і залежить від виду рослини та умов його проростання. Як правило, у корінні та листі трав'янистих рослин Р. більше, ніж у стеблах та органах розмноження; найбільше Р. у корі та деревині. Середній вміст Р. у квіткових рослинах 0,3-9,0×10-11 кюрі/кг, мор. водоростях 0,2-3,2×10-11 кюрі/кг.
В організм тварин і людини надходить із їжею, в якій він постійно присутній (у пшениці 20-26×10-15г/г, у картоплі 67-125×10-15г/г, у м'ясі 8×10-15 г/г) , а також з питною водою. Добове надходження в організм людини 226Ra з їжею та водою становить 2,3×10-12 кюрі, а втрати із сечею та калом 0,8×10-13 та 2,2×10-12 кюрі. Близько 80% того, що надійшло в організм Р. (він близький за хімічними властивостями Ca) накопичується в кістковій тканині. Зміст Р. в організмі людини залежить від району проживання та характеру харчування. Великі концентрації Р. в організмі шкідливо діють на тварин і людину, викликаючи хворобливі зміни у вигляді остеопорозу, мимовільних переломів, пухлин. Зміст Р. в грунті понад 1×10-7-10-8 кюрі/кг помітно пригнічує ріст і розвиток рослин.

Властивості лужноземельних металів

Фізичні властивості

Лужноземельні метали (порівняно з лужними металами) мають більш високі t∟пл. і t∟кип., потенціалами іонізації, щільністю та твердістю.

Хімічні властивості

1. Дуже реакційні.

2. Мають позитивну валентність +2.

3. Реагують з водою за кімнатної температури (крім Be) з виділенням водню.

4. Мають велику спорідненість до кисню (відновники).

5. З воднем утворюють солеподібні гідриди ЕH2.

6. Оксиди мають загальну формулу ЕО. Тенденція до утворення пероксидів виражена слабкіше, ніж лужних металів.

Знаходження у природі

3BeO ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2 берил

Mg

MgCO 3 магнезит

CaCO 3 ∙ MgCO 3 доломіт

KCl ∙ MgSO 4 ∙ 3H 2 O каїніт

KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O карналіт

CaCO 3 кальцит (вапняк, мармур та ін.)

Ca 3 (PO 4) 2 апатит, фосфорит

CaSO 4 ∙ 2H 2 O гіпс

CaSO 4 ангідрит

CaF 2 плавиковий шпат (флюорит)

SrSO 4 целестин

SrCO 3 стронціаніт

BaSO 4 барит

BaCO 3 вітрить

Отримання

Берилій одержують відновленням фториду:

BeF 2 + Mg═ t ∐ Be + MgF 2

Барій одержують відновленням оксиду:

3BaO + 2Al═ t═ 3Ba + Al 2 O 3

Інші метали отримують електролізом розплавів хлоридів:

CaCl 2 = Ca + Cl 2 ╜

катод: Ca 2+ + 2? = Ca 0

анод: 2Cl - - 2ē = Cl 0 2

MgO + C = Mg + CO

Метали головної підгрупи ІІ групи – сильні відновники; у сполуках виявляють лише ступінь окиснення +2. Активність металів та їх відновна здатність збільшується в ряду: Be Mg Ca Sr Ba╝

1. Реакція із водою.

У звичайних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі до води. На відміну від них Ca, Sr та Ba розчиняються у воді з утворенням гідроксидів, які є сильними основами:

Mg + 2H 2 O═ t ═ Mg(OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ╜

2. Реакція із киснем.

Усі метали утворюють оксиди RO, барій-пероксид BaO 2:

2Mg + O 2 = 2MgO

Ba + O 2 = BaO 2

3. З іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:

Be + Cl 2 = BeCl 2 (галогеніди)

Ba + S = BaS (сульфіди)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нітриди)

Ca + H 2 = CaH 2 (гідриди)

Ca + 2C = CaC 2 (карбіди)

3Ba + 2P = Ba 3 P 2 (фосфіди)

Берилій та магній порівняно повільно реагують з неметалами.

4. Усі метали розчиняються в кислотах:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ╜

Mg + H 2 SO 4 (розб.) = MgSO 4 + H 2 ╜

Берилій також розчиняється у водних розчинах лугів:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ╜

5. Якісна реакція на катіони лужноземельних металів - фарбування полум'я у наступні кольори:

Ca 2+ - темно-жовтогарячий

Sr 2+ - темно-червоний

Ba 2+ - світло-зелений

Катіон Ba 2+ зазвичай відкривають обмінною реакцією із сірчаною кислотою або її солями:

Сульфат барію – білий осад, нерозчинний у мінеральних кислотах.

Оксиди лужноземельних металів

Отримання

1) Окислення металів (крім Ba, що утворює пероксид)

2) Термічне розкладання нітратів чи карбонатів

CaCO 3 ═ t ═ CaO + CO 2 ╜

2Mg(NO 3) 2 ═ t ═ 2MgO + 4NO 2 ╜ + O 2 ╜

Хімічні властивості

Типові основні оксиди. Реагують з водою (крім BeO), кислотними оксидами та кислотами

MgO + H 2 O = Mg(OH) 2

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

BeO + 2HNO 3 = Be(NO 3) 2 + H 2 O

BeO - амфотерний оксид, розчиняється у лугах:

BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

Гідроксиди лужноземельних металів R(OH) 2

Отримання

Реакції лужноземельних металів або їх оксидів із водою: Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

CaO(негашене вапно) + H 2 O = Ca(OH) 2 (гашене вапно)

Хімічні властивості

Гідроксиди R(OH) 2 - білі кристалічні речовини, у воді розчинні гірше, ніж гідроксиди лужних металів (розчинність гідроксидів зменшується із зменшенням порядкового номера; Be(OH) 2 - нерозчинний у воді, розчиняється у лугах). Основність R(OH) 2 збільшується із збільшенням атомного номера:

Be(OH) 2 - амфотерний гідроксид

Mg(OH) 2 - слабка основа

Інші гідроксиди - сильні основи (луги).

1) Реакції із кислотними оксидами:

Ca(OH) 2 + SO 2 = CaSO 3 + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

2) Реакції із кислотами:

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

Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O

3) Реакції обміну із солями:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 + 2KOH

4) Реакція гідроксиду берилію з лугами:

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

Жорсткість води

Природна вода, що містить іони Ca 2+ і Mg 2+ називається жорсткою. Жорстка вода при кип'ятінні утворює накип, у ній не розварюються харчові продукти; миючі засоби не дають піни.

Карбонатна (тимчасова) жорсткість обумовлена ​​присутністю у воді гідрокарбонатів кальцію та магнію, некарбонатна (постійна) жорсткість – хлоридів та сульфатів.

Загальна жорсткість води розглядається як сума карбонатної та некарбонатної.

Видалення жорсткості води здійснюється шляхом осадження з розчину іонів Ca 2+ та Mg 2+ :

1) кип'ятінням:

Сa(HCO 3) 2 ═ t ═ CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

Mg(HCO 3) 2 ═ t═ MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

2) додаванням вапняного молока:

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

3) додаванням соди:

Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ¯+ 2NaHCO 3

CaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + Na 2 SO 4

MgCl 2 + Na 2 CO 3 = MgCO 3 + 2NaCl

Для видалення тимчасової жорсткості використовують усі чотири способи, а для постійної – лише два останні.

Термічне розкладання нітратів.

Е(NO3)2 =t= ЕO + 2NO2 + 1/2O2

Особливості хімії берилію.

Be(OH)2 + 2NaOH (ізб) = Na2

Al(OH)3 + 3NaOH (ізб) = Na3

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Al + 3NaOH + 3H2O = Na3 + 3/2H2

Be, Al + HNO3 (Кінці) = пасивація