Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http :// www . allbest . ru /
Щёлочноземельные металлы -- химические элементы 2-й группы главной подгруппы, кроме бериллия и магния: кальций, стронций, барий и радий. Относятся ко 2-й группе элементов по новой классификации ИЮПАК. Названы так потому, что ихоксиды -- «земли» (по терминологии алхимиков) -- сообщают воде щелочную реакцию. Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов.
Его характер перехода обусловлен особенностями его электронной структуры. В случае «типичных» элементов число электронов на внешней орбите увеличивается с увеличением атомного номера. В переходных металлах увеличение атомного номера также указывает на увеличение электронов, но не на внешней орбите. Переходные металлы удерживают в нем не более двух электронов, а внутренняя часть «заполнена» электронами.
Девяти переходных металлов, блестящих и беловато-серых, известны под названием триады, потому что они образуют группы из трех. Те из первых триад, железа, кобальта и никеля, являются сильно магнитными. Следующие две триады, называемые легкой и тяжелой платиной, также хорошо сочетаются. Сплавы шести, есть десятки формул, используются в ювелирных изделиях и прецизионных инструментах. Железо, никель и кобальт встречаются в чистой форме по природе и встречаются вместе. Но в таком состоянии они принадлежат к другому миру.
Все щёлочноземельные металлы -- серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение -- стронций). Плотность щелочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который самый лёгкий из них (с = 1,55 г/см?), самый тяжёлый -- радий, плотность которого примерно равна плотности железа.
Массы, где они находятся, весом несколько тонн, являются метеоритами. Первобытный человек, вероятно, использовал этот металл, прежде чем он получил железо. Как платина, так и палладий находятся в виде чистых самородков, которые являются частью наследия Земли. Но эти металлы изнашиваются так мало с течением времени, что важным источником питания являются старые плавленые платиновые и палладиевые объекты.
Две платиновые триады связаны почти одинаково. В «верфи» Хадсона, Нью-Йорк, отмечается реакция железа с кислородом на оксид железа. Вместо того, чтобы быть легкими, мягкими и реактивными, они тяжелые, твердые и инертные. Хотя щелочные металлы никогда не являются свободными по своей природе, эти переходные элементы проявляются в виде чистых самородков. Однако обе группы имеют один электрон на внешней орбите своих атомов и должны иметь схожие свойства. Причина их различий заключается в предпоследней электронной орбите.
Щелочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns?, и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щелочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1). Химическая активность щелочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера.
Большинство щелочных металлов имеют восемь электронов в этом слое. И восемь - магическое число в электронных кругах. Это наиболее устойчивое расположение, которое может иметь внешняя орбита атома. Вот почему щелочные металлы реагируют насильственно, чтобы избавиться от своего неудобного внешнего электрона и достичь своего рода атомной нирваны. Но медь, золото и серебро имеют не 8, а 18 электронов в их предпоследнем слое. Даже когда они теряют свой внешний электрон, они далеки от стабильности восьми.
Вот почему они не реагируют, что объясняет их присутствие в природе в чистом виде. В то время как соблазнительный ореол всегда окружал золото, серебро и медь для использования в монетах и ювелирных изделиях, вторая семья, цинк, кадмий и ртуть, более прозаична. Кадмиевые сплавы распространены в высокоскоростных подшипниках. Цинк находится в «оцинкованном» внутреннем кубе.
Все щелочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щелочноземельным металлом являетсякальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры). Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6?10?4% от массы земной коры. Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щелочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1?10?10% (от массы земной коры).
Это прочный металл; сегодня есть золото, которое, безусловно, было частью какого-то египетского сокровища. Никакая другая группа элементов не так разнообразна. Вероятно, это потому, что они находятся вблизи середины периодической таблицы; с тремя или четырьмя электронами в его внешнем слое, находятся между суперщелочными металлами и супер-неметаллами, которые являются галогенами. Из этого нигде земли не приходит сам человек, а на самом деле - вся жизнь. Потому что углерод иногда может вести себя как металл, а иногда и неметалл, его можно комбинировать в фантастическом разнообразии способов.
Бериллий
БЕРИЛЛИЙ (лат. Вeryllium), Ве, химический элемент с атомным номером 4 и атомной массой 9,01218. Химический символ элемента Be читается «бериллий». В природе встречается только один стабильный нуклид 9 Be. В периодической системе элементов Д. И. Менделеева бериллий расположен в группе IIА во втором периоде. Электронная конфигурация атома бериллия 1s 2 2s 2 . Атомный радиус 0,113 нм, радиус иона Ве 2+ 0,034 нм. В соединениях проявляет только степень окисления +2 (валентность II). Энергии последовательной ионизации атома Ве 9,3227 и 18,211 эВ. Значение электроотрицательности по Полингу 1,57. В свободном виде -- серебристо-серый легкий металл.
Существует более двух миллионов углеродных соединений, в полтора раза больше числа, образованного всеми другими элементами. Где-то между этим множеством углеродных веществ и еще предстоит идентифицировать, являются живые молекулы, которые распространяются, производя все формы жизни. Ученые, ищущие какой-то другой элемент, который также может служить основой жизни, находят только один, кремний, близкий к углероду.
Они меняются только тем, как их атомы расположены в кристаллах. Эти различные формы, называемые алотропными, различаются по структуре, цвету и химическому поведению в зависимости от количества атомов в молекуле газа или от расположения атомов в твердом теле.
Нахождение в природе
Бериллий относится к редким элементам, его содержание в земной коре 2,6·10- 4 % по массе. В морской воде содержится до 6·10 -7 мг/л бериллия. Основные природные минералы, содержащие бериллий: берилл Be 3 Al 2 (SiO 3) 6 , фенакит Be 2 SiO 4 , бертрандит Be 4 Si 2 O 8 ·H 2 O и гельвин (Mn, Fe, Zn) 4 3 S. Окрашенные примесями катионов других металлов прозрачные разновидности берилла -- драгоценные камни, например, зеленый изумруд, голубой аквамарин, гелиодер, воробьевит. Их научились синтезировать искусственно
В этом взрыве, крупнейшем неядерном в истории, взорвалось 375 тонн нитратов. Пять элементов азотного семейства имеют пять электронов на их внешней орбите. Однако от самых легких до самых тяжелых их свойства идут от неметаллических до металлических. В более тяжелых конечностях внешние электроны находятся дальше от ядра и поэтому легче теряются. Пять элементов семейства кислорода имеют шесть электронов на внешней орбите. От самых легких до самых тяжелых они имеют тенденцию быть металлическими.
Его ядро состоит из одного протона, вокруг которого вращается одиночный электрон. Он иногда сгруппирован с щелочными металлами, но есть равная причина поместить его среди галогенов; Подобно водороду, каждый галоген предшествует инертному газу в периодической таблице. Это активный «двухатомный» газ, т.е. молекулы водорода состоят из двух атомов, соединенных вместе. При высоких температурах ядра двух атомов «соединены слиянием», выделяя огромное количество энергии. Группа элементов, называемых галогенами, активна как водород.
Физические свойства. Металлический бериллий характеризуется высокой хрупкостью. Температура плавления 1278 °C, температура кипения около 2470 °C, плотность 1,816 кг/м 3 .
Химические свойства
Химические свойства бериллия во многом похожи на свойства магния и, особенно, алюминия. Близость свойств бериллия и алюминия объясняется почти одинаковым отношением заряда катиона к его радиусу для ионов Be 2+ и Al 3+ . На воздухе бериллий, как и алюминий, покрыт оксидной пленкой, придающей бериллию матовый цвет.
Все они имеют семь электронов на внешней орбите: по этой причине они легко переносят один электрон из других атомов, образуя «ионы» с электрическим зарядом. Бассейны, а также большинство основных источников воды для населения, дезинфицируются путем добавления одной части хлора на каждый миллион частей воды. Хотя для поддержания жизни необходим кислород, избыток смертелен. Эти элементы явно неметаллические: их самые внешние электроны удерживаются так сильно, что они редко устанавливают реакции. Галогены находятся в трех знакомых физических состояниях.
Наличие оксидной пленки предохраняет металл от дальнейшего разрушения и обусловливает его невысокую химическую активность при комнатной температуре. При нагревании бериллий сгорает на воздухе с образованием оксида BeO, реагирует с серой и азотом. С галогенами бериллий реагирует при обычной температуре или при слабом нагревании, например:
Фтор и хлор представляют собой газы; бром является единственным элементом, кроме ртути, который является жидким при комнатной температуре; йод и астатин являются твердыми. Галогены ядовитые, коррозионные и мощные бактерициды. Настойка йода является хорошим антисептиком; фторид натрия уменьшает кариес, вызванный некоторыми бактериями. Эти инертные элементы относятся к числу редких известно; неон, криптон и ксенон являются седьмым, пятым и четвертым в порядке дефицита среди естественных элементов. Хотя гелий можно добывать из природного газа, а радон получается как продукт распада радия, другие получают только из воздуха.
Be + Cl 2 = ВеСl 2
Все эти реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты, так как прочность кристаллических решеток возникающих соединений (BeO, BeS, Be 3 N 2 , ВеСl 2) довольно велика. Благодаря образованию на поверхности прочной пленки оксида бериллий не реагирует с водой. Как и алюминий, бериллий реагирует с кислотами и растворами щелочей:
Они составляют менее 1% атмосферы и получены коммерчески путем деликатного фракционирования жидкого воздуха. Низкая коммуникабельность и экстремальная стабильность инертных газов обусловлены их электронной структурой. Поскольку их внешняя орбита полностью заполнена электронами, у этих атомов практически нет стимула потерять или получить электроны в присутствии других атомов. Совсем недавно, как большой успех в современной химии, он сумел убедить некоторые из этих ленивых элементов в сочетании с газообразным фтором.
Все инертные газы на этих страницах, кроме радона, были запечатаны в стеклянных трубах и сфотографированы при прохождении электрического заряда через трубу, что заставляло газы светиться их характерными цветами. Радиоактивный радон помещали на фоне сульфида цинка, который светился желто-зеленым светом. Наверху реклама распространяется на швейную машину. В нижнем объявлены шоколадные конфеты с молоком и сладостями.
щ елочноземельны й металл химически й
Be + 2HCl = BeCl 2 + H 2 ,
Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 .
Гидроксид бериллия Be(OH) 2 -- полимерное соединение, нерастворимое в воде. Оно проявляет амфотерные свойства:
Be(OH) 2 + 2КOH =К 2 ,
Be(OH) 2 + 2HСl = BeСl 2 + 2H 2 O.
В большинстве соединений бериллий проявляет координационное число 4. Например, в структуре твердого BeCl 2 имеются цепочки с мостиковыми атомами хлора. За счет образования прочных тетраэдрических анионов многие соединения бериллия вступают в реакции с солями других металлов:
Это мягкие и ковкие металлы, и они не скудны. Церий, который является наиболее распространенным, существует в большем количестве, чем олово или свинец, а тулий, который является дефицитным, только реже, чем йод. Путаница объясняется тем, что сначала оксиды были взяты самими элементами. Все 15 редкоземельных элементов имеют два внешних электрона и восемь или девять во втором внутреннем слое. Они отличаются электронами третьего внутреннего слоя. Но в атомах различия в третьем слое действительно очень малы.
Неудивительно, что редкоземельные элементы - очень близкая семья. Минерал, содержащий один из них, содержит все остальные; Тем не менее, семья была использована в промышленности с начала нынешнего столетия в виде смесей. Смесь редкоземельных элементов в сочетании с углеродом продуцирует дуговые огни. И многие редкоземельные соединения попадают в стакан хорошего качества, делая его совершенно бесцветным или сообщая о интенсивных окрасках. Названные второй серией редкоземельных элементов, все они имеют электронные структуры и аналогичные свойства.
BeF 2 + 2KF = K 2
С водородом бериллий непосредственно не взаимодействует. Гидрид бериллия BeH 2 -- полимерное вещество, его получают реакцией
BeCl 2 + 2LiH = BeH 2 + 2LiCl,
проводимой в эфирном растворе. Действием на гидроксид бериллия Be(OH) 2 растворами карбоновых кислот или при упаривании растворов их бериллиевых солей получают оксисоли бериллия, например, оксиацетат Be 4 O(CH 3 COO) 6 . Эти соединения содержат тетраэдрическую группировку Be 4 O, по шести ребрам этого тетраэдра располагаются ацетатные группы. Такие соединения играют большую роль в процессах очистки бериллия, так как они не растворяются в воде, но хорошо растворяются в органических растворителях и легко возгоняются в вакууме.
Все они радиоактивны; его дезинтеграция может длиться мгновенно или миллионы лет. Все те, у которых атомные числа выше 92, уран, теперь созданы человеком в атомных прерывателях. Вероятно, они существовали однажды в природе, но они исчезли. 11 искусственных элементов дополняют серию актинидов, но, возможно, есть и другие, которые образуют третью серию. Здесь представлены 10 актинидов; последние 5 не существуют в видимых количествах.
Эта фотография является одной из двух опубликованных. Составными частями семьи 1А являются. Все щелочные металлы чрезвычайно реакционноспособны при воздействии кислорода или воды, как и любой другой. Как только энергии тех же самых являются самыми низкими из таблицы, потеря последнего электрона слоя выполняется без отрыва большой энергии.
Применение
Бериллий в основном используют как легирующую добавку к различным сплавам. Добавка бериллия значительно повышает твердость и прочность сплавов, коррозионную устойчивость поверхностей изготовленных из этих сплавов изделий. Бериллий слабо поглощает рентгеновское излучение, поэтому из него изготавливают окошки рентгеновских трубок (через которые излучение выходит наружу). В атомных реакторах из бериллия изготовляют отражатели нейтронов, его используют как замедлитель нейтронов. В смесях с некоторыми?-радиоактивными нуклидами бериллий используют в ампульных нейтронных источниках, так как при взаимодействии ядер бериллия-9 и?-частиц возникают нейтроны: 9 Ве(?, n) 12 C.
Получение Бериллия
Извлечение бериллия из его природных минералов (в основном берилла) включает в себя несколько стадий, при этом особенно важно отделить бериллий от сходного по свойствам и сопутствующего бериллию в минералах алюминия. Можно, например, сплавить берилл с гексафторосиликатом натрия Na 2 SiF 6:
Be 3 Al 2 (SiO 3) 6 + 12Na 2 SiF 6 = 6Na 2 SiO 3 + 2Na 3 AlF 6 + 3Na 2 + 12SiF 4 .
В результате сплавления образуются криолит Na 3 AlF 6 -- плохо растворимое в воде соединение, а также растворимый в воде фторобериллат натрия Na 2 . Его далее выщелачивают водой. Для более глубокой очистки бериллия от алюминия применяют обработку полученного раствора карбонатом аммония (NH 4) 2 CO 3 . При этом алюминий оседает в виде гидроксида Al(OH) 3 , а бериллий остается в растворе в виде растворимого комплекса (NH 4) 2 . Этот комплекс затем разлагают до оксида бериллия ВеО при прокаливании:
(NH 4) 2 = BeO + 2CO 2 + 2NH 3 + H 2 O.
Другой метод очистки бериллия от алюминия основан на том, что оксиацетат бериллия Be 4 O(CH 3 COO) 6 , в отличие от оксиацатата алюминия + CH 3 COO-, имеет молекулярное строение и легко возгоняется при нагревании. Известен также способ переработки берилла, в котором сначала берилл обрабатывают концентрированной серной кислотой при температуре 300°C, а затем спек выщелачивают водой. Сульфаты алюминия и бериллия при этом переходят в раствор. После добавления к раствору сульфата калия K 2 SO 4 удается осадить алюминий из раствора в виде алюмокалиевых квасцов KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O. Дальнейшую очистку бериллия от алюминия проводят так же, как и в предыдущем методе.
Наконец, известен и такой способ переработки берилла. Исходный минерал сначала сплавляют с поташем K 2 CO 3 . При этом образуются бериллат K 2 BeO 2 и алюминат калия KAlO 2:
Be 3 Al 2 (SiO 3) 6 + 10K 2 CO 3 = 3K 2 BeO 2 + 2KAlO 2 + 6K 2 SiO 3 + 10CO 2
После выщелачивания водой полученный раствор подкисляют серной кислотой. В результате в осадок выпадает кремниевая кислота. Из фильтрата далее осаждают алюмокалиевые квасцы, после чего в растворе из катионов остаются только ионы Ве 2+ . Из полученного тем или иным способом оксида бериллия ВеО затем получают фторид, из которого магнийтермическим методом восстанавливают металлический бериллий:
BeF 2 + Mg = MgF 2 + Be.
Металлический бериллий можно приготовить также электролизом расплава смеси BeCl 2 и NaCl при температурах около 300 °C. Раньше бериллий получали электролизом расплава фторобериллата бария Ba:
Ba = BaF 2 + Be + F 2 .
Магний -- элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12. Обозначается символом Mg (лат. Magnesium). Простое вещество магний (CAS-номер: 7439-95-4) -- лёгкий, ковкий металл серебристо-белого цвета. Средне распространён в природе. При горении выделяется большое количество света и тепла.
Нахождение в природе
Кларк магния 19 кг/т. Это распространённый элемент земной коры. Большие количества магния находятся в морской воде. Главными видами нахождения магнезиального сырья являются:
· морская вода -- (Mg 0,12-0,13 %),
· карналлит -- MgCl2 * KCl * 6H2O (Mg 8,7 %),
· бишофит -- MgCl2 * 6H2O (Mg 11,9 %),
· кизерит -- MgSO4 * H2O (Mg 17,6 %),
· эпсомит -- MgSO4 * 7H2O (Mg 16,3 %),
· каинит -- KCl * MgSO4 * 3H2O (Mg 9,8 %),
· магнезит -- MgCO3 (Mg 28,7 %),
· доломит -- CaCO3·MgCO3 (Mg 13,1 %),
· брусит -- Mg(OH)2 (Mg 41,6 %).
Магнезиальные соли встречаются в больших количествах в солевых отложениях самосадочных озёр. Месторождения ископаемых солей карналлита осадочного происхождения известны во многих странах.
Магнезит образуется преимущественно в гидротермальных условиях и относится к среднетемпературным гидротермальным месторождениям. Доломит также является важным магниевым сырьём. Месторождения доломита широко распространены, запасы их огромны. Они ассоциируют с карбонатными толщами и большинство из них имеет докембрийский или пермский возраст. Доломитовые залежи образуются осадочным путём, но могут возникать также при воздействии на известняки гидротермальных растворов, подземных или поверхностных вод.
Получение Магния
Обычный промышленный метод получения металлического магния -- это электролиз расплава смеси безводных хлоридов магния MgCl2 (бишофит), натрия NaCl и калия KCl. В расплаве электрохимическому восстановлению подвергается хлорид магния:
MgCl2 (электролиз) = Mg + Cl2
Расплавленный металл периодически отбирают из электролизной ванны, а в нее добавляют новые порции магнийсодержащего сырья. Так как полученный таким способом магний содержит сравнительно много (около 0,1 %) примесей, при необходимости «сырой» магний подвергают дополнительной очистке. С этой целью используют электролитическое рафинирование, переплавку в вакууме с использованием специальных добавок -- флюсов, которые «отнимают» примеси от магния или перегонку (сублимацию) металла в вакууме. Чистота рафинированного магния достигает 99,999 % и выше. Разработан и другой способ получения магния -- термический. В этом случае для восстановления оксида магния при высокой температуре используют кремний или кокс:
MgO + C = Mg + CO
Применение кремния позволяет получать магний из такого сырья, как доломит CaCO3·MgCO3, не проводя предварительного разделения магния и кальция. С участием доломита протекают реакции:
CaCO3·MgCO3 = CaO + MgO + 2CO2,
2MgO + CaO + Si = CaSiO3 + 2Mg.
Преимущество термического способа состоит в том, что он позволяет получать магний более высокой чистоты. Для получения магния используют не только минеральное сырьё, но и морскую воду.
Физические свойства
Магний -- металл серебристо-белого цвета. При обычных условиях поверхность магния покрыта прочной защитной плёнкой оксида магния MgO, которая разрушается при нагреве на воздухе до примерно 600 °C, после чего металл сгорает с ослепительно белым пламенем с образованием оксида и нитрида магния Mg3N2. Плотность магния при 20 °C -- 1,737 г/см?, температура плавления металла tпл = 651 °C, температура кипения -- tкип = 1103 °C, теплопроводность при 20 °C -- 156 Вт/(м·К). Магний высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддаётся обработке резанием.
Химические свойства
Химические свойства магния определяются наличием двух электронов на наружной электронной оболочке его атома. Поэтому наиболее характерны для магния реакции восстановления, в которых он окисляется, переходя в ион Mg+2. Магний почти не реагирует с чистой холодной водой, но из кипящей воды он энергично вытесняет водород. С увеличением количества примесей в воде резко повышается способность магния образовывать растворимые соединения. Поэтому он довольно быстро растворяется как в морской, так и в минеральной воде. Раскаленный магний реагирует с водой: Mg (раск.) + Н2О = MgO + H2^; Щелочи на магний не действуют, в кислотах он растворяется легко с выделением водорода: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; При нагревании на воздухе магний сгорает, с образованием оксида, также с азотом может образовываться небольшое количество нитрида: 2Mg + О2 = 2MgO; 3Mg + N2 = Mg3N2
Применение Магния
Применения:
1. Сплавы
2. Химические источники тока
3. Огнеупорные материалы
4. Военное дело
5. Медицина
6. Фотография
7. Аккумуляторы
Первыми "нашли" применение магнию зеленые растения. В самом деле, магний входит в состав хлорофилла, который o преобразует солнечную энергию, делая ее доступной для других живых существ. Образуемые с помощью хлорофилла органические вещества (сахар, крахмал) необходимы для питания человека и животных.
От лат. Calcium - мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета, обозначается символом Ca - элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 20.
Нахождение в природе.
Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате -- анортите Ca.
В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита -- мрамор -- встречается в природе гораздо реже. Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO3, ангидрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5H2O и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3·CaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.
Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).
Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях (см. тж. ниже). Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция -- около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).
Получение кальция
Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl2 (75-80 %) и KCl или из CaCl2 и CaF2, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170--1200 °C:
4CaO + 2Al > CaAl2O4 + 3Ca
Физические свойства
Кальций - серебристо - белый металл. Хорошо прессуется. Пластичен, может быть прокатан в листы, поддается обработке резанием. Кристаллическая решетка б-формы.
T пл = 838 °C
Химические свойства
Кальций -- типичный щелочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина. В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:
Ca + 2Н 2 О > Ca(ОН) 2 + Н 2 ^ + Q.
С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:
2Са + О 2 > 2СаО
Са + Br 2 > CaBr 2 .
При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:
Са + Н 2 > СаН 2 , Ca + 6B = CaB 6
3Ca + N 2 > Ca 3 N 2 , Са + 2С > СаС 2
3Са + 2Р > Са 3 Р 2 (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР 5
2Ca + Si > Ca 2 Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca 3 Si 4 и CaSi 2
Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции -- экзотермические). Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:
СаН 2 + 2Н 2 О > Са(ОН) 2 + 2Н 2 ^
Ca 3 N 2 + 6Н 2 О > 3Са(ОН) 2 + 2NH 3 ^
Ион Ca 2 + бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.
Применение кальция
Применение металлического кальция
Главное применение металлического кальция -- это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.
Металлотермия
Чистый металлический кальций широко применяется в металлотермии при получении редких металлов.
Легирование сплавов
Чистый кальций применяется для легирования свинца, идущего на изготовление аккумуляторных пластин, необслуживаемых стартерных свинцово-кислотных аккумуляторов с малым саморазрядом. Также металлический кальций идет на производство качественных кальциевых баббитов БКА.
Применение соединений кальция
Гидрид кальция
Нагреванием кальция в атмосфере водорода получают CaH2 (гидрид кальция), используемый в металлургии (металлотермии) и при получении водорода в полевых условиях.
Оптические и лазерные материалы
Фторид кальция (флюорит) применяется в виде монокристаллов в оптике (астрономические объективы, линзы, призмы) и как лазерный материал. Вольфрамат кальция (шеелит) в виде монокристаллов применяется в лазерной технике, а также как сцинтиллятор.
Карбид кальция
Карбид кальция CaC2 широко применяется для получения ацетилена и для восстановления металлов, а также при получении цианамида кальция (нагреванием карбида кальция в азоте при 1200 °C, реакция идет экзотермически, проводится в цианамидных печах).
Химические источники тока
Кальций, а также его сплавы с алюминием и магнием используются в резервных тепловых электрических батареях в качестве анода(например кальций-хроматный элемент). Хромат кальция используется в таких батареях в качестве катода. Особенность таких батарей -- чрезвычайно долгий срок хранения (десятилетия) в пригодном состоянии, возможность эксплуатации в любых условиях (космос, высокие давления), большая удельная энергия по весу и объёму. Недостаток в недолгом сроке действия. Такие батареи используются там, где необходимо на короткий срок создать колоссальную электрическую мощность (баллистические ракеты, некоторые космические аппараты и.др.).
Огнеупорные материалы
Оксид кальция, как в свободном виде, так и в составе керамических смесей, применяется в производстве огнеупорных материалов.
Стронций
Стронций -- элемент главной подгруппы второй группы, пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 38. Обозначается символом Sr (лат. Strontium). Простое вещество стронций (CAS-номер: 7440-24-6) -- мягкий, ковкий и пластичный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Обладает высокой химической активностью, на воздухе быстро реагирует с влагой и кислородом, покрываясь жёлтой оксидной плёнкой.
Нахождение в природе.
В свободном виде стронций не встречается. Он входит в состав около 40 минералов. Из них наиболее важный -- целестин SrSO4(51,2% Sr). Добывают также стронцианит SrCO3 (64,4% Sr). Эти два минерала имеют промышленное значение. Чаще всего стронций присутствует как примесь в различных кальциевых минералах.
Стронций содержится в морской воде (0,1 мг/л), в почвах (0,035 масс%). По массе, в геохимических процессах он является спутником кальция. В магматических породах Стронций находится преимущественно в рассеянном виде и входит в виде изоморфной примеси в кристаллическую решетку кальциевых, калиевых и бариевых минералов. В биосфере Стронций накапливается в карбонатных породах и особенно в осадках соленых озер и лагун.
Стронций - составная часть микроорганизмов, растений и животных. У морских радиолярий (акантарий) скелет состоит из сульфата Стронция - целестина. Морские водоросли содержат 26-140 мг Стронция на 100 г сухого вещества, наземные растения - 2,6, морские животные - 2-50, наземные животные - 1,4, бактерии - 0,27-30. Накопление Стронция различными организмами зависит не только от их вида, особенностей, но и от соотношения в среде Стронция с другими элементами, главным образом с Ca и P, а также от адаптации организмов к определенной геохимической среде.
Получение стронция
Металлический стронций в настоящее время получают преимущественно алюминотермическим методом. Оксид стронция смешивают с порошком алюминия, брикетируют и помещают в электровакуумную печь (вакуум 1,333 Па), где при 1100-1150°С происходит восстановление металла.
Поставляется стронций в виде прутков или комкового металла. Во избежание окисления стронций следует хранить под слоем керосина или под лаковым покрытием. В случае непродолжительного хранения стронций заворачивают в пергаментную бумагу и упаковывают в герметично закрывающиеся металлические банки. Для длительного хранения банки заполняют смесью трансформаторного масла и парафина (1:1). нА крышке несмываемой краской наносят надпись «Огнеопасно, от воды загорается». Хранят стронций в сухих закрытых помещениях. Не допускается хранить стронций в одном помещении с кислотами, водой, и огнеопасными веществами.
Соли и соединения стронция токсичны (вызывают паралич, влияют на зрение). При работе с ними следует соблюдать правила техники безопасности с солями щелочных и щелочноземельных металлов.
Физические свойства.
Стронций -- мягкий серебристо-белый металл, обладает ковкостью и пластичностью, легко режется ножом. При комнатной температуре решетка стронция кубическая гранецентрированная.
Химические свойства
Стронций в своих соединениях всегда проявляет валентность +2. По свойствам стронций близок к кальцию и барию, занимая промежуточное положение между ними. В электрохимическом ряду напряжений стронций находится среди наиболее активных металлов (его нормальный электродный потенциал равен?2,89 В). Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид:
Sr + 2H 2 O = Sr(OH) 2 + H 2 ^
Взаимодействует с кислотами, вытесняет тяжёлые металлы из их солей. С концентрированными кислотами (H 2 SO 4 , HNO 3) реагирует слабо. Металлический стронций быстро окисляется на воздухе, образуя желтоватую плёнку, в которой помимо оксида SrO всегда присутствуют пероксид SrO 2 и нитрид Sr 3 N 2 . При нагревании на воздухе загорается, порошкообразный стронций на воздухе склонен к самовоспламенению. Энергично реагирует с неметаллами -- серой, фосфором, галогенами. Взаимодействует с водородом (выше 200 о С), азотом (выше 400 о С). Практически не реагирует с щелочами. При высоких температурах реагирует с CO 2 , образуя карбид:
5Sr + 2CO 2 = SrC 2 + 4SrO
Применение стронция.
Основные области применения стронция и его химических соединений -- это радиоэлектронная промышленность, пиротехника, металлургия, пищевая промышленность.
Металлургия
Стронций применяется для легирования меди и некоторых ее сплавов, для введения в аккумуляторные свинцовые сплавы, для десульфурации чугуна, меди и сталей.
Металлотермия
Стронций чистотой 99,99--99,999 % применяется для восстановления урана.
Магнитные материалы
Магнитотвёрдые ферриты стронция широко употребляются в качестве материалов для производства постоянных магнитов.
Пиротехника
В пиротехнике применяются карбонат, нитрат, перхлорат стронция для окрашивания пламени в карминово-красный цвет. Сплав магний-стронций обладает сильнейшими пирофорными свойствами и находит применение в пиротехнике для зажигательных и сигнальных составов.
Атомноводородная энергетика
Уранат стронция играет важную роль при получении водорода (стронций-уранатный цикл, Лос-Аламос, США) термохимическим способом (атомно-водородная энергетика), и в частности разрабатываются способы непосредственного деления ядер урана в составе ураната стронция для получения тепла при разложении воды на водород и кислород.
Оксид стронция применяется в качестве компонента сверхпроводящих керамик.
Химические источники тока
Фторид стронция используется в качестве компонента твердотельных фторионных аккумуляторных батарей с большой энергоемкостью и энергоплотностью. Сплавы стронция с оловом и свинцом применяются для отливки токоотводов аккумуляторных батарей. Сплавы стронций-кадмий для анодов гальванических элементов.
Медицина
Изотоп с атомной массой 89, имеющий период полураспада 50,55 суток, применяется (в виде хлорида) в качестве противоопухолевого средства.
Барий -- элемент главной подгруппы второй группы, шестого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 56. Обозначается символом Ba (лат. Barium). Простое вещество барий (CAS-номер: 7440-39-3) -- мягкий, ковкий щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Обладает высокой химической активностью.
Нахождение в природе
Редкие минералы бария: цельзиан или бариевый полевой шпат (алюмосиликат бария), гиалофан (смешанный алюмосиликат бария и калия), нитробарит (нитрат бария) и пр.
Получение Бария
Металл можно получить разными способами, в частности при электролизе расплавленной смеси хлористого бария и хлористого кальция. Можно получать барий и восстанавливая его из окиси алюмотермическим способом. Для этого витерит обжигают с углем и получают окись бария:
BaCO 3 + C > BaO + 2CO.
Затем смесь BaO с алюминиевым порошком нагревают в вакууме до 1250°C. Пары восстановленного бария конденсируются в холодных частях трубы, в которой идет реакция:
3BaO + 2Al > Al 2 O 3 + 3Ba.
Интересно, что в состав запальных смесей для алюмотермии часто входит перекись бария BaO 2 .
Получить окись бария простым прокаливанием витерита трудно: витерит разлагается лишь при температуре выше 1800°C. Легче получать BaO, прокаливая нитрат бария Ba(NO 3) 2:
2Ba (NO 3) 2 > 2BaO + 4NO 2 + O 2 .
И при электролизе и при восстановлении алюминием получается мягкий (тверже свинца, но мягче цинка) блестящий белый металл. Он плавится при 710°C, кипит при 1638°C, его плотность 3,76 г/см 3 . Все это полностью соответствует положению бария в подгруппе щелочноземельных металлов.
Физические свойства
Барий -- серебристо-белый ковкий металл. При резком ударе раскалывается. Существуют две аллотропные модификации бария: до 375 °C устойчив б-Ba с кубической объемно-центрированной решеткой (параметр а = 0,501 нм), выше устойчив в-Ba.
Твердость по минералогической шкале 1,25; по шкале Мооса 2.
Хранят металлический барий в керосине или под слоем парафина.
Химические свойства
Барий -- щёлочноземельный металл. На воздухе барий быстро окисляется, образуя смесь оксид бария BaO и нитрид бария Ba 3 N 2 , а при незначительном нагревании воспламеняется. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид бария Ba(ОН) 2:
Активно взаимодействует с разбавленными кислотами. Многие соли бария нерастворимы или малорастворимы в воде: сульфат бария BaSO 4 , сульфит бария BaSO 3 , карбонат бария BaCO 3 , фосфат бария Ba 3 (PO 4) 2 . Сульфид бария BaS, в отличие от сульфида кальция CaS, хорошо растворим в воде.
Легко вступает в реакцию с галогенами, образуя галогениды.
При нагревании с водородом образует гидрид бария BaH 2 , который в свою очередь с гидридом лития LiH дает комплекс Li.
Реагирует при нагревании с аммиаком:
6Ba + 2NH 3 = 3BaH 2 + Ba 3 N 2
Нитрид бария Ba 3 N 2 при нагревании взаимодействует с CO, образуя цианид:
Ba 3 N 2 + 2CO = Ba(CN) 2 + 2BaO
С жидким аммиаком дает темно-синий раствор, из которого можно выделить аммиакат , имеющий золотистый блеск и легко разлагающийся с отщеплением NH 3 . В присутствии платинового катализатора аммиакат разлагается с образованием амида бария:
= Ba(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2
Карбид бария BaC 2 может быть получен при нагревании в дуговой печи BaO с углем.
С фосфором образует фосфид Ba 3 P 2 .
Барий восстанавливает оксиды, галогениды и сульфиды многих металлов до соответствующего металла.
Применение бария
Применение в качестве геттерного материала
Металлический барий, часто в сплаве с алюминием используется в качестве газопоглотителя (геттера) в высоковакуумных электронных приборах.
Антикоррозионный материал
Барий добавляется совместно с цирконием в жидкометаллические теплоносители (сплавы натрия, калия, рубидия, лития, цезия) для уменьшения агрессивности последних к трубопроводам, и в металлургии.
Сегнето- и пьезоэлектрик
Титанат бария используется в качестве диэлектрика при изготовлении керамических конденсаторов, а также в качестве материала для пьезоэлектрических микрофонов и пьезокерамических излучателей.
Фторид бария применяется в виде монокристаллов в оптике (линзы, призмы).
Пиротехника
Пероксид бария используется для пиротехники и как окислитель. Нитрат бария и хлорат бария используется в пиротехнике для окрашивания пламени (зеленый огонь).
Атомно-водородная энергетика
Хромат бария применяется при получении водорода и кислорода термохимическим способом (цикл Ок-Ридж, США).
Высокотемпературная сверхпроводимость
Пероксид бария совместно с оксидами меди и редкоземельных металлов применяется для синтеза сверхпроводящей керамики, работающей при температуре жидкого азота и выше.
Ядерная энергетика
Оксид бария применяется для варки специального сорта стекла -- применяемого для покрытия урановых стержней. Один из широкораспространенных типов таких стекол имеет следующий состав -- (оксид фосфора -- 61 %, ВаО -- 32 %, оксид алюминия -- 1,5 %, оксид натрия -- 5,5 %). В стекловарении для атомной промышленности применяется так же и фосфат бария.
Химические источники тока
Фторид бария используется в твердотельных фторионных аккумуляторных батареях в качестве компонента фторидного электролита.
Оксид бария используется в мощных медноокисных аккумуляторах в качестве компонента активной массы (окись бария-окись меди).
Сульфат бария применяется в качестве расширителя активной массы отрицательного электрода при производстве свинцово-кислотных аккумуляторов.
1. Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
Общая характеристика группы. Бериллий и магний. История, распространенность, получение, особенности, физические свойства, применение щелочноземельных металлов. Химические свойства щелочноземельных металлов и их соединений.
реферат , добавлен 30.05.2003
Металлы. Методы получения металлов. Химические свойства металлов. Характеристика металлов главной подгруппы I группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий. Переходные металлы
реферат , добавлен 18.05.2006
Знакомство с основными особенностями металлов побочной подгруппы VI группы. Общая характеристика физических и химических свойств хрома. Перманганат калия KMnO4 как наиболее широко применяемая соль марганцовой кислоты. Способы получения марганца.
контрольная работа , добавлен 18.01.2014
Реакция лития, натрия, калия с водой. Изучение физических и химических свойств бинарных кислородных соединений. Важнейшие соединения щелочноземельных металлов. Окислительно-восстановительные свойства пероксидов. Применение металлорганических соединений.
презентация , добавлен 07.08.2015
Элемент главной подгруппы второй группы, четвертого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. История и происхождение названия. Нахождение кальция в природе. Физические и химические свойства. Применение металлического кальция.
реферат , добавлен 01.12.2012
Исследование физических и химических свойств металлов, особенностей их взаимодействия с простыми и сложными веществами. Роль металлов в жизни человека и общества. Распространение элементов в природе. Закономерность изменения свойств металлов в группе.
презентация , добавлен 08.02.2013
Общая характеристика металлов. Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Оксиды и пероксиды щелочных металлов. Гидроксиды. Элементы главной II группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Переходные металлы. Хром, железо, цынк, медь и их соединения.
реферат , добавлен 18.05.2006
Строение атомов металлов. Положение металлов в периодической системе. Группы металлов. Физические свойства металлов. Химические свойства металлов. Коррозия металлов. Понятие о сплавах. Способы получения металлов.
реферат , добавлен 05.12.2003
Общая характеристика металлов. Определение, строение. Общие физические свойства. Способы получения металлов. Химические свойства металлов. Сплавы металлов. Характеристика элементов главных подгрупп. Характеристика переходных металлов.
реферат , добавлен 18.05.2006
Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.
Щелочноземельные металлы представляют собой элементы, которые относятся ко второй группе периодической таблицы. Сюда можно отнести такие вещества, как кальций, магний, барий, бериллий, стронций и радий. Название этой группы свидетельствует о том, что в воде они дают щелочную реакцию.
Щелочные и щелочноземельные металлы, а точнее их соли, широко распространены в природе. Они представлены минералами. Исключением является радий, который считается довольно редким элементом.
Все вышеперечисленные металлы имеют некоторые общие качества, которые и позволили объединить их в одну группу.
Щелочноземельные металлы и их физические свойства
Практически все эти элементы представляют собой твердые вещества сероватого цвета (по крайне мере, при нормальных условиях и Кстати, физические свойства немного отличаются — эти вещества хотя и довольно стойкие, но легко поддаются воздействию.
Интересно, что с порядковым номером в таблице растет и такой показатель металла, как плотность. Например, в этой группе наименьшим показателем обладает кальций, в то время как радий по плотности сходен с железом.
Щелочноземельные металлы: химические свойства
Для начала стоит отметить, что химическая активность возрастает согласно порядковому номеру таблицы Менделеева. Например, бериллий является довольно стойким элементом. В реакцию с кислородом и галогенами вступает лишь при сильном нагревании. То же касается и магния. А вот кальций способен медленно окисляться уже при комнатной температуре. Остальные три представителя группы (радий, барий и стронций) быстро реагируют с кислородом воздуха уже при комнатной температуре. Именно поэтому хранят эти элементы, покрывая слоем керосина.
Активность оксидов и гидроксидов этих металлов возрастает по той же схеме. Например, гидроксид бериллия не растворяется в воде и считается амфотерным веществом, а считается довольно сильной щелочью.
Щелочноземельные металлы и их краткая характеристика
Бериллий представляет собой стойкий металл светло-серого цвета, обладающий высокой токсичностью. Впервые элемент был обнаружен еще в 1798 году химиком Вокленом. В природе существует несколько минералов бериллия, из которых самыми известными считаются следующие: берилл, фенакит, даналит и хризоберилл. Кстати, некоторые изотопы бериллия обладают высокой радиоактивностью.
Интересно, что некоторые формы берилла являются ценными ювелирными камнями. Сюда можно отнести изумруд, аквамарин и гелиодор.
Бериллий используют для изготовления некоторых сплавов, В этот элемент применяют для замедления нейтронов.
Кальций является одним из самых известных щелочноземельных металлов. В чистом виде он представляет собой мягкое вещество белого цвета с серебристым оттенком. Впервые чистый кальций был выделен в 1808 году. В природе этот элемент присутствует в форме таких минералов, как мрамор, известняк и гипс. Кальций широко применяется в современных технологиях. Его используют как химический источник топлива, а также в качестве огнеустойчивого материала. Ни для кого не секрет, что соединения кальция используются при производстве строительных материалов и лекарственных средств.
Этот элемент также содержится в каждом живом организме. В основном, он отвечает за работу двигательного аппарата.
Магний представляет собой легкий и достаточно ковкий металл с характерным сероватым цветом. В чистом виде был выделен в 1808 году, но его соли стали известными намного раньше. В магний содержится в таких минералах, как магнезит, доломит, карналлит, кизерит. Кстати, соль магния обеспечивает Огромное количество соединений этого вещества можно найти в морской воде.