E'nin taze yüzeyi, bir oksit film oluşumu nedeniyle hızla kararır. Bu film nispeten yoğundur - zamanla tüm metal yavaşça oksitlenir. Film, EO'nun yanı sıra EO 2 ve E 3 N 2'den oluşur. E-2e = E 2+ reaksiyonlarının normal elektrot potansiyelleri = -2.84V (Ca), = -2.89 (Sr)'dir. E çok aktif elementlerdir: suda ve asitlerde çözünürler, metallerin çoğunu oksitlerinden, halojenürlerinden, sülfürlerinden uzaklaştırırlar. Öncelikle (200-300 o C) kalsiyum, şemaya göre su buharı ile etkileşime girer:

2Ca + H 2 O \u003d CaO + CaH 2.

İkincil reaksiyonlar şunlardır:

CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 2 ve CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.

Güçlü sülfürik asitte, E, zayıf çözünür ESO4 filminin oluşumu nedeniyle hemen hemen çözülmez. Seyreltik mineral asitlerle E, hidrojen salınımı ile şiddetli reaksiyona girer. 800 ° C'nin üzerinde ısıtıldığında, kalsiyum şemaya göre metan ile reaksiyona girer:

3Ca + CH4 \u003d CaH2 + CaC 2.

Isıtıldıklarında hidrojen, kükürt ve gaz halindeki amonyak ile reaksiyona girerler. Kimyasal özellikler açısından radyum Ba'ya en yakın olmakla birlikte daha aktiftir. Oda sıcaklığında, havadaki oksijen ve nitrojen ile gözle görülür şekilde birleşir. Genel olarak, kimyasal özellikleri benzerlerinden biraz daha belirgindir. Tüm radyum bileşikleri, sarımsı veya kahverengi bir renk alırken, kendi radyasyonlarının etkisi altında yavaş yavaş ayrışır. Radyum bileşikleri otolüminesans özelliğine sahiptir. Radyoaktif bozunmanın bir sonucu olarak, 1 g Ra, her saat 553.7 J ısı yayar. Bu nedenle, radyum ve bileşiklerinin sıcaklığı her zaman sıcaklıktan daha yüksektir. Çevre 1.5 derece ile Günde 1 g radyumun, radon banyoları için bir radon kaynağı olarak kullanımının dayandığı 1 mm3 radon (226 Ra = 222 Rn + 4 He) yaydığı da bilinmektedir.

hidritler E - beyaz, kristal tuz benzeri maddeler. Isıtılarak doğrudan elementlerden elde edilirler. E + H 2 = EN 2 reaksiyonunun başlangıç ​​sıcaklıkları 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba) şeklindedir. EN 2'nin termal ayrışması 600 o C'de başlar. CaH2, erime noktasında (816 o C) bir hidrojen atmosferinde bozunmaz. Nemin yokluğunda, alkali toprak metal hidritler, normal sıcaklıklarda havada stabildir. Halojenlerle reaksiyona girmezler. Ancak ısıtıldığında EN 2'nin kimyasal aktivitesi artar. Oksitleri metallere indirgeyebilirler (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), örneğin

2CaH 2 + TiO 2 \u003d 2CaO + 2H 2 + Ti.

CaH2'nin Al2O3 ile reaksiyonu 750 o C'de gerçekleşir:

3CaH 2 + Al 2 O 3 \u003d 3CaO + 3H 2 + 2Al,

CaH 2 + 2Al \u003d CaAl 2 + H 2.

CaH2, şemaya göre 600°C'de nitrojen ile reaksiyona girer:

3CaH 2 + N 2 \u003d Ca 3 N 2 + 3H 2.

EN 2 ateşlendiğinde yavaş yavaş yanarlar:

EN 2 + O 2 \u003d H 2 O + CaO.

Katı oksitleyicilerle karıştırıldığında patlayıcıdır. EN 2'de suyun etkisi altında hidroksit ve hidrojen açığa çıkar. Bu reaksiyon oldukça ekzotermiktir: Havadaki su ile ıslanan EN 2 kendiliğinden tutuşur. EN 2, örneğin şemaya göre asitlerle reaksiyona girer:

2HCl + CaH2 \u003d CaCl2 + 2H 2.

EN 2, saf hidrojen elde etmek ve organik çözücülerdeki su izlerini belirlemek için kullanılır. nitrür E renksiz refrakter maddelerdir. Yüksek sıcaklıklardaki elementlerden doğrudan elde edilirler. Şemaya göre suda ayrışırlar:

E 3 N2 + 6H20 \u003d 3E (OH) 2 + 2NH 3.

E 3 N2, şemaya göre CO ile ısıtıldığında reaksiyona girer:

E 3 N 2 + 3CO \u003d 3EO + N 2 + 3C.

E 3 N 2 kömürle ısıtıldığında meydana gelen işlemler şöyle görünür:

E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;

Stronsiyum nitrür, Sr ve amonyum klorürleri vermek üzere HC1 ile reaksiyona girer. fosfitler E 3 R2 doğrudan elementlerden veya trisübstitüe fosfatların kömürle kalsine edilmesiyle oluşturulur:

Ca 3 (RO 4) 2 + 4C \u003d Ca 3 P 2 + 4CO

Şemaya göre su ile hidrolize edilirler:

E 3 R2 + 6H20 \u003d 2RN 3 + 3E (OH) 2.

Asitler ile alkali toprak metal fosfitler, karşılık gelen tuzu ve fosfini verir. Laboratuarda fosfin üretimi için kullanımlarının temeli budur.

karmaşık amonyak bileşim E (NH 3) 6 - katılar metalik bir parlaklık ve yüksek elektrik iletkenliği ile. Sıvı amonyağın E üzerindeki etkisiyle elde edilirler. Havada kendiliğinden tutuşurlar. Hava erişimi olmadan, karşılık gelen amidlere ayrışırlar: E (NH 3) 6 \u003d E (NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. Isıtıldıklarında, aynı desene göre kuvvetli bir şekilde ayrışırlar.

karbürler E'nin kömürle kalsine edilmesiyle elde edilen alkali toprak metaller, asetilen salınımı ile su ile ayrıştırılır:

ES 2 + 2H20 \u003d E (OH) 2 + C2H 2.

BaC2 ile reaksiyon o kadar şiddetlidir ki su ile temas ettiğinde tutuşur. Ca ve Ba elementlerinden ES 2 oluşum ısıları 14 ve 12 kcalmol'dür. Azot ile ısıtıldığında ES2, CaCN2, Ba(CN)2, SrCN2'yi verir. bilinen silisitler (ESi ve ESi 2). Doğrudan elementlerden ısıtılarak elde edilebilirler. Su ile hidrolize olurlar ve asitlerle reaksiyona girerek H2Si205 , SiH4 , karşılık gelen E bileşiği ve hidrojen verirler. bilinen borürler EV 6, ısıtıldığında elementlerden elde edilir.

oksitler kalsiyum ve analogları, aktif olarak suyu emen beyaz refrakter (T bp CaO = 2850 o C) maddelerdir. Mutlak alkol elde etmek için BaO kullanımının temeli budur. Su ile şiddetli reaksiyona girerek çok fazla ısı yayarlar (çözünmesi endotermik olan SrO hariç). EO'lar asitlerde ve amonyum klorürde çözülür:

EO + 2NH 4Cl \u003d SrCl 2 + 2NH3 + H20.

EO, karşılık gelen metallerin karbonatlarını, nitratlarını, peroksitlerini veya hidroksitlerini kalsine ederek elde edilir. BaO'daki baryum ve oksijenin etkin yükleri 0.86'dır. 700 o C'de SrO potasyum siyanür ile reaksiyona girer:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

Stronsiyum oksit metanol içinde çözülerek Sr(OCH 3) 2'yi oluşturur. BaO'nun magnezyum-termal indirgenmesi sırasında, kararsız ve orantısız olan bir ara oksit Ba2O elde edilebilir.

hidroksitler alkali toprak metalleri - suda çözünür beyaz maddeler. Güçlü temellerdir. Ca-Sr-Ba serisinde hidroksitlerin temel yapısı ve çözünürlüğü artar. rPR(Ca(OH) 2) = 5.26, rPR(Sr(OH) 2) = 3.5, rPR(Ba(OH) 2) = 2.3. Ba(OH)2 genellikle hidroksit çözeltilerinden izole edilir. 8H20, Sr (OH) 2. 8H20, Ca(OH) 2. H 2 O. EO'lar, hidroksitleri oluşturmak için su ekler. CaO'nun inşaatta kullanımı buna dayanmaktadır. Ağırlıkça 2:1 oranında yakın bir Ca(OH)2 ve NaOH karışımına sodalime denir ve bir CO2 tutucu olarak yaygın olarak kullanılır. Ca (OH) 2, havada dururken, şemaya göre CO2'yi emer:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

Yaklaşık 400 o C Ca (OH) 2 karbon monoksit ile reaksiyona girer:

CO + Ca (OH) 2 \u003d CaC03 + H2.

Barit suyu 100 o C'de CS 2 ile reaksiyona girer:

CS 2 + 2Ba (OH) 2 \u003d BaCO 3 + Ba (HS) 2 + H20.

Alüminyum barit su ile reaksiyona girer:

2Al + Ba (OH) 2 + 10H20 \u003d Ba 2 + 3H 2. E(OH) 2

karbonik anhidrit açmak için kullanılır.

E formu peroksitler Beyaz. Oksitlerden önemli ölçüde daha az kararlıdırlar ve güçlü oksitleyicilerdir. pratik değer 4.96 yoğunluğa sahip beyaz, paramanyetik bir toz olan en kararlı BaO 2'ye sahiptir. g1cm 3 vb. pl. 450°. BaO 2 normal sıcaklıkta stabildir (yıllarca saklanabilir), su, alkol ve eterde az çözünür, tuz ve hidrojen peroksit salınımı ile seyreltik asitlerde çözünür. Baryum peroksitin termal bozunması oksitler, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 ve CuO tarafından hızlandırılır. Baryum peroksit, hidrojen, kükürt, karbon, amonyak, amonyum tuzları, potasyum ferrisiyanür vb. ile ısıtıldığında reaksiyona girer. hidroklorik asit baryum peroksit reaksiyona girerek kloru serbest bırakır:

BaO 2 + 4HCl = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

Suyu hidrojen peroksite oksitler:

H20 + BaO2 \u003d Ba (OH) 2 + H20 2.

Bu reaksiyon tersine çevrilebilir ve hatta varlığında karbonik asit denge sağa kaydırılır. ВаО 2, Н 2 О 2 üretimi için bir başlangıç ​​ürünü olarak ve ayrıca piroteknik bileşimlerde oksitleyici bir ajan olarak kullanılır. Bununla birlikte, BaO 2 ayrıca bir indirgeyici ajan olarak da işlev görebilir:

HgCl 2 + BaO 2 \u003d Hg + BaCl 2 + O 2.

BaO 2, şemaya göre hava akışında BaO'nun 500 ° C'ye ısıtılmasıyla elde edilir:

2ВаО + О 2 = 2ВаО 2.

Sıcaklık arttıkça, ters işlem gerçekleşir. Bu nedenle Ba yandığında sadece oksit açığa çıkar. SrO 2 ve CaO 2 daha az kararlıdır. ortak yöntem EO 2 elde etmek, E(OH) 2'nin H 2 O 2 ile etkileşimi ve EO 2 salınmasıdır. 8H 2 O. EO 2'nin termal bozunması 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba) da başlar. EO 2 konsantre hidrojen peroksit ile ısıtıldığında, sarı kararsız maddeler, EO 4 süperoksitler elde edilebilir.

E tuzları genellikle renksizdir. Klorürler, bromürler, iyodürler ve nitratlar suda oldukça çözünür. Florürler, sülfatlar, karbonatlar ve fosfatlar az çözünür. İyon Ba 2+ - toksik. Halideler E iki gruba ayrılır: florürler ve diğerleri. Florürler suda ve asitlerde hemen hemen çözünmezler ve kristal hidratlar oluşturmazlar. Aksine, klorürler, bromürler ve iyodürler suda yüksek oranda çözünürler ve kristalli hidratlar formundaki çözeltilerden izole edilirler. EG 2'nin bazı özellikleri aşağıda sunulmuştur:

Çözeltide değişim ayrışması ile elde edildiğinde, florürler, oldukça kolay kolloidal çözeltiler oluşturan hacimli mukus çökeltileri şeklinde salınır. EG 2, karşılık gelen E üzerinde karşılık gelen halojenlerle etki ederek elde edilebilir. EG 2 eriyikleri %30 E'ye kadar çözülebilir. Ana alt grubun ikinci grubunun elementlerinin klorür eriyiklerinin elektrik iletkenliği incelenirken, moleküler iyonik bileşimlerinin çok farklı olduğunu buldular. ESl 2 = E 2+ + 2Cl- şemasına göre ayrışma dereceleri eşittir: BeCl2 - %0,009, MgCl2 - %14.6, CaCl2 - %43,3, SrCl2 - %60,6, BaCl 2 - 80, 2 %. Halidler (florürler hariç) E kristalizasyon suyu içerir: CaCl2 . 6H20, SrCl 2. 6H20 ve BaCl 2. 2H20. X-ışını kırınım analizi, Ca ve Sr kristalli hidratlar için E[(OH 2) 6 ]G2'nin yapısını belirledi. EG2 kristalli hidratların yavaş ısıtılmasıyla susuz tuzlar elde edilebilir. CaCl2 kolayca aşırı doymuş çözeltiler oluşturur. Doğal CaF 2 (florit) seramik endüstrisinde kullanılır ve ayrıca HF üretmek için kullanılır ve bir flor mineralidir. Susuz CaCl2, higroskopikliği nedeniyle kurutucu olarak kullanılır. Kalsiyum klorür hidrat, soğutma karışımlarının hazırlanmasında kullanılır. BaCl 2 - cx'de ve açma için kullanılır

SO 4 2- (Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4).

EG2 ve EN2 hidrohalojenürlerin füzyonu elde edilebilir:

EG 2 + EN 2 = 2ENG.

Bu maddeler bozunmadan erir, ancak su ile hidrolize edilir:

2ENG + 2H 2 O \u003d EG 2 + 2H 2 + E (OH) 2.

sudaki çözünürlük kloratlar , bromatlar Ve iyodatlar suda Ca - Sr - Ba ve Cl - Br - I serilerinde azalır. Ba (ClO 3) 2 - piroteknikte kullanılır. perkloratlar E sadece suda değil, aynı zamanda organik çözücülerde de yüksek oranda çözünür. E(ClO 4) 2'nin en önemlisi Ba(ClO 4) 2'dir. 3H20. Susuz baryum perklorat iyi bir kurutma maddesidir. Termal bozunması sadece 400 o C'de başlar. hipoklorit kalsiyum Ca (ClO) 2. nH 2 O (n=2.3.4), klorun kireç sütü üzerindeki etkisiyle elde edilir. Oksitleyici bir ajandır ve suda yüksek oranda çözünür. çamaşır suyu katı sönmüş kireç üzerine klor ile etki edilerek elde edilebilir. Su ile ayrışır ve nem varlığında klor gibi kokar. Havanın CO2'si ile reaksiyona girer:

CO 2 + 2CaOCl 2 \u003d CaCO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O.

Klor kireci oksitleyici ajan, ağartıcı ve dezenfektan olarak kullanılır.

Alkali toprak metaller için, azidler E(N 3) 2 ve tiyosiyanatlar E(CNS) 2 . 3H 2 O. Azitler, kurşun azitten çok daha az patlayıcıdır. Tiyosiyanatlar ısıtıldıklarında kolayca su kaybederler. Suda ve organik çözücülerde oldukça çözünürler. Ba(N 3) 2 ve Ba(CNS) 2, bir değişim reaksiyonu ile sülfatlardan diğer metallerin azidlerini ve tiyosiyanatlarını elde etmek için kullanılabilir.

nitratlar kalsiyum ve stronsiyum genellikle Ca(NO 3)2 kristalli hidratlar formunda bulunur. 4H 2 O ve Sr(NO 3) 2 . 4H 2 O. Baryum nitrat için kristalli bir hidrat oluşumu karakteristik değildir. Isıtıldığında Ca (NO 3) 2. 4H 2 O ve Sr(NO 3) 2 . 4H 2 O kolayca su kaybeder. İnert bir atmosferde nitrat E, 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba)'ya kadar termal olarak stabildir. Kalsiyum nitratın hidratlı eriyiği 75 ° C'de asidik bir ortama sahiptir. Baryum nitratın bir özelliği, kristallerinin suda düşük çözünme hızıdır. Sadece baryum nitrat, kararsız bir K2 kompleksinin bilindiği kompleks oluşumuna eğilim gösterir. Kalsiyum nitrat alkollerde, metil asetatta, asetonda çözünür. Stronsiyum ve baryum nitratlar orada neredeyse çözünmez. Nitrat E'nin erime noktalarının 600 o C olduğu tahmin edilmektedir, ancak aynı sıcaklıkta ayrışma başlar:

E (NO 3) 2 \u003d E (NO 2) 2 + O 2.

Daha yüksek bir sıcaklıkta daha fazla ayrışma meydana gelir:

E (NO 2) 2 \u003d EO + NO 2 + NO.

E nitratlar piroteknikte uzun süredir kullanılmaktadır. Çok uçucu tuzlar E alevi uygun renklerle renklendirir: Ca - turuncu-sarı, Sr - kırmızı-karmin, Ba - sarı-yeşil. Sr örneğini kullanarak bunun özünü anlayalım: Sr 2+ iki HAO'ya sahiptir: 5s ve 5p veya 5s ve 4d. Bu sistemin enerjisini bilgilendireceğiz - ısıtacağız. Çekirdeğe daha yakın yörüngelerden gelen elektronlar bu HAO'lara hareket edecektir. Ancak böyle bir sistem kararlı değildir ve bir kuantum ışık şeklinde enerji salacaktır. Just Sr 2+, kırmızı dalgaların uzunluklarına karşılık gelen bir frekansla kuanta yayar. Piroteknik bileşimler elde edilirken, güherçile kullanılması uygundur, çünkü. sadece alevi renklendirmekle kalmaz, aynı zamanda ısıtıldığında oksijeni serbest bırakan bir oksitleyici ajandır. Piroteknik bileşimler, bir katı oksitleyici, bir katı indirgeyici madde ve indirgeyici maddenin alevini ağartan ve bir bağlayıcı madde görevi gören bazı organik maddelerden oluşur. Kalsiyum nitrat gübre olarak kullanılır.

Her şey fosfatlar Ve hidrofosfatlar E suda az çözünür. Uygun miktarda CaO veya CaC03'ün fosforik asit içinde çözülmesiyle elde edilebilirler. Ayrıca, aşağıdakiler gibi değişim reaksiyonları sırasında çökelirler:

(3-x) Ca 2+ + 2H x PO 4 - (3-x) \u003d Ca (3-x) (H x PO 4) 2.

(Gübre olarak) pratik öneme sahip olan, Ca (SO 4) ile birlikte bir parçası olan monosübstitüe kalsiyum ortofosfattır. süperfosfat. Şemaya göre alınır:

Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4

oksalatlar ayrıca suda az çözünür. Pratik önemi, 200 ° C'de kuruyan ve şemaya göre 430 ° C'de ayrışan kalsiyum oksalattır:

CaC 2 O 4 \u003d CaCO 3 + CO.

asetatlar E, kristalli hidratlar formunda izole edilir ve suda yüksek oranda çözünür.

İTİBAREN sülfatlar E - beyaz, suda az çözünür maddeler. Çözünürlük CaSO 4 . Normal sıcaklıkta 1000 g su başına 2H 2 O 8'dir. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, BaSO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10 -6 mol. Ca - Ra serisinde sülfatların çözünürlüğü hızla azalır. Ba 2+ bir sülfat iyonu reaktifidir. Kalsiyum sülfat kristalizasyon suyu içerir. 66 ° C'nin üzerinde, çözeltiden susuz kalsiyum sülfat salınır, aşağıda - CaSO 4 alçıtaşı. 2H 2 O. Alçının 170 ° C'nin üzerinde ısıtılmasına hidratlı suyun salınması eşlik eder. Alçı suyla karıştırıldığında, kristal hidrat oluşumu nedeniyle bu kütle hızla sertleşir. Alçının bu özelliği inşaatta kullanılmaktadır. Mısırlılar bu bilgiyi 2000 yıl kadar erken bir tarihte kullandılar. ESO 4'ün güçlü sülfürik asit içindeki çözünürlüğü sudakinden çok daha yüksektir (%10'a kadar BaSO4), bu da kompleks oluşumunu gösterir. Karşılık gelen kompleksler ESO 4'tür. H 2 SO 4 serbest halde elde edilebilir. Sülfatlı çift tuzlar alkali metaller ve amonyum sadece Ca ve Sr için bilinir. (NH 4) 2 suda çözünür ve analitik kimyada Ca'yı Sr'den ayırmak için kullanılır, çünkü (NH 4) 2 az çözünür. Alçı, sülfürik asit ve çimentonun kombine üretimi için kullanılır, çünkü. indirgeyici bir madde (kömür) ile ısıtıldığında, alçı ayrışır:

CaSO 4 + C \u003d CaO + SO 2 + CO.

Daha yüksek bir sıcaklıkta (900 o C), şemaya göre kükürt daha da azalır:

CaSO 4 + 3C \u003d CaS + CO 2 + 2CO.

Sr ve Ba sülfatların benzer bir ayrışması daha yüksek sıcaklıklarda başlar. BaSO 4 toksik değildir ve tıpta ve mineral boyaların üretiminde kullanılır.

sülfürler E, NaCl olarak kristalleşen beyaz katılardır. Oluşum ısıları ve kristal kafeslerin enerjileri (kcalmol): 110 ve 722 (Ca), 108 ve 687 (Sr), 106 ve 656 (Ba). Isıtıldıklarında elementlerden sentez yoluyla veya sülfatların kömürle kalsine edilmesiyle elde edilebilirler:

ES04 + 3C = ES + CO2 + 2CO.

Daha az çözünür CaS (0.2 hl). ES ısıtıldığında aşağıdaki reaksiyonlara girer:

ES + H20 \u003d EO + H2S; ES + G 2 \u003d S + EG 2; ES + 2O 2 \u003d ESO 4; ES + xS = ES x+1 (x=2.3).

Nötr bir çözeltideki alkali toprak metallerinin sülfürleri, şemaya göre tamamen hidrolize edilir:

2ES + 2H20 \u003d E (HS) 2 + E (OH) 2.

asit sülfürler bir sülfit çözeltisinin buharlaştırılmasıyla serbest halde de elde edilebilir. Kükürt ile reaksiyona girerler:

E (NS) 2 + xS \u003d ES x + 1 + H 2 S (x \u003d 2.3.4).

Kristalli hidratlardan BaS bilinmektedir. 6H 2 O ve Ca(HS) 2 . 6H 2 O, Ba (HS) 2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 tüyleri almak için kullanılır. ES, fosforesans fenomenine tabidir. bilinen polisülfidler E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. Bir ES süspansiyonunun su içinde kükürt ile kaynatılmasıyla elde edilirler. Havada ES oksitlenir: 2ES + 3O 2 \u003d 2ESO 3. CaS süspansiyonundan hava geçirilerek elde edilebilir. tiyosülfat Şemaya göre Sa:

2CaS + 2O 2 + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + CaS 2 O 3

Suda yüksek oranda çözünür. Ca - Sr - Ba serisinde tiyosülfatların çözünürlüğü azalır. Tellüridler E suda az çözünür ve ayrıca hidrolize tabidir, ancak sülfürlerden daha az ölçüde.

çözünürlük kromatlar Ca - Ba serisindeki E, sülfatlar durumunda olduğu kadar keskin bir şekilde düşer. Bu maddeler sarı renkçözünür tuzlar E'nin alkali metallerin kromatları (veya dikromatları) ile etkileşimi ile elde edilir:

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

Kalsiyum kromat, kristalli bir hidrat - CaCrO 4 formunda salınır. 2H20 (rPR CaCrO 4 = 3.15). Erime noktasından önce bile su kaybeder. SrCrO 4 ve ВаCrO 4 kristalli hidratlar oluşturmaz. pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93.

karbonatlar E beyaz, suda az çözünür maddeler. Isıtıldığında, ESO 3, CO2'yi ayırarak EO'ya geçer. Ca-Ba serisinde karbonatların termal stabilitesi artar. Bunlardan pratik olarak en önemlisi kalsiyum karbonattır (kireçtaşı). Doğrudan inşaatta kullanılır, ayrıca kireç ve çimento üretimi için hammadde görevi görür. Kireçtaşından yıllık dünya kireç üretimi on milyonlarca tondur. CaCO 3'ün termal ayrışması endotermiktir:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

ve kireçtaşı molü başına 43 kcal'lik bir harcama gerektirir. CaCO 3'ün kalsinasyonu şaft fırınlarında gerçekleştirilir. Kavurmanın bir yan ürünü değerli karbondioksittir. önemli inşaat malzemesi. Su ile karıştırıldığında, hidroksit oluşumu nedeniyle kristalleşme meydana gelir ve ardından şemalara göre karbonat oluşur:

CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2 ve Ca (OH) 2 + CO2 \u003d CaC03 + H20.

Çeşitli silikatlar ve kalsiyum alüminatların bir karışımından oluşan yeşilimsi gri bir toz olan çimento, muazzam derecede önemli bir pratik rol oynar. Su ile karıştırıldığında hidratasyon nedeniyle sertleşir. Üretiminde, sinterlemeden önce (1400-1500 C civarında) CaCO3 ile kil karışımı fırınlanır. Karışım daha sonra öğütülür. Çimentonun bileşimi, Cao bir baz ve diğer her şey asit anhidrit olmak üzere Cao, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3 bileşenlerinin yüzdesi olarak ifade edilebilir. Silikat (Portland) çimentosunun bileşimi esas olarak Ca 3 SiO 5 , Ca 2 SiO 4 , Ca 3 (AlO 3) 2 ve Ca (FeO 2) 2'den oluşur. Kavraması şemalara göre gider:

Ca 3 SiO 5 + 3H 2 O \u003d Ca 2 SiO 4. 2H 2 O + Ca (OH) 2

Ca 2 SiO 4 + 2H 2 O \u003d Ca 2 SiO 4. 2H 2 O

Ca 3 (AlO 3) 2 + 6H 2 O \u003d Ca 3 (AlO 3) 2. 6H 2 O

Ca (FeO 2) 2 + nH20 \u003d Ca (FeO 2) 2. nH2O.

Çeşitli macunların bileşimine doğal tebeşir eklenir. Bir CaCO3 çözeltisinden çökeltilen ince kristalli diş tozlarının bir parçasıdır. BaO, şemaya göre kömürle kalsinasyon yoluyla BaCO3'ten elde edilir:

VaCO 3 + C \u003d BaO + 2CO.

İşlem bir nitrojen akışında daha yüksek bir sıcaklıkta gerçekleştirilirse, siyanür baryum:

VaCO 3 + 4C + N2 \u003d 3CO + Ba (CN) 2.

Ba(CN)2 suda yüksek oranda çözünür. Ba(CN)2, sülfatlarla değişim bozunması yoluyla diğer metal siyanürleri üretmek için kullanılabilir. bikarbonatlar E suda çözünür ve yalnızca çözelti içinde, örneğin karbon dioksitin su içindeki bir CaC03 süspansiyonuna geçirilmesiyle elde edilebilir:

CO 2 + CaCO 3 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.

Bu reaksiyon tersinirdir ve ısıtıldığında sola kayar. Doğal sularda kalsiyum ve magnezyum bikarbonatların bulunması su sertliğine neden olur.

Ders “Metaller ve özellikleri” konusunu kapsayacaktır. alkali metaller. alkali toprak metalleri. Alüminyum". Alkali ve toprak alkali elementlerin genel özelliklerini ve modellerini öğrenecek, alkali ve toprak alkali metallerin kimyasal özelliklerini ve bunların bileşiklerini ayrı ayrı çalışacaksınız. Kimyasal denklemler yardımıyla su sertliği gibi bir kavram ele alınacaktır. Alüminyumu, özelliklerini ve alaşımlarını tanıyın. Oksijen yenileyici karışımlar, ozonitler, baryum peroksit ve oksijen üretiminin ne olduğunu öğreneceksiniz.

Konu: Temel metaller ve metal olmayanlar

Ders: Metaller ve özellikleri. alkali metaller. alkali toprak metalleri. Alüminyum

Periyodik sistem D.I.'nin I. grubunun ana alt grubu. Mendeleev, lityum Li, sodyum Na, potasyum K, rubidyum Rb, sezyum Cs ve fransiyum Fr'dir. Bu alt grubun elemanları aittir. Ortak adları alkali metallerdir.

Alkali toprak metalleri, D.I.'nin Periyodik Tablosunun II. grubunun ana alt grubundadır. Mendeleyev. Bunlar magnezyum Mg, kalsiyum Ca, stronsiyum Sr, baryum Ba ve radyum Ra'dır.

Alkali ve toprak alkali metaller, tipik metaller olarak belirgin indirgeme özellikleri sergilerler. Ana alt grupların elemanları için, artan yarıçapla metalik özellikler artar. Özellikle güçlü indirgeme özellikleri alkali metallerde kendini gösterir. O kadar güçlüdür ki, reaksiyonlarını seyreltik sulu çözeltilerle gerçekleştirmek pratik olarak imkansızdır, çünkü ilk reaksiyon su ile etkileşimleri olacaktır. Durum toprak alkali metaller için de benzerdir. Ayrıca su ile etkileşime girerler, ancak alkali metallerden çok daha az yoğundurlar.

Elektronik konfigürasyonlar alkali metallerin değerlik tabakası - ns 1 , burada n elektronik katmanın numarasıdır. Bunlara s-elemanları denir. Alkali toprak metaller için - ns 2 (s-elemanları). Alüminyumun değerlik elektronları vardır …3 s 2 3r 1(p öğesi). Bu elementler iyonik bağ tipinde bileşikler oluşturur. Onlar için bileşiklerin oluşumunda oksidasyon durumu grup numarasına karşılık gelir.

Tuzlarda metal iyonlarının tespiti

Metal iyonları alevin renk değişimi ile kolayca tanımlanır. Pirinç. 1.

Lityum tuzları - karmin kırmızısı alev rengi. Sodyum tuzları - sarı. Potasyum tuzları - kobalt camdan menekşe. Rubidyum - kırmızı, sezyum - menekşe mavisi.

Pirinç. 1

Alkali toprak metallerinin tuzları: kalsiyum - tuğla kırmızısı, stronsiyum - karmin kırmızısı ve baryum - sarımsı yeşil. Alüminyum tuzları alevin rengini değiştirmez. Havai fişek oluşturmak için alkali ve toprak alkali metallerin tuzları kullanılır. Ve hangi metal tuzlarının kullanıldığını renge göre kolayca belirleyebilirsiniz.

metal özellikleri

alkali metaller karakteristik metalik parlaklığa sahip gümüşi beyaz maddelerdir. Oksidasyon nedeniyle havada hızla kararırlar. Bunlar yumuşak metallerdir, Na, K, Rb, Cs yumuşaklık bakımından muma benzer. Bıçakla kolayca kesilirler. Onlar hafif. Lityum, 0,5 g/cm3 yoğunluğu ile en hafif metaldir.

Kimyasal özellikler alkali metaller

1. Metal olmayanlarla etkileşim

Alkali metaller yüksek indirgeme özelliklerinden dolayı halojenlerle şiddetli reaksiyona girerek ilgili halojenürü oluşturur. Isıtıldıklarında sülfür, fosfor ve hidrojen ile reaksiyona girerek sülfürler, hidritler ve fosfitler oluştururlar.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

Lityum, zaten oda sıcaklığında nitrojen ile reaksiyona giren tek metaldir.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, ortaya çıkan lityum nitrür geri döndürülemez hidrolize uğrar.

Li 3N + 3H20 → 3LiOH + NH3

2. oksijen ile etkileşim

Lityum oksit, lityum ile hemen oluşur.

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O ve oksijen sodyum ile reaksiyona girdiğinde sodyum peroksit oluşur.

2Na + O2 \u003d Na2O2. Diğer tüm metaller yandığında süperoksitler oluşur.

K + O 2 \u003d KO 2

3. su ile etkileşim

Su ile reaksiyona girerek, gruptaki bu metallerin aktivitelerinin yukarıdan aşağıya nasıl değiştiğini açıkça görebiliriz. Lityum ve sodyum, su, potasyum - bir flaş ve sezyum ile - zaten bir patlama ile sakince etkileşime girer.

2Li + 2H20 → 2LiOH + H2

4.

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

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

Alkali metallerin elde edilmesi

Metallerin yüksek aktivitesi nedeniyle, çoğunlukla klorürler olmak üzere tuzların elektrolizi ile elde edilebilirler.

Alkali metal bileşikleri çeşitli endüstrilerde yaygın olarak kullanılmaktadır. Tabloya bakınız. 1.

Adları, bu metallerin hidroksitlerinin alkali olması ve oksitlerin eskiden "toprak" olarak adlandırılmasından kaynaklanmaktadır. Örneğin, baryum oksit BaO, baryum toprağıdır. Berilyum ve magnezyum çoğunlukla toprak alkali metaller olarak sınıflandırılmaz. Radyoaktif olduğu için radyumu da dikkate almayacağız.

Alkali toprak metallerin kimyasal özellikleri.

1. ile etkileşimmetal olmayanlar

Ca + Cl 2 → 2CaCl 2

Ca + H2 CaH2

3Сa + 2P Сa 3P 2-

2. oksijen ile etkileşim

2Сa + O 2 → 2CaO

3. su ile etkileşim

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2 , ancak etkileşim alkali metallerden daha sakin.

4. Asitlerle etkileşim - güçlü oksitleyici ajanlar

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

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

Alkali toprak metallerinin elde edilmesi

Metalik kalsiyum ve stronsiyum, çoğunlukla klorürler olmak üzere erimiş tuzların elektrolizi ile elde edilir.

CaCl2Ca +Cl2

Baryum oksitten alüminotermik işlemle yüksek saflıkta baryum elde edilebilir

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

ALKALİ TOPRAK METALLERİNİN ORTAK BİLEŞİKLERİ

Alkali toprak metallerinin en ünlü bileşikleri şunlardır: CaO - sönmemiş kireç. Ca(OH)2 - sönmüş kireç, veya kireç suyu. Karbondioksit kireçli sudan geçirildiğinde, çözünmeyen kalsiyum karbonat CaCO 3 oluştuğu için bulanıklık meydana gelir.Fakat karbondioksitin daha fazla geçişi ile zaten çözünür bir bikarbonatın oluştuğunu ve çökeltinin kaybolduğunu unutmamalıyız.

Pirinç. 2

СaO + H 2 O → Ca (OH) 2

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O

CaCO 3 ↓+ H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2

alçı - bu CaSO 4 ∙ 2H 2 O, kaymaktaşı - CaSO 4 ∙ 0,5H 2 O. Alçı ve kaymaktaşı inşaatta, tıpta ve dekoratif ürünlerin imalatında kullanılır. Pirinç. 2.

Kalsiyum karbonat CaCO 3 birçok farklı mineral oluşturur. Pirinç. 3.

Pirinç. 3

kalsiyum fosfat Ca 3 (PO 4) 2 - fosforit, fosfor unu mineral gübre olarak kullanılır.

saf susuz kalsiyum klorür CaCl 2 higroskopik bir maddedir, bu nedenle laboratuvarlarda kurutucu olarak yaygın olarak kullanılır.

kalsiyum karbür- CaC2 . Şu şekilde elde edilebilir:

CaO + 2C → CaC 2 + CO. Kullanımlarından biri asetilen üretimidir.

CaC 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + C 2 H 2

Baryum sülfat BaSO 4 - barit. Pirinç. 4. Bazı çalışmalarda beyaz için referans olarak kullanılmıştır.

Pirinç. 4

suyun sertliği

Doğal su, kalsiyum ve magnezyum tuzları içerir. Dikkat çekici konsantrasyonlarda bulunurlarsa, çözünmeyen stearatların oluşumu nedeniyle sabun bu tür suda köpürmez. Kaynadığında, ölçek oluşur.

geçici sertlik kalsiyum ve magnezyum bikarbonatlar Ca(HCO 3) 2 ve Mg(HCO 3) 2 varlığından dolayı. Suyun bu sertliği kaynatılarak giderilebilir.

Ca (HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Kalıcı su sertliği katyonların varlığından dolayı Ca 2+ ., Mg 2+ ve anyonlar H 2 PO 4 -, Cl - , NO 3 - ve diğerleri Sabit su sertliği yalnızca iyon değişim reaksiyonları nedeniyle ortadan kaldırılır, bunun sonucunda magnezyum ve kalsiyum iyonları çökeltiye aktarılacaktır.

Ödev

1. Sayı 3, 4, 5-a (s. 173) Gabrielyan O.S. Kimya. Derece 11. Temel bir seviye. 2. baskı, ster. - E.: Bustard, 2007. - 220 s.

2. Çevrenin tepkisi nedir? su çözümü potasyum sülfür? Cevabınızı hidroliz reaksiyon denklemiyle destekleyin.

3. %1.5 sodyum klorür içeren deniz suyundaki sodyumun kütle fraksiyonunu belirleyin.

Periyodik sistemin ikinci grubunun ana alt grubu elementleri kapsar: berilyum, magnezyum, kalsiyum, stronsiyum, baryum ve radyum. Alkali toprak metallerinin genel adı altında bilinen bu alt grubun ana temsilcilerine göre - kalsiyum, stronsiyum ve baryum - ikinci grubun tüm ana alt grubuna alt grup da denir. alkali toprak metalleri.

Bu metallerin "alkali toprak" adı (bazen onlara magnezyum eklenir), çünkü oksitleri, kimyasal özelliklerinde, bir yandan alkaliler arasında, yani alkali metallerin oksitleri veya hidroksitleri arasında ve diğer yandan ara maddelerdir. el, " topraklar", yani. tipik bir temsilcisi alüminyum olan bu tür elementlerin oksitleri - ana bileşen kil Bu ara konumdan dolayı, kalsiyum, stronsiyum ve baryum oksitlerine "alkali topraklar" adı verildi.

Bu alt grubun ilk elemanı olan berilyum (değerliği dikkate alınmazsa), özelliklerinde alüminyuma ait olduğu üst grubun daha yüksek analoglarından çok daha yakındır. Bu grubun ikinci elementi olan magnezyum da terimin dar anlamıyla toprak alkali metallerden bazı açılardan önemli ölçüde farklıdır. Bazı reaksiyonlar onu ikinci grubun ikincil alt grubunun elementlerine, özellikle çinkoya yaklaştırır; bu nedenle, magnezyum ve çinko sülfatları, alkalin toprak metallerinin sülfatlarının aksine, kolayca çözünür, birbirine izomorfiktir ve bileşimde benzer çift tuzlar oluşturur. Daha önce, kural, birinci elemanın bir sonraki ana alt gruba, ikincisi - aynı grubun ikincil bir alt grubuna geçiş olan özellikleri ortaya çıkardığına göre belirtilmişti; ve genellikle sadece üçüncü element, grubun karakteristik özelliklerine sahiptir; bu kural özellikle toprak alkali metaller grubunda belirgindir.

İkinci grubun elementlerinin en ağırı - radyum - kimyasal özellikleri açısından, elbette, toprak alkali metallerin tipik temsilcilerine karşılık gelir, ancak, genellikle onu alkali toprak metalleri grubuna dahil etmek geleneksel değildir. daha dar bir anlam. Doğadaki dağılımının özellikleri ve ayrıca en karakteristik özelliği - radyoaktivite nedeniyle, ona özel bir yer vermek daha uygundur. tartışmada ortak özellikler Bu alt grubun elementleri, karşılık gelen fizikokimyasal özellikler henüz yeterince çalışılmadığından radyum dikkate alınmayacaktır.

Radyum hariç, toprak alkali alt grubunun tüm elementleri hafif metallerdir. Özgül ağırlığı 5'i geçmeyen hafif metaller denir. Sertlik açısından, grup II'nin ana alt grubunun metalleri, alkali metallerden önemli ölçüde üstündür. Bunların en yumuşakı olan baryum (özellikleri alkali metallere en yakın olanıdır) yaklaşık olarak kurşun sertliğine sahiptir. Bu metal grubunun erime noktaları, alkali metallerden çok daha yüksektir.

Grup II'nin ana alt grubunun tüm elementlerinde ortak olan, bileşiklerinde pozitif bir 2 değerlik gösterme özellikleridir ve sadece tamamen istisnai durumlarda pozitif olarak tek değerlidirler. Onlar için tipik olan 2+ değerlik ve ayrıca elementlerin seri numaraları, şüphesiz bizi bu metalleri ikinci grubun ana alt grubuna atfetmeye zorlar. Ek olarak, hepsi, elektrokimyasal voltaj serisinin sol tarafındaki konumlarıyla ve ayrıca elektronegatif elementlere olan güçlü afiniteleriyle belirlenen güçlü bir elektropozitif karakter gösterirler.

İkinci grubun ana alt grubunun elementlerinin normal potansiyellerinin değerine göre, listelenen tüm metaller suyu ayrıştırır; bununla birlikte, berilyum ve magnezyumun su üzerindeki etkisi, bu reaksiyondan kaynaklanan hidroksitlerin, örneğin magnezyum için düşük çözünürlüğü nedeniyle çok yavaş ilerler:

Mg + 2HOH \u003d Mg (OH) 2 + H2

Metal yüzeyinde oluşan Be ve Mg hidroksitleri, reaksiyonun daha sonraki seyrini engeller. Bu nedenle, küçük magnezyum hataları bile, tamamen magnezyum hidroksite dönüşmeden önce birkaç gün su ile temas halinde normal sıcaklıkta tutulmalıdır. Kalan toprak alkali metaller, su ile çok daha kuvvetli reaksiyona girer, bu da hidroksitlerinin daha iyi çözünürlüğü ile açıklanır. Baryum hidroksit çözülmesi en kolay olanıdır; normal potansiyel Ba, grubun diğer elementlerine kıyasla en düşük değere sahiptir, bu nedenle su ile olduğu kadar alkolle de çok kuvvetli reaksiyona girer. Alkali toprak metallerinin havaya direnci magnezyumdan baryuma doğru azalır. Voltaj dizisindeki konumlarına göre bu metaller, tüm ağır metalleri tuzlarının çözeltilerinden uzaklaştırır.

Normal M II O oksitler her zaman toprak alkali metallerin yanma ürünleri olarak elde edilir.Alkali toprak metal peroksitler alkali metal serisindekilerden çok daha az kararlıdır.

Alkali toprak metal oksitleri su ile birleşerek hidroksitleri oluşturur. ayrıca, bu reaksiyonun enerjisi, BeO'dan BaO'ya doğru çok belirgin bir şekilde artar. Hidroksitlerin çözünürlüğü de berilyum hidroksit ve baryum hidroksitten büyük ölçüde artar; ancak ikincisinin normal sıcaklıkta çözünürlüğü bile çok düşüktür. Aynı sırayla, bu bileşiklerin temel yapısı da artar - amfoterik berilyum hidroksitten kuvvetli bazik kostik baryuma.

Azot için ikinci grubun ana alt grubunun elementlerinin güçlü afinitesini not etmek ilginçtir. Artan atom ağırlığı ile bu elementlerde azotlu bileşikler oluşturma eğilimi artar (nitrür oluşum ısılarının bu yönde azalmasına rağmen); uygun alkali toprak metallerinde, nitrür oluşturma eğilimi o kadar büyüktür ki, ikincisi, sıradan nitrürde bile yavaş yavaş azotla birleşir.

alkali toprak metalleri alkali metaller gibi, hidrojenle birleşerek hidritleri oluştururlar, örneğin:

Ca + H2 \u003d CaH 2.

Etn hidritler de tuz benzeri bir karaktere sahiptir ve bu nedenle, alkali metal hidritlerde olduğu gibi, bunlarda hidrojenin elektronegatif bir bileşen olduğu varsayılmalıdır.

MgH2'yi elementlerden doğrudan elde etmek daha zordur, ancak genellikle BeH2'yi bu şekilde sentezlemek mümkün olmamıştır. MgH2 ve BeH2, alkali toprak metal hidritler gibi katı ve uçucu olmayan bileşiklerdir, ancak ikincisinden farklı olarak belirgin bir tuz benzeri karaktere sahip değildirler.

İkinci grubun ana alt grubunun tüm elemanları, 2: Be 2+, Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Ra 2+ pozitif yüklü renksiz iyonlar oluşturur. Berilyum ayrıca renksiz anyonlar [BeO 2 ] 2+ ve [Be(OH) 4 ] 2+ oluşturur. Bu elementlerin renksiz ve tüm tuzları M II X 2, eğer renkli anyonların türevi değillerse.

Radyum tuzlarının kendileri de renksizdir. Ancak radyum klorür ve bromür gibi bazıları içerdikleri radyumun radyasyonuyla yavaş yavaş renklenir ve sonunda kahverengiden siyaha bir renk alır. Yeniden kristalleşme üzerine tekrar beyaza dönerler.

Birçok alkali toprak metal tuzu suda çok az çözünür. Bu tuzların çözünürlüğündeki değişiklikte genellikle belirli bir model bulunur: örneğin sülfatlarda, alkalin toprak metalinin atom ağırlığındaki bir artışla çözünürlük hızla azalır. Kromitlerin çözünürlüğü de yaklaşık olarak aynı şekilde değişir. Fosfatlar, oksalatlar ve karbonatlar gibi, zayıf asitli ve orta kuvvette asitli toprak alkali metallerin oluşturduğu tuzların çoğunun çözülmesi zordur; ancak bazıları kolayca çözünür; ikincisi sülfürleri, siyanürleri, tiyosiyanatları ve asetatları içerir. Ba'dan Be'ye geçerken hidroksitlerin temel karakterinin zayıflaması nedeniyle, karbonatlarının hidroliz derecesi aynı sırayla artar. Termal kararlılıkları da aynı yönde değişir: baryum karbonat beyaz ısı sıcaklığında bile tamamen ayrışırken, kalsiyum karbonat nispeten zayıf kalsinasyonla bile tamamen CaO ve CO2'ye ayrışabilir ve magnezyum karbonat daha da kolay ayrışır.

Kossel'in teorisinin bakış açısından, toprak alkali elementlerinin iki değerlikli doğasının nedeni şudur: periyodik sistem hepsi, ilgili soy gazlarından aşağıdakilerle çıkarılır: 2 element, yani her birinin önceki soy gazdan 2 fazla elektronu vardır. Alkali toprak grubunun elementlerinde atomların asal gazların konfigürasyonunu üstlenme eğiliminden dolayı, iki elektronda hafif bir bölünme meydana gelir, ancak daha fazla bölünme meydana gelir, çünkü daha fazla bölünme, konfigürasyonun zaten tahrip olmasına neden olurdu. inert gazlar.

Grup I ve II'nin ana alt gruplarının metalleri. suyun sertliği

Periyodik element sisteminde, metaller esas olarak I-Ill gruplarının ana alt gruplarında ve ikincil alt gruplarda bulunur.

IA grubunda dış enerji seviyesindeki elementlerin atomları s 1 durumunda 1 elektrona sahipken, IIA grubunda harici EU üzerindeki atomlar s 2 durumunda 2 elektrona sahiptir. Bu elemanlar s elemanlarıdır. IIIA grubunda, tüm elementler, harici EC'de s 2 p 1 durumunda 3 elektrona sahiptir. P-elemanlarına atıfta bulunurlar.

IA grubu, aktivitesi yukarıdan aşağıya hareket ederken atomların yarıçapındaki bir artış nedeniyle artan alkali metaller Li, Na, K, Rb, Cs, Fr içerir, metalik özellikler aynı şekilde artar. IIA grubunun alkali toprak metallerinde Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra ve Grup IIIA metalleri Al, Ga, In, Tl.

R2O tipi oksitler, yalnızca Li için karakteristiktir, diğer tüm alkali metaller için, R2O2 peroksitleri, güçlü oksitleyici ajanlar olan karakteristiktir.

Bu grupların tüm metalleri bazik oksitler ve amfoterik özellikler sergileyen Be ve Al dışındaki hidroksitler.

Fiziksel özellikler

Serbest halde tüm metaller gümüşi beyaz maddelerdir. Magnezyum ve toprak alkali metaller dövülebilir ve sünektir, alkali metallerden daha sert olmasına rağmen oldukça yumuşaktır. Berilyum, kayda değer sertliği ve kırılganlığıyla dikkat çekerken, baryum keskin bir darbeyle parçalanır.

Normal koşullar altında kristal halde, berilyum ve magnezyum altıgen bir yapıya sahiptir. kristal kafes, kalsiyum, stronsiyum - kübik yüz merkezli kristal kafes, baryum - metalik tipte kübik gövde merkezli kristal kafes Kimyasal bağ, bu onların yüksek termal ve elektrik iletkenliğine neden olur.

Metaller, alkali metallerden daha yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptir ve elementin sıra sayısındaki bir artışla, metalin erime noktası, kristal kafes tipindeki bir değişiklik ile ilişkili olarak monoton olmayan bir şekilde değişir.

Berilyum ve magnezyum güçlü bir oksit film ile kaplanır ve havada değişmez. Alkali toprak metalleri çok aktiftir, sızdırmaz ampullerde, bir vazelin yağı veya kerosen tabakası altında depolanırlar.

Biraz fiziksel özellikler berilyum, magnezyum ve toprak alkali metaller tabloda gösterilmiştir.

alkali metaller- Bunlar karakteristik metalik parlaklığa sahip gümüşi beyaz maddelerdir. Oksidasyon nedeniyle havada hızla kararırlar. Bunlar yumuşak metallerdir, Na, K, Rb, Cs yumuşaklık bakımından muma benzer. Bıçakla kolayca kesilirler. Onlar hafif. Lityum, 0,5 g/cm3 yoğunluğu ile en hafif metaldir.

Alkali metallerin kimyasal özellikleri

1. Metal olmayanlarla etkileşim

Alkali metaller yüksek indirgeme özelliklerinden dolayı halojenlerle şiddetli reaksiyona girerek ilgili halojenürü oluşturur. Isıtıldıklarında sülfür, fosfor ve hidrojen ile reaksiyona girerek sülfürler, hidritler ve fosfitler oluştururlar.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

2Na + S → Na 2S

2Na + H 2 → 2NaH

3Na + P → Na 3P

Lityum, zaten oda sıcaklığında nitrojen ile reaksiyona giren tek metaldir.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, ortaya çıkan lityum nitrür geri döndürülemez hidrolize uğrar.

Li 3N + 3H20 → 3LiOH + NH3

Lityum oksit, lityum ile hemen oluşur.

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O ve oksijen sodyum ile reaksiyona girdiğinde sodyum peroksit oluşur.

2Na + O2 \u003d Na2O2. Diğer tüm metaller yandığında süperoksitler oluşur.

K + O 2 \u003d KO 2

Su ile reaksiyona girerek, gruptaki bu metallerin aktivitelerinin yukarıdan aşağıya nasıl değiştiğini açıkça görebiliriz. Lityum ve sodyum sakince su ile, potasyum bir flaşla ve sezyum bir patlama ile etkileşime girer.

2Li + 2H20 → 2LiOH + H2

4.

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

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

Alkali metallerin elde edilmesi

Metallerin yüksek aktivitesi nedeniyle, çoğunlukla klorürler olmak üzere tuzların elektrolizi ile elde edilebilirler.

Alkali metal bileşikleri çeşitli endüstrilerde yaygın olarak kullanılmaktadır.

alkali toprak metalleri

Adları, bu metallerin hidroksitlerinin alkali olması ve oksitlerin eskiden "toprak" olarak adlandırılmasından kaynaklanmaktadır. Örneğin, baryum oksit BaO, baryum toprağıdır. Berilyum ve magnezyum çoğunlukla toprak alkali metaller olarak sınıflandırılmaz. Radyoaktif olduğu için radyumu da dikkate almayacağız.

Alkali toprak metallerin kimyasal özellikleri

1. Metal olmayanlarla etkileşim

Ca + Cl 2 → 2CaCl 2

Ca + S → CaS

Ca + H 2 → CaH 2

3Сa + 2P → Сa 3P 2-

2. Oksijen ile Etkileşim

2Сa + O 2 → 2CaO

3. Su ile Etkileşim

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2 , ancak etkileşim alkali metallerden daha sakin.

4. Asitlerle etkileşim - güçlü oksitleyici ajanlar

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

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

Alkali toprak metallerinin elde edilmesi

Metalik kalsiyum ve stronsiyum, çoğunlukla klorürler olmak üzere erimiş tuzların elektrolizi ile elde edilir.

CaCl2Ca +Cl2

Baryum oksitten alüminotermik işlemle yüksek saflıkta baryum elde edilebilir

Alkali toprak metalleri, karbonatların veya nitratların termal ayrışmasıyla elde edilen bazik oksitleri oluşturur:

CaC03 \u003d CaO + CO2; 2Ba(NO 3) 2 = 2BaO + 4NO 2 + O 2

Çözünür güçlü bazlar (alkaliler) oluşturmak için su ile kuvvetli bir şekilde etkileşime girer.

Ca(OH)2'den Ba(OH)2'ye geçişte çözünürlük belirgin şekilde artar (0,02 M'den 0,2 M'ye), hidroksitlerin termal stabilitesi aynı yönde artar ve temel özellikler artar. Bazlar, güç bakımından yalnızca alkali metal hidroksitlerden sonra ikinci sıradadır. Ba (OH) 2 - barit su çözeltisi - CO2 için bir laboratuvar reaktifi.

Alkali toprak metal katyonları, tüm asitlerle tuzlar oluşturur. Yüksek oranda çözünür halojenürler, nitratlar, perkloratlar ve çoğu asit tuzu. Florürler, karbonatlar, silikatlar ve fosfatlar suda az çözünür. İnce kristalli bir baryum sülfat çökeltisinin oluşumu, sülfat anyonuna kalitatif bir reaksiyondur:

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 

Doğal suda çözünür kalsiyum ve magnezyum tuzlarının varlığı sertliğini belirler. nicel olarak sertlik Ca2+ ve Mg2+ katyonlarının toplam konsantrasyonuyla ölçülür (mmol eşdeğer/l). Geçici (karbonat) ve kalıcı sertlik vardır. Birincisi kaynatılarak çıkarılır:

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaC03 + CO2 + H20; Mg (HCO 3) 2 \u003d Mg (OH) 2 + 2CO 2

Kalıcı sertliği gidermek için suya kalsiyum ve magnezyum katyonlarını çökelten maddeler (soda, sodyum fosfat vb.) eklenir. Ayrıca iyon değiştirme yöntemi kullanılır, bu durumda Ca2+ ve Mg2+ katyonları polimer reçinesinin (katyon değiştirici) yüzeyinde tutulan hidrojen veya alkali metal katyonları ile değiştirilir.

hidritler güçlü indirgeyici maddeler olan hidrojen salınımı ile su ile ayrışan beyaz tuz benzeri maddelerdir. Berilyum ve magnezyumdan farklı olarak, toprak alkali metal hidritler doğrudan sentez yoluyla elde edilebilir:

Ca + H2 \u003d CaH2

Edebiyat: s. 587 - 599, s. 481 - 486, s. 447 - 460

7.4. ia-alt grubunun elemanları (alkali metaller)

IA alt grubunun elementleri: lityum - Li, sodyum - Na, potasyum - K, rubidyum - Rb, sezyum - Cs ve radyoaktif fransiyum genellikle alkali metaller olarak adlandırılır. Genel formül ns 1, alkali metaller tarafından oksidasyon durumunun +1 tezahürünü belirler.

Li – Na – K – Rb – Cs serilerinde etkin yarıçapta bir artış ve iyonlaşma enerjisinde bir azalmaya metallerin aktivitesinde gözle görülür bir artış eşlik eder. Lityum atomunun küçük yarıçapı, bu element ile diğer alkali metaller arasında, öncelikle kovalent bağlar oluşturma eğiliminde kendini gösteren oldukça güçlü farklılıklara neden olur. Sodyum ve özellikle potasyum alt grubunun elementleri için kovalent bağların oluşumu atipiktir. Lityum katyonunun küçük boyutu ve yüksek hidrasyon enerjisi, standart elektrot potansiyelleri serisinde beklenen alkali metal dizisinin ihlaline yol açar (ilk önce lityumdur). Alkali metallerin beklenen aktivite dizisi, sodyumun daha aktif olduğu, iyonu tarafından daha güçlü kristal kafeslerin oluşumu ile ilişkili olan eriyiklerde de ihlal edilir:

KOH + Na = NaOH + K

Lityum, sodyum, potasyum ve rubidyum gümüşi beyaz metallerdir, sezyum altın sarısıdır. Havada lityum, sodyum ve potasyumun yüzeyi çok çabuk kararır, rubidyum ve sezyum kendiliğinden tutuşur. Lityum, sodyum ve potasyum bir vazelin veya vazelin yağı tabakası altında saklanır, rubidyum ve sezyum kapalı ampullerde saklanır. Metaller çok hafif ve eriyebilir, oldukça geniş bir sıvı hal aralığına sahiptirler. Alkali metaller çok yumuşaktır, sodyum ve potasyum bıçakla kolayca kesilir.

Lityum, sodyum ve potasyum doğada çok yaygındır, birçok bağımsız mineral oluştururlar: LiAl (SiO 3) 2 - spodumen, LiAl (PO 4) F - ambligonit, NaCl halit (kaya veya sofra tuzu), Na 2 SO 4 10H 2 O - mirabilit, KCl - silvin, NaClKCl - silvinit, KClMgCl 2 6H 2 O - karnalit, KClMgSO 4 3H 2 O - kainit. Rubidyum ve sezyum bağımsız mineraller oluşturmazlar; potasyum minerallerinde safsızlıklar olarak bulunurlar.

Lityum ve sodyum, iyonik eriyiklerin elektrolizi ile elde edilir. Potasyum genellikle bileşiklerinin eriyiklerinin sodyum veya magnezyum ile indirgenmesiyle elde edilir.

Lityum, alaşım katkı maddesi olarak kullanılır, alaşımlara sertlik ve süneklik kazandırır. Sodyum, nükleer reaktörlerde soğutucu olarak ve metalotermide indirgeyici ajan olarak ve ayrıca dienlerin polimerizasyonu için bir katalizör olarak kullanılır. Laboratuvarlarda sodyum, gazları ve organik çözücüleri kurutmak için yaygın olarak kullanılmaktadır. Potasyum, endüstride indirgeyici madde ve soğutucu olarak kullanılır (esas olarak sodyum ile sıvı bir alaşım şeklinde). Rubidyum ve sezyum esas olarak güneş pillerinin üretimi için kullanılır.

Kimyasal özellikler. Çok aktif metaller, inert gazlar hariç tüm metal olmayanlarla reaksiyona girer. Oksijen ile oksidasyon ürünlerinin bileşimi, metalin doğasına bağlıdır: lityum bir oksit oluşturur, sodyum ve potasyum peroksit bileşikleri oluşturur.

4Li + O2 = 2Li20; 2Na + O2 \u003d Na2O2; K + O2 = KO2

sodyum peroksit potasyum süperoksit

Su, potasyum ile çok kuvvetli reaksiyona girerler - bir patlama ile:

2K + 2H20 = 2KOH + H2

Bir katalizör varlığında reaksiyona girdikleri amonyakta çözünür:

2Na + 2NH3 \u003d 2NaNH2 + H2

Su ile yavaş yavaş ayrışan ve hafif bir indirgeyici madde olarak kullanılan amalgamlar oluşturmak için cıvada çözünür. Oksitlerle aktif olarak reaksiyona girerler, onlardan oksijen alırlar ve bir karbon monoksit atmosferinde (IV) yanarlar:

4Na + Si02 \u003d 2Na20 + Si; 4Li + CO 2 \u003d 2Li 2 O + C