خصائص معادن الأرض القلوية
الخصائص الفيزيائية
فلزات الأرض القلوية (مقارنة بالمعادن القلوية) لديها نسبة أعلى من t╟pl. و t╟bp. ، جهد التأين والكثافة والصلابة.
الخواص الكيميائية
1. رد الفعل للغاية.
2. يكون التكافؤ الموجب +2.
3. تفاعل مع الماء عند درجة حرارة الغرفة (باستثناء Be) مع تطور الهيدروجين.
4. لديهم انجذاب كبير للأكسجين (عوامل الاختزال).
5. أنها تشكل هيدريدات شبيهة بالملح EH 2 مع الهيدروجين.
6. الأكاسيد لها الصيغة العامة EO. الميل نحو تكوين البيروكسيدات أقل وضوحًا من الفلزات القلوية.
التواجد في الطبيعة
3BeO ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2 البريل
ملغ
مغنسيت MgCO 3
CaCO 3 ∙ MgCO 3 دولوميت
بوكل ∙ MgSO 4 ∙ 3H 2 يا كاينيت
بوكل ، MgCl 2 ، 6H 2 O كارناليت
كربونات الكالسيوم 3 كالسيت (الحجر الجيري والرخام وما إلى ذلك)
Ca 3 (PO4) 2 أباتيت ، فوسفوريت
CaSO 4 ∙ 2H 2 O الجبس
CaSO 4 أنهيدريت
CaF 2 فلورسبار (فلوريت)
SrSO 4 سيليستين
SrCO 3 سترونتيانيت
BaSO 4 باريت
باكو 3 ويذريت
إيصال
يتم الحصول على البريليوم عن طريق تقليل الفلوريد:
BeF 2 + Mg═ t ═ Be + MgF 2
يتم الحصول على الباريوم عن طريق تقليل الأكسيد:
3BaO + 2Al═ t ═ 3Ba + Al 2 O 3
يتم الحصول على المعادن المتبقية عن طريق التحليل الكهربائي لذوبان الكلوريد:
CaCl 2 \ u003d Ca + Cl 2 ╜
الكاثود: Ca 2+ + 2ē = Ca 0
الأنود: 2Cl - - 2ē = Cl 0 2
MgO + C = Mg + CO
تعتبر معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية عوامل اختزال قوية ؛ في المركبات ، فإنها تظهر فقط حالة الأكسدة +2. يزداد نشاط المعادن وقدرتها على الاختزال في السلسلة: Be Mg Ca Sr Ba╝
1. التفاعل مع الماء.
في ظل الظروف العادية ، يكون سطح Be و Mg مغطى بطبقة أكسيد خاملة ، لذا فهي مقاومة للماء. في المقابل ، تذوب Ca و Sr و Ba في الماء لتكوين هيدروكسيدات ، وهي قواعد قوية:
Mg + 2H 2 O═ t ═ Mg (OH) 2 + H 2
Ca + 2H 2 O \ u003d Ca (OH) 2 + H 2 ╜
2. التفاعل مع الأكسجين.
تشكل جميع المعادن أكاسيد RO ، بيروكسيد الباريوم BaO 2:
2Mg + O 2 \ u003d 2MgO
Ba + O 2 \ u003d BaO 2
3 - تتكون المركبات الثنائية من غير فلزات أخرى:
Be + Cl 2 = BeCl 2 (هاليدات)
Ba + S = BaS (كبريتيدات)
3Mg + N 2 \ u003d Mg 3 N 2 (نيتريد)
Ca + H 2 = CaH 2 (هيدرات)
Ca + 2C = CaC 2 (كربيدات)
3Ba + 2P = Ba 3 P 2 (الفوسفيد)
يتفاعل البريليوم والمغنيسيوم ببطء نسبيًا مع اللافلزات.
4. جميع المعادن تذوب في الأحماض:
Ca + 2HCl \ u003d CaCl 2 + H 2 ╜
Mg + H 2 SO 4 (razb.) \ u003d MgSO 4 + H 2 ╜
يذوب البريليوم أيضًا في المحاليل المائية للقلويات:
كن + 2NaOH + 2H 2 O \ u003d Na 2 + H 2 ╜
5. رد فعل نوعي على الكاتيونات الفلزية الأرضية القلوية - تلوين اللهب بالألوان التالية:
Ca 2+ - برتقالي غامق
ريال 2+ - أحمر غامق
Ba 2+ - أخضر فاتح
عادةً ما يتم فتح كاتيون Ba 2+ عن طريق تفاعل متبادل مع حامض الكبريتيك أو أملاحه:
كبريتات الباريوم عبارة عن راسب أبيض غير قابل للذوبان في الأحماض المعدنية.
أكاسيد الفلزات القلوية الترابية
إيصال
1) أكسدة المعادن (باستثناء Ba ، الذي يشكل بيروكسيد)
2) التحلل الحراري للنترات أو الكربونات
كربونات الكالسيوم 3 ═ t ═ CaO + CO 2
2Mg (NO 3) 2 ═ t ═ 2MgO + 4NO 2 ╜ + O 2 ╜
الخواص الكيميائية
أكاسيد قاعدية نموذجية. تفاعل مع الماء (باستثناء BeO) وأكاسيد الأحماض والأحماض
MgO + H 2 O \ u003d Mg (OH) 2
3CaO + P 2 O 5 \ u003d Ca 3 (PO 4) 2
BeO + 2HNO 3 \ u003d Be (NO 3) 2 + H 2 O
BeO- أكسيد مذبذب، قابل للذوبان في القلويات:
BeO + 2NaOH + H 2 O \ u003d Na 2
هيدروكسيدات فلز الأرض القلوية R (OH) 2
إيصال
تفاعلات معادن الأرض القلوية أو أكاسيدها بالماء: Ba + 2H 2 O \ u003d Ba (OH) 2 + H 2
CaO (الجير الحي) + H 2 O \ u003d Ca (OH) 2 (الجير المطفأ)
الخواص الكيميائية
هيدروكسيدات R (OH) 2 - مواد بلورية بيضاء ، قابلة للذوبان في الماء أسوأ من هيدروكسيدات الفلزات القلوية (تقل قابلية ذوبان الهيدروكسيدات مع تناقص الرقم التسلسلي ؛ يكون (OH) 2 - غير قابل للذوبان في الماء ، قابل للذوبان في القلويات). تزيد قاعدة R (OH) 2 بزيادة العدد الذري:
يكون (OH) 2 - هيدروكسيد مذبذب
Mg (OH) 2 - قاعدة ضعيفة
الهيدروكسيدات المتبقية هي قواعد قوية (قلويات).
1) التفاعلات مع أكاسيد الحمض:
Ca (OH) 2 + SO 2 = CaSO 3 + H 2 O
Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
2) التفاعلات مع الأحماض:
ملغ (أوه) 2 + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 ملغ + 2 س 2 س
Ba (OH) 2 + 2 HNO 3 = Ba (NO 3) 2 + 2H 2 O
3) تبادل التفاعلات مع الأملاح:
Ba (OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2KOH
4) تفاعل هيدروكسيد البريليوم مع القلويات:
يكون (OH) 2 + 2 NaOH = Na 2
عسر الماء
تسمى المياه الطبيعية التي تحتوي على أيونات Ca 2+ و Mg 2+ صلبة. الماء العسر ، عندما يغلي ، يشكل مقياسًا ، ولا يتم غلي المنتجات الغذائية فيه ؛ المنظفات لا تنتج رغوة.
عسر الكربونات (المؤقتة) ناتج عن وجود بيكربونات الكالسيوم والمغنيسيوم في الماء ، والصلابة غير الكربونية (الدائمة) - الكلوريدات والكبريتات.
يعتبر مجموع عسر الماء مجموع الكربونات وغير الكربونات.
تتم إزالة عسر الماء عن طريق ترسيب أيونات Ca 2+ و Mg 2+ من المحلول:
1) الغليان:
Ca (HCO 3) 2 ═ t ═ CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Mg (HCO 3) 2 ═ t═ MgCO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O
2) بإضافة حليب الجير:
Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 = 2CaCO 3 + 2H 2 O
3) إضافة الصودا:
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
يتم استخدام جميع الطرق الأربعة لإزالة الصلابة المؤقتة ، ويتم استخدام الطريقتين الأخيرتين فقط للصلابة الدائمة.
التحلل الحراري للنترات.
E (NO3) 2 \ u003d t \ u003d EO + 2NO2 + 1 / 2O2
ملامح كيمياء البريليوم.
Be (OH) 2 + 2 NaOH (g) = Na2
Al (OH) 3 + 3 NaOH (g) = Na3
كن + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
Al + 3NaOH + 3H2O = Na3 + 3 / 2H2
Be، Al + HNO3 (Conc) = التخميل
يتضمن مفهوم معادن الأرض القلوية جزءًا من عناصر المجموعة الثانية من نظام مندليف: البريليوم والمغنيسيوم والكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم. تحتوي المعادن الأربعة الأخيرة على أكثر العلامات وضوحًا لتصنيف الأرض القلوية ، لذلك ، في بعض المصادر ، لم يتم تضمين البريليوم والمغنيسيوم في القائمة ، ويقتصر على أربعة عناصر.
حصل المعدن على اسمه بسبب حقيقة أنه عندما تتفاعل أكاسيده مع الماء ، تتشكل بيئة قلوية. الخصائص الفيزيائيةمعادن الأرض القلوية: جميع العناصر لها لون معدني رمادي ، وفي ظل الظروف العادية يكون لها بنية صلبة ، وتزداد كثافتها مع زيادة الرقم التسلسلي ، ولها نقطة انصهار عالية جدًا. على عكس المعادن القلوية ، لا يتم قطع عناصر هذه المجموعة بسكين (باستثناء السترونشيوم). الخصائص الكيميائية للمعادن الأرضية القلوية: لها إلكترونان تكافؤان ، ويزداد النشاط مع زيادة العدد الذري ، وتعمل كعامل اختزال في التفاعلات.
تشير خصائص معادن الأرض القلوية إلى نشاطها العالي. على وجه الخصوص ، ينطبق هذا على العناصر ذات الرقم التسلسلي الكبير. على سبيل المثال ، في ظل الظروف العادية ، لا يتفاعل البريليوم مع الأكسجين والهالوجينات. لبدء آلية الاستجابة ، يجب تسخينها إلى درجة حرارة تزيد عن 600 درجة مئوية. يحتوي المغنيسيوم في الظروف العادية على طبقة أكسيد على السطح ولا يتفاعل أيضًا مع الأكسجين. يتأكسد الكالسيوم ولكن ببطء. لكن يتأكسد السترونشيوم والباريوم والراديوم على الفور تقريبًا ، لذلك يتم تخزينهم في بيئة خالية من الأكسجين تحت طبقة الكيروسين.
تعزز جميع الأكاسيد الخصائص الأساسية مع زيادة العدد الترتيبي للمعدن. هيدروكسيد البريليوم مركب مذبذب لا يتفاعل مع الماء ، ولكنه قابل للذوبان بدرجة عالية في الأحماض. هيدروكسيد المغنيسيوم قلوي ضعيف وغير قابل للذوبان في الماء ولكنه يتفاعل مع الأحماض القوية. هيدروكسيد الكالسيوم هو قاعدة قوية قابلة للذوبان في الماء تتفاعل مع الأحماض. هيدروكسيدات الباريوم والسترونتيوم هي قواعد قوية قابلة للذوبان في الماء بسهولة. وهيدروكسيد الراديوم من أقوى القلويات التي تتفاعل بشكل جيد مع الماء وتقريباً جميع أنواع الأحماض.
كيف تحصل على
يتم الحصول على هيدروكسيدات فلز الأرض القلوية عن طريق تعريض عنصر نقي للماء. يستمر التفاعل في ظروف الغرفة (باستثناء البريليوم ، الذي يتطلب زيادة في درجة الحرارة) مع إطلاق الهيدروجين. عند تسخينها ، تتفاعل جميع معادن الأرض القلوية مع الهالوجينات. يتم استخدام المركبات الناتجة في إنتاج مجموعة واسعة من المنتجات من الأسمدة الكيماوية إلى أجزاء المعالجات الدقيقة فائقة الدقة. تظهر مركبات الفلزات القلوية الترابية نفس النشاط العالي مثل العناصر النقية ، لذلك فهي تستخدم في كثير تفاعلات كيميائية.
يحدث هذا غالبًا أثناء تفاعلات التبادل ، عندما يكون من الضروري إزاحة معدن أقل نشاطًا من مادة ما. يشاركون في تفاعلات الأكسدة والاختزال كعامل اختزال قوي. تعطي كاتيونات الكالسيوم والمغنيسيوم ثنائية التكافؤ الماء ما يسمى بالصلابة. يتم التغلب على هذه الظاهرة عن طريق ترسيب الأيونات بمساعدة التأثير المادي أو بإضافة مرطبات خاصة إلى الماء. تتشكل أملاح الفلزات القلوية الأرضية عن طريق إذابة العناصر في الحمض أو نتيجة تفاعلات التبادل. المركبات الناتجة لها قوة الرابطة التساهميةوبالتالي فإن الموصلية الكهربائية منخفضة.
في الطبيعة ، لا يمكن العثور على معادن الأرض القلوية في شكلها النقي ، لأنها تتفاعل بسرعة مع البيئة ، وتشكل مركبات كيميائية. إنها جزء من المعادن والصخور الموجودة في سماكة قشرة الأرض. الكالسيوم هو الأكثر شيوعًا ، والمغنيسيوم أقل شأناً منه قليلاً ، والباريوم والسترونشيوم شائعان جدًا. البريليوم معدن نادر ، بينما الراديوم نادر جدًا. طوال الوقت الذي مضى منذ اكتشاف الراديوم ، تم استخراج كيلوغرام واحد ونصف فقط من المعدن النقي في جميع أنحاء العالم. مثل معظم العناصر المشعة ، يحتوي الراديوم على أربعة نظائر.
يتم الحصول على معادن الأرض القلوية عن طريق تحلل المواد المعقدة وعزل مادة نقية عنها. يتم استخراج البريليوم عن طريق اختزاله من الفلوريد في درجات حرارة عالية. يتعافى الباريوم من أكسيده. يتم الحصول على الكالسيوم والمغنيسيوم والسترونشيوم عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور الكلوريد. أصعب شيء هو تصنيع الراديوم النقي. يتم استخراجها من خلال تأثيرها على خام اليورانيوم. وفقًا للعلماء ، في المتوسط ، يمثل طن واحد من الخام 3 جرامات من الراديوم النقي ، على الرغم من وجود رواسب غنية تحتوي على ما يصل إلى 25 جرامًا للطن. يتم استخدام طرق الترسيب والتبلور الجزئي والتبادل الأيوني لعزل المعدن.
تطبيق معادن الأرض القلوية
نطاق تطبيق معادن الأرض القلوية واسع جدًا ويغطي العديد من الصناعات. يستخدم البريليوم في معظم الحالات كمادة مضافة لصناعة السبائك في سبائك مختلفة. يزيد من صلابة وقوة المواد ، ويحمي السطح جيدًا من التآكل. أيضًا ، نظرًا لضعف امتصاص الإشعاع المشع ، يستخدم البريليوم في تصنيع آلات الأشعة السينية وفي الطاقة النووية.
يستخدم المغنيسيوم كأحد عوامل الاختزال في إنتاج التيتانيوم. تتميز سبائكها بالقوة العالية والخفة ، لذلك يتم استخدامها في صناعة الطائرات والسيارات والصواريخ. يحترق أكسيد المغنيسيوم بلهب ساطع ومثير للعمى ، وهو ما ينعكس في الجيش ، حيث يتم استخدامه في صنع قذائف حارقة وقنابل وقنابل يدوية. يعتبر من أهم العناصر لتنظيم العملية الطبيعية للنشاط الحيوي للجسم ، لذلك فهو جزء من بعض الأدوية.
عمليا لا يستخدم الكالسيوم في شكله النقي. هناك حاجة لاستعادة المعادن الأخرى من مركباتها ، وكذلك في إنتاج الاستعدادات للتقوية أنسجة العظام. يستخدم السترونشيوم لتقليل المعادن الأخرى وكمكون رئيسي لإنتاج المواد فائقة التوصيل. يضاف الباريوم إلى العديد من السبائك المصممة للعمل في البيئات العدوانية ، حيث يتمتع بخصائص وقائية ممتازة. يستخدم الراديوم في الطب لتشعيع الجلد على المدى القصير في علاج الأورام الخبيثة.
الخصائص العامة لمجموعة IIA من الجدول الدوري للعناصر.
تحتوي هذه المجموعة على العناصر التالية: Be، Mg، Ca، Sr، Ba، Ra. لديهم تكوين إلكتروني شائع: (n-1) p6ns2 ، باستثناء Be 1s22s2. بسبب هذا الأخير ، تختلف خصائص Be قليلاً عن خصائص المجموعة الفرعية ككل. تختلف خصائص المغنيسيوم أيضًا عن خصائص المجموعة الفرعية ، ولكن في درجة أقل. في سلسلة Ca - Sr - Ba - Ra ، تتغير الخصائص بالتتابع. الكهربية النسبية في سلسلة Be - Ra تسقط بسبب. مع زيادة حجم الذرة ، يتم التخلص من إلكترونات التكافؤ بسهولة أكبر. يتم تحديد خصائص عناصر المجموعة الفرعية IIA من خلال سهولة إعطاء إلكترونين ns. في هذه الحالة ، يتم تشكيل أيونات E2 +. عند دراسة حيود الأشعة السينية ، اتضح أنه في بعض المركبات تظهر عناصر المجموعة الفرعية IIA أحادية التكافؤ. مثال على هذه المركبات هي EG ، والتي يتم الحصول عليها بإضافة E إلى ذوبان EG2. جميع عناصر هذه السلسلة غير موجودة في الطبيعة في حالة حرة بسبب نشاطها العالي.
المعادن الأرضية القلوية.
يطلق على الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم المعادن الأرضية القلوية. سميت بهذا الاسم لأن أكاسيدها تعطي الماء بيئة قلوية.
تاريخ معادن الأرض القلوية
تم استخدام الحجر الجيري والرخام والجبس بالفعل في العصور القديمة (منذ 5000 عام) من قبل المصريين في أعمال البناء. حتى نهاية القرن الثامن عشر ، اعتبر الكيميائيون الجير مادة بسيطة. في عام 1746 ، حصل إ. بوت على أكسيد الكالسيوم النقي ووصفه. في عام 1789 ، اقترح لافوازييه أن الجير والمغنيسيا والباريت مواد معقدة. قبل وقت طويل من اكتشاف السترونشيوم والباريوم ، تم استخدام مركباتهما "غير المشفرة" في الألعاب النارية لإنتاج أضواء حمراء وخضراء ، على التوالي. حتى منتصف الأربعينيات من القرن الماضي ، كان السترونشيوم في الأساس معدنًا من "الأضواء المضحكة". في عام 1787 ، تم العثور على معدن جديد في منجم للرصاص بالقرب من قرية سترونتيان الاسكتلندية ، والذي أطلقوا عليه اسم SrCO3 strontianite. اقترح A. كروفورد وجود "الأرض" التي لا تزال مجهولة. في عام 1792 ، أثبت T. Hop أن تكوين المعدن الموجود يتضمن عنصرًا جديدًا - السترونشيوم. في الوقت نفسه ، تم عزل ثنائي السترونتيوم غير القابل للذوبان (С12Н22О4.2SrO) باستخدام Sr (OH) 2 ، عند الحصول على السكر من دبس السكر. زيادة إنتاج SR. ومع ذلك ، سرعان ما لوحظ أن سكروز الكالسيوم المماثل كان أيضًا غير قابل للذوبان ، وأكسيد الكالسيوم كان أرخص بلا شك. اختفى الاهتمام بالسترونتيوم على الفور ولم يرتفع إلا مرة أخرى في الأربعينيات. كان الصاري الثقيل أول مركب باريوم معروف. تم اكتشافه في بداية القرن السابع عشر. الكيميائي الإيطالي Casciarolo. كما أثبت أن هذا المعدن ، بعد التسخين القوي بالفحم ، يضيء في الظلام بضوء أحمر وأطلق عليه اسم "lapis solaris" (حجر الشمس). في عام 1808 ، خضع ديفي للتحليل الكهربائي باستخدام كاثود الزئبق ، وهو خليط من الجير المطفأ مع أكسيد الزئبق ، وأعد ملغم الكالسيوم ، وبعد إخراج الزئبق منه ، حصل على معدن يسمى "كالسيوم" (من اللاتينية Calx ، genus case calcis - جير). بنفس الطريقة ، حصل ديفي على Ba و Sr. تم تطوير طريقة صناعية للحصول على الكالسيوم بواسطة Suter and Redlich في عام 1896 في مصنع Rathenau (ألمانيا). في عام 1904 ، بدأ أول مصنع لإنتاج الكالسيوم في العمل.
تنبأ مندليف بالراديوم في عام 1871 واكتشفه ماري وبيير كوري في عام 1898. ووجدوا أن خامات اليورانيوم أكثر إشعاعًا من اليورانيوم نفسه. كان السبب هو مركبات الراديوم. عالجوا بقايا خام اليورانيوم بالقلويات ، وما لم يذوب بحمض الهيدروكلوريك. كانت البقايا بعد المعالجة الثانية أكثر إشعاعًا من الركاز. تم العثور على الراديوم في هذا الكسر. أبلغ أزواج كوري عن اكتشافهم في تقرير عام 1898.
انتشار معادن الأرض القلوية
محتوى الكالسيوم في الغلاف الصخري هو 2.96٪ من الكتلة الكلية لقشرة الأرض ، السترونشيوم - 0.034٪ ، الباريوم - 0.065٪ ، الراديوم - 1.10-10٪. في الطبيعة ، يتكون الكالسيوم من نظائر بأعداد كتلتها 40 (96.97٪) ، 42 (0.64٪) ، 43 (0.14٪) ، 44 (2.06٪) ، 46 (0.003٪) ، 48 (0 ، 19٪) ؛ السترونتيوم - 84 (0.56٪) ، 86 (9.86٪) ، 87 (7.02٪) ، 88 (82.56٪) ؛ الباريوم - 130 (0.1٪) ، 132 (0.1٪) ، 134 (2.42٪) ، 135 (6.59٪) ، 136 (7.81) ، 137 (11.32٪) ، 138 (71.66). الراديوم مشع. أكثر النظائر الطبيعية استقرارًا هو 226Ra. المعادن الرئيسية لعناصر الأرض القلوية هي أملاح الكربون والكبريتات: CaCO3 - كالسيت ، CaSO4 - أندريت ، SrCO3 - سترونتيانيت ، SrSO4 - سيليستين ، BaCO3 - ويريت. BaSO4 - الصاري الثقيل. الفلوريت CaF2 هو أيضا معدن مفيد.
يلعب سا دور مهمفي عمليات الحياة. يحتوي جسم الإنسان على 0.7-1.4٪ بالوزن من الكالسيوم ، 99٪ منه في أنسجة العظام والأسنان. تحتوي النباتات أيضًا على كميات كبيرة من الكالسيوم. توجد مركبات الكالسيوم في المياه الطبيعية والتربة. تم العثور على الباريوم والسترونتيوم والراديوم في جسم الانسانبكميات ضئيلة.
الحصول على معادن الأرض القلوية
يتم الحصول على أكاسيد أو كلوريدات ESO أولاً ، ويتم الحصول على EO عن طريق تكليس ESO3 و ES12 عن طريق عمل حمض الهيدروكلوريك على ESO3. يمكن الحصول على جميع المعادن الأرضية القلوية عن طريق الاختزال الحراري لأكاسيدها عند درجة حرارة 1200 درجة مئوية وفقًا للمخطط التقريبي: 3EO + 2Al = Al2O3 + 3E. يتم تنفيذ العملية في الفراغ من أجل تجنب أكسدة E. يمكن الحصول على الكالسيوم (مثل جميع E الأخرى) عن طريق التحليل الكهربائي للذوبان CaCl2 ، متبوعًا بالتقطير الفراغي أو التفكك الحراري لـ CaC2. يمكن الحصول على Ba و Sr عن طريق الانحلال الحراري لـ E2N3 ، E (NH3) 6 ، EN2. يتم استخراج الراديوم بالمناسبة من خامات اليورانيوم.
الخصائص الفيزيائية للمعادن الأرضية القلوية
Ca ونظائرها هي معادن فضية بيضاء. الكالسيوم هو أصعبهم جميعًا. السترونشيوم وخاصة الباريوم أكثر ليونة من الكالسيوم. جميع معادن الأرض القلوية مطيلة ، وتناسب بشكل جيد للتزوير والقطع والدرفلة. يتبلور الكالسيوم في ظل الظروف العادية في بنية fcc مع فترة a = 0.556 نانومتر (cn = 12) ، وعند درجة حرارة أعلى من 464 درجة مئوية في بنية bcc. Ca تشكل السبائك مع Li ، Mg ، Pb ، Cu ، Cd ، Al ، Ag ، Hg. يحتوي السترونشيوم على هيكل FCC ؛ عند درجة حرارة 488 درجة مئوية ، يخضع السترونشيوم لتحول متعدد الأشكال ويتبلور في هيكل سداسي. إنه شبه مغناطيسي. يتبلور الباريوم في بنية مخفية الوجهة. Ca و Sr قادران على تشكيل سلسلة مستمرة من الحلول الصلبة مع بعضها البعض ، وتظهر مناطق الفصل في أنظمة Ca-Ba و Sr-Ba. في الحالة السائلةالسترونشيوم قابل للامتزاج مع Be ، Hg ، Ga ، In ، Sb ، Bi ، Tl ، Al ، Mg ، Zn ، Sn ، Pb. مع الأربعة الأخيرة ، تشكل Sr مركبات بين المعادن. تنخفض الموصلية الكهربائية للمعادن الأرضية القلوية مع زيادة الضغط ، على عكس العملية العكسية للمعادن النموذجية الأخرى. فيما يلي بعض الثوابت الخاصة بمعادن الأرض القلوية:
Ca Sr Ba Ra
نصف القطر الذري ، نانومتر 0.197 0.215 0.221 0.235
نصف قطر أيون E2 + نانومتر 0.104 0.127 0.138 0.144
كر الطاقة. المشابك ، μJkmol 194.1 164.3 175.8 130
، جم سم 3 1.54 2.63 3.5 5.5-6
TM ، оС 852770710 800
نقطة الغليان ، оС 1484 1380 1640 1500
الموصلية الكهربائية (Hg = 1) 22 4 2
حرارة الانصهار kcalg-atom 2.1 2.2 1.8
حرارة التبخير kcalg-atom 36 3336
السعة الحرارية النوعية ، J (kg.K) 624737191.93136
التسييل Pa-1.10-11 5.92 8.36
الخواص الكيميائية للمعادن الأرضية القلوية ومركباتها
يغمق السطح الجديد لـ E بسرعة بسبب تكوين فيلم أكسيد. هذا الفيلم كثيف نسبيًا - بمرور الوقت ، يتأكسد المعدن بأكمله ببطء. يتكون الفيلم من EO و EO2 و E3N2. إمكانات القطب الطبيعي للتفاعلات E-2e = E2 + هي = -2.84V (Ca) ، = -2.89 (Sr). E عناصر نشطة للغاية: تذوب في الماء والأحماض ، وتزيح معظم المعادن من أكاسيدها ، هاليدات ، كبريتيدات. في المقام الأول (200-300 درجة مئوية) يتفاعل الكالسيوم مع بخار الماء وفقًا للمخطط: 2Ca + H2O = CaO + CaH2. التفاعلات الثانوية لها الشكل: CaH2 + 2H2O = Ca (OH) 2 + 2H2 و CaO + H2O = Ca (OH) 2. في حامض الكبريتيك القوي ، لا يذوب E تقريبًا بسبب تكوين فيلم من ESO4 قليل الذوبان. مع الأحماض المعدنية المخففة ، يتفاعل E بعنف مع إطلاق الهيدروجين. عند التسخين فوق 800 درجة مئوية ، يتفاعل الكالسيوم مع الميثان وفقًا للمخطط: 3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2. عند تسخينها تتفاعل مع الهيدروجين والكبريت والأمونيا الغازية. من حيث الخصائص الكيميائية ، يعتبر الراديوم هو الأقرب إلى Ba ، لكنه أكثر نشاطًا. في درجة حرارة الغرفة ، يتحد بشكل ملحوظ مع الأكسجين والنيتروجين في الهواء. بشكل عام ، تكون خواصها الكيميائية أكثر وضوحًا من نظيراتها. تتحلل جميع مركبات الراديوم ببطء تحت تأثير إشعاعاتها ، بينما تكتسب لونًا بنيًا أو مصفرًا. مركبات الراديوم لها خاصية التلألؤ الذاتي. نتيجة للاضمحلال الإشعاعي ، يطلق 1 غرام من Ra 553.7 جول من الحرارة كل ساعة. لذلك ، تكون درجة حرارة الراديوم ومركباته دائمًا أعلى من درجة الحرارة بيئةبمقدار 1.5 درجة. ومن المعروف أيضًا أن 1 جرام من الراديوم يوميًا يطلق 1 مم 3 من الرادون (226Ra = 222Rn + 4He) ، وهو أساس استخدامه كمصدر للرادون في حمامات الرادون.
Hydrides E هي مواد بيضاء بلورية شبيهة بالملح. يتم الحصول عليها مباشرة من العناصر عند تسخينها. درجات حرارة بداية التفاعل E + H2 = EN2 هي 250 درجة مئوية (Ca) ، 200 درجة مئوية (Sr) ، 150 درجة مئوية (Ba). يبدأ التفكك الحراري لـ EN2 عند 600 درجة مئوية. في جو الهيدروجين ، لا يتحلل CaH2 عند نقطة الانصهار (816 درجة مئوية). في حالة عدم وجود رطوبة ، تكون هيدرات المعادن القلوية الأرضية مستقرة في الهواء في درجات الحرارة العادية. لا تتفاعل مع الهالوجينات. ومع ذلك ، عند تسخينها ، يزداد النشاط الكيميائي لـ EN2. إنها قادرة على تقليل الأكاسيد إلى معادن (W ، Nb ، Ti ، Ce ، Zr ، Ta) ، على سبيل المثال ، 2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. يستمر تفاعل CaH2 مع Al2O3 عند 750 درجة مئوية: 3CaH2 + Al2O3 = 3CaO + 3H2 + 2Al ، ثم: CaH2 + 2Al = CaAl2 + H2. يتفاعل CaH2 مع النيتروجين عند 600 درجة مئوية وفقًا للمخطط: 3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2. عندما يتم إشعال EN2 ، فإنها تحترق ببطء: EN2 + O2 = H2O + CaO. مادة متفجرة عند مزجه مع المؤكسدات الصلبة. تحت تأثير الماء على EN2 ، يتم إطلاق الهيدروكسيد والهيدروجين. هذا التفاعل شديد الحرارة: EN2 المبلل بالماء في الهواء يشتعل تلقائيًا. يتفاعل EN2 مع الأحماض ، على سبيل المثال ، وفقًا للمخطط: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. يستخدم EN2 للحصول على الهيدروجين النقي ، وكذلك لتحديد آثار الماء في المذيبات العضوية. نيتريدات E عبارة عن مواد مقاومة للحرارة عديمة اللون. يتم الحصول عليها مباشرة من العناصر في درجات حرارة مرتفعة. تتحلل بالماء وفقًا للمخطط: E3N2 + 6H2O = 3E (OH) 2 + 2NH3. يتفاعل E3N2 عند تسخينه باستخدام ثاني أكسيد الكربون وفقًا للمخطط: E3N2 + 3CO = 3EO + N2 + 3C. تبدو العمليات التي تحدث عند تسخين E3N2 بالفحم كما يلي:
E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2 ؛ (E = Ca، Sr) ؛ Ba3N2 + 6C = Ba (CN) 2 + 2BaC2 ؛
يتفاعل نيتريد السترونتيوم مع حمض الهيدروكلوريك ليعطي الأب وكلوريد الأمونيوم. تتشكل الفوسفاتيدات E3P2 مباشرة من العناصر أو عن طريق تكليس الفوسفات المستبدلة بالفحم:
Ca3 (PO4) 2 + 4C = Ca3P2 + 4CO
يتم تحللها بالماء وفقًا للمخطط: E3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3E (OH) 2. مع الأحماض ، تعطي الفوسفات المعدنية الأرضية القلوية الملح والفوسفين المقابل. هذا هو الأساس لتطبيقهم للحصول على الفوسفين في المختبر.
مركبات الأمونيا المعقدة من التركيبة E (NH3) 6 عبارة عن مواد صلبة ذات بريق معدني وموصلية كهربائية عالية. يتم الحصول عليها من خلال عمل الأمونيا السائلة على E. فهي تشتعل تلقائيًا في الهواء. بدون وصول الهواء ، تتحلل إلى الأميدات المقابلة: E (NH3) 6 \ u003d E (NH2) 2 + 4NH3 + H2. عند تسخينها ، تتحلل بقوة وفقًا لنفس النمط.
تتحلل كربيدات المعادن الأرضية القلوية ، التي يتم الحصول عليها عن طريق تكليس E بالفحم ، بواسطة الماء مع إطلاق الأسيتيلين: ES2 + 2H2O \ u003d E (OH) 2 + C2H2. يكون التفاعل مع BaC2 عنيفًا لدرجة أنه يشتعل عند ملامسته للماء. درجات حرارة تكوين ES2 من عنصري Ca و Ba هي 14 و 12 كيلو كال مول. عند تسخينه بالنيتروجين ، يعطي ES2 CaCN2 ، Ba (CN) 2 ، SrCN2. مبيدات السيليكات المعروفة (ESi و ESi2). يمكن الحصول عليها عن طريق التسخين مباشرة من العناصر. تتحلل بالماء وتتفاعل مع الأحماض لإعطاء H2Si2O5 و SiH4 والمركب E المقابل والهيدروجين. يتم الحصول على بوريدات EV6 المعروفة من العناصر عن طريق التسخين.
أكاسيد الكالسيوم ونظائرها هي مواد بيضاء مقاومة للحرارة (TboilCaO = 2850 درجة مئوية) تمتص الماء بقوة. هذا هو أساس استخدام BaO للحصول على الكحول المطلق. تتفاعل بعنف مع الماء ، وتطلق الكثير من الحرارة (باستثناء SrO ، الذي يكون انحلاله ماصًا للحرارة). يذوب EO في الأحماض وكلوريد الأمونيوم: EO + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. يتم الحصول على EO عن طريق تكليس الكربونات أو النترات أو البيروكسيدات أو هيدروكسيدات المعادن المقابلة. الشحنات الفعالة من الباريوم والأكسجين في BaO هي 0.86. يتفاعل SrO عند 700 درجة مئوية مع سيانيد البوتاسيوم:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
أكسيد السترونتيوم يذوب في الميثانول ليشكل Sr (OCH3) 2. أثناء الاختزال الحراري للمغنيسيوم لـ BaO ، يمكن الحصول على أكسيد متوسط Ba2O ، وهو غير مستقر وغير متناسب.
هيدروكسيدات معادن الأرض القلوية هي مواد بيضاء قابلة للذوبان في الماء. إنها قواعد قوية. في سلسلة Ca-Sr-Ba ، تزداد الطبيعة الأساسية وقابلية الذوبان للهيدروكسيدات. 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 ، و Ca (OH) 2H2O عادة ما يتم عزلها من محاليل الهيدروكسيد. تضيف الأوكسجين الماء لتشكيل الهيدروكسيدات. يعتمد استخدام CaO في البناء على هذا. يُطلق على الخليط القريب من Ca (OH) 2 و NaOH بنسبة وزن 2: 1 اسم جير الصودا ويستخدم على نطاق واسع كزبال لثاني أكسيد الكربون. Ca (OH) 2 ، عند الوقوف في الهواء ، تمتص ثاني أكسيد الكربون وفقًا للمخطط: Ca (OH) 2 + CO2 = CaCO3 + H2O. عند حوالي 400 درجة مئوية ، يتفاعل Ca (OH) 2 مع أول أكسيد الكربون: CO + Ca (OH) 2 = CaCO3 + H2. يتفاعل ماء الباريت مع CS2 عند 100 درجة مئوية: CS2 + 2Ba (OH) 2 = BaCO3 + Ba (HS) 2 + H2O. يتفاعل الألمنيوم مع ماء الباريت: 2Al + Ba (OH) 2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. يتم استخدام E (OH) 2 لفتح أنهيدريد الكربون.
شكل E بيروكسيدات لون أبيض. وهي أقل ثباتًا من الأكاسيد وهي مؤكسدات قوية. قيمة عمليةيحتوي على BaO2 الأكثر استقرارًا ، وهو مسحوق أبيض مغناطيسي بكثافة 4.96 جم 1 سم 3 ، وهكذا. 450 درجة. BaO2 مستقر في درجة الحرارة العادية (يمكن تخزينه لسنوات) ، وهو ضعيف الذوبان في الماء والكحول والأثير ، ويذوب في الأحماض المخففة مع إطلاق الملح وبيروكسيد الهيدروجين. يتم تسريع التحلل الحراري لبيروكسيد الباريوم بواسطة أكاسيد Cr2O3 و Fe2O3 و CuO. يتفاعل بيروكسيد الباريوم عند تسخينه مع الهيدروجين ، والكبريت ، والكربون ، والأمونيا ، وأملاح الأمونيوم ، وبوتاسيوم فيريسيانيد ، إلخ. يتفاعل بيروكسيد الباريوم مع حمض الهيدروكلوريك المركز ، ويطلق الكلور: BaO2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O. يؤكسد الماء إلى بيروكسيد الهيدروجين: H2O + BaO2 = Ba (OH) 2 + H2O2. هذا التفاعل قابل للانعكاس وحتى في وجود حمض الكربونيك يتحول التوازن إلى اليمين. يستخدم BaO2 كمنتج أولي لإنتاج H2O2 ، وكذلك كعامل مؤكسد في تركيبات الألعاب النارية. ومع ذلك ، يمكن أن يعمل BaO2 أيضًا كعامل اختزال: HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2. يتم الحصول على BaO2 عن طريق تسخين BaO في تدفق الهواء إلى 500 درجة مئوية وفقًا للمخطط: 2BaO + O2 = 2BaO2. مع ارتفاع درجة الحرارة ، تحدث العملية العكسية. لذلك ، عندما يحترق Ba ، يتم إطلاق الأكسيد فقط. SrO2 و CaO2 أقل استقرارًا. الطريقة الشائعة للحصول على EO2 هي تفاعل E (OH) 2 مع H2O2 ، حيث يتم عزل EO2.8H2O. يبدأ التحلل الحراري لـ EO2 عند 380 درجة مئوية (Ca) ، 480 درجة مئوية (Sr) ، 790 درجة مئوية (Ba). عندما يتم تسخين EO2 باستخدام بيروكسيد الهيدروجين المركز ، يمكن الحصول على مواد صفراء غير مستقرة ، وأكسيد فائق EO4.
عادة ما تكون أملاح E عديمة اللون. الكلوريدات والبروميدات واليود والنترات شديدة الذوبان في الماء. الفلوريدات والكبريتات والكربونات والفوسفات ضعيفة الذوبان. أيون Ba2 + سام. تنقسم الهاليدات E إلى مجموعتين: الفلوريدات والباقي. تكاد تكون الفلوريدات غير قابلة للذوبان في الماء والأحماض ولا تشكل هيدرات بلورية. على العكس من ذلك ، فإن الكلوريدات والبروميدات واليود قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء ومعزولة عن المحاليل على شكل هيدرات بلورية. يتم عرض بعض خصائص EG2 أدناه:
CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
درجة حرارة. arr-I ، kcalmol. 2901
إكر. المشابك ، kcalmol. 6175
Tm.، оС 1423782760575 1473872643515 1353962853740
نقطة الغليان ، оС 2500 2000 1800718 2460 2030 2260 1830
D (EG) في الأبخرة ، نانومتر. 2.1 2.51 2.67 2.88 2.20 2.67 2.82 3.03 2.32 2.82 2.99 3.20
عندما يتم الحصول عليها عن طريق التحلل التبادلي في المحلول ، يتم إطلاق الفلوريدات في شكل رواسب لزجة ضخمة ، والتي تتشكل بسهولة تامة الحلول الغروانية. يمكن الحصول على EG2 من خلال العمل مع الهالوجينات المقابلة على E.E.G2 المقابلة للذوبان. تركيبها الجزيئي الأيوني مختلف جدا. درجات التفكك وفقًا للمخطط ESl2 = E2 + + 2Cl- هي: BeCl2 - 0.009٪ ، MgCl2 - 14.6٪ ، CaCl2 - 43.3٪ ، SrCl2 - 60.6٪ ، BaCl2 - 80.2٪. تحتوي الهاليدات (باستثناء الفلوريدات) E على ماء التبلور: CaCl2.6H2O و SrCl2.6H2O و BaCl2.2H2O. أنشأ تحليل حيود الأشعة السينية بنية E [(OH2) 6] G2 للهيدرات البلورية Ca و Sr. مع التسخين البطيء للهيدرات البلورية EG2 ، يمكن الحصول على الأملاح اللامائية. يشكل CaCl2 بسهولة حلول مفرطة التشبع. يستخدم CaF2 الطبيعي (الفلوريت) في صناعة السيراميك ويستخدم أيضًا لإنتاج HF وهو معدن فلور. يستخدم CaCl2 اللامائي كمجفف بسبب استرطابيته. تستخدم هيدرات كلوريد الكالسيوم لتحضير مخاليط التبريد. ВаСl2 - تستخدم في cx وفتح SO42- (Ва2 + + SO42- = ВаSO4). يمكن الحصول على انصهار هيدروالهيدات EG2 و EN2: EG2 + EN2 = 2ENG. تذوب هذه المواد بدون تحلل ولكنها تتحلل بالماء: 2ENG + 2H2O = EG2 + 2H2 + E (OH) 2. تنخفض قابلية ذوبان الكلورات والبرومات واليود في الماء في سلسلة Ca - Sr - Ba و Cl - Br - I. Ba (ClO3) 2 - في الألعاب النارية. بيركلورات E قابلة للذوبان بدرجة عالية ليس فقط في الماء ولكن أيضًا في المذيبات العضوية. أهمها E (ClO4) 2 Ba (ClO4) 2.3H2O. فوق كلورات الباريوم اللامائية مادة مجففة جيدة. يبدأ تحللها الحراري فقط عند 400 درجة مئوية. يتم الحصول على هيبوكلوريت الكالسيوم Ca (ClO) 2.nH2O (n = 2،3،4) عن طريق عمل الكلور على حليب الجير. إنه عامل مؤكسد وقابل للذوبان في الماء بدرجة عالية. يمكن الحصول على مادة التبييض من خلال العمل مع الكلور على الجير الصلب المطفأ. يتحلل بالماء ورائحته مثل الكلور في وجود الرطوبة. يتفاعل مع ثاني أكسيد الكربون في الهواء:
CO2 + 2CaOCl2 = CaCO3 + CaCl2 + Cl2O.
يستخدم كلور الجير كعامل مؤكسد ومبيض وكمطهر.
تشتهر Azides E (N3) 2 و thiocyanides E (CNS) 2.3H2O بمعادن الأرض القلوية. تعتبر الأزيدات مقارنة بأزيد الرصاص أقل تفجيرًا. تفقد الثيوسيانات الماء بسهولة عند تسخينها. وهي شديدة الذوبان في الماء والمذيبات العضوية. يمكن استخدام Ba (N3) 2 و Ba (CNS) 2 للحصول على أزيدات وثيوسيانات المعادن الأخرى من الكبريتات عن طريق تفاعل التبادل.
توجد نترات الكالسيوم والسترونتيوم عادة في شكل Ca (NO) 2.4H2O و Sr (NO3) 2.4H2O هيدرات بلورية. لا تتميز نترات الباريوم بتكوين هيدرات بلورية. عندما يتم تسخين Ca (NO3) 2.4H2O و Sr (NO3) 2.4H2O ، أفقد الماء بسهولة. في جو خامل ، تكون نترات E مستقرة حرارياً حتى 455 درجة مئوية (Ca) ، 480 درجة مئوية (Sr) ، 495 درجة مئوية (Ba). ذوبان هيدرات نترات الكالسيوم له بيئة حمضية عند 75 درجة مئوية. من سمات نترات الباريوم انخفاض معدل انحلال بلوراته في الماء. تُظهر نترات الباريوم فقط ميلًا للتكوين المعقد ، والذي يُعرف عنه المركب غير المستقر K2. نترات الكالسيوم قابلة للذوبان في الكحول ، أسيتات الميثيل ، الأسيتون. تكاد تكون نترات السترونشيوم والباريوم غير قابلة للذوبان هناك. تقدر نقاط انصهار النترات E عند 600 درجة مئوية ، ومع ذلك ، عند نفس درجة الحرارة ، يبدأ التحلل: E (NO3) 2 \ u003d E (NO2) 2 + O2. يحدث المزيد من التحلل عند درجة حرارة أعلى: E (NO2) 2 = EO + NO2 + NO. تستخدم نترات E منذ فترة طويلة في الألعاب النارية. تلون الأملاح شديدة التقلب E اللهب بالألوان المقابلة: Ca - برتقالي - أصفر ، Sr - أحمر قرمزي ، Ba - أصفر - أخضر. دعونا نفهم جوهر هذا باستخدام مثال Sr: يحتوي Sr2 + على اثنين من HAOs: 5s و 5p أو 5s و 4d. سنبلغ طاقة هذا النظام - سنقوم بتسخينه. ستنتقل الإلكترونات من المدارات الأقرب إلى النواة إلى هذه HAOs. لكن مثل هذا النظام غير مستقر وسيطلق طاقة على شكل كمية من الضوء. إن Sr2 + هو الذي يصدر الكميات بتردد يقابل أطوال الموجات الحمراء. عند الحصول على تركيبات الألعاب النارية ، من الملائم استخدام الملح الصخري ، لأن. إنه لا يلون اللهب فحسب ، بل هو أيضًا عامل مؤكسد ، يطلق الأكسجين عند تسخينه. تتكون تركيبات الألعاب النارية من مؤكسد صلب ، وعامل اختزال صلب ، وبعضها المواد العضوية، تبيض لهب عامل الاختزال ، وكونه عامل ربط. تستخدم نترات الكالسيوم كسماد.
جميع الفوسفات والهيدروفوسفات E ضعيفة الذوبان في الماء. يمكن الحصول عليها عن طريق إذابة كمية مناسبة من CaO أو CaCO3 في حمض الفوسفوريك. يتم ترسيبها أيضًا أثناء تفاعلات التبادل من النوع: (3-x) Ca2 + + 2HxPO4- (3-x) = Ca (3-x) (HxPO4) 2. القيمة العملية (كسماد) هي أورثو فوسفات الكالسيوم الأحادي البديل ، والذي ، إلى جانب Ca (SO4) ، جزء من السوبر فوسفات. يتم استلامه وفقًا للمخطط:
Ca3 (PO4) 2 + 2H2SO4 = Ca (H2PO4) 2 + 2CaSO4
الأوكزالات قابلة للذوبان في الماء بشكل طفيف. من الأهمية العملية أكسالات الكالسيوم ، التي تجف عند 200 درجة مئوية ، وتتحلل عند 430 درجة مئوية وفقًا للمخطط: CaC2O4 = CaCO3 + CO. يتم عزل خلات E على شكل هيدرات بلورية وقابلة للذوبان في الماء بدرجة عالية.
الكبريتات E هي مواد بيضاء ، ضعيفة الذوبان في الماء. تبلغ قابلية ذوبان CaSO4.2H2O لكل 1000 جرام من الماء عند درجة الحرارة العادية 8.10-3 مول ، SrSO4 - 5.10-4 مول ، BaSO4 - 1.10-5 مول ، RaSO4 - 6.10-6 مول. في سلسلة Ca-Ra ، تقل قابلية ذوبان الكبريتات بسرعة. Ba2 + هو كاشف أيون كبريتات. تحتوي كبريتات الكالسيوم على ماء التبلور. فوق 66 درجة مئوية ، يتم تحرير كبريتات الكالسيوم اللامائية من المحلول ، أسفل - الجبس CaSO4.2H2O. تسخين الجبس فوق 170 درجة مئوية مصحوب بإطلاق الماء من الترطيب. عند خلط الجبس بالماء ، تصلب هذه الكتلة بسرعة بسبب تكوين الهيدرات البلورية. هذه الخاصية من الجبس تستخدم في البناء. استخدم المصريون هذه المعرفة منذ 2000 عام. إن قابلية ذوبان ESO4 في حامض الكبريتيك القوي أعلى بكثير منها في الماء (BaSO4 حتى 10٪) ، مما يشير إلى تكوين معقد. يمكن الحصول على مجمعات ESO4.H2SO4 المقابلة في الحالة الحرة. تُعرف الأملاح المزدوجة مع الفلزات القلوية وكبريتات الأمونيوم فقط بـ Ca و Sr. (NH4) 2 قابل للذوبان في الماء ويستخدم في الكيمياء التحليلية لفصل Ca عن Sr ، لأن (NH4) 2 قابل للذوبان بشكل طفيف. يستخدم الجبس للإنتاج المشترك لحمض الكبريتيك والأسمنت ، لأن. عند تسخينه بعامل اختزال (الفحم) ، يتحلل الجبس: CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO. عند درجة حرارة أعلى (900 درجة مئوية) ، يتم تقليل الكبريت بشكل أكبر وفقًا للمخطط: CaSO4 + 3C = CaS + CO2 + 2CO. يبدأ تحلل مماثل لكبريتات Sr و Ba في درجات حرارة أعلى. BaSO4 غير سام ويستخدم في الطب وفي إنتاج الدهانات المعدنية.
الكبريتيدات E عبارة عن مواد صلبة بيضاء تتبلور على شكل NaCl. درجات حرارة تكوينها وطاقات المشابك البلورية هي (kcalmol): 110 و 722 (Ca) و 108 و 687 (Sr) و 106 و 656 (Ba). يمكن الحصول عليها عن طريق التوليف من العناصر أثناء التسخين أو عن طريق تكليس الكبريتات بالفحم: ES04 + 3C = ES + CO2 + 2CO. أقل ذوبان CaS (0.2 hl). تدخل ES في التفاعلات التالية عند تسخينها:
ES + H2O = EO + H2S ؛ ES + G2 = S + EG2 ؛ ES + 2O2 = ES04 ؛ ES + xS = ESx + 1 (x = 2.3).
يتم تحلل الكبريتيدات المعدنية الأرضية القلوية في محلول محايد تمامًا وفقًا للمخطط: 2ES + 2H2O = E (HS) 2 + E (OH) 2. يمكن أيضًا الحصول على كبريتيدات الحمض في حالة حرة عن طريق تبخير محلول من الكبريتيدات. يتفاعلون مع الكبريت:
E (NS) 2 + xS = ESx + 1 + H2S (x = 2،3،4).
من الهيدرات البلورية ، يُعرف BaS.6H2O و Ca (HS) 2.6H2O ، Ba (HS) 2.4H2O. يستخدم Ca (HS) 2 لإزالة الشعر. تخضع ES لظاهرة الفسفرة. تُعرف Polysulfides E: ES2 ، ES3 ، ES4 ، ES5. يتم الحصول عليها عن طريق غليان معلق من ES في الماء مع الكبريت. في الهواء ، تتأكسد ES: 2ES + 3O2 = 2ESO3. عن طريق تمرير الهواء من خلال تعليق CaS ، يمكن الحصول على Ca ثيوسلفات وفقًا للمخطط: 2CaS + 2O2 + H2O \ u003d Ca (OH) 2 + CaS2O3. قابل للذوبان في الماء بدرجة عالية. في سلسلة Ca - Sr - Ba ، تقل قابلية ذوبان الثيوسلفات. Tellurides E قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء وتخضع أيضًا للتحلل المائي ، ولكن بدرجة أقل من الكبريتيدات.
تنخفض قابلية ذوبان كرومات E في سلسلة Ca-Ba بشكل حاد كما في حالة الكبريتات. يتم الحصول على هذه المواد الصفراء عن طريق تفاعل أملاح E القابلة للذوبان مع كرومات (أو ثنائي كرومات) للمعادن القلوية: E2 + + CrO42- = ECrO4. يتم عزل كرومات الكالسيوم على شكل هيدرات بلورية - CaCrO4.2H2O (rPR CaCrO4 = 3.15). حتى قبل نقطة الانصهار ، تفقد الماء. لا يشكل SrCrO4 و BaCrO4 هيدرات بلورية. pPR SrCrO4 = 4.44 ، pPR BaCrO4 = 9.93.
كربونات E هي مواد بيضاء ، ضعيفة الذوبان في الماء. عند التسخين ، يمر ESO3 إلى EO ، مما يؤدي إلى فصل ثاني أكسيد الكربون. في سلسلة Ca-Ba ، يزداد الاستقرار الحراري للكربونات. أهمها من الناحية العملية كربونات الكالسيوم (الحجر الجيري). يتم استخدامه بشكل مباشر في البناء ، كما أنه يستخدم كمواد خام لإنتاج الجير والأسمنت. يبلغ الإنتاج العالمي السنوي من الجير من الحجر الجيري عشرات الملايين من الأطنان. التفكك الحراري لـ CaCO3 ماص للحرارة: CaCO3 = CaO + CO2 ويتطلب 43 كيلو كالوري لكل مول من الحجر الجيري. يتم تكليس كربونات الكالسيوم CaCO3 في أفران العمود. المنتج الثانوي للتحميص هو ثاني أكسيد الكربون القيّم. CaO هو مادة بناء مهمة. عند مزجه بالماء ، يحدث التبلور بسبب تكوين الهيدروكسيد ، ثم الكربونات وفقًا للمخططات:
CaO + H2O = Ca (OH) 2 و Ca (OH) 2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
يلعب الأسمنت دورًا عمليًا مهمًا للغاية - مسحوق رمادي مخضر ، يتكون من خليط من السيليكات المختلفة وألومينات الكالسيوم. عندما يخلط مع الماء ، فإنه يتصلب بسبب الماء. في إنتاجه ، يتم حرق خليط من كربونات الكالسيوم مع الطين قبل بدء التلبيد (1400-1500 درجة مئوية). ثم يُطحن الخليط. يمكن التعبير عن تركيبة الأسمنت كنسبة مئوية من المكونات CaO و SiO2 و Al2O3 و Fe2O3 ، مع كون CaO أساسًا ، وكل شيء آخر عبارة عن أنهيدريدات حمضية. يتكون تكوين الأسمنت السيليكات (البورتلاندي) بشكل أساسي من Ca3SiO5 و Ca2SiO4 و Ca3 (AlO3) 2 و Ca (FeO2) 2. يسير قبضته وفقًا للمخططات:
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.
يتم إدخال الطباشير الطبيعي في تكوين معاجين مختلفة. البلورية الدقيقة ، المترسبة من محلول كربونات الكالسيوم CaCO3 هي جزء من مساحيق الأسنان. من BaCO3 عن طريق التكليس بالفحم ، يتم الحصول على BaO وفقًا للمخطط: BaCO3 + C \ u003d BaO + 2CO. إذا تم تنفيذ العملية عند درجة حرارة أعلى في تيار من النيتروجين ، يتشكل سيانيد الباريوم: ВаСО3 + 4С + N2 = 3CO + Ba (CN) 2. Ba (CN) 2 قابل للذوبان في الماء بدرجة عالية. يمكن استخدام Ba (CN) 2 لإنتاج السيانيد من معادن أخرى عن طريق التحلل المتبادل مع الكبريتات. بيكربونات E قابلة للذوبان في الماء ولا يمكن الحصول عليها إلا في محلول ، على سبيل المثال ، عن طريق تمرير ثاني أكسيد الكربون إلى معلق من CaCO3 في الماء: CO2 + CaCO3 + H2O = Ca (HCO3) 2. هذا التفاعل قابل للعكس وينتقل إلى اليسار عند تسخينه. يتسبب وجود بيكربونات الكالسيوم والمغنيسيوم في المياه الطبيعية في عسر الماء.
عسر الماء وكيفية اصلاحه
تحدد أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم القابلة للذوبان درجة عسر الماء بشكل عام. إذا كانت موجودة في الماء بكميات صغيرة ، فإن الماء يسمى لينة. مع نسبة عالية من هذه الأملاح (100 - 200 ملغ من أملاح الكالسيوم - في 1 لتر من حيث الأيونات) ، يعتبر الماء عسرًا. في مثل هذه المياه ، تكون رغوة الصابون ضعيفة ، لأن أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم تشكل مركبات غير قابلة للذوبان معها. في الماء العسر ، يتم غلي المنتجات الغذائية بشكل سيئ ، وعندما تغلي ، فإنها تعطي مقياسًا على جدران الأواني المنزلية وغلايات البخار. يحتوي المقياس على موصلية حرارية منخفضة ، مما يؤدي إلى زيادة استهلاك الوقود أو استهلاك الطاقة للأجهزة الكهربائية ويسرع من تآكل جدران وعاء لغلي الماء. عند تسخينها ، تتحلل كربونات الكالسيوم والمغنيسيوم الحمضية وتتحول إلى كربونات قاعدية غير قابلة للذوبان: Ca (HCO3) = H2O + CO2 + CaCO3 تقل قابلية ذوبان كبريتات الكالسيوم CaSO4 أيضًا عند تسخينها ، لذا فهي جزء من المقياس. تسمى الصلابة الناتجة عن وجود الكالسيوم الحمضي وكربونات المغنيسيوم في الماء بالكربونات أو الصلابة المؤقتة ، حيث يمكن القضاء عليها. بالإضافة إلى صلابة الكربونات ، يتم تمييز الصلابة غير الكربونية أيضًا ، والتي تعتمد على محتوى ECl2 و ESO4 في الماء ، حيث E هي Ca ، Mg. لا تتم إزالة هذه الأملاح عن طريق الغليان ، وبالتالي تسمى الصلابة غير الكربونية أيضًا بالصلابة الثابتة. تضيف الصلابة الكربونية وغير الكربونية إلى الصلابة الكلية. للقضاء عليه تمامًا ، يتم أحيانًا تقطير الماء. لكنه مكلف. للقضاء على عسر الكربونات ، يمكن غلي الماء ، ولكن هذا مكلف أيضًا وأشكاله كبيرة الحجم. تتم إزالة الصلابة بإضافة كمية مناسبة من Ca (OH) 2: Ca (OH) 2 + Ca (HCO3) 2 = CaCO3 ↓ + 2H2O. الصلابة العامةيتم التخلص منه إما عن طريق إضافة Na2CO3 أو باستخدام ما يسمى مبادلات الكاتيون. عند استخدام كربونات الصوديوم ، يتم أيضًا تحويل أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم القابلة للذوبان إلى كربونات غير قابلة للذوبان: Ca2 + + Na2CO3 = 2Na + + CaCO3 ↓. تعد إزالة الصلابة باستخدام المبادلات الموجبة عملية أكثر تقدمًا. مبادلات الكاتيون عبارة عن مركبات عضوية عالية الجزيئات تحتوي على صوديوم ، ويمكن التعبير عن تركيبها بواسطة الصيغة Na2R ، حيث R عبارة عن بقايا حمض معقدة. عندما يتم ترشيح الماء من خلال طبقة من مبادل الكاتيون ، يتم استبدال كاتيونات الصوديوم في الشبكة البلورية لكاتيونات Ca2 + و Mg2 + من المحلول وفقًا للمخطط: Ca2 + + Na2R = 2Na + + CaR. وبالتالي ، تمر أيونات الكالسيوم من المحلول إلى مبادل الكاتيون ، وتمر أيونات الصوديوم من مبادل الكاتيونات إلى المحلول. لاستعادة مبادل الكاتيون المستخدم ، يتم غسله بمحلول مركّز من الملح الشائع. في هذه الحالة ، تحدث العملية العكسية: يتم استبدال أيونات Ca2 + في الشبكة البلورية في مبادل الكاتيون بأيونات Na + من المحلول. يتم استخدام مبادل الكاتيون المتجدد مرة أخرى لتنقية المياه. تعمل المرشحات القائمة على Permutite بطريقة مماثلة:
Na2 + Ca2 + = 2Na + + Ca
التواجد في الطبيعة
بسبب النشاط الكيميائي العالي للكالسيوم في شكله الحر في الطبيعة غير موجود.
يوجد معظم الكالسيوم في تكوين السيليكات والألومينوسيليكات من الصخور المختلفة (الجرانيت ، النيسات ، إلخ) ، خاصة في الفلسبار - الأنورثيت Ca.
في شكل صخور رسوبية ، يتم تمثيل مركبات الكالسيوم بالطباشير والحجر الجيري ، والتي تتكون أساسًا من معدن الكالسيت (CaCO3). تم العثور على الشكل البلوري من الكالسيت - الرخام - في الطبيعة بشكل أقل تكرارًا.
معادن الكالسيوم مثل الكالسيوم CaCO3 ، الأنهيدريت CaSO4 ، المرمر CaSO4 0.5H2O والجبس CaSO4 2H2O ، فلوريت CaF2 ، الأباتيت Ca5 (PO4) 3 (F ، Cl ، OH) ، الدولوميت MgCO3 CaCO3 منتشرة على نطاق واسع. إن وجود أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم في المياه الطبيعية يحدد صلابتها.
الكالسيوم ، الذي يهاجر بقوة في قشرة الأرض ويتراكم في أنظمة جيوكيميائية مختلفة ، يشكل 385 معدنًا (الرابع من حيث عدد المعادن).
يمثل الكالسيوم 3.38٪ من كتلة القشرة الأرضية (المرتبة الخامسة من حيث الوفرة بعد الأكسجين والسيليكون والألمنيوم والحديد). محتوى العنصر في مياه البحر 400 ملغم / لتر.
النظائر
يوجد الكالسيوم في الطبيعة كمزيج من ستة نظائر: 40Ca ، 42Ca ، 43Ca ، 44Ca ، 46Ca و 48Ca ، من بينها الأكثر شيوعًا - 40Ca - 96.97٪.
من أصل ستة نظائر طبيعية للكالسيوم ، هناك خمسة نظائر مستقرة. تم اكتشاف النظير السادس 48Ca ، وهو الأثقل من بين ستة وهو نادر جدًا (وفرة نظائره 0.187 ٪ فقط) ، مؤخرًا ليخضع لاضمحلال بيتا المزدوج مع عمر نصف يبلغ 5.3 × 1019 سنة.
إيصال
يتم الحصول على الكالسيوم المعدني الحر عن طريق التحليل الكهربائي لمادة مصهورة تتكون من CaCl2 (75-80٪) و KCl أو من CaCl2 و CaF2 ، وكذلك عن طريق تقليل الألمنيوم الحراري لـ CaO عند 1170-1200 درجة مئوية:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
الخواص الكيميائية
الكالسيوم معدن أرضي قلوي نموذجي. النشاط الكيميائي للكالسيوم مرتفع ، ولكنه أقل من نشاط جميع المعادن الأرضية القلوية الأخرى. يتفاعل بسهولة مع الأكسجين وثاني أكسيد الكربون ورطوبة الهواء ، وهذا هو السبب في أن سطح الكالسيوم المعدني عادة ما يكون رمادي باهت ، لذلك عادة ما يتم تخزين الكالسيوم في المختبر مثل غيره المعادن الأرضية القلوية، في جرة مغلقة بإحكام تحت طبقة من الكيروسين أو البارافين السائل.
في صف واحد الإمكانات القياسيةيقع الكالسيوم على يسار الهيدروجين. جهد القطب القياسي لزوج Ca2 + / Ca0 هو 2.84 V ، بحيث يتفاعل الكالسيوم بفعالية مع الماء ، ولكن بدون اشتعال:
Ca + 2H2O → Ca (OH) 2 + H2 + Q.
مع المعادن غير النشطة (الأكسجين ، الكلور ، البروم) ، يتفاعل الكالسيوم في الظروف العادية:
2Ca + O2 → 2CaO
Ca + Br2 → CaBr2.
عند تسخينه في الهواء أو الأكسجين ، يشتعل الكالسيوم. مع المعادن غير المعدنية الأقل نشاطًا (الهيدروجين والبورون والكربون والسيليكون والنيتروجين والفوسفور وغيرها) ، يتفاعل الكالسيوم عند تسخينه ، على سبيل المثال:
Ca + H2 → CaH2 ، Ca + 6B = CaB6 ،
3Ca + N2 → Ca3N2 ، Ca + 2C → CaC2 ،
3Ca + 2P → Ca3P2 (فوسفيد الكالسيوم) ، ومن المعروف أيضًا أن فوسيدات الكالسيوم لتركيبات CaP و CaP5 ؛
من المعروف أيضًا 2Ca + Si → Ca2Si (سيليكات الكالسيوم) ، ومبيدات سيليكات الكالسيوم لتركيبات CaSi و Ca3Si4 و CaSi2.
مسار التفاعلات المذكورة أعلاه ، كقاعدة عامة ، مصحوب بإطلاق كمية كبيرة من الحرارة (أي أن هذه التفاعلات طاردة للحرارة). في جميع المركبات التي لا تحتوي على فلزات ، تكون حالة أكسدة الكالسيوم +2. تتحلل معظم مركبات الكالسيوم مع اللافلزات بسهولة بواسطة الماء ، على سبيل المثال:
CaH2 + 2H2O → Ca (OH) 2 + 2H2 ،
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca (OH) 2 + 2NH3.
أيون Ca2 + عديم اللون. عند إضافة أملاح الكالسيوم القابلة للذوبان إلى اللهب ، يتحول اللهب إلى اللون الأحمر.
أملاح الكالسيوم مثل CaCl2 كلوريد ، CaBr2 بروميد ، CaI2 يوديد و Ca (NO3) 2 نترات قابلة للذوبان في الماء بدرجة عالية. فلوريد CaF2 ، كربونات CaCO3 ، كبريتات CaSO4 ، Ca3 (PO4) 2 أورثوفوسفات ، CaC2O4 أكسالات وبعضها الآخر غير قابل للذوبان في الماء.
من الأهمية بمكان حقيقة أنه ، على عكس كربونات الكالسيوم CaCO3 ، فإن كربونات الكالسيوم الحمضية (هيدروكربونات) Ca (HCO3) 2 قابلة للذوبان في الماء. في الطبيعة ، هذا يؤدي إلى العمليات التالية. عندما يخترق المطر البارد أو مياه الأنهار المشبعة بثاني أكسيد الكربون تحت الأرض ويسقط على الحجر الجيري ، يتم ملاحظة انحلالها:
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca (HCO3) 2.
في نفس الأماكن التي يصعد فيها الماء المشبع ببيكربونات الكالسيوم إلى سطح الأرض ويتم تسخينه بواسطة أشعة الشمس ، يحدث التفاعل العكسي:
Ca (HCO3) 2 → CaCO3 + CO2 + H2O.
لذلك في الطبيعة هناك نقل للكتل الكبيرة من المواد. نتيجة لذلك ، يمكن أن تتشكل فجوات ضخمة تحت الأرض ، وتتشكل "رقاقات جليدية" - مقرنصات وصواعد - في الكهوف.
يحدد وجود بيكربونات الكالسيوم المذابة في الماء إلى حد كبير صلابة الماء المؤقتة. يطلق عليه مؤقتًا لأنه عند غليان الماء ، يتحلل البيكربونات ، ويترسب كربونات الكالسيوم. تؤدي هذه الظاهرة ، على سبيل المثال ، إلى حقيقة أن الحجم يتشكل في إبريق الشاي بمرور الوقت.
تطبيقات الكالسيوم المعدني
يعتبر الاستخدام الرئيسي لمعدن الكالسيوم كعامل اختزال في إنتاج المعادن ، وخاصة النيكل والنحاس والفولاذ المقاوم للصدأ. يستخدم الكالسيوم وهيدريده أيضًا للحصول على المعادن التي يصعب استعادتها مثل الكروم والثوريوم واليورانيوم. تستخدم سبائك الكالسيوم مع الرصاص في بطاريات التخزين وسبائك التحميل. تستخدم حبيبات الكالسيوم أيضًا لإزالة آثار الهواء من أجهزة الفراغ الكهربائي.
الدور البيولوجي
الكالسيوم من المغذيات الكبيرة الشائعة في النباتات والحيوانات والبشر. في البشر والفقاريات الأخرى ، يوجد معظمها في الهيكل العظمي والأسنان على شكل فوسفات. تتكون الهياكل العظمية لمعظم مجموعات اللافقاريات (الإسفنج ، والزوائد المرجانية ، والرخويات ، وما إلى ذلك) من أشكال مختلفة من كربونات الكالسيوم (الجير). تشارك أيونات الكالسيوم في عمليات تخثر الدم ، وكذلك في الحفاظ على ضغط دم تناضحي ثابت. تعمل أيونات الكالسيوم أيضًا كواحدة من الرسل الثاني العالمي وتنظم مجموعة متنوعة من العمليات داخل الخلايا - تقلص العضلات ، خروج الخلايا ، بما في ذلك إفراز الهرمونات والناقلات العصبية ، إلخ. تركيز الكالسيوم في سيتوبلازم الخلايا البشرية حوالي 10−7 مول ، في السوائل بين الخلايا حوالي 10− 3 مول.
سترونتيوم
التواجد في الطبيعة
لا يوجد السترونشيوم في شكله الحر. إنه جزء من حوالي 40 معدنًا. من بين هؤلاء ، الأهم هو سيليستين SrSO4 (51.2٪ ريال سعودي). كما يتم تعدين السترونتيانيت SrCO3 (64.4٪ ريال). هذين المعدنين لهما أهمية صناعية. في أغلب الأحيان ، يوجد السترونشيوم كشوائب في معادن الكالسيوم المختلفة.
تشمل معادن السترونشيوم الأخرى:
SrAl3 (AsO4) SO4 (OH) 6 - كمليسيت ؛
Sr2Al (CO3) F5 - ستينونايت ؛
SrAl2 (CO3) 2 (OH) 4 H2O - سترونتيودريسريت ؛
SrAl3 (PO4) 2 (OH) 5 H2O - goyasite ؛
Sr2Al (PO4) 2OH - جودكينيت ؛
SrAl3 (PO4) SO4 (OH) 6 - سفانبرجيت ؛
Sr (AlSiO4) 2 - سلوسونيت ؛
Sr (AlSi3O8) 2 5H2O - برستريت ؛
Sr5 (AsO4) 3F - فرموريت ؛
Sr2 (B14O23) 8H2O - السترونتيوم جينوريت ؛
Sr2 (B5O9) Cl Н2О - السترونتيوم تشيلهاردت ؛
SrFe3 (PO4) 2 (OH) 5 H2O - لوسونيت ؛
SrMn2 (VO4) 2 4Н2О - سنتافيت ؛
Sr5 (PO4) 3OH - أبيض ؛
SrV (Si2O7) - شرادايت.
من حيث مستوى الوفرة المادية في قشرة الأرض ، يحتل السترونتيوم المرتبة 23 - نسبة كتلته 0.014٪ (في الغلاف الصخري - 0.045٪). نسبة المعدن في القشرة الأرضية هي 0.0029٪. تم العثور على السترونشيوم في مياه البحر (8 ملغم / لتر).
في الطبيعة ، يحدث السترونشيوم كمزيج من 4 نظائر مستقرة 84Sr (0.56٪) ، 86Sr (9.86٪) ، 87Sr (7.02٪) ، 88Sr (82.56٪).
إيصال
هناك 3 طرق للحصول على السترونشيوم المعدني:
التحلل الحراري لبعض المركبات
التحليل الكهربائي
اختزال الأكسيد أو الكلوريد.
الخواص الكيميائية
يظهر السترونشيوم في مركباته دائمًا تكافؤ +2. حسب الخصائص ، السترونشيوم قريب من الكالسيوم والباريوم ، ويحتل موقعًا وسيطًا بينهما.
في سلسلة الفولتية الكهروكيميائية ، يعد السترونشيوم من بين المعادن الأكثر نشاطًا (جهده الكهربائي الطبيعي هو −2.89 فولت. يتفاعل بقوة مع الماء ، مكونًا هيدروكسيد:
الأب + 2H2O = الأب (أوه) 2 + H2
يتفاعل مع الأحماض ، ويزيل المعادن الثقيلة من أملاحها. يتفاعل بشكل ضعيف مع الأحماض المركزة (H2SO4 ، HNO3).
يتأكسد معدن السترونشيوم بسرعة في الهواء ، ويشكل طبقة صفراء ، بالإضافة إلى أكسيد SrO ، يوجد دائمًا SrO2 بيروكسيد ونتريد Sr3N2. عند تسخينه في الهواء ، يشتعل ؛ مسحوق السترونتيوم في الهواء عرضة للاشتعال الذاتي.
يتفاعل بقوة مع غير المعادن - الكبريت والفوسفور والهالوجينات. يتفاعل مع الهيدروجين (فوق 200 درجة مئوية) والنيتروجين (فوق 400 درجة مئوية). عمليا لا تتفاعل مع القلويات.
في درجات الحرارة العالية ، يتفاعل مع ثاني أكسيد الكربون لتكوين الكربيد:
5 ريال + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
أملاح السترونشيوم القابلة للذوبان بسهولة مع الأنيونات Cl- ، I ، NO3-. الأملاح ذات الأنيونات F- ، SO42- ، CO32- ، PO43- قابلة للذوبان بشكل ضئيل.
طلب
المجالات الرئيسية لتطبيق السترونشيوم و مركبات كيميائية- هذه هي الصناعة الإلكترونية الراديوية ، الألعاب النارية ، المعادن ، صناعة الأغذية.
علم المعادن
يستخدم السترونتيوم في صناعة سبائك النحاس وبعض سبائكه ، لإدخال سبائك الرصاص في البطاريات ، لإزالة الكبريت من الحديد الزهر والنحاس والفولاذ.
ميتالثرمي
يستخدم السترونشيوم بنقاوة 99.99-99.999٪ لتقليل اليورانيوم.
المواد المغناطيسية
تستخدم حديد السترونتيوم الصلب مغناطيسيًا على نطاق واسع كمواد لإنتاج مغناطيس دائم.
الألعاب النارية
في الألعاب النارية ، يتم استخدام كربونات السترونشيوم والنترات والبيركلورات لتلوين اللهب باللون الأحمر القرمزي. تتمتع سبائك المغنيسيوم والسترونتيوم بأقوى خصائص الاشتعال التلقائي وتستخدم في الألعاب النارية للتركيبات الحارقة والإشارات.
الطاقة النووية
يلعب يورانات السترونتيوم دورًا مهمًا في إنتاج الهيدروجين (دورة السترونتيوم - اليورانات ، لوس ألاموس ، الولايات المتحدة الأمريكية) بالطريقة الحرارية الكيميائية (طاقة الهيدروجين الذرية) ، وعلى وجه الخصوص ، يتم تطوير طرق للانشطار المباشر لنواة اليورانيوم في التكوين من يورانات السترونتيوم لإنتاج الحرارة أثناء تحلل الماء إلى الهيدروجين والأكسجين.
يستخدم أكسيد السترونشيوم كعنصر من مكونات السيراميك فائق التوصيل.
مصادر التيار الكيميائي
يستخدم فلوريد السترونشيوم كمكون لبطاريات فلور الحالة الصلبة ذات سعة طاقة هائلة وكثافة طاقة هائلة.
تُستخدم سبائك السترونشيوم مع القصدير والرصاص في صب موصلات أسفل البطارية. سبائك السترونشيوم والكادميوم لأنودات الخلايا الجلفانية.
الدور البيولوجي
التأثير على جسم الإنسان
لا ينبغي الخلط بين التأثير على جسم الإنسان الطبيعي (غير المشع ، منخفض السمية ، علاوة على ذلك ، يستخدم على نطاق واسع لعلاج هشاشة العظام) والنظائر المشعة للسترونتيوم.
السترونتيوم الطبيعي - عنصرالكائنات الحية الدقيقة والنباتات والحيوانات. السترونتيوم هو نظير للكالسيوم ، لذلك يتم ترسيبه بشكل أكثر فاعلية في أنسجة العظام. أقل من 1٪ يحتفظ به في الأنسجة الرخوة. يتراكم السترونشيوم بمعدل مرتفع في جسم الأطفال حتى سن الرابعة ، عندما يكون هناك تكوين نشط للأنسجة العظمية. تغيرات تبادل السترونتيوم في بعض أمراض الجهاز الهضمي والجهاز القلبي الوعائي.
الباريوم
التواجد في الطبيعة
محتوى الباريوم في القشرة الأرضية 0.05٪ بالوزن. في مياه البحر ، يبلغ متوسط محتوى الباريوم 0.02 مجم / لتر. الباريوم نشط ، وينتمي إلى مجموعة فرعية من معادن الأرض القلوية وهو مرتبط بشدة بالمعادن. المعادن الرئيسية هي الباريت (BaSO4) ويذريت (BaCO3).
معادن الباريوم النادرة: الفلسبار السيلسي أو الباريوم (الباريوم ألومينوسيليكات) ، الهيالوفان (الباريوم المختلط وألومينوسيليكات البوتاسيوم) ، النيترو باريت (نترات الباريوم) ، إلخ.
النظائر
يتكون الباريوم الطبيعي من خليط من سبعة نظائر مستقرة: 130Ba ، 132Ba ، 134Ba ، 135Ba ، 136Ba ، 137Ba ، 138Ba. الأخير هو الأكثر شيوعًا (71.66٪). ومن المعروف أيضًا نظائر الباريوم المشعة ، وأهمها 140Ba. يتشكل خلال اضمحلال اليورانيوم والثوريوم والبلوتونيوم.
إيصال
المادة الخام الرئيسية للحصول على الباريوم هو تركيز الباريت (80-95٪ BaSO4) ، والذي يتم الحصول عليه عن طريق تعويم الباريت. يتم تقليل كبريتات الباريوم بشكل أكبر باستخدام فحم الكوك أو الغاز الطبيعي:
BaSO4 + 4С = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2С + 4H2O.
علاوة على ذلك ، يتم تحلل الكبريتيد ، عند تسخينه ، إلى هيدروكسيد الباريوم Ba (OH) 2 أو يتم تحويله تحت تأثير ثاني أكسيد الكربون إلى كربونات الباريوم غير القابلة للذوبان BaCO3 ، والتي يتم تحويلها بعد ذلك إلى أكسيد الباريوم BaO (التكليس عند 800 درجة مئوية لـ Ba (OH) ) 2 وأكثر من 1000 درجة مئوية ل BaCO3):
BaS + 2H2O = Ba (OH) 2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba (OH) 2 = BaO + H2O
BaCO3 = BaO + CO2
يتم الحصول على معدن الباريوم من الأكسيد عن طريق تقليل الألمنيوم في الفراغ عند 1200-1250 درجة مئوية:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
يتم تنقية الباريوم عن طريق التقطير الفراغي أو ذوبان المنطقة.
الخواص الكيميائية
الباريوم معدن قلوي أرضي. في الهواء ، يتأكسد الباريوم بسرعة ، مكونًا خليطًا من أكسيد الباريوم BaO ونتريد الباريوم Ba3N2 ، ويشتعل عند تسخينه قليلاً. يتفاعل بقوة مع الماء ، مكونًا هيدروكسيد الباريوم Ba (OH) 2:
Ba + 2H2O \ u003d Ba (OH) 2 + H2
يتفاعل بنشاط مع الأحماض المخففة. العديد من أملاح الباريوم غير قابلة للذوبان أو قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء: كبريتات الباريوم BaSO4 ، كبريتات الباريوم BaSO3 ، كربونات الباريوم BaCO3 ، فوسفات الباريوم Ba3 (PO4) 2. كبريتيد الباريوم BaS ، على عكس كبريتيد الكالسيوم CaS ، قابل للذوبان في الماء بشكل جيد.
يتفاعل بسهولة مع الهالوجينات لتكوين هاليدات.
عند تسخينه بالهيدروجين ، فإنه يشكل هيدريد الباريوم BaH2 ، والذي بدوره يعطي مع هيدريد الليثيوم LiH مركب Li.
يتفاعل مع التسخين بالأمونيا:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
عند تسخينه ، يتفاعل نيتريد الباريوم Ba3N2 مع ثاني أكسيد الكربون لتكوين السيانيد:
Ba3N2 + 2CO = Ba (CN) 2 + 2BaO
مع الأمونيا السائلة ، يعطي محلولًا أزرق داكنًا ، يمكن عزل الأمونيا منه ، وله بريق ذهبي ويتحلل بسهولة مع التخلص من NH3. في وجود محفز بلاتيني ، تتحلل الأمونيا لتكوين أميد الباريوم:
= Ba (NH2) 2 + 4NH3 + H2
يمكن الحصول على كربيد الباريوم BaC2 عن طريق تسخين BaO بالفحم في فرن القوس.
مع الفوسفور ، فإنه يشكل الفوسفيد Ba3P2.
يقلل الباريوم من أكاسيد وهاليدات وكبريتيدات العديد من المعادن إلى المعدن المقابل.
طلب
مادة مضادة للتآكل
يضاف الباريوم مع الزركونيوم إلى المبردات المعدنية السائلة (سبائك الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والليثيوم والسيزيوم) لتقليل عدوانية هذا الأخير على خطوط الأنابيب وفي علم المعادن.
الكهروضوئية والكهربائية الانضغاطية
تُستخدم تيتانات الباريوم كعزل كهربائي في تصنيع المكثفات الخزفية ، وكمواد للميكروفونات الكهرضغطية وبواعث السيراميك البيزو.
بصريات
يستخدم فلوريد الباريوم في شكل بلورات مفردة في البصريات (العدسات ، المنشورات).
الألعاب النارية
يستخدم بيروكسيد الباريوم في الألعاب النارية وكعامل مؤكسد. تستخدم نترات الباريوم وكلورات الباريوم في الألعاب النارية لتلوين اللهب (النار الخضراء).
طاقة الهيدروجين الذري
يستخدم كرومات الباريوم في إنتاج الهيدروجين والأكسجين بطريقة كيميائية حرارية (دورة أوك ريدج ، الولايات المتحدة الأمريكية).
الموصلية الفائقة في درجات الحرارة العالية
يستخدم أكسيد الباريوم ، مع أكاسيد النحاس والمعادن الأرضية النادرة ، لتصنيع السيراميك فائق التوصيل الذي يعمل في درجات حرارة النيتروجين السائل وما فوقها.
الطاقة النووية
يستخدم أكسيد الباريوم لإذابة نوع خاص من الزجاج - يستخدم لتغليف قضبان اليورانيوم. يحتوي أحد الأنواع المنتشرة من هذه الزجاجات على التركيبة التالية - (أكسيد الفوسفور - 61٪ ، BaO - 32٪ ، أكسيد الألومنيوم - 1.5٪ ، أكسيد الصوديوم - 5.5٪). في صناعة الزجاج للصناعة النووية ، يستخدم فوسفات الباريوم أيضًا.
مصادر التيار الكيميائي
يستخدم فلوريد الباريوم في بطاريات فلور الحالة الصلبة كمكون من إلكتروليت الفلوريد.
يستخدم أكسيد الباريوم في بطاريات أكسيد النحاس القوية كأحد مكونات الكتلة النشطة (أكسيد الباريوم - أكسيد النحاس).
تستخدم كبريتات الباريوم كموسع كتلة نشط للقطب السالب في إنتاج بطاريات الرصاص الحمضية.
الأسعار
تتقلب أسعار معدن الباريوم في سبائك بنقاوة 99.9٪ حوالي 30 دولارًا لكل 1 كجم.
الدور البيولوجي
لم يتم دراسة الدور البيولوجي للباريوم بشكل كافٍ. لا يتم تضمينه في عدد العناصر النزرة الحيوية. جميع أملاح الباريوم القابلة للذوبان شديدة السمية.
راديوم
الراديوم (lat. Radium) ، Ra ، عنصر كيميائي مشع من المجموعة الثانية من النظام الدوري لمندلييف ، العدد الذري 88. نظائر Ra ذات الأعداد الكتلية 213 ، 215 ، 219-230 معروفة. الأطول عمرا هو 226Ra المشع مع نصف عمر حوالي 1600 سنة. في الطبيعة ، كأعضاء في السلسلة المشعة الطبيعية ، هناك 222Ra (الاسم الخاص للنظير هو الأكتينيوم X ، الرمز AcX) ، 224Ra (Thorium-X ، ThX) ، 226Ra و 228Ra (mesothorium-I ، MsThI).
قصة
تم الإبلاغ عن اكتشاف Ra في عام 1898 من قبل الزوجين P. و M. Curie ، جنبًا إلى جنب مع J. Bemont ، بعد وقت قصير من اكتشاف A. في عام 1897 ، أثبت إم. اقترح Sklodowska-Curie أن هذا يرجع إلى وجود مواد مشعة للغاية غير معروفة في المعدن. مكنت دراسة كيميائية شاملة لخطوات اليورانيوم من اكتشاف عنصرين جديدين - أول بولونيوم ، وبعد ذلك بقليل - R. أثناء عزل R. ، تمت مراقبة سلوك العنصر الجديد من خلال إشعاعها ، وبالتالي كان العنصر اسمه من خط العرض. نصف قطر - شعاع. من أجل عزل المركب النقي R. ، عالج أزواج كوري حوالي 1 طن من نفايات المصنع في ظروف معملية ، والتي بقيت بعد استخراج اليورانيوم من طبقة اليورانيوم. على وجه الخصوص ، تم إجراء ما لا يقل عن 10000 عملية إعادة بلورة من المحاليل المائية لمزيج من BaCl2 و RaCl2 (تعمل مركبات الباريوم كحاملات متشابهة الشكل في استخلاص R.). نتيجة لذلك ، تم الحصول على 90 مجم من RaCI2 النقي.
Ra عنصر نادر للغاية. في خامات اليورانيوم ، وهي مصدره الرئيسي ، لا يمثل طن واحد من اليورانيوم أكثر من 0.34 جم من Ra. R. ينتمي إلى العناصر شديدة التشتت ويوجد بتركيزات صغيرة جدًا في مجموعة متنوعة من الكائنات.
تظهر جميع مركبات Ra لمعانًا مزرقًا شاحبًا في الهواء. بسبب الامتصاص الذاتي لجزيئات a و b المنبعثة أثناء التحلل الإشعاعي لـ 226Ra ومنتجاتها الفرعية ، يطلق كل جرام من 226Ra حوالي 550 J (130 كالوري) من الحرارة في الساعة ، لذلك تكون درجة حرارة مستحضرات Ra دائمًا أعلى بقليل من درجة الحرارة المحيطة.
الخصائص الفيزيائية
رع معدن أبيض فضي لامع يتلوث بسرعة في الهواء. الشبكة المكعبة متمركزة حول الجسم ، والكثافة المحسوبة 5.5 جم / سم 3. وفقًا لمصادر مختلفة ، tpl. هو 700-960 درجة مئوية ، tkip حوالي 1140 درجة مئوية. في الخارج قذيفة الإلكترونذرة R. هناك 2 إلكترون (التكوين 7s2). وفقًا لهذا ، تمتلك R. حالة أكسدة واحدة فقط ، +2 (التكافؤ II). من خلال الخصائص الكيميائية ، يشبه R. إلى حد كبير الباريوم ، لكنه أكثر نشاطًا. في درجة حرارة الغرفة ، يتحد R. مع الأكسجين ، مما يعطي أكسيد RaO والنيتروجين ، مما يعطي النيتريد Ra3N2. يتفاعل R. يتفاعل مع الماء بعنف ، ويحرر H2 ، وتتشكل القاعدة القوية Ra (OH) 2. الكلوريد والبروميد واليوديد والنترات وكبريتيد R. قابل للذوبان في الماء بسهولة ؛ الكربونات والكبريتات والكرومات والأكسالات قابلة للذوبان بشكل سيئ.
الخواص الكيميائية
حسب الكيمياء. St-you radium مشابه لـ Va. تتشابه جميع مركبات الراديوم تقريبًا مع المركبات المقابلة. وا. في الهواء ، يتم تغطية الراديوم المعدني بسرعة بطبقة داكنة ، وهي خليط من النيتريد وأكسيد الراديوم. يتفاعل الراديوم المعدني بعنف مع الماء ليشكل هيدروكسيد Ra (OH) 2 ، وهو قابل للذوبان في الماء ، ويطلق H2. يبلغ جهد القطب الكهربي لإطلاق الراديوم من المحاليل المائية -1.718 فولت (نسبة إلى قطب كالوميل الطبيعي).
مركبات الراديوم لها توهج ذاتي متوهج في الظلام بسبب مكوناتها الخاصة. إشعاع. مينيسوتا. أملاح الراديوم عديمة اللون ، ولكن عندما تتحلل تحت تأثير التأثير. ملك يصبح الإشعاع أصفر أو بني. حسنا سول. في الماء RaCl2 (درجة حرارة 900 درجة مئوية ، كثافة 4.91 جم / سم 3 ؛ انظر أيضًا الجدول) ، RaBr2 (درجة مئوية 728 درجة مئوية ، كثافة 5.79 جم / سم 3) ، RaI2 و Ra (NO3) 2. أفضل من المذيبات الأخرى في الماء RaBr2 (70 جم في 100 جم عند 20 درجة مئوية). يتبلور كلوريد الراديوم والبروميد من الماء على شكل هيدرات بلورية مع اثنين أو ستة جزيئات H2O. المركبات القابلة للذوبان قليلاً - كبريتات RaSO4 (حوالي 2 10-4 جم في 100 غرام من الماء عند 20 درجة مئوية) ، يودات Ra (IO3) 2 ، فلوريد RaF2 ، كرومات RaCrO4 ، كربونات RaCO3 وأكسالات RaC2O4. من المعروف أن مجمعات الراديوم مع أحماض الستريك ، والطرطريك ، والماليك ، واللاكتيك ، والإيثيلين أمينيتراسيتيك وغيرها من الروابط. مقارنة بالأرض القلوية الأخرى. المعادن ، الراديوم لديه ميل أضعف للتكوين المعقد.
يتم عزل الراديوم على شكل راكل 2 أو أملاح أخرى كمنتج ثانوي لمعالجة خامات اليورانيوم (بعد استخلاص اليورانيوم منها) ، باستخدام طرق الترسيب ، التبلور الجزئي ، التبادل الأيوني ؛ معدني يتم الحصول على الراديوم عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول RaCl2 على كاثود الزئبق ، عن طريق تقليل RaO بالألمنيوم أثناء التسخين. في الفراغ.
طلب
لعبت دراسة خصائص رع دورًا كبيرًا في تطوير المعرفة العلمية ، لأن. جعل من الممكن توضيح العديد من الأسئلة المتعلقة بظاهرة النشاط الإشعاعي. لفترة طويلة ، كان Ra هو العنصر الوحيد الذي وجدت خصائصه المشعة تطبيقًا عمليًا (في الطب ؛ لتحضير التراكيب المضيئة ، إلخ). ومع ذلك ، من المربح الآن في معظم الحالات عدم استخدام Ra ، ولكن استخدام نظائر مشعة اصطناعية أرخص لعناصر أخرى. احتفظ رع ببعض الأهمية في الطب كمصدر للرادون في علاج حمامات الرادون. بكميات صغيرة ، يتم إنفاق R. على تحضير مصادر النيوترونات (مختلطة مع البريليوم) وفي إنتاج التركيبات الخفيفة (مختلطة مع كبريتيد الزنك).
الدور البيولوجي
الراديوم في الجسم. من النظائر المشعة الطبيعية ، أكبرها الأهمية البيولوجيةلديه 226Ra طويل العمر. يتم توزيع R. بشكل غير متساو في أجزاء مختلفة من المحيط الحيوي. توجد مقاطعات جيوكيميائية تحتوي على نسبة عالية من R. ويخضع تراكم R. في أعضاء وأنسجة النباتات للأنماط العامة لامتصاص المواد المعدنية ويعتمد على نوع النبات وظروف نموه. كقاعدة عامة ، يوجد R. في جذور وأوراق النباتات العشبية أكثر من السيقان والأعضاء التناسلية ؛ معظم R. في اللحاء والخشب. متوسط محتوى R. في النباتات المزهرة هو 0.3-9.0 × 10-11 كوري / كجم في البحر. الطحالب 0.2-3.2 × 10-11 كوري / كجم.
يدخل جسم الحيوانات والبشر بالطعام الذي يوجد فيه باستمرار (في القمح 20-26 × 10-15 جم / جم ، في البطاطس 67-125 × 10-15 جم / جم ، في اللحوم 8 × 10-15 ز / ز) ، وكذلك مع مياه الشرب. يبلغ المدخول اليومي من 226Ra في جسم الإنسان مع الطعام والماء 2.3 × 10-12 كوري ، ويبلغ الفاقد مع البول والبراز 0.8 × 10-13 و 2.2 × 10-12 كوري. حوالي 80 ٪ من R. التي تدخل الجسم (وهي قريبة من الخواص الكيميائية لـ Ca) تتراكم في أنسجة العظام. يعتمد الحفاظ على ر. في جسم الإنسان على منطقة الإقامة وطبيعة الطعام. تركيزات كبيرة من R. في الجسم لها تأثير ضار على الحيوانات والبشر ، وتسبب تغيرات مؤلمة في شكل هشاشة العظام والكسور التلقائية والأورام. إن محتوى R. في التربة التي تزيد عن 1 × 10-7-10-8 كوري / كجم يثبط بشكل كبير نمو وتطور النباتات.
تحتوي المجموعة IIA على معادن فقط - Be (البريليوم) و Mg (المغنيسيوم) و Ca (الكالسيوم) و Sr (السترونشيوم) و Ba (الباريوم) و Ra (الراديوم). تختلف الخصائص الكيميائية للممثل الأول لهذه المجموعة ، البريليوم ، بشدة عن الخواص الكيميائيةعناصر أخرى من هذه المجموعة. وتتشابه خواصه الكيميائية من نواحٍ عديدة مع الألمنيوم أكثر من معادن المجموعة IIA الأخرى (ما يسمى بـ "التشابه القطري"). يختلف المغنيسيوم أيضًا من حيث الخصائص الكيميائية بشكل ملحوظ عن Ca و Sr و Ba و Ra ، ولكن لا يزال لديه خواص كيميائية أكثر تشابهًا مع البريليوم. نظرًا للتشابه الكبير بين الخصائص الكيميائية للكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم ، يتم دمجها في عائلة واحدة تسمى القلوية الترابية المعادن.
تنتمي جميع عناصر المجموعة IIA إلى س-العناصر ، أي تحتوي على كل إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم س-المستوى الفرعي. وهكذا ، فإن التكوين الإلكتروني للطبقة الإلكترونية الخارجية للجميع العناصر الكيميائيةهذه المجموعة لديها الشكل نانوثانية 2 ، أين ن- رقم الفترة التي يقع فيها العنصر.
نظرًا لخصائص التركيب الإلكتروني لمعادن المجموعة IIA ، فإن هذه العناصر ، بالإضافة إلى الصفر ، قادرة على الحصول على حالة أكسدة واحدة فقط ، تساوي +2. المواد البسيطة المكونة من عناصر المجموعة IIA ، عند المشاركة في أي تفاعلات كيميائية ، يمكن أن تتأكسد فقط ، أي تبرع بالإلكترونات:
أنا 0 - 2e - → أنا +2
الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم والراديوم شديدة التفاعل. المواد البسيطة التي تشكلها هي عوامل اختزال قوية جدًا. المغنيسيوم هو أيضا عامل اختزال قوي. يخضع النشاط المختزل للمعادن للقوانين العامة قانون دوريدي. Mendeleev ويزيد أسفل المجموعة الفرعية.
التفاعل مع المواد البسيطة
بالأكسجين
بدون التسخين ، لا يتفاعل البريليوم والمغنيسيوم مع الأكسجين الجوي أو الأكسجين النقي بسبب حقيقة أنهما مغطيان بأغشية واقية رقيقة تتكون من أكاسيد BeO و MgO ، على التوالي. لا يتطلب تخزينها أي طرق خاصة للحماية من الهواء والرطوبة ، على عكس المعادن الأرضية القلوية ، التي يتم تخزينها تحت طبقة من سائل خامل لها ، وغالبًا ما يكون الكيروسين.
Be ، Mg ، Ca ، Sr ، عند حرقها في الأكسجين ، تشكل أكاسيد تكوين MeO ، و Ba - خليط من أكسيد الباريوم (BaO) وبيروكسيد الباريوم (BaO 2):
2Mg + O 2 \ u003d 2MgO
2Ca + O 2 \ u003d 2CaO
2Ba + O 2 = 2BaO
Ba + O 2 \ u003d BaO 2
وتجدر الإشارة إلى أنه أثناء احتراق معادن الأرض القلوية والمغنيسيوم في الهواء ، فإن تفاعل هذه المعادن مع النيتروجين الجوي أيضًا يسير جنبًا إلى جنب ، ونتيجة لذلك ، بالإضافة إلى مركبات المعادن مع الأكسجين ، فإن النيتريد مع العام. يتم تشكيل الصيغة Me 3 N 2 أيضًا.
مع الهالوجينات
يتفاعل البريليوم مع الهالوجينات فقط في درجات حرارة عالية ، بينما تتفاعل بقية معادن المجموعة IIA بالفعل في درجة حرارة الغرفة:
Mg + I 2 \ u003d MgI 2 - يوديد المغنيسيوم
Ca + Br 2 \ u003d CaBr 2 - بروميد الكالسيوم
Ba + Cl 2 \ u003d BaCl 2 - كلوريد الباريوم
مع غير المعادن من مجموعات IV-VI
تتفاعل جميع معادن المجموعة IIA عند تسخينها مع جميع العناصر غير المعدنية من المجموعات IV-VI ، ولكن اعتمادًا على موضع المعدن في المجموعة ، بالإضافة إلى نشاط المواد غير المعدنية ، يتطلب الأمر درجة حرارة مختلفة. نظرًا لأن البريليوم هو الأكثر خاملًا كيميائيًا بين جميع معادن المجموعة IIA ، فإن تفاعلاته مع اللافلزات تتطلب المزيد بشكل ملحوظ ادرجة حرارة عالية.
وتجدر الإشارة إلى أن تفاعل المعادن مع الكربون يمكن أن يشكل كربيدات ذات طبيعة مختلفة. هناك كربيدات مرتبطة بالميثانيدات ومشتقات الميثان المعتبرة تقليديًا ، حيث يتم استبدال جميع ذرات الهيدروجين بمعدن. وهي ، مثل الميثان ، تحتوي على الكربون في حالة الأكسدة -4 ، وخلال التحلل المائي أو التفاعل مع الأحماض غير المؤكسدة ، يكون الميثان أحد المنتجات. يوجد أيضًا نوع آخر من الكربيدات - الأسيتيلنيدات ، والذي يحتوي على أيون C2-2 ، وهو في الواقع جزء من جزيء الأسيتيلين. تشكل الكربيدات من نوع الأسيتيلنيد عند التحلل المائي أو التفاعل مع الأحماض غير المؤكسدة الأسيتيلين كأحد منتجات التفاعل. ما نوع الكربيد - الميثانيد أو الأسيتيلنيد - الذي سيتم الحصول عليه من خلال تفاعل معدن أو آخر مع الكربون يعتمد على حجم الكاتيون المعدني. كقاعدة عامة ، تتكون الميثانيدات من أيونات معدنية لها نصف قطر صغير ، مع أيونات أكثر حجم كبير- أسيتيلنيدات. في حالة معادن المجموعة الثانية ، يتم الحصول على الميثانيد عن طريق تفاعل البريليوم مع الكربون:
تشكل المعادن المتبقية من المجموعة الثانية أ أسيتيلنيدات بالكربون:
مع السيليكون ، تشكل معادن المجموعة IIA مبيدات السيليكات - مركبات من النوع Me 2 Si ، مع النيتروجين - النيتريد (Me 3 N 2) ، الفوسفور - الفوسفات (Me 3 P 2):
مع الهيدروجين
تتفاعل جميع معادن الأرض القلوية عند تسخينها بالهيدروجين. لكي يتفاعل المغنيسيوم مع الهيدروجين ، فإن التسخين وحده ، كما في حالة معادن الأرض القلوية ، لا يكفي ؛ بالإضافة إلى درجة الحرارة المرتفعة ، يلزم أيضًا زيادة ضغط الهيدروجين. لا يتفاعل البريليوم مع الهيدروجين تحت أي ظرف من الظروف.
التفاعل مع المواد المعقدة
مع الماء
تتفاعل جميع معادن الأرض القلوية بشكل فعال مع الماء لتكوين القلويات (هيدروكسيدات المعادن القابلة للذوبان) والهيدروجين. يتفاعل المغنيسيوم مع الماء فقط أثناء الغليان ، ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه عند تسخينه ، يذوب فيلم الأكسيد الواقي لـ MgO في الماء. في حالة البريليوم ، يكون فيلم الأكسيد الواقي شديد المقاومة: لا يتفاعل الماء معه سواء عند الغليان أو حتى عند درجة حرارة حمراء:
مع الأحماض غير المؤكسدة
تتفاعل جميع معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية مع الأحماض غير المؤكسدة ، لأنها موجودة في سلسلة النشاط على يسار الهيدروجين. في هذه الحالة ، يتم تكوين ملح من الحمض والهيدروجين المقابل. أمثلة على التفاعل:
كن + H 2 SO 4 (razb.) \ u003d BeSO 4 + H 2
ملغ + 2HBr \ u003d MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
مع الأحماض المؤكسدة
- حمض النيتريك المخفف
تتفاعل جميع معادن المجموعة IIA مع حمض النيتريك المخفف. في هذه الحالة ، تكون منتجات الاختزال بدلاً من الهيدروجين (كما في حالة الأحماض غير المؤكسدة) هي أكاسيد النيتروجين ، وأساسًا أكسيد النيتروجين (I) (N 2 O) ، وفي حالة حمض النيتريك المخفف للغاية ، نترات الأمونيوم ( NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO 3 ( رازب .) \ u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4 ملغ + 10HNO3 (مفصلة جدا)\ u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
- حامض النيتريك المركز
حمض النيتريك المركز عند درجة حرارة عادية (أو منخفضة) يخمد البريليوم ، أي لا تتفاعل معها. عند الغليان ، يكون التفاعل ممكنًا ويستمر بشكل أساسي وفقًا للمعادلة:
تتفاعل معادن المغنيسيوم والقلوية الأرضية مع حمض النيتريك المركز لتشكيل مجموعة واسعة من منتجات تقليل النيتروجين المختلفة.
- حامض الكبريتيك المركز
يتم تخميل البريليوم بحمض الكبريتيك المركز ، أي لا يتفاعل معها في الظروف العادية ، ومع ذلك ، يستمر التفاعل أثناء الغليان ويؤدي إلى تكوين كبريتات البريليوم وثاني أكسيد الكبريت والماء:
كن + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
يتم تخميل الباريوم أيضًا بواسطة حمض الكبريتيك المركز بسبب تكوين كبريتات الباريوم غير القابلة للذوبان ، ولكنه يتفاعل معه عند تسخينه ، وتذوب كبريتات الباريوم عند تسخينها في حمض الكبريتيك المركز بسبب تحويله إلى كبريتات هيدروجين الباريوم.
تتفاعل المعادن المتبقية من المجموعة الرئيسية IIA مع حامض الكبريتيك المركز تحت أي ظروف ، بما في ذلك في البرد. يمكن أن يحدث اختزال الكبريت إلى SO 2 و H 2 S و S ، اعتمادًا على نشاط المعدن ودرجة حرارة التفاعل وتركيز الحمض:
ملغ + ح 2 سو 4 ( اضرب .) \ u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3 ملغ + 4H2SO4 ( اضرب .) \ u003d 3MgSO 4 + S ↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H2SO4 ( اضرب .) \ u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
مع القلويات
لا تتفاعل معادن المغنيسيوم والقلوية الأرضية مع القلويات ، ويتفاعل البريليوم بسهولة مع كل من المحاليل القلوية والقلويات اللامائية أثناء الاندماج. علاوة على ذلك ، عندما يتم إجراء التفاعل في محلول مائي ، يشارك الماء أيضًا في التفاعل ، وتكون المنتجات عبارة عن رباعي هيدروكسي أوبيريلات من معادن أرضية قلوية أو قلوية وهيدروجين غازي:
كن + 2KOH + 2H 2 O \ u003d H 2 + K 2 - رباعي هيدروكسي أوبيريلات البوتاسيوم
عند إجراء التفاعل مع القلويات الصلبة أثناء الاندماج ، يتم تكوين البريلات من الفلزات الأرضية القلوية أو القلوية والهيدروجين.
كن + 2KOH \ u003d H 2 + K 2 BeO 2 - بيريلات البوتاسيوم
مع أكاسيد
يمكن أن تقلل معادن الأرض القلوية ، وكذلك المغنيسيوم ، المعادن الأقل نشاطًا وبعض المعادن غير الفلزية من أكاسيدها عند تسخينها ، على سبيل المثال:
تسمى طريقة استعادة المعادن من أكاسيدها بالمغنيسيوم المغنيسيوم الحراري.
جميع عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية من النظام الدوري ، وكذلك الهيدروجين والهيليوم ، تنتمي إلى العناصر s. بالإضافة إلى الهيدروجين والهيليوم ، كل هذه العناصر المعادن.تسمى معادن المجموعة الأولى من الجدول الدوري قلويةلأنها تتفاعل مع الماء لتكوين القلويات. تسمى معادن المجموعة الثانية في الجدول الدوري ، باستثناء البريليوم والمغنيسيوم القلوية الترابية.الفرانسيوم الذي يكمل المجموعة الأولى ، والراديوم الذي يكمل المجموعة الثانية ، - العناصر المشعة.
بعض خصائص المعادن s 3
الجدول 15.1
|
نصف قطر المعدن ، نانومتر |
نصف القطر الأيوني ، نانومتر |
EO وفقًا لبولينج |
|||||
|
أنا مجموعة |
|||||||
|
11 مجموعة |
|||||||
و PI هي إمكانات (طاقة) التأين ؛ EO - الكهربية.
تحتوي جميع المعادن s على إلكترون واحد أو إلكترونين على الغلاف الخارجي ويمكنها التبرع بها بسهولة ، وتشكيل أيونات بتكوين إلكتروني ثابت من الغازات النبيلة. يتجلى نشاط الاختزال العالي لهذه المعادن في إمكانات التأين المنخفضة للغاية (PI) وانخفاض الكهربية الكهربية (EO) (الجدول 15.1). قارن إمكانات التأين للمعادن القلوية والغازات النبيلة (من بين جميع العناصر ، تحتوي الغازات النبيلة على أدنى قدر من EO وأعلى PI ؛ انظر الجدول 18.1).
الخصائص الفيزيائية. في ظل الظروف العادية ، تكون المعادن s في حالة صلبة ، وتشكل بلورات برابطة معدنية. جميع معادن المجموعة الأولى لها شعرية مكعب محورها الجسم(BCC ، انظر الفقرة 4.4). يتميز البريليوم والمغنيسيوم التعبئة وثيقة سداسية(hcp) في الكالسيوم والسترونشيوم شعرية مكعب محورها الوجه(fcc) للباريوم مكعب محوره الجسم(نسخة مخفية الوجهة).
معادن المجموعة الأولى ناعمة وذات كثافة منخفضة مقارنة بالآخرين. الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم أخف من الماءوتطفو على سطحها وتتفاعل معها. معادن المجموعة الثانية أكثر صلابة وكثافة من الفلزات القلوية. يتم شرح نقاط الانصهار والغليان المنخفضة للمعادن s (انظر الجدول 15.1) من خلال الرابطة المعدنية الضعيفة نسبيًا في المشابك البلورية ؛ طاقة الربط (في eV): الليثيوم 1.65 ، الصوديوم 1.11 ، البوتاسيوم 0.92 ، الروبيديوم 0.84 ، السيزيوم 0.79 ، البريليوم 3.36 ، المغنيسيوم 1.53 ، الكالسيوم 1.85 ، السترونشيوم 1 ، 70 ، الباريوم 1.87.
للمقارنة بين طاقات الربط (في eV): الألومنيوم 3.38 ، الزنك 1.35 ، الحديد 4.31 ، النحاس 3.51 ، الفضة 2.94 ، التيتانيوم 4.87 ، الموليبدينوم 6.82 ، التنجستن 8.80.
تتكون الرابطة المعدنية من إلكترونات التكافؤ غير الموضعية التي تمسك الأيونات الموجبة لذرات المعدن معًا (انظر الفقرة 3.6). كلما زاد نصف القطر المعدني ، زادت الإلكترونات غير المحددة التي يتم توزيعها في "طبقة رقيقة" بين الأيونات الموجبة ، وقوة الشبكة البلورية أقل. هذا ما يفسر انخفاض درجة انصهار وغليان معادن المجموعتين الأولى والثانية. نقاط الانصهار والغليان لعناصر المجموعة الثانية ، على عكس الفلزات القلوية ، تتغير بشكل غير منهجي ، وهو ما يفسره الاختلافات في الهياكل البلورية (انظر أعلاه).
التوزيع في الطبيعة. تم العثور على جميع المعادن s في الطبيعة فقط في شكل مركبات: الأملاح المعدنية الأحفورية ورواسبها (KS1 ، NaCl ، CaCO 3 وغيرها) والأيونات في مياه البحر. الكالسيوم والصوديوم والبوتاسيوم والمغنيسيوم هم الخامس والسادس والسابع والثامن من حيث الوفرة على الأرض ، على التوالي. السترونشيوم شائع في الاعتدال. محتوى المعادن s الأخرى في قشرة الأرض ومياه المحيط لا يكاد يذكر. على سبيل المثال ، محتوى الصوديوم في قشرة الأرض 2.3٪ ومياه البحر 1.1٪ والسيزيوم في قشرة الأرض 3 10 ~ 4٪ وفي مياه البحر 3 10 -8٪.
يحتوي كل من الصوديوم والسيزيوم والبريليوم على نظير واحد مستقر لكلٍّ منها ، كل من الليثيوم والبوتاسيوم والروبيديوم اثنين: | Li 7.5٪ و | Li 92.5٪ ؛ 93.26٪ و اللجنة المركزية 6.74٪ ؛ f ^ 72.17٪ و fpRb 27.83٪. يحتوي المغنيسيوم على ثلاثة نظائر مستقرة (| 2 ملغ 79.0٪ ، ي | مغ 10.0٪ و ي | مغ 11.0٪). تحتوي معادن الأرض القلوية الأخرى على نظائر أكثر استقرارًا ؛ أهمها: 4 درجات مئوية 96.94٪ و كاليفورنيا 2.09٪ || 82.58٪ ريال 8 | 9.86٪ ريال سعودي | 7.0٪ 1 || Ba 71.7٪ ، 18 | Ba 11.23٪ ، 18 ®Ba 7.85٪ ، 18 | Ba 6.59٪.