ملامح هيكل المعادن الأرضية القلوية. الخواص الكيميائية للمعادن الأرضية القلوية ومركباتها

الخواص الكيميائية للمعادن القلوية والقلوية الأرضية متشابهة. يحتوي مستوى الطاقة الخارجي للمعادن القلوية على إلكترون واحد، ومستوى الطاقة للمعادن الأرضية القلوية يحتوي على إلكترونين. أثناء التفاعلات، تنفصل المعادن بسهولة عن إلكترونات التكافؤ، مما يُظهر خصائص عامل اختزال قوي.

قلوية

المجموعة الأولى من الجدول الدوري تشمل الفلزات القلوية:

• الليثيوم.
• صوديوم؛
• البوتاسيوم.
• الروبيديوم.
• السيزيوم.
• فرنسي

أرز. 1. المعادن القلوية.

وتتميز بنعومتها (يمكن قطعها بالسكين)، وانخفاض درجات انصهارها وغليانها. هذه هي المعادن الأكثر نشاطا.

يتم عرض الخواص الكيميائية للمعادن القلوية في الجدول.

يمكن أن تتفاعل مع الأحماض العضوية والكحوليات.

القلوية الترابية

يوجد في المجموعة الثانية من الجدول الدوري فلزات ترابية قلوية:

• البريليوم.
• المغنيسيوم؛
• الكالسيوم.
• السترونتيوم.
• الباريوم؛
• الراديوم.

أرز. 2. المعادن الأرضية القلوية.

على عكس الفلزات القلوية، فهي أصعب. يمكن قطع السترونتيوم فقط بسكين. المعدن الأكثر كثافة هو الراديوم (5.5 جم/سم3).

يتفاعل البريليوم مع الأكسجين فقط عند تسخينه إلى 900 درجة مئوية. لا يتفاعل مع الهيدروجين والماء تحت أي ظرف من الظروف. يتأكسد المغنيسيوم عند درجة حرارة 650 درجة مئوية ويتفاعل مع الهيدروجين تحت ضغط مرتفع.

يوضح الجدول الخواص الكيميائية الرئيسية للمعادن الأرضية القلوية.

يمكن اكتشاف أيونات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية الموجودة في الأملاح بسهولة عن طريق تغير لون اللهب. تحترق أملاح الصوديوم بلهب أصفر، والبوتاسيوم - البنفسجي، والروبيديوم - الأحمر، والكالسيوم - الطوب الأحمر، والباريوم - الأصفر والأخضر. وتستخدم أملاح هذه المعادن في صنع الألعاب النارية.

أرز. 3. رد الفعل النوعي.

ماذا تعلمنا؟

الفلزات القلوية والقلوية الترابية هي عناصر نشطة في الجدول الدوري تتفاعل مع المواد البسيطة والمعقدة. الفلزات القلوية أكثر ليونة، وتتفاعل بعنف مع الماء والهالوجينات، وتتأكسد بسهولة في الهواء، وتشكل أكاسيد، وبيروكسيدات، وأكسيدات فائقة، وتتفاعل مع الأحماض والأمونيا. عند تسخينها، فإنها تتفاعل مع غير المعادن. تتفاعل المعادن الأرضية القلوية مع اللافلزات والأحماض والماء. لا يتفاعل البريليوم مع الهيدروجين والماء، ولكنه يتفاعل مع القلويات والأكسجين عند درجات حرارة عالية.

اختبار حول الموضوع

تقييم التقرير

متوسط ​​تقييم: 4.3. إجمالي التقييمات المستلمة: 113.

سيغطي الدرس موضوع "المعادن وخصائصها. الفلزات القلوية. المعادن الأرضية القلوية. الألومنيوم". سوف تتعلم الخصائص والأنماط العامة للعناصر القلوية والقلوية الأرضية، وتدرس بشكل منفصل الخصائص الكيميائية للمعادن القلوية والقلوية الأرضية ومركباتها. باستخدام المعادلات الكيميائية، سننظر في مفهوم مثل صلابة الماء. التعرف على الألمنيوم وخصائصه وسبائكه. سوف تتعلم عن مخاليط تجديد الأكسجين والأوزونيدات وبيروكسيد الباريوم وإنتاج الأكسجين.

الموضوع: المعادن الأساسية وغير المعادن

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

المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من النظام الدوري D.I. عناصر مندليف هي الليثيوم Li، والصوديوم Na، والبوتاسيوم K، والروبيديوم Rb، والسيزيوم Cs، والفرانسيوم الأب. تنتمي عناصر هذه المجموعة الفرعية إلى. اسمها الشائع هو الفلزات القلوية.

توجد المعادن الأرضية القلوية في المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية من الجدول الدوري D.I. مندليف. هذه هي المغنيسيوم Mg والكالسيوم Ca والسترونتيوم Sr والباريوم Ba والراديوم Ra.

الفلزات القلوية والقلوية الأرضية، كمعادن نموذجية، تظهر خصائص اختزال واضحة. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية، تزداد الخواص المعدنية بزيادة نصف القطر. تظهر المعادن القلوية خصائص اختزال قوية بشكل خاص. قوية جدًا لدرجة أنه يكاد يكون من المستحيل إجراء تفاعلاتها مع المحاليل المائية المخففة، لأن تفاعل تفاعلها مع الماء سيحدث أولاً. والوضع مشابه بالنسبة للمعادن الأرضية القلوية. كما أنها تتفاعل مع الماء، ولكن بشكل أقل كثافة من الفلزات القلوية.

التكوينات الإلكترونيةطبقة التكافؤ من المعادن القلوية - نانوثانية 1 ، حيث n هو رقم الطبقة الإلكترونية. يتم تصنيفها على أنها عناصر s. للمعادن الأرضية القلوية - نانوثانية 2 (عناصر-s). الألومنيوم لديه إلكترونات التكافؤ …3 س 2 3ر 1(عنصر ع). تشكل هذه العناصر مركبات ذات نوع الرابطة الأيونية. عندما تتشكل المركبات، فإن حالة الأكسدة الخاصة بها تتوافق مع رقم المجموعة.

الكشف عن أيونات المعادن في الأملاح

يمكن التعرف بسهولة على الأيونات المعدنية من خلال التغيرات في لون اللهب. أرز. 1.

أملاح الليثيوم - لون اللهب القرمزي الأحمر. أملاح الصوديوم - أصفر. أملاح البوتاسيوم - أرجوانية من خلال زجاج الكوبالت. الروبيديوم أحمر، والسيزيوم أزرق بنفسجي.

أرز. 1

أملاح الفلزات القلوية الترابية: كالسيوم – قرميدي أحمر، سترونتيوم – أحمر قرمزي، باريوم – أخضر مصفر. أملاح الألومنيوم لا تغير لون اللهب. تستخدم أملاح الفلزات القلوية والقلوية الأرضية في صنع الألعاب النارية. ويمكنك بسهولة تحديد اللون الذي تم استخدام الأملاح المعدنية فيه.

خصائص المعادن

الفلزات القلوية- وهي مواد بيضاء فضية ذات بريق معدني مميز. تتلاشى بسرعة في الهواء بسبب الأكسدة. وهي معادن ناعمة، ليونة Na، K، Rb، Cs تشبه الشمع. من السهل قطعها بسكين. فهي خفيفة. الليثيوم هو أخف الفلزات كثافة، وتبلغ كثافته 0.5 جم/سم3.

الخواص الكيميائية للمعادن القلوية

1. التفاعل مع غير المعادن

بسبب خصائصها الاختزالية العالية، تتفاعل الفلزات القلوية بعنف مع الهالوجينات لتكوين الهاليد المقابل. عند تسخينها، تتفاعل مع الكبريت والفوسفور والهيدروجين لتكوين الكبريتيدات والهيدريدات والفوسفيدات.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

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

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

لي 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

2. التفاعل مع الأكسجين

فقط مع الليثيوم يتشكل أكسيد الليثيوم على الفور.

4Li + O 2 = 2Li 2 O، وعندما يتفاعل الأكسجين مع الصوديوم يتكون بيروكسيد الصوديوم.

2نا + يا 2 = نا 2 يا 2. عندما تحترق جميع المعادن الأخرى، تتشكل الأكاسيد الفائقة.

ك + يا 2 = كو 2

3. التفاعل مع الماء

ومن خلال التفاعل مع الماء، يمكنك أن ترى بوضوح كيف يتغير نشاط هذه المعادن في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل. يتفاعل الليثيوم والصوديوم بهدوء مع الماء، ويتفاعل البوتاسيوم مع وميض، ويتفاعل السيزيوم مع انفجار.

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

4.

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

8Na + 5H2SO4 (conc) → 4Na2SO4 + H2S + 4H2O

تحضير المعادن القلوية

بسبب النشاط العالي للمعادن، يمكن الحصول عليها عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح، في أغلب الأحيان الكلوريدات.

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

ويرجع اسمها إلى أن هيدروكسيدات هذه المعادن هي قلويات، وكانت الأكاسيد تسمى سابقًا "الأتربة". على سبيل المثال، أكسيد الباريوم BaO هو تراب الباريوم. في أغلب الأحيان لا يتم تصنيف البريليوم والمغنيسيوم كمعادن ترابية قلوية. لن نأخذ في الاعتبار الراديوم أيضًا، لأنه مشع.

الخواص الكيميائية للمعادن الأرضية القلوية.

1. التفاعل معغير المعادن

Сa + Cl 2 → 2СaCl 2

كا + ح 2 كاه 2

3Ca + 2P كا 3 ف 2-

2. التفاعل مع الأكسجين

2Ca + O 2 → 2CaO

3. التفاعل مع الماء

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

4. التفاعل مع الأحماض - عوامل مؤكسدة قوية

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

4Ca + 10H2SO4 (مخروط) → 4CaSO4 + H2S + 5H2O

تحضير المعادن الأرضية القلوية

يتم الحصول على معدن الكالسيوم والسترونتيوم عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة، وغالبًا ما تكون الكلوريدات.

CaCl 2 Ca + Cl 2

يمكن الحصول على الباريوم عالي النقاء بطريقة ألومنيومية من أكسيد الباريوم

3BaO +2Al 3Ba + Al2O3

مركبات معادن الأرض القلوية الشائعة

وأشهر مركبات الفلزات القلوية الترابية هي: CaO - الجير الحي.الكالسيوم (أوه) 2 - الجير المطفأ،أو ماء الجير. عند مرور ثاني أكسيد الكربون خلال ماء الجير، يحدث التعكر، حيث تتشكل كربونات الكالسيوم غير القابلة للذوبان CaCO 3. ولكن يجب أن نتذكر أنه مع مرور المزيد من ثاني أكسيد الكربون، تتكون بيكربونات قابلة للذوبان ويختفي الراسب.

أرز. 2

СaO + H2O → Ca(OH) 2

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O

كربونات الكالسيوم 3 ↓+ H2O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2

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

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

أرز. 3

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

لا مائي نقي كلوريد الكالسيوم CaCl 2 عبارة عن مادة استرطابية، لذلك يتم استخدامها على نطاق واسع في المختبرات كمجفف.

كربيد الكالسيوم- CaC2. يمكنك الحصول عليه مثل هذا:

CaO + 2C →CaC 2 +CO. ومن استخداماته إنتاج الأسيتيلين.

CaC 2 + 2H 2 O →Ca(OH) 2 + C 2 H 2

كبريتات الباريوم BaSO4 - الباريت. أرز. 4. يستخدم كمعيار أبيض في بعض الدراسات.

أرز. 4

صلابة الماء

تحتوي المياه الطبيعية على أملاح الكالسيوم والمغنيسيوم. إذا كانت موجودة في تركيزات ملحوظة، فإن الصابون لا يرغى في مثل هذا الماء بسبب تكوين ستيرات غير قابلة للذوبان. عندما يغلي، أشكال الحجم.

صلابة مؤقتةبسبب وجود هيدروكربونات الكالسيوم والمغنيسيوم Ca(HCO3)2 وMg(HCO3)2. يمكن إزالة هذا النوع من صلابة الماء عن طريق الغليان.

Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

صلابة الماء المستمريحدث بسبب وجود الكاتيونات Ca 2+، Mg 2+ والأنيونات H 2 PO 4 -، Cl -، NO 3 -، إلخ. يتم التخلص من صلابة الماء الثابتة فقط بسبب تفاعلات التبادل الأيوني، ونتيجة لذلك يتم مغنيسيوم و سيتم نقل أيونات الكالسيوم إلى الرواسب.

العمل في المنزل

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

2. ما هو رد فعل الوسط الذي يحتوي عليه المحلول المائي لكبريتيد البوتاسيوم؟ أكد إجابتك بمعادلة تفاعل التحلل المائي.

3. تحديد الجزء الكتلي للصوديوم في ماء البحر الذي يحتوي على 1.5% كلوريد الصوديوم.

تشمل المعادن الأرضية القلوية معادن المجموعة IIA من الجدول الدوري D.I. مندليف - الكالسيوم (Ca)، السترونتيوم (Sr)، الباريوم (Ba) والراديوم (Ra). بالإضافة إلى ذلك، تشمل المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية البريليوم (Be) والمغنيسيوم (Mg). يحتوي مستوى الطاقة الخارجي للمعادن الأرضية القلوية على إلكترونين تكافؤ. التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي للمعادن الأرضية القلوية هو ns 2. تظهر في مركباتها حالة أكسدة واحدة تبلغ +2. في OVR يقومون بتخفيض العوامل، أي. التخلي عن الإلكترون.

مع زيادة شحنة نواة ذرات العناصر المدرجة في مجموعة المعادن الأرضية القلوية، تنخفض طاقة التأين للذرات، ويزداد نصف قطر الذرات والأيونات، وتزداد الخصائص المعدنية للعناصر الكيميائية.

الخصائص الفيزيائية للمعادن الأرضية القلوية

في الحالة الحرة، يكون Be معدنًا رماديًا فولاذيًا مع شبكة بلورية كثيفة سداسية الشكل، صلبة وهشة للغاية. في الهواء، يتم تغطيته بطبقة من الأكسيد، مما يمنحه لونًا غير لامع ويقلل من تفاعله الكيميائي.

المغنيسيوم في شكل مادة بسيطة هو معدن أبيض، والذي، مثل Be، عند تعرضه للهواء يكتسب لونًا غير لامع بسبب تكوين فيلم أكسيد. المغنيسيوم أكثر ليونة وأكثر ليونة من البريليوم. الشبكة البلورية Mg سداسية.

Ca و Ba و Sr في شكل حر هي معادن بيضاء فضية. وعندما تتعرض للهواء فإنها تصبح فورًا مغطاة بغشاء مصفر، وهو نتاج تفاعلها مع مكونات الهواء. الكالسيوم معدن صلب إلى حد ما، أما Ba وSr فهما أكثر ليونة.

يحتوي Ca وSr على شبكة بلورية مكعبة مركزها الوجه، بينما يحتوي الباريوم على شبكة بلورية مكعبة مركزها الجسم.

تتميز جميع الفلزات القلوية الترابية بوجود نوع معدني من الروابط الكيميائية، وهو ما يحدد موصليتها الحرارية والكهربائية العالية. تكون درجات غليان وانصهار الفلزات القلوية الترابية أعلى من تلك الخاصة بالفلزات القلوية.

تحضير المعادن الأرضية القلوية

Be يتم إنتاجه عن طريق تفاعل الاختزال للفلورايد. يحدث التفاعل عند تسخينه:

BeF2 + Mg = Be + MgF2

يتم الحصول على المغنيسيوم والكالسيوم والسترونتيوم عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة، في أغلب الأحيان الكلوريدات:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

علاوة على ذلك، عند إنتاج المغنيسيوم عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور ثنائي كلوريد، تتم إضافة NaCl إلى خليط التفاعل لخفض نقطة الانصهار.

للحصول على المغنيسيوم في الصناعة، يتم استخدام الطرق المعدنية والكربونية الحرارية:

2(CaO×MgO) (دولوميت) + Si = Ca 2 SiO 4 + Mg

الطريقة الرئيسية للحصول على Ba هي اختزال الأكسيد:

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

الخواص الكيميائية للمعادن الأرضية القلوية

منذ لا. سطح Be و Mg مغطى بغشاء أكسيد - هذه المعادن خاملة تجاه الماء. يذوب Ca وSr وBa في الماء لتكوين هيدروكسيدات لها خواص أساسية قوية:

با + ح 2 يا = با(OH) 2 + ح 2

المعادن الأرضية القلوية قادرة على التفاعل مع الأكسجين، وجميعها، باستثناء الباريوم، نتيجة لهذا التفاعل تشكل أكاسيد الباريوم - بيروكسيد:

2Ca + O2 = 2CaO

با + يا 2 = باو 2

أكاسيد الفلزات القلوية الأرضية، باستثناء البريليوم، تظهر خواص أساسية، خواص Be - مذبذبة.

عند تسخينها، تكون المعادن الأرضية القلوية قادرة على التفاعل مع اللافلزات (الهالوجينات، الكبريت، النيتروجين، إلخ):

ملغم + بر 2 = 2 ملغم بر

3Sr + N 2 = Sr 3 N 2

2ملغ + 2ج = ملغم2ج2

2Ba + 2P = با 3 ف 2

با + ح 2 = باه2

تتفاعل الفلزات القلوية الترابية مع الأحماض وتذوب فيها:

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2

ملغم + ح 2 SO 4 = ملغم SO 4 + ح 2

يتفاعل البريليوم مع المحاليل المائية للقلويات ويذوب فيها:

كن + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

ردود الفعل النوعية

رد الفعل النوعي للمعادن الأرضية القلوية هو تلوين اللهب بواسطة كاتيوناتها: Ca 2+ يلون اللهب باللون البرتقالي الداكن، Sr 2+ - أحمر داكن، Ba 2+ - أخضر فاتح.

التفاعل النوعي لكاتيون الباريوم Ba 2+ هو SO 4 2- الأنيونات، مما يؤدي إلى تكوين راسب أبيض من كبريتات الباريوم (BaSO 4)، غير قابل للذوبان في الأحماض غير العضوية.

با 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

يصبح السطح الجديد لـ E داكنًا بسرعة بسبب تكوين طبقة أكسيد. هذا الفيلم كثيف نسبيا - مع مرور الوقت، يتأكسد كل المعدن ببطء. يتكون الفيلم من EO، بالإضافة إلى EO 2 وE 3 N 2. إن جهود القطب الطبيعي للتفاعلات E-2e = E 2+ تساوي = -2.84 V (Ca)، = -2.89 (Sr). وهي عناصر نشطة للغاية: فهي تذوب في الماء والأحماض، وتحل محل معظم المعادن من أكاسيدها وهاليداتها وكبريتيداتها. يتفاعل الكالسيوم الأولي (200-300 درجة مئوية) مع بخار الماء وفق المخطط التالي:

2Ca + H2O = CaO + CaH2.

ردود الفعل الثانوية لها الشكل:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2 و CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.

E يكاد يكون غير قابل للذوبان في حمض الكبريتيك القوي بسبب تكوين طبقة من ESO 4 ضعيفة الذوبان. يتفاعل E بعنف مع الأحماض المعدنية المخففة، ويطلق الهيدروجين. يتفاعل الكالسيوم عند تسخينه فوق 800 درجة مئوية مع الميثان وفق المخطط التالي:

3Ca + CH 4 = CaH 2 + CaC 2.

عند تسخينها، تتفاعل مع غاز الهيدروجين والكبريت والأمونيا. من حيث الخواص الكيميائية، الراديوم هو الأقرب إلى Ba، لكنه أكثر نشاطا. وفي درجة حرارة الغرفة، فإنه يتحد بشكل ملحوظ مع الأكسجين والنيتروجين الموجود في الهواء. بشكل عام، خواصه الكيميائية أكثر وضوحًا قليلاً من نظائره. تتحلل جميع مركبات الراديوم ببطء تحت تأثير الإشعاع الخاص بها، وتكتسب لونًا مصفرًا أو بنيًا. مركبات الراديوم لها خاصية التلألؤ الذاتي. نتيجة للتحلل الإشعاعي، يطلق 1 جم من Ra 553.7 J من الحرارة كل ساعة. ولذلك، فإن درجة حرارة الراديوم ومركباته تكون دائمًا أعلى بمقدار 1.5 درجة من درجة الحرارة المحيطة. ومن المعروف أيضًا أن 1 جم من الراديوم يوميًا يطلق 1 مم3 رادون (226 Ra = 222 Rn + 4 He)، والذي يعتمد عليه استخدامه كمصدر للرادون في حمامات الرادون.

هيدريدات هـ - مواد بيضاء متبلرة تشبه الملح. يتم الحصول عليها مباشرة من العناصر عن طريق التسخين. درجات الحرارة الأولية للتفاعل E + H 2 = EN 2 هي 250 درجة مئوية (Ca)، 200 درجة مئوية (Sr)، 150 درجة مئوية (Ba). يبدأ التفكك الحراري لـ EN 2 عند 600 درجة مئوية. وفي جو الهيدروجين، لا يتحلل CaH 2 عند نقطة الانصهار (816 درجة مئوية). في غياب الرطوبة، تكون هيدريدات الفلزات الأرضية القلوية مستقرة في الهواء عند درجات الحرارة العادية. أنها لا تتفاعل مع الهالوجينات. ومع ذلك، عند تسخينه، يزداد النشاط الكيميائي لـ EN 2. فهي قادرة على اختزال الأكاسيد إلى المعادن (W، Nb، Ti، Ce، Zr، Ta)، على سبيل المثال

2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti.

يحدث تفاعل CaH 2 مع Al 2 O 3 عند درجة حرارة 750 درجة مئوية:

3CaH 2 + Al 2 O 3 = 3CaO + 3H 2 + 2Al،

CaH 2 + 2Al = CaAl 2 + H 2.

يتفاعل CaH2 مع النيتروجين عند درجة حرارة 600 درجة مئوية وفق المخطط التالي:

3CaH 2 + N 2 = Ca 3 N 2 + 3H 2.

عندما يتم إشعال EN 2، فإنها تحترق ببطء:

EN 2 + O 2 = H 2 O + CaO.

قابلة للانفجار عند مزجها مع عوامل مؤكسدة صلبة. عندما يعمل الماء على EN 2، يتم إطلاق الهيدروكسيد والهيدروجين. هذا التفاعل طارد للحرارة للغاية: يشتعل EN 2 المبلل بالماء في الهواء تلقائيًا. يتفاعل EN 2 مع الأحماض، على سبيل المثال، وفقًا للمخطط التالي:

2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2.

يستخدم EN 2 للحصول على الهيدروجين النقي، وكذلك لتحديد آثار الماء في المذيبات العضوية. النتريدات E هي مواد عديمة اللون ومقاومة للحرارة. يتم الحصول عليها مباشرة من العناصر في درجات حرارة مرتفعة. تتحلل مع الماء وفق المخطط التالي:

ه 3 ن 2 + 6 ح 2 يا = 3 إي (أوه) 2 + 2 نه 3.

يتفاعل E 3 N 2 عند تسخينه مع ثاني أكسيد الكربون وفقًا للمخطط التالي:

ه 3 ن 2 + 3CO = 3EO + N 2 + 3C.

تبدو العمليات التي تحدث عند تسخين E 3 N 2 بالفحم كما يلي:

E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2؛ (E = الكالسيوم، الأب)؛ Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;

يتفاعل نيتريد السترونتيوم مع حمض الهيدروكلوريك لإنتاج كلوريدات Sr والأمونيوم. الفوسفيدات يتم تشكيل E 3 R 2 مباشرة من العناصر أو عن طريق تكليس الفوسفات ثلاثي الاستبدال بالفحم:

Ca 3 (PO 4) 2 + 4C = Ca 3 P 2 + 4CO

يتم تحللها بالماء وفقا للمخطط التالي:

ه 3 ر 2 + 6 ح 2 يا = 2 РН 3 + 3 إي (أوه) 2.

مع الأحماض، تعطي فوسفيدات المعادن الأرضية القلوية الملح المقابل والفوسفين. وهذا هو أساس استخدامها في الحصول على الفوسفين في المختبر.

الأمونيا المعقدة التركيبة E(NH3) 6 - مواد صلبة ذات بريق معدني وموصلية كهربائية عالية. يتم الحصول عليها عن طريق عمل الأمونيا السائلة على E. وتشتعل تلقائيًا في الهواء. دون الوصول إلى الهواء، فإنها تتحلل إلى الأميدات المقابلة: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. عند تسخينها، فإنها تتحلل بقوة وفقا لنفس النمط.

كربيدات المعادن الأرضية القلوية التي يتم الحصول عليها عن طريق تكليس E مع الفحم تتحلل مع الماء، وتطلق الأسيتيلين:

خ 2 + 2 ح 2 يا = ه(يا) 2 + ج 2 ح 2.

التفاعل مع BaC 2 عنيف جدًا لدرجة أنه يشتعل عند ملامسته للماء. تبلغ حرارة تكوين ES 2 من عناصر Ca وBa 14 و12 كيلو كالمول. عند تسخينه مع النيتروجين، ES 2 يعطي CaCN 2، Ba(CN) 2، SrCN 2. معروف مبيدات السيليكا (ESi وESi 2). ويمكن الحصول عليها عن طريق التسخين مباشرة من العناصر. يتم تحللها بالماء وتتفاعل مع الأحماض، مما يعطي H 2 Si 2 O 5 وSiH 4 والمركب المقابل E والهيدروجين. معروف بوريدس EV 6 يتم الحصول عليه من العناصر عند تسخينها.

أكاسيد الكالسيوم ونظائره عبارة عن مواد بيضاء مقاومة للحرارة (T bp CaO = 2850 o C) تمتص الماء بقوة. هذا هو الأساس لاستخدام BaO للحصول على الكحول المطلق. تتفاعل بعنف مع الماء، وتطلق الكثير من الحرارة (باستثناء SrO، الذي يكون ذوبانه ماصًا للحرارة). تذوب العناصر الإلكترونية في الأحماض وكلوريد الأمونيوم:

EO + 2NH 4 Cl = SrCl 2 + 2NH 3 + H 2 O.

يتم الحصول على EO عن طريق تكليس الكربونات أو النترات أو البيروكسيدات أو هيدروكسيدات المعادن المقابلة. الشحنات الفعالة للباريوم والأكسجين في BaO هي 0.86. يتفاعل SrO عند 700 درجة مئوية مع سيانيد البوتاسيوم:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

يذوب أكسيد السترونتيوم في الميثانول ليشكل Sr(OSH 3) 2. أثناء الاختزال الحراري للمغنيسيوم لـ BaO، يمكن الحصول على الأكسيد الوسيط Ba2O، وهو غير مستقر وغير متناسب.

هيدروكسيدات المعادن الأرضية القلوية هي مواد بيضاء قابلة للذوبان في الماء. إنها قواعد قوية. في سلسلة Ca-Sr-Ba، تزداد الطبيعة الأساسية وقابلية ذوبان الهيدروكسيدات. pPR(Ca(OH)2) = 5.26، pPR(Sr(OH) 2) = 3.5، pPR(Ba(OH) 2) = 2.3. عادة ما يتم إطلاق Ba(OH)2 من محاليل الهيدروكسيد. 8H2O، Sr(OH) 2. 8H2O، الكالسيوم (OH) 2. يضيف H 2 O. EO الماء لتكوين هيدروكسيدات. هذا هو الأساس لاستخدام CaO في البناء. يسمى الخليط المتقارب من Ca(OH) 2 وNaOH بنسبة وزن 2:1 جير الصودا، ويستخدم على نطاق واسع كممتص لثاني أكسيد الكربون. عند وقوف Ca(OH) 2 في الهواء، فإنه يمتص ثاني أكسيد الكربون وفقًا للمخطط التالي:

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

عند درجة حرارة حوالي 400 درجة مئوية، يتفاعل Ca(OH) 2 مع أول أكسيد الكربون:

CO + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2.

يتفاعل ماء الباريت مع CS 2 عند 100 درجة مئوية:

CS 2 + 2Ba(OH) 2 = BaCO 3 + Ba(HS) 2 + H2O.

يتفاعل الألومنيوم مع ماء الباريت:

2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. ه(أوه) 2

يستخدم لاكتشاف أنهيدريد الكربونيك.

النموذج E بيروكسيد أبيض. وهي أقل استقرارًا بشكل ملحوظ، على عكس الأكاسيد، وهي عوامل مؤكسدة قوية. من الناحية العملية، يعتبر BaO 2 الأكثر ثباتًا، وهو عبارة عن مسحوق أبيض ممغنطيسي كثافته 4.96. g1cm 3 إلخ. 450 درجة. BaO 2 مستقر في درجات الحرارة العادية (يمكن تخزينه لسنوات)، وهو ضعيف الذوبان في الماء والكحول والأثير، ويذوب في الأحماض المخففة مع إطلاق الملح وبيروكسيد الهيدروجين. يتم تسريع التحلل الحراري لبيروكسيد الباريوم بواسطة الأكاسيد، Cr 2 O 3، Fe 2 O 3 و CuO. يتفاعل بيروكسيد الباريوم عند تسخينه مع الهيدروجين، والكبريت، والكربون، والأمونيا، وأملاح الأمونيوم، وفيري سيانيد البوتاسيوم، وما إلى ذلك. ويتفاعل بيروكسيد الباريوم مع حمض الهيدروكلوريك المركز، ويطلق الكلور:

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

يقوم بأكسدة الماء إلى بيروكسيد الهيدروجين:

ح 2 O + BaO 2 = Ba(OH) 2 + H 2 O 2.

وهذا التفاعل قابل للعكس، وحتى في وجود حمض الكربونيك، ينزاح التوازن إلى اليمين. يستخدم BaO 2 كمنتج أولي لإنتاج H 2 O 2، وكذلك كعامل مؤكسد في تركيبات الألعاب النارية. ومع ذلك، يمكن أن يعمل BaO 2 أيضًا كعامل اختزال:

HgCl 2 + BaO 2 = Hg + BaCl 2 + O 2.

يتم الحصول على BaO 2 عن طريق تسخين BaO في تيار من الهواء إلى 500 درجة مئوية وفقًا للمخطط التالي:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

ومع ارتفاع درجة الحرارة، تحدث العملية العكسية. لذلك، عندما يحترق Ba، يتم إطلاق أكسيد فقط. SrO 2 وCaO 2 أقل استقرارًا. الطريقة العامة للحصول على EO 2 هي تفاعل E(OH) 2 مع H 2 O 2، الذي يطلق EO 2. 8H 2 O. يبدأ التحلل الحراري لـ EO 2 عند 380 درجة مئوية (Ca)، 480 درجة مئوية (Sr)، 790 درجة مئوية (Ba). عند تسخين EO 2 مع بيروكسيد الهيدروجين المركز، يمكن الحصول على مواد صفراء غير مستقرة - أكاسيد EO 4 الفائقة.

أملاح E عادة ما تكون عديمة اللون. الكلوريدات والبروميدات واليوديدات والنترات قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء. الفلوريدات والكبريتات والكربونات والفوسفات ضعيفة الذوبان. أيون Ba2+ سام. الهاليدات وتنقسم E إلى مجموعتين: الفلوريدات وجميع الآخرين. الفلوريدات غير قابلة للذوبان تقريبًا في الماء والأحماض، ولا تشكل هيدرات بلورية. على العكس من ذلك، فإن الكلوريدات والبروميدات واليوديدات قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء ويتم إطلاقها من المحاليل على شكل هيدرات بلورية. بعض خصائص EG 2 معروضة أدناه:

عندما يتم الحصول عليها عن طريق التحلل التبادلي في المحلول، يتم إطلاق الفلورايد على شكل رواسب مخاطية ضخمة، والتي تشكل بسهولة محاليل غروانية. يمكن الحصول على EG 2 من خلال العمل مع الهالوجينات المقابلة على E. إن ذوبان EG 2 قادر على إذابة ما يصل إلى 30٪ E. عند دراسة التوصيل الكهربائي لذوبان كلوريدات عناصر المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية، وقد وجد أن تركيبها الأيوني الجزيئي مختلف تمامًا. درجات التفكك وفقًا لمخطط ESl 2 = E 2+ + 2Cl- تساوي: BeCl 2 - 0.009%، MgCl 2 - 14.6%، CaCl 2 - 43.3%، SrCl 2 - 60.6%، BaCl 2 - 80، 2%. تحتوي الهاليدات (عدا الفلوريدات) E على ماء التبلور: CaCl 2. 6H2O، SrCl 2. 6H2O وBaCl2. أثبت التحليل الهيكلي للأشعة السينية بنية E[(OH 2) 6 ]G 2 للهيدرات البلورية Ca وSr. ومن خلال التسخين البطيء للهيدرات البلورية لـ EG2، يمكن الحصول على الأملاح اللامائية. يشكل CaCl 2 محاليل مفرطة التشبع بسهولة. يستخدم CaF 2 الطبيعي (الفلوريت) في صناعة السيراميك، كما يستخدم لإنتاج HF وهو معدن الفلورايد. يستخدم CaCl 2 اللامائي كمجفف بسبب استرطابيته. يستخدم هيدرات كلوريد الكالسيوم البلورية لتحضير مخاليط التبريد. BaCl 2 - يستخدم في cx وللفتح

SO 4 2- (Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4).

من خلال دمج EG2 و EN2 يمكن الحصول على الهيدروهاريدات التالية:

على سبيل المثال 2 + EN 2 = 2ENG.

تذوب هذه المواد دون أن تتحلل ولكنها تتحلل بالماء:

2ENH + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2.

الذوبان في الماء كلورات , البرومات و اليودات في الماء يتناقص على طول الصفوف Ca - Sr - Ba و Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - يستخدم في الألعاب النارية. البيركلورات E قابل للذوبان بدرجة عالية ليس فقط في الماء ولكن أيضًا في المذيبات العضوية. وأهم العناصر E(ClO 4) 2 هي Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. تعتبر بيركلورات الباريوم اللامائية مادة مجففة جيدة. يبدأ تحلله الحراري عند 400 درجة مئوية فقط. هيبوكلوريت الكالسيوم Ca(ClO) 2. يتم الحصول على nH 2 O (n=2,3,4) من خلال عمل الكلور على حليب الليمون. وهو عامل مؤكسد وقابل للذوبان بدرجة عالية في الماء. مبيض ويمكن الحصول عليه عن طريق معالجة الجير المطفأ الصلب بالكلور. يتحلل مع الماء وتفوح منه رائحة الكلور في وجود الرطوبة. يتفاعل مع ثاني أكسيد الكربون في الهواء:

CO 2 + 2CaOCl 2 = CaCO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O.

يستخدم المبيض كعامل مؤكسد، وعامل تبييض، وكمطهر.

بالنسبة للمعادن الأرضية القلوية فمن المعروف أزيد ه(ن 3) 2 و ثيوسيانات ه(الجهاز العصبي المركزي) 2 . 3H 2 O. الأزيدات أقل قابلية للانفجار بكثير من أزيد الرصاص. تفقد الرودانيدات الماء بسهولة عند تسخينها. وهي قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء والمذيبات العضوية. يمكن استخدام Ba(N3)2 وBa(CNS)2 للحصول على الأزيدات والثيوسيانات من معادن أخرى من الكبريتات عن طريق تفاعل التبادل.

النترات يتواجد الكالسيوم والسترونتيوم عادةً على شكل هيدرات بلورية من Ca(NO3)2. 4H2O وSr(NO3)2. 4H 2 O. لا تتميز نترات الباريوم بتكوين هيدرات بلورية. عند تسخينه، Ca(NO3)2. 4H2O وSr(NO3)2. 4H 2 O يفقد الماء بسهولة. في جو خامل، تكون نترات E مستقرة حرارياً حتى 455 درجة مئوية (Ca)، 480 درجة مئوية (Sr)، 495 درجة مئوية (Ba). يتمتع ذوبان هيدرات نترات الكالسيوم البلورية ببيئة حمضية عند 75 درجة مئوية. ومن سمات نترات الباريوم انخفاض معدل ذوبان بلوراتها في الماء. فقط نترات الباريوم، التي يُعرف بها مركب K2 غير المستقر، تظهر ميلًا إلى تكوين معقدات. نترات الكالسيوم قابلة للذوبان في الكحول، وخلات الميثيل، والأسيتون. نترات السترونتيوم والباريوم غير قابلة للذوبان تقريبًا هناك. تقدر درجة انصهار النترات E بـ 600 درجة مئوية، ولكن عند نفس درجة الحرارة يبدأ التحلل:

ه(رقم 3) 2 = ه(رقم 2) 2 + يا 2.

يحدث المزيد من التحلل عند درجات حرارة أعلى:

E(NO 2) 2 = EO + NO 2 + NO.

منذ فترة طويلة تستخدم النترات E في الألعاب النارية. تقوم أملاح E شديدة التطاير بتلوين اللهب بالألوان المقابلة: Ca - أصفر برتقالي، Sr - أحمر قرمزي، Ba - أصفر-أخضر. دعونا نفهم جوهر هذا باستخدام مثال Sr: Sr 2+ لديه اثنين من VAOs: 5s و5p أو 5s و4d. دعونا ننقل الطاقة إلى هذا النظام - نقوم بتسخينه. سوف تنتقل الإلكترونات من المدارات الأقرب إلى النواة إلى هذه VAOs. لكن مثل هذا النظام غير مستقر وسيطلق طاقة على شكل كم خفيف. إن Sr 2+ هو الذي يصدر الكمات بتردد يتوافق مع الأطوال الموجية الحمراء. عند تحضير تركيبات الألعاب النارية، من المناسب استخدام الملح الصخري، لأنه إنه لا يلون اللهب فحسب، بل هو أيضًا عامل مؤكسد، حيث يطلق الأكسجين عند تسخينه. تتكون تركيبات الألعاب النارية من عامل مؤكسد صلب وعامل اختزال صلب وبعض المواد العضوية التي تعمل على إزالة لون لهب عامل الاختزال وتعمل كعامل ربط. يستخدم نترات الكالسيوم كسماد.

الجميع الفوسفات و الهيدروفوسفات E ضعيفة الذوبان في الماء. ويمكن الحصول عليها عن طريق إذابة الكمية المناسبة من CaO أو CaCO3 في حمض الأرثوفوسفوريك. كما أنها تترسب أثناء تفاعلات التبادل مثل:

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

من الناحية العملية (كسماد) هو أورثوفوسفات الكالسيوم أحادي الاستبدال، والذي يتم تضمينه مع Ca(SO 4) في سوبر فوسفات. يتم الحصول عليها وفقا للمخطط:

Ca 3 (ص 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 ص 4) 2 + 2CaSO 4

الأكسالات أيضا قابل للذوبان قليلا في الماء. من الناحية العملية، تعتبر أكسالات الكالسيوم، التي يتم تجفيفها عند درجة حرارة 200 درجة مئوية وتتحلل عند درجة حرارة 430 درجة مئوية وفقا للمخطط التالي:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

خلات يتم عزل E على شكل هيدرات بلورية وهي شديدة الذوبان في الماء.

مع الكبريتات هـ - مواد بيضاء قليلة الذوبان في الماء. الذوبان CaSO4 . 2H 2 O لكل 1000 جرام من الماء في درجة الحرارة العادية هو 8. 10 -3 مول، SrSO 4 - 5. 10 -4 مول، BaSO 4 - 1. 10 -5 مول، RaSO 4 - 6. 10 -6 مول. في سلسلة Ca - Ra، تنخفض ذوبان الكبريتات بسرعة. Ba 2+ هو كاشف لأيون الكبريتات. تحتوي كبريتات الكالسيوم على ماء التبلور. فوق 66 درجة مئوية، يتم إطلاق كبريتات الكالسيوم اللامائية من المحلول، أدناه - الجبس CaSO 4. 2H 2 O. يصاحب تسخين الجبس فوق 170 درجة مئوية إطلاق ماء الهيدرات. عندما يتم خلط الجبس مع الماء، تتصلب هذه الكتلة بسرعة بسبب تكوين الهيدرات البلورية. يتم استخدام خاصية الجبس هذه في البناء. استخدم المصريون هذه المعرفة منذ 2000 عام. إن قابلية ذوبان ESO 4 في حامض الكبريتيك القوي أعلى بكثير منها في الماء (BaSO 4 حتى 10٪)، مما يشير إلى تكوين معقد. مجمعات ESO 4 المقابلة. يمكن الحصول على H 2 SO 4 في حالة حرة. الأملاح المزدوجة مع الفلز القلوي وكبريتات الأمونيوم معروفة فقط بـ Ca وSr. (NH 4) 2 قابل للذوبان في الماء ويستخدم في الكيمياء التحليلية لفصل Ca عن Sr، لأن (NH 4) 2 قليل الذوبان. يستخدم الجبس في الإنتاج المشترك لحمض الكبريتيك والأسمنت، لأنه عند تسخينه باستخدام عامل اختزال (الفحم)، يتحلل الجبس:

CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO.

عند درجة حرارة أعلى (900 درجة مئوية) يتم تقليل الكبريت بشكل أكبر وفقا للمخطط التالي:

CaSO 4 + 3C = CaS + CO 2 + 2CO.

ويبدأ تحلل مماثل لكبريتات Sr وBa عند درجات حرارة أعلى. BaSO 4 غير سام ويستخدم في الطب وإنتاج الدهانات المعدنية.

كبريتيدات E عبارة عن مواد صلبة بيضاء تتبلور مثل NaCl. حرارة تكوينها وطاقات الشبكات البلورية متساوية (ككالمول): 110 و 722 (Ca)، 108 و 687 (Sr)، 106 و 656 (Ba). يمكن الحصول عليه عن طريق تخليق العناصر عن طريق التسخين أو تكليس الكبريتات بالفحم:

ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO.

الأقل ذوبانًا هو CaS (0.2 hl). يدخل ES في التفاعلات التالية عند تسخينه:

ES + H 2 O = EO + H 2 S؛ ES + G 2 = S + EG 2؛ ES + 2O 2 = ESO 4؛ ES + xS = ES x+1 (x=2.3).

يتم تحلل كبريتيدات الفلزات القلوية الأرضية الموجودة في محلول متعادل بالكامل مائيًا وفقًا للمخطط التالي:

2ES + 2H 2 O = E(HS) 2 + E(OH) 2.

كبريتيدات الحمض ويمكن أيضًا الحصول عليها في حالة حرة عن طريق تبخير محلول الكبريتيدات. تتفاعل مع الكبريت:

E(HS) 2 + xS = ES x+1 + H 2 S (x=2,3,4).

يُعرف BaS من الهيدرات البلورية. 6H2O وCa(HS)2. 6H2O، با(HS) 2. يستخدم 4H 2 O. Ca(HS) 2 لإزالة الشعر. ES تخضع لظاهرة التفسفر. معروف متعدد الكبريتيدات ه: خ2، خ3، خ4، خ5. ويتم الحصول عليها عن طريق غلي معلق ES في الماء مع الكبريت. في الهواء، تتأكسد ES: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. عن طريق تمرير الهواء من خلال تعليق CaS يمكن الحصول عليه ثيوكبريتات كاليفورنيا وفقا للمخطط:

2CaS + 2O 2 + H 2 O = Ca(OH) 2 + CaS 2 O 3

وهو قابل للذوبان بدرجة عالية في الماء. في المتسلسلة Ca - Sr - Ba، تنخفض ذوبان الثيوكبريتات. تيلورايد E قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء وتخضع أيضًا للتحلل المائي، ولكن بدرجة أقل من الكبريتيدات.

الذوبان الكرومات ينخفض ​​مستوى E في سلسلة Ca - Ba بشكل حاد كما هو الحال في حالة الكبريتات. يتم الحصول على هذه المواد الصفراء من تفاعل أملاح E القابلة للذوبان مع كرومات (أو ثنائي كرومات) الفلزات القلوية:

ه 2+ + كروم 4 2- = ECrO4.

يتم إطلاق كرومات الكالسيوم على شكل هيدرات بلورية - CaCrO 4 . 2H2O (pPR CaCrO 4 = 3.15). حتى قبل نقطة الانصهار، فإنه يفقد الماء. لا يشكل SrCrO 4 وBaCrO 4 هيدرات بلورية. pPR SrCrO 4 = 4.44، pPR BaCrO 4 = 9.93.

كربونات هـ مواد بيضاء قليلة الذوبان في الماء. عند تسخينه، يتحول ESO 3 إلى EO، ويفصل ثاني أكسيد الكربون. في سلسلة Ca - Ba، يزداد الثبات الحراري للكربونات. وأهمها عملياً كربونات الكالسيوم (الحجر الجيري). يتم استخدامه مباشرة في البناء ويعمل أيضًا كمواد خام لإنتاج الجير والأسمنت. ويبلغ الإنتاج العالمي السنوي من الجير من الحجر الجيري عشرات الملايين من الأطنان. التفكك الحراري لـ CaCO 3 ماص للحرارة:

كربونات الكالسيوم 3 = كربونات الكالسيوم + ثاني أكسيد الكربون 2

ويتطلب تكلفة 43 سعرة حرارية لكل مول من الحجر الجيري. يتم حرق CaCO 3 في أفران العمود. أحد المنتجات الثانوية للتحميص هو ثاني أكسيد الكربون الثمين. يعتبر CaO ​​مادة بناء مهمة. عند خلطه بالماء يحدث التبلور بسبب تكوين الهيدروكسيد ثم الكربونات حسب المخططات التالية:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 و Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

يلعب الأسمنت دورًا عمليًا بالغ الأهمية - وهو مسحوق رمادي مخضر يتكون من خليط من السيليكات المختلفة وألومينات الكالسيوم. عند مزجه بالماء فإنه يتصلب بسبب الماء. أثناء إنتاجه، يتم حرق خليط من CaCO 3 والطين قبل بدء التلبيد (1400-1500 درجة مئوية). ثم يتم طحن الخليط. يمكن التعبير عن تكوين الأسمنت كنسبة مئوية من المكونات CaO، SiO 2، Al 2 O 3، Fe 2 O 3، حيث يمثل CaO القاعدة، والباقي عبارة عن أنهيدريدات الحمض. يتكون تكوين أسمنت السيليكات (البورتلاد) بشكل أساسي من Ca 3 SiO 5، Ca 2 SiO 4، Ca 3 (AlO 3) 2 و Ca (FeO 2) 2. يتم إعداده وفقًا للمخططات التالية:

Ca 3 SiO 5 + 3H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H2O + Ca(OH)2

Ca 2 SiO 4 + 2H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2 ح 2 س

Ca 3 (AlO 3) 2 + 6H 2 O = Ca 3 (AlO 3) 2. 6 ح 2 س

Ca(FeO 2) 2 + nH 2 O = Ca(FeO 2) 2. نH2O.

يضاف الطباشير الطبيعي إلى المعاجين المختلفة. يتم تضمين CaCO 3 البلوري الناعم المترسب من المحلول في تركيبة مساحيق الأسنان. يتم الحصول على BaO من BaCO 3 عن طريق التكليس بالفحم وفق المخطط التالي:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

إذا تم تنفيذ العملية عند درجة حرارة أعلى في تيار من النيتروجين، السيانيد الباريوم:

BaCO 3 + 4C + N 2 = 3CO + Ba(CN) 2.

Ba(CN) 2 قابل للذوبان بدرجة عالية في الماء. يمكن استخدام Ba(CN) 2 لإنتاج السيانيد من معادن أخرى عن طريق التحلل التبادلي مع الكبريتات. الهيدروكربونات E قابل للذوبان في الماء ولا يمكن الحصول عليه إلا في المحلول، على سبيل المثال، عن طريق تمرير ثاني أكسيد الكربون إلى معلق كربونات الكالسيوم 3 في الماء:

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

رد الفعل هذا قابل للعكس ويتحول إلى اليسار عند تسخينه. وجود بيكربونات الكالسيوم والمغنيسيوم في المياه الطبيعية يسبب عسر الماء.

الأكثر نشاطا بين مجموعة المعادن هي الفلزات القلوية والفلزات القلوية الترابية. هذه معادن خفيفة ناعمة تتفاعل مع المواد البسيطة والمعقدة.

وصف عام

تحتل المعادن النشطة المجموعتين الأولى والثانية من الجدول الدوري. القائمة الكاملة للمعادن القلوية والقلوية الأرضية:

• الليثيوم (لي)؛
• الصوديوم (نا)؛
• البوتاسيوم (ك)؛
• الروبيديوم (Rb) ؛
• السيزيوم (جيم)؛
• الفرانسيوم (الاب)؛
• البريليوم (كن) ؛
• المغنيسيوم (ملغ)؛
• الكالسيوم (كالسيوم)؛
• السترونتيوم (ريال)؛
• الباريوم (با) ؛
• الراديوم (رع).

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

التكوين الإلكتروني للمعادن القلوية هو ns 1، والفلزات القلوية الأرضية هي ns 2.

وبناء على ذلك، فإن التكافؤ الثابت للمعادن القلوية هو I، والمعادن الأرضية القلوية هي II. نظرًا لقلة عدد إلكترونات التكافؤ عند مستوى الطاقة الخارجي، تظهر المعادن النشطة خصائص اختزال قوية، مما يمنح الإلكترونات الخارجية في التفاعلات. كلما زادت مستويات الطاقة، قل اتصال الإلكترونات الخارجية بنواة الذرة. ولذلك فإن الخواص المعدنية تزداد في المجموعات من الأعلى إلى الأسفل.

بسبب نشاطها، توجد معادن المجموعتين الأولى والثانية في الطبيعة فقط في الصخور. يتم عزل المعادن النقية باستخدام التحليل الكهربائي، والتكليس، وتفاعلات الاستبدال.

الخصائص الفيزيائية

الفلزات القلوية لها لون أبيض فضي مع بريق معدني. السيزيوم معدن أصفر فضي. هذه هي المعادن الأكثر نشاطا وناعمة. يتم قطع الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم بسكين. إنها تشبه الشمع في نعومتها.

أرز. 2. قطع الصوديوم بالسكين.

الفلزات القلوية الأرضية رمادية اللون. بالمقارنة مع الفلزات القلوية، فهي مواد أكثر صلابة وكثافة. يمكن قطع السترونتيوم فقط بسكين. المعدن الأكثر كثافة هو الراديوم (5.5 جم/سم3).

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

الخواص الكيميائية

تتفاعل الفلزات القلوية والفلزات القلوية الترابية مع المواد البسيطة والمركبات المعقدة لتشكل الأملاح والأكاسيد والقلويات. يتم وصف الخصائص الرئيسية للمعادن النشطة في الجدول.

أرز. 3. تفاعل البوتاسيوم مع الماء.

يمكن الكشف عن الفلزات القلوية والقلوية الأرضية باستخدام تفاعل نوعي. عند الاحتراق، يتم طلاء المعادن بلون معين. على سبيل المثال، يحترق الصوديوم بلهب أصفر، والبوتاسيوم بلهب بنفسجي، والباريوم بلهب أخضر فاتح، والكالسيوم بلهب برتقالي داكن.

ماذا تعلمنا؟

المعادن القلوية والقلوية الأرضية هي أكثر المعادن نشاطًا. وهي مواد بسيطة ناعمة ذات لون رمادي أو فضي وذات كثافة منخفضة. يطفو الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم على سطح الماء. المعادن الأرضية القلوية أصعب وأكثر كثافة من المعادن القلوية. أنها تتأكسد بسرعة في الهواء. تشكل الفلزات القلوية أكاسيد فائقة وبيروكسيدات، بينما يشكل الليثيوم فقط أكسيدًا. يتفاعل بعنف مع الماء في درجة حرارة الغرفة. تتفاعل مع غير المعادن عند تسخينها. تتفاعل المعادن الأرضية القلوية مع الأكاسيد، مما يؤدي إلى إزاحة المعادن الأقل نشاطًا. يتفاعل البريليوم فقط مع القلويات.

اختبار حول الموضوع

تقييم التقرير

متوسط ​​تقييم: 4.6. إجمالي التقييمات المستلمة: 294.