خصائص المعادن الأرضية القلوية وخصائصها. الفلزات القلوية الترابية (الصف التاسع)

تسمى عناصر مجموعة الكالسيوم الفرعية معادن الأرض القلوية. يرجع أصل هذا الاسم إلى حقيقة أن أكاسيدهم ("تربة" الكيميائيين) تنقل تفاعل قلوي للماء. غالبًا ما يشار إلى معادن الأرض القلوية فقطالكالسيوم والسترونشيوم والراديوم الباريوم ، كثير من الأحيان أقل المغنيسيوم . العنصر الأول من هذه المجموعة الفرعية ،البريليوم ، في معظم الخصائص أقرب بكثير من الألومنيوم.

انتشار:

يمثل الكالسيوم 1.5٪ الرقم الإجماليذرات القشرة الأرضية ، بينما محتوى الراديوم فيها ضئيل جدًا (8-10-12٪). العناصر الوسيطة - السترونشيوم (0.008) والباريوم (0.005٪) - أقرب إلى الكالسيوم. تم اكتشاف الباريوم في 1774 ، السترونشيوم - في 1792. تم الحصول على Ca الأولية ، Sr و Ba لأول مرة في عام 1808. طبيعي الكالسيوم يتكون th من نظائر ذات أعداد كتلتها 40 (96.97٪) ، 42 (0.64) ، 43 (0.14) ، 44 (2.06) ، 46 (0.003) ، 48 (0.19) ؛ السترونشيوم - 84 (0,56%), 86 (9,86), 87 (7,02), 88 (82,56); الباريوم -130 (0.10٪) ، 132 (0.10) ، 134 (2.42) ، 135 (6.59) ، 136 (7.81) ، 137 (11.32) ، 138 (71.66). من النظائر الراديوم من الأهمية بمكان أن تكون 226 Ra التي تحدث بشكل طبيعي (متوسط عمر الذرة 2340 عامًا).

مركبات الكالسيوم (الحجر الجيري والجبس) معروفة وتستخدم في الممارسة منذ العصور القديمة. بالإضافة إلى العديد من صخور السيليكات ، تم العثور على Ca و Sr و Ba بشكل أساسي في شكل أملاح كربونية وأملاح كبريتية قابلة للذوبان بشكل ضئيل ، وهي معادن:

كربونات الكالسيوم 3 - الكالسيت CaSO 4 - enهيدريت

SrC0 3 - سترونتيانيت SrS0 4 - سلستين

باكو 3 - يذريت BaSO 4 - الصاري الثقيل

CaMg (CO 3) 2 - الدولوميت MgCO 3 - المغنسيت

تشكل كربونات الكالسيوم على شكل حجر جيري وطباشير أحيانًا سلاسل جبلية كاملة. أقل شيوعًا هو الشكل المتبلور لـ CaCO 3 - الرخام. بالنسبة لكبريتات الكالسيوم ، يكون الاكتشاف الأكثر شيوعًا في شكل الجبس المعدني (CaSO 4 2H 2 0) ، والذي غالبًا ما يكون لرواسبه طاقة هائلة. بالإضافة إلى معادن الكالسيوم المذكورة أعلاه ، يعتبر الفلوريت -CaF 2 معدنًا مهمًا يستخدم للحصول على حمض الهيدروفلوريك وفقًا للمعادلة:

CaF 2 + H 2 SO 4 (conc.) → CaSO 4 + HF

بالنسبة للسترونشيوم والباريوم ، تعتبر معادن الكبريتات أكثر شيوعًا من المعادن الكربونية. ترتبط الرواسب الأولية للراديوم بخامات اليورانيوم (علاوة على ذلك ، بالنسبة لـ 1000 كجم من اليورانيوم ، يحتوي الخام على 0.3 جرام فقط من الراديوم).

إيصال:

يتم إنتاج الألمنيوم الحراري للمعادن الأرضية القلوية الحرة عند درجات حرارة حوالي 1200 درجة مئوية وفقًا للمخطط:

ZE0 + 2Aل\ u003d Al 2 O 3 + ZE

بتسخين أكاسيدها بألمنيوم معدني في فراغ عالي. في هذه الحالة ، يتم تقطير المعدن القلوي الأرضي وترسبه على الأجزاء الباردة من النبات. على نطاق واسع (من أجل آلاف الأطنان سنويًا) ، يتم إنتاج الكالسيوم فقط ، والذي يستخدم أيضًا التحليل الكهربائي لـ CaCl 2 المنصهر. إن عملية الألمنيوم الحرارية معقدة بسبب حقيقة أن الاندماج الجزئي مع Al 2 O 3 يحدث أثناءها. على سبيل المثال ، في حالة الكالسيوم ، يستمر التفاعل وفقًا للمعادلة:

3CaO + Al 2 O 3 → Ca 3 (AlO 3) 2

قد يكون هناك أيضًا اندماج جزئي لمعدن الأرض القلوي الناتج مع الألومنيوم.

المحلل الكهربائي لإنتاج الكالسيوم المعدني عبارة عن فرن مع بطانة داخلية من الجرافيت ، يتم تبريده من الأسفل عن طريق المياه الجارية. يتم تحميل CaCl 2 اللامائية في الفرن ، ويعمل كاثود الحديد وأنود الجرافيت كأقطاب كهربائية. تتم العملية بجهد 20-30 فولت ، وقوة تيار تصل إلى 10 آلاف أمبير ، ودرجة حرارة منخفضة (حوالي 800 درجة مئوية). بسبب الظروف الأخيرة ، تظل بطانة الجرافيت للفرن طوال الوقت مغطاة بطبقة واقية من الملح الصلب. نظرًا لأن الكالسيوم يتم ترسيبه جيدًا فقط عند كثافة تيار عالية بدرجة كافية عند الكاثود (بترتيب 100 أمبير / سم 3) ، يتم رفع الأخير تدريجيًا لأعلى مع استمرار التحليل الكهربائي ، بحيث تظل نهايته فقط مغمورة في الذوبان. وهكذا ، في الواقع ، الكاثود هو الكالسيوم المعدني نفسه (المعزول من الهواء بواسطة قشرة ملح مجمدة) ، وعادة ما يتم تنقيته بالتقطير في فراغ أو في جو أرجون.

الخصائص الفيزيائية:

الكالسيوم ونظائره معادن قابلة للطرق ، فضية بيضاء. من بين هؤلاء ، الكالسيوم نفسه صعب للغاية ، والسترونشيوم وخاصة الباريوم أكثر ليونة. تتم مقارنة بعض الثوابت المعدنية الأرضية القلوية أدناه:


الكثافة ، جم / سم 3
نقطة الانصهار ، درجة مئوية
نقطة الغليان ، درجة مئوية

تقوم المركبات المتطايرة من معادن الأرض القلوية بتلوين اللهب بألوان مميزة: Ca - برتقالي - أحمر (قرميد) ، Sr و Ra - أحمر قرمزي ، Ba - أخضر مصفر. يستخدم هذا في التحليلات الكيميائية لاكتشاف العناصر المعنية.

الخواص الكيميائية :

في الهواء ، يُغطى الكالسيوم ونظائره بغشاء ، إلى جانب الأكاسيد العادية (EO) ، والتي تحتوي أيضًا جزئيًا على بيروكسيدات (E0 2) ونتريد (E 3 N 2). في سلسلة من الفولتية ، توجد معادن الأرض القلوية على يسار المغنيسيوم وبالتالي تزيح الهيدروجين بسهولة ليس فقط من الأحماض المخففة ، ولكن أيضًا من الماء. عند الانتقال من Ca إلى Ra ، تزداد طاقة التفاعل. في مركباتهم ، العناصر قيد النظر ثنائية التكافؤ. تتحد معادن الأرض القلوية مع أشباه الفلزات بقوة شديدة مع إطلاق حرارة كبيرة.

عادة ، عندما تتفاعل معادن الأرض القلوية مع الأكسجين ، يشار إلى تكوين الأكسيد:

2E + O 2 → 2EO

من المهم معرفة الأسماء التافهة للعديد من المركبات:

التبييض ، الكلور (التبييض) - CaCl 2 ∙ Ca (ClO) 2

مقطوع (زغب) - Ca (OH) 2

الجير - خليط من Ca (OH) 2 والرمل والماء

حليب الجير - معلق Ca (OH) 2 في ماء الليمون

الصودا - خليط من هيدروكسيد الصوديوم و Ca (OH) 2 أو CaO

الجير الحي (الغليان) - CaO

التفاعل مع الماء مثل الكالسيوم وأكسيده:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2 +16 كيلو كالوري ("الجير")

عند التفاعل مع الأحماض ، تشكل أكاسيد وهيدروكسيدات معادن الأرض القلوية بسهولة الأملاح المقابلة ، وعادة ما تكون عديمة اللون.

هذا مثير للاهتمام:

إذا تم استبدال الماء بمحلول هيدروكسيد الصوديوم عند تقشير الجير ، فسيتم الحصول على ما يسمى الجير الصودا. في الممارسة العملية ، عندما يتم إنتاجه ، يضاف CaO المسحوق إلى محلول مركّز من هيدروكسيد الصوديوم (بنسبة وزن 2: 1 إلى NaOH). بعد تقليب الكتلة الناتجة ، يتبخر حتى يجف في أوعية حديدية ، يشتعل قليلاً ثم يسحق. الصودا الجير هو خليط وثيقكاليفورنيا (أوه) 2 مع هيدروكسيد الصوديوم ويستخدم على نطاق واسع في المختبرات لامتصاص ثاني أكسيد الكربون.

إلى جانب الأكاسيد العادية لعناصر مجموعة الكالسيوم الفرعية ، تُعرف البيروكسيدات البيضاء من النوع E0 2. من بين هؤلاء ، يعتبر بيروكسيد الباريوم (Ba0 2) ذو أهمية عملية ، والذي يستخدم ، على وجه الخصوص ، كمنتج أولي لإنتاج بيروكسيد الهيدروجين:

BaO 2 + H 2 SO 4 \ u003d BaSO 4 + H 2 O 2

من الناحية الفنية ، يتم الحصول على Ba0 2 عن طريق تسخين BaO في تدفق الهواء إلى 500 درجة مئوية. في هذه الحالة ، يضاف الأكسجين حسب التفاعل

2ВаО + O 2 = 2BaO 2 + 34 سعر حراري

يؤدي التسخين الإضافي ، على العكس من ذلك ، إلى تحلل Ba0 2 إلى أكسيد الباريوم والأكسجين. لذلك ، فإن احتراق الباريوم المعدني يكون مصحوبًا بتكوين أكسيده فقط.

التفاعل مع الهيدروجين مع تكوين الهيدريدات:

لا تذوب هيدرات EN 2 (بدون تحلل) في أي من المذيبات المعتادة. مع الماء (حتى آثاره) ، يتفاعلون بقوة وفقًا للمخطط:

EH 2 + 2H 2 O \ u003d E (OH) 2 + 2H 2

يمكن أن يكون هذا التفاعل بمثابة طريقة مناسبة لإنتاج الهيدروجين ، لأنه يتطلب ، بالإضافة إلى CaH 2 (1 كجم منها حوالي 1 م 3 H 2) ، الماء فقط. وهو مصحوب بإطلاق كبير للحرارة لدرجة أن CaH 2 المبللة بكمية صغيرة من الماء تشتعل تلقائيًا في الهواء. يستمر تفاعل هيدرات EN 2 مع الأحماض المخففة بقوة أكبر. على العكس من ذلك ، فإنهم يتفاعلون مع الكحوليات بهدوء أكثر من تفاعلهم مع الماء:

CaH 2 + 2HCl → CaCl 2 + 2H 2

CaH 2 + 2ROH → 2RH + Ca (OH) 2

3CaH 2 + N 2 → Ca 3 N 2 + H 2

CaH 2 + O 2 → CaO + H 2 O

يستخدم هيدريد الكالسيوم كمجفف فعال للسوائل والغازات. يتم استخدامه أيضًا بنجاح في التحديد الكمي لمحتوى الماء في السوائل العضوية ، والهيدرات البلورية ، وما إلى ذلك.

يمكنني التفاعل مباشرة مع اللافلزات:

Ca + Cl 2 → CaCl 2

التفاعل مع النيتروجين. E 3 N 2 الأجسام المقاومة للحرارة البيضاء. تشكلت ببطء شديد بالفعل في ظل الظروف العادية:

3E + N 2 → E 3 N 2

يتحلل الماء حسب المخطط:

E 3 N 2 + 6H 2 O → 3Ca (OH) 2 + 2NH 3

4E 3 N 2 → N 2 + 3E 4 N 2) (للنتريدات الفرعية Ba و Sr)

E 4 N 2 + 8H 2 O → 4E (OH) 2 + 2NH 3 + H 2

Ba 3 N 2 + 2N 2 → 3 Ba N 2 (الباريوم بيرنتريد)

عند التفاعل مع الأحماض المخففة ، فإن هذه البيرنتريد ، جنبًا إلى جنب مع جزيئين من الأمونيا ، تنفصل أيضًا عن جزيء من النيتروجين الحر:

E 4 N 2 + 8HCl → 4ESl 2 + 2NH 3 + H 2

E 3 N 2 + ZSO \ u003d 3EO + N 2 + ZS

خلاف ذلك ، يستمر التفاعل في حالة الباريوم:

B a 3 N 2 + 2CO \ u003d 2ВаО + Ba (CN) 2

هذا مثير للاهتمام :

E + NH 3 (سائل) → (E (NH 2) 2 + H 2 + ENH + H 2)

4E (NH 2) 2 → EN 2 + 2H 2

من المثير للاهتمام أنE (NH 3) 6 - تتشكل الأمونيا أثناء تفاعل العناصر مع الأمونيا الغازية ، وتكون قادرة على التحلل وفقًا للمخطط:

E (NH 3) 6 → E (NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2

مزيد من التسخين:

E (NH 2) 2 → ENH + NH 3

3ENH → NH 3 + E 3 N 2

لكن تفاعل المعدن مع الأمونيا عند درجة حرارة عالية يستمر وفقًا للمخطط:

6E + 2نيو هامبشاير 3 → E.ح 2 + ه 3ن 2

النتريدات قادرة على إضافة هاليدات:

E 3 N 2 + EHal 2 → 2E 2 NHal

تظهر أكاسيد معادن وهيدروكسيدات الأرض القلوية الخصائص الرئيسية ، باستثناء البريليوم:

CaO+2 حمض الهيدروكلوريك→ SaSل 2 + H2O

Ca (OH) 2 + 2HCl →CaSل 2 + 2 س 2 س

كن + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

BeO + 2HCl → Beمعل 2 + H 2 س

BeO + 2NaOH → Na 2 BeO 2 + H 2 O

· ردود الفعل النوعية على كاتيونات ACH. في معظم المنشورات ، يشار فقط إلى ردود الفعل النوعية على Ca 2+ و Ba 2+. دعنا نعتبرها على الفور في شكل أيوني:

Ca 2 + + CO 3 2- → CaCO 3 (راسب أبيض)

Ca 2 + + SO 4 2- → CaSO 4 ↓ (راسب قشاري أبيض)

CaCl 2 + (NH 4) 2 C 2 O 4 → 2NH 4 Cl + CaC 2 O 4 ↓

Ca 2 + + C 2 O 4 2- → CaC 2 O 4 ↓ (راسب أبيض)

Ca 2+ - تلطيخ اللهب بلون قرميد

Ba 2 + + CO 3 2- → BaCO 3 (راسب أبيض)

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓ (راسب أبيض)

Ba 2+ + CrO 4 2- → BaCrO 4 ↓ (راسب أصفر ، مشابه للسترونشيوم)

Ba 2+ + Cr 2 O 7 2- + H 2 O → 2BaCrO 4 + 2H + (راسب أصفر ، مشابه للسترونشيوم)

Ba 2+ - تلوين اللهب باللون الأخضر.

طلب:

تم العثور على التطبيقات الصناعية بشكل حصري تقريبًا بواسطة مركبات العناصر قيد الدراسة ، والتي تحدد خصائصها المميزة مجالات استخدامها. الاستثناء هو أملاح الراديوم ، قيمة عمليةالذي يرتبط بممتلكاتهم المشتركة - النشاط الإشعاعي. الاستخدام العملي (بشكل رئيسي في علم المعادن) يجد فيه الكالسيوم حصريًا تقريبًا.تستخدم نترات الكالسيوم على نطاق واسع كسماد معدني يحتوي على النيتروجين. تستخدم نترات السترونشيوم والباريوم في الألعاب النارية لتصنيع التركيبات التي تحترق بلهب أحمر (Sr) أو أخضر (Ba). يختلف استخدام الأنواع الطبيعية الفردية من كربونات الكالسيوم 3. يستخدم الحجر الجيري بشكل مباشر في أعمال البناء ، كما أنه يستخدم كمادة وسيطة لإنتاج أهم مواد البناء - الجير والأسمنت. يستخدم الطباشير كطلاء معدني ، كأساس لتلميع المركبات ، إلخ. الرخام مادة ممتازة للنحت ، وصنع لوحات المفاتيح الكهربائية ، إلخ. تم العثور على التطبيق العملي بشكل أساسي بواسطة CaF 2 الطبيعي ، والذي يستخدم على نطاق واسع في صناعة السيراميك ويعمل كمواد أولية لإنتاج HF.

غالبًا ما يستخدم CaCl اللامائي 2 كعامل تجفيف بسبب رطوبته. التطبيقات الطبية لمحاليل كلوريد الكالسيوم (عن طريق الفم و الوريد) متنوعة للغاية. يستخدم كلوريد الباريوم في مكافحة الآفات الزراعية وكعامل مهم (لـ SO4 2- أيون) في المعامل الكيميائية.

هذا مثير للاهتمام:

إذا كان 1 بالوزن. بما في ذلك محلول مشبع من Ca (CH 3 COO) 2 يصب بسرعة في وعاء يحتوي على 17 بالوزن. ساعات من الكحول الإيثيلي ، ثم يتصلب السائل بأكمله على الفور. "الكحول الجاف" الذي يتم الحصول عليه بهذه الطريقة ، بعد الاشتعال ، يحترق ببطء مع لهب غير مدخن. هذا الوقود مناسب بشكل خاص للسياح.

عسر الماء.

غالبًا ما يتم تقدير محتوى أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم في المياه الطبيعية ، بالحديث عن واحد أو آخر من "صلابته". في الوقت نفسه ، يتم تمييز صلابة الكربونات ("المؤقتة") وغير الكربونية ("الدائمة"). يرجع السبب الأول إلى وجود Ca (HC0 3) 2 ، وغالبًا ما يكون Mg (HC0 3) 2. يطلق عليه مؤقتًا لأنه يمكن التخلص منه ببساطة عن طريق غليان الماء: في هذه الحالة ، يتم تدمير البيكربونات ، وتستقر المنتجات غير القابلة للذوبان من تحللها (كربونات الكالسيوم والمغنيسيوم) على جدران الوعاء على شكل مقياس:

Ca (HCO 3) 2 → CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

ملغ (HCO 3) 2 → MgCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

يعود عسر الماء المستمر إلى وجود أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم فيه ، والتي لا تترسب عند الغليان. الكبريتات والكلوريدات هي الأكثر شيوعًا. من بين هؤلاء ، فإن CaS0 4 قليل الذوبان له أهمية خاصة ، والذي يستقر في شكل مقياس كثيف للغاية.

عندما تعمل غلاية البخار على الماء العسر ، فإن سطحها الساخن مغطى بمقياس. نظرًا لأن الأخير لا يقوم بإجراء الحرارة بشكل جيد ، فإن تشغيل المرجل نفسه يصبح غير اقتصادي أولاً وقبل كل شيء: بالفعل طبقة بسماكة 1 مم تزيد من استهلاك الوقود بنسبة 5 ٪ تقريبًا. من ناحية أخرى ، فإن جدران الغلاية المعزولة عن الماء بطبقة من المقياس يمكن أن ترتفع درجة حرارتها إلى درجات حرارة عالية جدًا. في هذه الحالة ، يتأكسد الحديد تدريجيًا وتفقد الجدران قوتها ، مما قد يؤدي إلى انفجار المرجل. نظرًا لوجود منشآت الطاقة البخارية في العديد من المؤسسات الصناعية ، فإن مسألة عسر المياه مهمة جدًا من الناحية العملية.

نظرًا لأن تنقية المياه من الأملاح الذائبة عن طريق التقطير باهظة الثمن ، في المناطق التي بها ماء عسر ، تُستخدم الطرق الكيميائية "لتليينها". عادة ما يتم التخلص من عسر الكربونات عن طريق إضافة Ca (OH) 2 إلى الماء بكمية تتوافق تمامًا مع محتوى البيكربونات الموجودة عن طريق التحليل. في نفس الوقت حسب رد الفعل

Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 \ u003d 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O

يتم تحويل جميع البيكربونات إلى كربونات عادية وترسب. غالبًا ما يتم تخفيف الصلابة غير الكربونية عن طريق إضافة الصودا إلى الماء ، مما يؤدي إلى تكوين راسب وفقًا للتفاعل:

СaSO 4 + Na 2 CO 3 \ u003d CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4

بعد ذلك يُسمح للماء بالاستقرار وبعد ذلك يتم استخدامه لتشغيل الغلايات أو في الإنتاج. لتليين كميات صغيرة من الماء العسر (في المغاسل ، وما إلى ذلك) ، عادة ما يتم إضافة القليل من الصودا إليه والسماح له بالاستقرار. في هذه الحالة ، يترسب الكالسيوم والمغنيسيوم بالكامل على شكل كربونات ، ولا تتداخل أملاح الصوديوم المتبقية في المحلول.

مما سبق ، يترتب على ذلك أنه يمكن استخدام الصودا للتخلص من صلابة الكربونات وغير الكربونات. ومع ذلك ، في التكنولوجيا ما زالوا يحاولون ، إن أمكن ، استخدام Ca (OH) 2 ، والذي يرجع إلى الرخص الأكبر بكثير لهذا المنتج مقارنة بالصودا

يتم تقدير عسر الماء الكربوني وغير الكربوني من خلال العدد الإجمالي لمكافئات المليغرام من الكالسيوم والمغنيسيوم الموجودة في لتر واحد (mg-eq / l). يحدد مجموع العسر المؤقت والدائم درجة عسر الماء الكلية. يتميز الأخير على هذا الأساس بالأسماء التالية: لينة (<4), средне жёсткая (4-8), жесткая (8-12), очень жесткая (>12 ملغم مكافئ / لتر). تختلف قساوة المياه الطبيعية الفردية على نطاق واسع جدًا. بالنسبة للمسطحات المائية المفتوحة ، غالبًا ما يعتمد ذلك على الموسم وحتى الطقس. الأكثر "ليونة" المياه الطبيعيةعبارة عن غلاف جوي (مطر ، ثلج) ، لا يحتوي على أملاح ذائبة تقريبًا. من المؤشرات المثيرة للاهتمام أن أمراض القلب أكثر شيوعًا في المناطق التي تحتوي على مياه ناعمة.

لتليين الماء تمامًا ، بدلاً من الصودا ، غالبًا ما يتم استخدام Na 3 PO 4 ، والذي يترسب الكالسيوم والمغنيسيوم في شكل فوسفات قابل للذوبان بشكل ضئيل:

2Na 3 PO 4 + 3Ca (HCO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaHCO 3

2Na 3 PO 4 + 3Mg (HCO 3) 2 → Mg 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaHCO 3

لحساب عسر الماء هناك معادلة خاصة:

حيث أن 20.04 و 12.16 هي كتل مكافئة من الكالسيوم والمغنيسيوم على التوالي.

المحرر: خارلاموفا غالينا نيكولاييفنا

الأكثر نشاطا بين مجموعة المعادن هي الفلزات القلوية والقلوية الترابية. هذه معادن خفيفة ناعمة تتفاعل مع مواد بسيطة ومعقدة.

وصف عام

تحتل المعادن النشطة المجموعتين الأولى والثانية من الجدول الدوري لمندليف. القائمة الكاملةمعادن الأرض القلوية والقلوية:

الليثيوم (لي) ؛
الصوديوم (نا) ؛
البوتاسيوم (ك) ؛
الروبيديوم (Rb) ؛
سيزيوم (ج) ؛
فرانسيوم (الاب) ؛
البريليوم (كن) ؛
المغنيسيوم (ملغ) ؛
الكالسيوم (Ca) ؛
السترونشيوم (الأب) ؛
الباريوم (با) ؛
الراديوم (رع).

أرز. 1. الفلزات القلوية والقلوية الأرضية في الجدول الدوري.

التكوين الإلكتروني للمعادن القلوية - ns 1 ، الفلزات القلوية الأرضية - ns 2.

وفقًا لذلك ، فإن التكافؤ الثابت للمعادن القلوية هو I ، القلوية - II. نظرًا للعدد الصغير من إلكترونات التكافؤ على مستوى الطاقة الخارجية ، تُظهر المعادن النشطة خصائص عامل اختزال قوية ، مما يؤدي إلى التخلي عن الإلكترونات الخارجية في التفاعلات. الاكثر مستويات الطاقةكلما قل الاتصال من الإلكترونات الخارجية بنواة الذرة. لذلك ، تزداد الخصائص المعدنية في مجموعات من أعلى إلى أسفل.

بسبب النشاط ، توجد معادن المجموعتين الأولى والثانية في الطبيعة فقط في تكوين الصخور. يتم عزل المعادن النقية بواسطة تفاعلات التحليل الكهربائي والتكلس والاستبدال.

الخصائص الفيزيائية

المعادن القلوية لها لون أبيض فضي مع لمعان معدني. السيزيوم معدن أصفر فضي. هذه هي المعادن الأكثر نشاطا ولينة. يتم قطع الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم بسكين. النعومة مثل الشمع.

أرز. 2. قطع الصوديوم بسكين.

المعادن الأرضية القلويةيملك اللون الرمادي. بالمقارنة مع المعادن القلوية ، فهي مواد أكثر صلابة وكثافة. يمكن قطع السترونتيوم فقط بسكين. أكثر المعادن كثافة هو الراديوم (5.5 جم / سم 3).

أخف المعادن هي الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم. تطفو على سطح الماء.

الخواص الكيميائية

تتفاعل معادن الأرض القلوية والقلوية مع المواد البسيطة والمركبات المعقدة ، وتشكل الأملاح والأكاسيد والقلويات. تم وصف الخصائص الرئيسية للمعادن النشطة في الجدول.

*تفاعل*	*الفلزات القلوية*	*المعادن الأرضية القلوية*
بالأكسجين	إشعال ذاتي في الهواء. أنها تشكل أكاسيد فائقة (2 ريال عماني) ، باستثناء الليثيوم والصوديوم. يشكل الليثيوم أكسيدًا عند تسخينه فوق 200 درجة مئوية. يشكل الصوديوم مزيجًا من البيروكسيد والأكسيد. 4Li + O 2 → 2Li 2 O ؛ 2Na + O 2 → Na 2 O 2 ؛ Rb + O 2 → RbO 2	تتكون أغشية الأكسيد الواقية بسرعة في الهواء. عند تسخينها إلى 500 درجة مئوية ، تشتعل تلقائيًا. 2Mg + O 2 → 2MgO ؛ 2Ca + O 2 → 2CaO
مع غير المعادن	تتفاعل عند تسخينها بالكبريت والهيدروجين والفوسفور: 2K + S → K 2 S ؛ 2Na + H 2 → 2NaH ؛ 2C + 5P → Cs 2 P 5. يتفاعل الليثيوم فقط مع النيتروجين والليثيوم والصوديوم مع الكربون: 6Li + N 2 → 2Li 3 N ؛ 2Na + 2C → Li 2 C 2	تفاعل عند التسخين: Ca + Br 2 → CaBr 2 ؛ Be + Cl 2 → BeCl 2 ؛ ملغ + S → MgS ؛ 3Ca + 2P → Ca 3 P 2 ؛ Sr + H2 → SrH2
مع الهالوجينات	رد بعنف لتشكيل هاليدات: 2Na + Cl 2 → 2NaCl
	تتشكل القلويات. كلما انخفض المعدن في المجموعة ، زاد نشاط التفاعل. يتفاعل الليثيوم بهدوء ، ويحترق الصوديوم بلهب أصفر ، وينفجر البوتاسيوم بفلاش ، والسيزيوم والروبيديوم. 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 - ؛ 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2	أقل نشاطًا من الفلزات القلوية ، تتفاعل في درجة حرارة الغرفة: Mg + 2H 2 O → Mg (OH) 2 + H 2 ؛ Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
مع الأحماض	مع الأحماض الضعيفة والمخففة تتفاعل بشكل متفجر. أنها تشكل الأملاح مع الأحماض العضوية. 8K + 10HNO 3 (conc) → 8KNO 3 + N 2 O + 5H 2 O ؛ 8Na + 5H 2 SO 4 (conc) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O ؛ 10Na + 12HNO 3 (فرق) → N 2 + 10NaNO 3 + 6H 2 O ؛ 2Na + 2CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + H 2	أملاح الشكل: 4Sr + 5HNO 3 (conc) → 4Sr (NO 3) 2 + N 2 O + 4H 2 O ؛ 4Ca + 10H 2 SO 4 (conc) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O
مع القلويات		من بين جميع المعادن ، يتفاعل البريليوم فقط: كن + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
مع أكاسيد		تتفاعل جميع المعادن باستثناء البريليوم. استبدل المعادن الأقل نشاطًا: 2Mg + ZrO 2 → Zr + 2MgO

أرز. 3. تفاعل البوتاسيوم مع الماء.

يمكن الكشف عن المعادن الأرضية القلوية والقلوية باستخدام رد فعل نوعي. عند الاحتراق ، يتم طلاء المعادن بلون معين. على سبيل المثال ، يحترق الصوديوم بلهب أصفر ، والبوتاسيوم مع البنفسج ، والباريوم باللون الأخضر الفاتح ، والكالسيوم بالبرتقالي الداكن.

ماذا تعلمنا؟

الأرض القلوية والقلوية هي أكثر المعادن نشاطًا. هذه مواد ناعمة بسيطة ذات لون رمادي أو فضي بكثافة منخفضة. يطفو الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم على سطح الماء. الفلزات القلوية الترابية أكثر صلابة وكثافة من الفلزات القلوية. تتأكسد بسرعة في الهواء. تشكل المعادن القلوية الأكسيدات الفائقة والبيروكسيدات ، ويشكل أكسيد الليثيوم فقط. تفاعل مع الماء بعنف عند درجة حرارة الغرفة. تفاعل مع غير المعادن عند تسخينها. تتفاعل معادن الأرض القلوية مع الأكاسيد ، مما يؤدي إلى إزاحة المعادن الأقل نشاطًا. فقط البريليوم يتفاعل مع القلويات.

اختبار الموضوع

تقييم التقرير

متوسط تقييم: 4.6 مجموع التصنيفات المستلمة: 294.

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 الفيزيائية للمعادن الأرضية 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 المركبات الفلزية القلوية الترابية نفس النشاط العالي مثل العناصر النقية ، لذا فهي تستخدم في العديد من التفاعلات الكيميائية.

يحدث هذا غالبًا أثناء تفاعلات التبادل ، عندما يكون من الضروري إزاحة أقل معدن نشط. 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 ، حيث تتفاعل معها بسرعة بيئة، تشكيل 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 تعدينها بالتأثير 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.

الفلزات القلوية الأرضية هي عناصر تنتمي إلى المجموعة الثانية من الجدول الدوري. وتشمل هذه المواد مثل الكالسيوم والمغنيسيوم والباريوم والبريليوم والسترونتيوم والراديوم. يشير اسم هذه المجموعة إلى أنها تعطي تفاعلًا قلويًا في الماء.

الفلزات القلوية والقلوية الترابية ، أو بالأحرى أملاحها ، منتشرة على نطاق واسع في الطبيعة. يتم تمثيلهم بالمعادن. الاستثناء هو الراديوم ، الذي يعتبر عنصرًا نادرًا إلى حد ما.

جميع المعادن المذكورة أعلاه لها بعض الصفات العامةمما سمح لهم بدمجهم في مجموعة واحدة.

الفلزات القلوية الترابية ومعادنها الخصائص الفيزيائية

جميع هذه العناصر تقريبًا عبارة عن مواد صلبة رمادية (على الأقل في ظل الظروف العادية وبالمناسبة ، تختلف الخصائص الفيزيائية قليلاً - فهذه المواد ، على الرغم من ثباتها ، تتأثر بسهولة.

ومن المثير للاهتمام ، أنه مع وجود الرقم التسلسلي في الجدول ، ينمو أيضًا مؤشر المعدن مع زيادة الكثافة. على سبيل المثال ، في هذه المجموعة ، يحتوي الكالسيوم على أدنى مؤشر ، في حين أن الراديوم مماثل في الكثافة للحديد.

معادن الأرض القلوية: الخواص الكيميائية

بادئ ذي بدء ، تجدر الإشارة إلى أن النشاط الكيميائي يزداد وفقًا للرقم التسلسلي للجدول الدوري. على سبيل المثال ، يعتبر البريليوم عنصرًا مستقرًا إلى حد ما. يتفاعل مع الأكسجين والهالوجينات فقط عند تسخينه بقوة. الشيء نفسه ينطبق على المغنيسيوم. لكن الكالسيوم قادر على التأكسد ببطء في درجة حرارة الغرفة. يتفاعل الممثلون الثلاثة المتبقون للمجموعة (الراديوم والباريوم والسترونشيوم) بسرعة مع الأكسجين الجوي حتى في درجة حرارة الغرفة. هذا هو سبب تخزين هذه العناصر ، مغطاة بطبقة من الكيروسين.

يزداد نشاط أكاسيد وهيدروكسيدات هذه المعادن بنفس الطريقة. على سبيل المثال ، لا يذوب هيدروكسيد البريليوم في الماء ويعتبر مادة مذبذبة ، ولكنه يعتبر قلويًا قويًا إلى حد ما.

الفلزات القلوية الترابية ومعادنها وصفا موجزا ل

البريليوم معدن صلب رمادي فاتح ذو سمية عالية. تم اكتشاف العنصر لأول مرة في عام 1798 بواسطة الكيميائي Vauquelin. هناك العديد من معادن البريليوم في الطبيعة ، وأشهرها ما يلي: البريل ، والفيناكيت ، والداناليت ، والكريزوبيريل. بالمناسبة ، بعض نظائر البريليوم مشعة للغاية.

ومن المثير للاهتمام أن بعض أشكال البريل هي أحجار كريمة قيمة. وتشمل هذه الزمرد والزبرجد وهليودور.

يستخدم البريليوم في صناعة بعض السبائك ، ويستخدم هذا العنصر لإبطاء النيوترونات.

الكالسيوم هو أحد المعادن الأرضية القلوية المعروفة. وهي في شكلها النقي مادة لينة لون أبيضبلون فضي. تم عزل الكالسيوم النقي لأول مرة في عام 1808. في الطبيعة ، يوجد هذا العنصر في شكل معادن مثل الرخام والحجر الجيري والجبس. يستخدم الكالسيوم على نطاق واسع في التقنيات الحديثة. يتم استخدامه كمصدر وقود كيميائي وأيضًا كمواد مثبطة للهب. لا يخفى على أحد أن مركبات الكالسيوم تستخدم في إنتاج مواد البناء والأدوية.

يوجد هذا العنصر أيضًا في كل كائن حي. في الأساس ، هو مسؤول عن تشغيل الجهاز الحركي.

المغنيسيوم معدن خفيف ومرن إلى حد ما وله لون رمادي مميز. تم عزله في شكله النقي عام 1808 ، لكن أملاحه أصبحت معروفة قبل ذلك بكثير. يوجد المغنيسيوم في معادن مثل المغنسيت ، الدولوميت ، الكرناليت ، الكيسيريت. بالمناسبة ، يوفر ملح المغنيسيوم عددًا كبيرًا من مركبات هذه المادة التي يمكن العثور عليها في مياه البحر.

سيغطي الدرس موضوع "المعادن وخصائصها. الفلزات القلوية. المعادن الأرضية القلوية. الألومنيوم". سوف تتعلم الخصائص العامةوأنماط عناصر الأرض القلوية والقلوية ، تدرس بشكل منفصل الخواص الكيميائية للمعادن الأرضية القلوية والقلوية ومركباتها. باستخدام معادلات كيميائيةسيتم النظر في مفهوم عسر الماء. تعرف على الألومنيوم وخصائصه وسبائكه. سوف تتعلم ما هي مخاليط تجديد الأكسجين والأوزون وبيروكسيد الباريوم وإنتاج الأكسجين.

الموضوع: المعادن الأساسية واللافلزية

الدرس: المعادن وخصائصها. الفلزات القلوية. المعادن الأرضية القلوية. الألومنيوم

المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى النظام الدوريدي. Mendeleev هي الليثيوم Li ، الصوديوم Na ، البوتاسيوم K ، الروبيديوم Rb ، السيزيوم Cs والفرانسيوم Fr. تنتمي عناصر هذه المجموعة الفرعية إلى. الاسم الشائع هو الفلزات القلوية.

توجد معادن الأرض القلوية في المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية من الجدول الدوري لـ D.I. مندليف. هذه هي المغنيسيوم Mg ، الكالسيوم Ca ، السترونشيوم Sr ، الباريوم Ba والراديوم Ra.

تظهر الفلزات القلوية والقلوية الترابية ، كمعادن نموذجية ، خصائص اختزال واضحة. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية ، تزداد الخواص المعدنية بزيادة نصف القطر. تتجلى خصائص الاختزال القوية بشكل خاص في المعادن القلوية. قوية لدرجة أنه من المستحيل عمليًا إجراء تفاعلاتهم باستخدام المحاليل المائية المخففة ، لأن التفاعل الأول سيكون تفاعلهم مع الماء. الوضع مشابه للمعادن الأرضية القلوية. تتفاعل أيضًا مع الماء ، ولكن بشكل أقل كثافة بكثير من المعادن القلوية.

التكوينات الإلكترونيةطبقة التكافؤ من الفلزات القلوية - نانوثانية 1 ، حيث n هو رقم الطبقة الإلكترونية. يشار إليها باسم عناصر s. للمعادن القلوية الترابية - نانوثانية 2 (عناصر ق). يحتوي الألمنيوم على إلكترونات تكافؤ …3 س 2 3r 1(عنصر ف). تشكل هذه العناصر مركبات من نوع الرابطة الأيونية. في تكوين المركبات بالنسبة لهم ، تتوافق حالة الأكسدة مع رقم المجموعة.

الكشف عن أيونات المعادن في الأملاح

يمكن التعرف بسهولة على أيونات المعادن من خلال تغير لون اللهب. أرز. 1.

أملاح الليثيوم - لهب أحمر قرمزي. أملاح الصوديوم - أصفر. أملاح البوتاسيوم - البنفسجي من خلال زجاج الكوبالت. روبيديوم - أحمر ، سيزيوم - بنفسجي - أزرق.

أرز. 1

أملاح معادن الأرض القلوية: كالسيوم - قرميد أحمر ، سترونتيوم - أحمر قرمزي وباريوم - أخضر مصفر. لا تغير أملاح الألومنيوم لون اللهب. تستخدم أملاح الفلزات الأرضية القلوية والقلوية لصنع الألعاب النارية. ويمكنك بسهولة تحديد اللون الذي تم استخدامه من الأملاح المعدنية.

خصائص المعادن

الفلزات القلويةهي مواد بيضاء فضية ذات بريق معدني مميز. تتشوه بسرعة في الهواء بسبب الأكسدة. هذه معادن ناعمة ، Na ، K ، Rb ، Cs متشابهة في نعومة الشمع. يتم قطعها بسهولة بسكين. هم خفيفون. الليثيوم أخف معدن بكثافة 0.5 جم / سم 3.

الخواص الكيميائية للمعادن القلوية

1. التفاعل مع اللافلزات

بسبب خصائص الاختزال العالية ، تتفاعل الفلزات القلوية بعنف مع الهالوجينات لتكوين الهاليد المقابل. عند تسخينها تتفاعل مع الكبريت والفوسفور والهيدروجين لتكوين الكبريتيدات والهيدرات والفوسفيدات.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

الليثيوم هو المعدن الوحيد الذي يتفاعل مع النيتروجين في درجة حرارة الغرفة.

6Li + N 2 = 2Li 3 N ، يخضع نيتريد الليثيوم الناتج لتحلل مائي لا رجعة فيه.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

2. التفاعل مع الأكسجين

يتكون أكسيد الليثيوم على الفور مع الليثيوم.

4Li + O 2 \ u003d 2Li 2 O ، وعندما يتفاعل الأكسجين مع الصوديوم ، يتشكل بيروكسيد الصوديوم.

2Na + O 2 \ u003d Na 2 O 2. عندما يتم حرق جميع المعادن الأخرى ، تتشكل الأكاسيد الفائقة.

K + O 2 \ u003d KO 2

3. التفاعل مع الماء

من خلال التفاعل مع الماء ، يمكن للمرء أن يرى بوضوح كيف يتغير نشاط هذه المعادن في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل. يتفاعل الليثيوم والصوديوم بهدوء مع الماء والبوتاسيوم - بفلاش ، والسيزيوم - بالفعل مع حدوث انفجار.

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

8K + 10HNO 3 (conc) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O

8Na + 5H 2 SO 4 (conc) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

الحصول على المعادن القلوية

بسبب النشاط العالي للمعادن ، يمكن الحصول عليها عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح ، وغالبًا ما تكون الكلوريدات.

تستخدم المركبات المعدنية القلوية على نطاق واسع في مختلف الصناعات. انظر الجدول. 1.

المركبات المعدنية القلوية المشتركة
	الصودا الكاوية (الصودا الكاوية)
	ملح
	الملح الصخري التشيلي
Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O	ملح جلوبر
Na 2 CO 3 10H 2 O	صودا كريستال
	البوتاس الكاوية
	كلوريد البوتاسيوم (سيلفين)
	الملح الصخري الهندي

يرجع اسمها إلى حقيقة أن هيدروكسيدات هذه المعادن عبارة عن قلويات ، وأن الأكاسيد كانت تسمى "الأتربة". على سبيل المثال ، أكسيد الباريوم BaO هو تراب الباريوم. غالبًا ما لا يتم تصنيف البريليوم والمغنيسيوم على أنهما معادن أرضية قلوية. لن نفكر في الراديوم أيضًا ، لأنه مادة مشعة.

الخواص الكيميائية للمعادن الأرضية القلوية.

1. التفاعل معغير المعادن

Ca + Cl 2 → 2CaCl 2

Ca + H 2 CaH 2

3Сa + 2P Сa 3 P 2-

2. التفاعل مع الأكسجين

2Сa + O 2 → 2CaO

3. التفاعل مع الماء

Sr + 2H 2 O → Sr (OH) 2 + H 2 ، لكن التفاعل أكثر هدوءًا من التفاعل مع الفلزات القلوية.

4. التفاعل مع الأحماض - عوامل مؤكسدة قوية

4Sr + 5HNO 3 (conc) → 4Sr (NO 3) 2 + N 2 O + 4H 2 O

4Ca + 10H 2 SO 4 (conc) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O

الحصول على معادن الأرض القلوية

يتم الحصول على الكالسيوم المعدني والسترونشيوم عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة ، وغالبًا الكلوريدات.

CaCl 2 Ca + Cl 2

يمكن الحصول على الباريوم عالي النقاء عن طريق عملية الألمنيوم من أكسيد الباريوم

3BaO + 2Al 3Ba + Al 2 O 3

المركبات المشتركة من معادن الأرض القلوية

أشهر مركبات الفلزات القلوية الأرضية هي: CaO - الجير الحي.كاليفورنيا (أوه) 2 - الجير المطفأ ،أو ماء الجير. عندما يتم تمرير ثاني أكسيد الكربون عبر ماء الجير ، تحدث العكارة ، حيث يتم تكوين كربونات الكالسيوم غير القابلة للذوبان CaCO 3. ولكن يجب أن نتذكر أنه مع مرور المزيد من ثاني أكسيد الكربون ، يتم تكوين بيكربونات قابلة للذوبان بالفعل ويختفي الراسب.

أرز. 2

СaO + H 2 O → Ca (OH) 2

Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O

كربونات الكالسيوم 3 ↓ + H 2 O + CO 2 → Ca (HCO 3) 2

الجبس -هذا هو CaSO 4 ∙ 2H 2 O ، المرمر - CaSO 4 ∙ 0.5H 2 O. يستخدم الجبس والمرمر في البناء والطب وتصنيع منتجات الديكور. أرز. 2.

كربونات الكالسيوميشكل كربونات الكالسيوم 3 العديد من المعادن المختلفة. أرز. 3.

أرز. 3

فوسفات الكالسيوم Ca 3 (PO 4) 2 - يستخدم دقيق الفوسفور والفوسفور كسماد معدني.

نقي لا مائي كلوريد الكالسيوم CaCl 2 هو مادة استرطابية ، لذلك يستخدم على نطاق واسع في المختبرات كمجفف.

كربيد الكالسيوم- CaC 2. يمكن الحصول عليها على النحو التالي:

CaO + 2C → CaC 2 + CO. أحد استخداماته هو إنتاج الأسيتيلين.

CaC 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + C 2 H 2

كبريتات الباريوم BaSO 4 - الباريت. أرز. 4. تستخدم كمرجع للبيض في بعض الدراسات.

أرز. 4

عسر الماء

تحتوي المياه الطبيعية على أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم. إذا تم احتواؤها في تركيزات ملحوظة ، فإن الصابون لا يتراكم في مثل هذا الماء بسبب تكوين ستيرات غير قابلة للذوبان. عندما يغلي ، يتشكل الحجم.

تصلب مؤقتلوجود بيكربونات الكالسيوم والمغنيسيوم Ca (HCO3) 2 و Mg (HCO 3) 2. يمكن التخلص من عسر الماء عن طريق الغليان.

Ca (HCO 3) 2 CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

عسر الماء الدائمبسبب وجود الكاتيونات Ca 2+. ، Mg 2+ والأنيونات H 2 PO 4 - ، Cl - ، NO 3 - وغيرها. يتم التخلص من عسر الماء الثابت فقط بسبب تفاعلات التبادل الأيوني ، ونتيجة لذلك يتم التخلص من المغنيسيوم و سيتم نقل أيونات الكالسيوم إلى الراسب.

العمل في المنزل

1. العدد 3 ، 4 ، 5-أ (ص 173) غابريليان أو إس. كيمياء. الصف 11. مستوى أساسي من. الطبعة الثانية. - م: بوستارد ، 2007. - 220 ص.

2. ما تفاعل الوسط الذي يشتمل عليه المحلول المائي لكبريتيد البوتاسيوم؟ ادعم إجابتك بمعادلة تفاعل التحلل المائي.

3. تحديد الكسر الكتلي للصوديوم في مياه البحر والذي يحتوي على 1.5٪ كلوريد الصوديوم.