Почему кальций щелочноземельный металл

Обновлено: 05.10.2024

Элементы подгруппы кальция носят название щелочноземельных металлов. Происхождение этого названия связано с тем, что их окислы («земли» алхимиков) сообщают воде щелочную реакцию.

На долю кальция приходится 1,5% от общего числа атомов земной коры, тогда как содержание в ней радия очень мало (8·10 –12 %). Промежуточные элементы – стронций (0,008%) и барий (0,005%) стоят ближе к кальцию.

Помимо различных силикатных пород, Са, Sr и Ва встречаются главным образом в виде своих труднорастворимых углекислых и сернокислых солей, каковы минералы:

BaSO₄ – тяжелый шппат

Углекислый кальций в виде известняка и мела иногда разует целые горные хребты. Значительно реже встречается кристаллизованная форма СаСО₃ – мрамор. Для сернокислого кальция наиболее типично нахождение в виде гипса (CaSO₄ ·2H₂ O), месторождения которого нередко обладают громадной мощностью. Кроме перечисленных выше, важным минералом кальция является флюорит (СаF₂ ).

Для стронция и бария сернокислые минералы более распространены, чем углекислые. Радий в природе связан с урановыми рудами (причем на 1000 кг урана руда содержит лишь 0,3 г радия).

Промышленное применение находят почти исключительно соединения рассматриваемых элементов, характерные свойства которых и определяют области их использования. Химия радия и его соединений изучена еще очень неполно. В общем, по химическим свойствам он похож на барий.

В свободном состоянии элементы подгруппы кальция могут быть получены электролизом их расплавленных солей. Они представляют собой серебристо–белые металлы. Кальций довольно тверд, стронций и особенно барий значительно мягче. Некоторые константы щелочноземельных металлов сопоставлены в приводимой таблице.

Летучие соединения щелочноземельных металлов окрашивают пламя в характерные цвета: Са – в оранжево–красный, Sr (и Ra)–в карминово–красный, Ва – в желтовато–зеленый. Этим пользуются при химических анализах для открытия рассматриваемых элементов.

На воздухе кальций и его аналоги тотчас покрываются желтоватой пленкой, в которой наряду с нормальными окислами (ЭО) частично содержатся также перекиси (ЭО₂ ) и нитриды (Э₃ N₂ ). В ряду напряжений щелочноземельные металлы располагаются левее магния и поэтому легко вытесняют водород не только из разбавленных кислот, но и из воды. При переходе от Са к Ra энергичность взаимодействия усиливается. Во всех своих устойчивых соединениях рассматриваемые элементы двухвалентны.

С металлоидами щелочноземельные металлы соединяются весьма энергично и с значительным выделением тепла, как это видно из рис. 178. Особенно интересны гидриды ЭН₂ , образующиеся при нагревании кальция и его аналогов з токе сухого водорода.

Соединения эти имеют типичный ионный характер, причем анионом является отрицательно заряженный водород (Н – ). Водой они энергично разлагаются по схеме:

С таким химически инертным в свободном состоянии элементом, как азот, щелочноземельные металлы соединяются уже при сравнительно слабом нагревании. При накаливании они соединяются также с углеродом, образуя карбиды типа ЭС₂ .

Окиси кальция и его аналогов (ЭО) представляют собой белые тугоплавкие вещества, энергично присоединяющие воду с образованием белых гидроокисей [Э(ОН)₂ ]. Последние являются сильными основаниями, довольно хорошо растворимыми в воде. По ряду Са—Sr—Ва основной характер гидроокисей усиливается.

Параллельно с этим и весьма быстро растет их растворимость.

1) Свойства окисей и их гидратов изменяются довольно закономерно не только для самих щелочноземельных металлов, но и по всему ряду Be–Ва. Обусловлено это последовательным увеличением радиусов ионов Э 2+ при сохранении ими однотипной электронной структуры (инертного газа).

Для вторых констант диссоциации Mg(OH)₂ , Ca(OH)₂ и Ва(ОН)₂ были получены значения, равные соответственно 0,003, 0,03 и 0,23.

Окись кальция (негашеная известь, или «кипелка») и продукт ее взаимодействия с водой –Са(ОН)₂ (гашеная известь, или «пушонка») находят широкое применение в строительном деле. С химической стороны «гашение» извести заключается в протекающем выделением тепла присоединении к СаО воды по схеме:

Гидроокись кальция является наиболее дешевым и поэтому чаще всего используемым в технике сильным основанием. Раствор Ва(ОН)₂ («баритовая вода») применяется для открытия СО₂ .

Наряду с нормальными окислами для элементов подгруппы Са известны белые перекиси типа ЭО₂ . Практическое значение из них имеет только перекись б а р и я. (ВаО₂ ), применяемая, в частности, как исходный продукт для получения перекиси водорода. Последнее основано на обратимости реакции:

Так как сама Н₂ О₂ является кислотой очень слабой, равновесие этой реакции практически полностью смещается влево под действием даже таких кислот, как угольная [вследствие нейтрализации Ва(ОН)₂ ].

Технически ВаО₂ получают нагреванием ВаО в токе воздуха до 600 °С При этом происходит присоединение кислорода по реакции:

Дальнейшее нагревание выше 800°С ведет, наоборот, к распаду ВаО₂ на окись бария и кислород. Поэтому сжигание металлического бария сопровождается образованием только его окиси.

При взаимодействии с кислотами окислы и гидроокиси щелочноземельных металлов легко образуют соответствующие соли. Последние, как правило, бесцветны. Из производных обычных минеральных кислот соли с анионами Cl – , Br – , J – и NO₃ – хорошо растворимы; напротив, с анионами F – , SO₄ 2– , CO₃ 2– и PO₄ 3– малорастворимы в воде. В противоположность ионам Са 2+ и Sr 2+ ион Ba 2+ сильно ядовит. Многие соли рассматриваемых элементов находят разнообразное практическое использование.

2) Растворимость важнейших солей (а также гидроокисей) Са, Sr и Ва при обычных условиях сопоставлена на рис. 179, из которого видно, что для отдельных анионов по ряду Са–Sr–Ва она изменяется различно.Это обстоятельство важно для аналитической химии. В частности, резкое различие растворимости хромовокислых солей дает возможность отделять Ва от Sr и Са. Крайне малой растворимостью щавелевокислого кальция пользуются для открытия следов этого элемента (например, в обычной питьевой воде).

Галогениды щелочноземельных металлов по своим свойствам делятся на две довольно резко обособленные группы. К одной относятся фториды, к другой – производные остальных галоидов,

Фториды почти нерастворимы не только в воде, но и в разбавленных кислотах. Кристаллогидраты для них неизвестны. Хлориды, бромиды и иодиды хорошо растворимы в воде и из растворов выделяются в виде кристаллогидратов.

Азотнокислый барий кристаллизуется при обычных условиях без воды. Напротив, нитраты Са и Sr выделяются в виде; кристаллогидратов. Последние легко растворимы в воде, тогда как растворимость Ва(NO₃ )₃ и Ra(NO₃ )₂ значительно меньше. Нитрат кальция широко применяется в качестве азотсодержащего минерального удобрения. Нитраты стронция и бария служат в пиротехнике для изготовления составов, сгорающих красным (Sr)j или зеленым (Ва) пламенем.

Сернокислые соли Sr и Ва кристаллизуются без воды выше 66°С в безводном состоянии выделяется из раствора и сульфат кальция, ниже указанной температуры осаждается гипс – CaSO₄ ·2H₂ O. В воде рассматриваемые сульфаты труднорастворимы, причем по ряду Са–Ra растворимость быстро уменьшается.

Нагревание до 150°С обусловливает переход гипса в более бедный водой гидрат 2CaSO₄ ·H₂ O. При замешивании теста из порошка этого гидрата с водой (60–80% от его веса) происходит обратное присоединение последней, сопровождающееся отвердеванием всей массы вследствие ее закристаллизовывания. На этом основано применение гипса для изготовления слепков с различных предметов, а также в качестве вяжущего строительного материала.

3) Обжиг гипса для получения вяжущего материала проводят обычно при температурах не выше 180 °С. Полученный продукт поступает в продажу под названием жженого (штукатурного) гипса, или алебастра. Обжиг выше 350°С ведет к образованию растворимой формы безводного CaSO₄ , а выше; 500 °С – его нерастворимой формы, которая вновь воду уже не присоединяет и поэтому в качестве вяжущего материала использована быть не может («мертвый гипс»).

Образующиеся при еще более сильном обжиге (900–1200 °С) основные соли состава xCaSO₄ ·yCaO (гидравлический гипс), будучи замешаны с водой, вновь дают затвердевающую массу. Ее твердение вызывается присоединением воды и кристаллизацией материала, причем образующиеся кристаллы тесна переплетаются и срастаются друг с другом, что обусловливает большую мехамическую прочность затвердевшей массы. Последняя вместе с тем весьма стойка по отношению к действию воды, изменениям температуры и т. д. Гидравлический гипс применяется для изготовления ступенек, подоконников и т. п. и в качестве вяжущего материала. Он был известен египтянам еще за 2000 лет до н. э. и широко использовался ими при возведении различных построек.

Углекислые соли щелочноземельных металлов практически нерастворимы в воде. При накаливании они отщепляют СО₂ и переходят в соответствующие окиси. По ряду Са–Sr––Ва термическая устойчивость карбонатов быстро возрастает. Наиболее практически важным из 'них является карбонат кальция.

Применение отдельных природных разновидностей СаСО₃ весьма различно. Известняк служит исходным сырьем для получения важнейших строительных материалов – извести и цемента.

Мел используется в качестве минеральной краски, как основа составов для полировки и т. д. Мрамор является прекрасным материалом для скульптурных работ, изготовления электрических распределительных щитов и т. д.

Ежегодная мировая выработка извести из известняка исчисляется десятками миллионов тонн. Термическая диссоциация СаСОз идет со значительным поглощением тепла:

СаСОз + 43 ккал = > СаО + СО₂

Зависимость равновесия этой реакции от температуры видна из следующих данных:

Технически обжиг известняка чаще всего осуществляется в шахтных печах (рис. 180). Важным побочным продуктом производства является углекислый газ.

Известь находит широкое применение в ряде отраслей промышленности. Значительные ее количества потребляются также сельским хозяйством. Важнейшей и с наиболее давних времен известной человечеству областью применения извести является, однако, использование ее (под названием «известкового раствора») в качестве вяжущего строительного материала для скрепления друг с другом камней, кирпичей и т. п. Обычно приготовляют смесь извести с песком (1 часть на 3–4 части песка) и водой вколичестведостаточном для получения тестообразной массы. Последняя постепенно твердеет вследствие кристаллизации гидроокиси кальция и образования кристаллического СаСОз (за счет углекислоты воздуха) по реакции:

Одновременно идет образование также силикатов кальция (за счет SiO₂ песка). Ввиду выделения воды при твердении известкового раствора в построенных с его помощью зданиях долгое время сохраняется сырость.

Значительные преимущества перед известью имеет другой вяжущий строительный материал – цемент. Помимо того, что его применением устраняется долговременная сырость зданий, цемент характеризуется способностью затвердевать не только на воздухе, но и под водой. Затвердевание его идет, кроме того, значительно быстрее, чем в случае известкового раствора. Выработка цемента по СССР составила в 1962 г. 57,3 млн. т (против 5,7 млн. г в 1940 г. и 1,5 млн. т в 1913 г.).

Цемент представляет собой зеленовато–серый порошок, состоящий в основном из смеси различных силикатов и алюминатов кальция, преимущественно Ca₃ SiO₅ , Ca₂ SiO₄ и Са₃ (АlO₃ )₂ . Будучи замешан с водой, он дает отвердевающую массу. Переход последней из тестообразного в твердое состояние носит название «схватывания» и осуществляется обычно в течение нескольких часов. С химической стороны процесс схватывания цемента обусловлен главным образом гидратацией его составных частей.

4) При производстве цемента смесь тонко измельченных известняка и богатой SiO₂ глины обжигают до начала спекания (1400–1600 °С) в специальных вращающихся печах (рис. 181). Последние представляют собой слегка наклонные, выложенные внутри огнеупорным кирпичом стальные трубы диаметром 2–3 м и длиной в несколько десятков метров. Печь лежит на роликах и приводится мотором в медленное вращение. В ее верхнюю часть непрерывновводится исходная смесь, которая при постепенном продвижении вниз все более разогревается за счет тепла сгорающих в печи газов (или каменноугольной пыли). Обожженный продукт (цементный клинкер) после остывания тщательно перемалывается.

5) Состав цементов выражают обычно в виде весового процентного содержания входящих в них окислов (в основном CaO, SiO₂ , Al₂ O₃ и Fe₂ O₃ ). Первый из них играет в цементе роль основания, остальные – роль кислотных ангидридов, весовое отношение СаО / (SiO₂ + Al₂ O₃ +Fe₂ O₃ ) носит название гидромодуля цемента и хорошо характеризует его качества. Числовая величина гидромодуля обычного (силикатного) цемента колеблется около двух. Приблизительные типичные результаты его анализа приводятся ниже (% по весу):

6) Схватывание цемента обусловлено в основном реакциями по схемам:

После первоначального схватывания твердость цемента в течение длительного времени продолжает возрастать. Основной причиной этого является, по–видимому, распространение процессов гидратации в глубь цементных зерен.

Наряду с рассмотренными выше солями для химии Са, Sr и Ва весьма важны их известные только в растворе кислые карбонаты Э(НСО₃ )₂ . Они образуются при взаимодействии растворенного в воде углекислого газа с нормальными карбонатами по схеме:

Реакция эта обратима, причем нагревание смещает ее равновесие в сторону распада бикарбоната. Довольно часто из бикарбонатов щелочноземельных металлов в природных водах содержится только Са(НСО₃ )₂ . Наличие его придает воде приятный освежающий вкус (который отсутствует у дистиллированной воды).

Содержание в природной воде солей двухвалентных металлов часто оценивают, говоря о той или иной ее «жесткости». При этом различают жесткость временную и постоянную. Первая обусловлена присутствием в воде бикарбонатов – Са(НСО₃ )₂ , реже Mg(HCO₃ )₂ и иногда также Fe(HCO₃ )₂ . Временной она названа потому, что может быть устранена простым кипячением воды: бикарбонаты при этом разрушаются и нерастворимые продукты их распада (карбонаты Са и Mg, гидроокись железа) оседают на стенках сосуда в виде накипи. По цвету последней можно оценить содержание Fe(HCO₃ )₂ в потребляемой воде: если его вовсе нет, накипь имеет белый цвет, при значительном его количестве – красно–бурый.

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней солей двухвалентных металлов, не дающих осадка при кипячении. Наиболее обычны сульфаты и хлориды Са и Mg. Из них особое значение имеет малорастворимый CaSO₄ , который оседает в виде очень плотной накипи.

При работе парового котла на жесткой воде его нагреваемая поверхность покрывается накипью. Так как последняя плохо проводит тепло; прежде всего становится неэкономичной сама работа котла: уже слой накипи толщиной в 1 мм повышает расход топлива приблизительно на 5%. С другой стороны, изолированные от воды слоем накипи стенки котла могут нагреться до весьма высоких температур. При этом железо постепенно окисляется и стенки теряют прочность, что может повести к взрыву котла. Так как паросиловое хозяйство существует во многих промышленных предприятиях и на транспорте, вопрос о жесткости воды практически весьма важен.

Жесткая вода оказывается также непригодной для проведения технологических процессов ряда отраслей промышленности. Пользование ею затрудняет стирку белья, мытье волос и другие операции, связанные с потреблением мыла. Обусловлено это нерастворимостью солей двухвалентных металлов и входящих в состаз мыла органических кислот, из–за чего, с одной стороны, загрязняются отмываемые предметы, с другой – непроизводительно расходуется мыло.

7) И постоянную и временную жесткость воды в СССР принято оценивать числом содержащихся в одном литре миллиграмм–эквивалентов двухвалентных металлов (мг–экв/л). За рубежом пользуются условными «градусами жесткости», величины которых в отдельных странах различны (1 мг–экв/л соответствует 2,8 немецким, 3,5 английским, 5 французским или 50 американским градусам). До 1952 г. в СССР обычно применялись немецкие градусы.

Сумма временной и постоянной жесткости определяет общую жесткость воды. Последняя характеризуется по этому признаку следующими наименованиями: очень мягкая (до 1,5), мягкая (1,5–3), среднежесткая (3–6), жесткая (6–9), очень жесткая (>9 мг–экв/л). Жесткость отдельных естественных вол . колеблется в весьма широких пределах. Для открытых водоемов она часто зависит от времени года и даже погоды. Наиболее «мягкой» природной водой является атмосферная (дождь, снег), почти не содержащая растворенных солей.

Так как очистка воды от растворенных солей при помощи перегонки слишком дорога, в местностях с жесткой водой для ее «умягчения» пользуются химическими методами. Временную (иначе – карбонатную) жесткость обычно устраняют, прибавляя к воде Са(ОН)₂ в количестве, строго отвечающем найденному по анализу содержанию бикарбонатов. При этом по реакции

весь бикарбонат переходит в нормальный карбонат и осаждается. От постоянной (иначе, некарбонатной) жесткости чаще всего освобождаются добавлением к воде соды, которая вызывает образование осадка по реакции:

Воде дают затем отстояться и лишь после этого пользуются ею для питания котлов или в производстве. Для умягчения небольших количеств жесткой воды (в прачечных и т. п.) обычно добавляют к ней немного соды и дают отстояться. При этом двухвалентные металлы полностью осаждаются в виде карбонатов, а остающиеся в растворе соли натрия употреблению мыла не мешают.

Из изложенного следует, что содой можно пользоваться для Устранения и временной и постоянной жесткости, а гидроокисью кальция – только для устранения временной. Тем не менее в технике стараются применять именно Са (ОН)₂ , что обусловлено гораздо большей дешевизной этого продукта сравнительно с содой.

§ 3. Щелочноземельные металлы

Кальций – полезные свойства и особенности металла

Этот химический элемент жизненно важен в буквальном смысле: из него состоят наши кости и зубы. Кальций – это также морские раковины, цветные мелки, сталактиты и сталагмиты в пещерах.

Что представляет собой

Кальций – это химический элемент периодической системы Д. И. Менделеева под №20. Мягкий серебристо-белый металл блестит, но затем тускнеет под пленкой-оксидом.

Состоит из шести стабильных изотопов, при этом 97% состава приходится на Ca40.

Относится к щелочноземельным металлам.

Международное обозначение – Calcium (Ca).

История

Применение кальциевых минералов – мрамора, гипса, известняка – исчисляется тысячелетиями.

Гипс

Чистый металл первым в истории получил британский химик Гемфри Дэви (1808 год). Для этого он применил электролиз к смеси из оксида ртути и мокрой гашеной извести. Получив амальгаму, отделил ртуть.

Он же предложил латинское название элемента: calcis означает мягкий камень, известка.

Физико-химические характеристики

Кальций представлен двумя модификациями кубической решетки: с гране- и объемноцентрированной структурой.

Металл наделен многими достоинствами: пластичен, режется ножом, обрабатывается прессованием, прокаткой.

Химические свойства проявляются при нагревании:

Взаимодействие с горячей водой приводит к образованию водородного «фонтана». Но реакция проходит без взрывов или горения.
Взаимодействует с кислотами, неметаллами, образуя соединения.
Даже при комнатной температуре во влажном микроклимате покрывается пленкой.

Нагреваясь в кислороде либо на воздухе, кальций, его растворимые соли горят. Пламя получается красно-оранжевым. По цвету его легко отличить от других металлов.

Кальций в атмосфере аргона

Химическая активность вещества зашкаливает. Для устранения этого недостатка металл хранят в керосине, растопленном парафине либо закупоренном сосуде.

Уникальные свойства кальция как металла проявляются при усилении давления.

Под давлением он ведет себя как полупроводник, затем как металл, потом подобно сверхпроводнику. По проводимости в разы превосходит все химические элементы (например, ртуть – вшестеро).

Присутствие в природе

Кальций – третий по распространенности в земной коре среди металлов, пятый среди всех элементов. Четвертый по количеству минералов (385).

Однако высокая химическая активность исключает присутствие элемента в свободном виде:

Вещество с формулой СаСО3 – обычный мел.

Щелочноземельный металл обнаружен в каменных метеоритах – как почти ненаходимые на земле сульфиды.

Тонна земной коры содержит 32,7 кг кальция, литр морской воды – 410 мг.

Из морской воды кальций как строительный материал вытаскивают моллюски, кораллы.

Концентрацией кальция в составе определяется степень жесткости воды.

Технология получения

Конечный продукт промышленного производства – металлический кальций.

Металлический Кальций

Получение металла проходит двумя методами:

Электролиз. Расплавляют CaCl2, задействуя медно-кальциевый анод. Из полученного медно-кальциевого сплава (2:1) отгоняют металл.
Алюминотермия. Прокаливается смесь CaO и порошковый алюминий. Конденсат из кальциевых паров аккумулируется на охлаждаемой поверхности.

Для обоих способов получения металла требуется вакуум и 960-1900°С.

Единственный производитель кальция в Европе – Чепецкий механический завод. Его открыли в 1949 году для нужд отечественной урановой промышленности. Уже тогда СССР отработал процесс восстановления урана кальцием. Сегодняшний ассортимент шире.

Где используется

Утилитарные характеристики металла обусловили сферы применения.

Применение Кальция

Промышленность

Львиная доля продукции металлургических комбинатов достается промышленному комплексу.

Здесь миссия кальция многогранна:

Восстановление редкоземельных, тугоплавких элементов из соединений. Речь о хроме, никеле, меди, тории, уране.
Удаление серы из бензина, керосина, других нефтепродуктов.
Раскисление стали и сплавов цветных металлов.
Получение антифрикционных сплавов.
Очистка электровакуумных приборов от воздуха, других газов.
Обезвоживание органических растворителей.

Металл используется при производстве аккумуляторных батарей, подшипников, оболочек кабелей.

Наука

Изотоп Ca-48 – материал с высоким КПД для производства сверхтяжелых элементов.

Кальцием восстанавливают уран.

С его помощью ученые пополняют таблицу Менделеева.

Другие сферы

Кальциевые материалы нашли применение на бытовом уровне:

Строительный материал (известняк, гипс, мрамор).
Сырье при производстве гипса, включая медицинский.
Дезинфектор (хлорка).
Мелки для рисования.
Аптечные препараты, БАДы (особенно с витамином D).

Эстетично выглядящие образцы (флюорит, кальцинит, мрамор) попадают в минералогические коллекции.

Биологическое влияние

Кальций – важный для биологических организмов макроэлемент (1,6-2,1% по массе): он есть в растениях, организме животных, человека.

Жизненные процессы

Макроэлемент аккумулируется костями и зубами.

Известь (карбонат кальция) – строительный материал ракушек, кораллов, яичной скорлупы, накипи в чайнике.

Вещество задействовано в следующих процессах:

Свертывание крови.
Сокращение мышц.
Секреция гормонов.

Тело человека массой 60 кг содержит полтора килограмма кальция.

Достаточное количество металла критично для детей и подростков: их скелет растет каждую минуту. У младенцев может проявиться рахитичность.

Питание

Макроэлемент поступает в организм во время еды. В детском возрасте продукт номер один – молоко.

Рацион взрослых разнообразнее. Веществом насыщены продукты всех групп:

Цельнозерновой хлеб, гречка.
Морепродукты, рыба (особенно мягкие кости).
Бобовые.
Орехи, свежий кунжут.
Листовой салат, укроп, петрушка, спаржа.

Всасыванию кальция содействует лактоза, препятствуют кофе, углеводы, пальмовое масло, животные жиры (кроме сала).

Нормы

Суточная потребность в макроэлементе определяется возрастом (г):

Возраст (лет)	Количество кальция (мг)
0-6	1490
7-9	750
10-12 (мальчики)	910
10-12 (девочки)	1250
13-19	1250
20-49	1050
49+	1150-1350

Беременным и кормящим матерям требуется повышенная норма вещества.

Симптомы нехватки/переизбытка

Дефицит металла в организме проявляется многопланово:

судороги, онемение конечностей, суставная боль;
тахикардия;
гипертония;
расслоение, ломкость ногтей.

На ментальном плане это депрессия, нервозность.

Хроническая нехватка макроэлемента ведет к хрупкости костей (остеопорозу).

Об избытке макроэлемента сигнализируют отвращение к еде, неутолимая жажда, расстройство ЖКТ (тошнота, рвота), повышенное мочеотделение, слабость.

Избыток вещества опасен: организм «цементируется».

Максимальная суточная доза кальция для взрослых – 2,5 г.

На российском рынке представлена промышленная и аптечная продукция.

Цены на промышленный кальций (руб. / кг):

металлический – 450;
кусковой (чистота: 99,82%) – 1500;
хлористый технический – 47;
хлористый пищевой – 95.

Аптечный сегмент представлен отечественной и зарубежной продукцией. Упаковка глюконата кальция (10 таблеток) российского производства стоит 15-25 руб., препарата «Кальций-Д3 Никомед» – 300 – 700 руб.

Щелочноземельные металлы – перечень, свойства и польза элементов

Этой группе металлов отдан весь второй столбец таблицы Менделеева. И атомщики, и ювелиры используют щелочноземельные металлы. С ними интересно экспериментировать, но требуется осторожность.

Что представляют собой

Щелочноземельные металлы – это вся вторая группа таблицы Менделеева.

К щёлочноземельным металлам относятся:

То есть «щелочноземельный» список насчитывает шесть позиций, которые обычно располагаются по возрастанию атомного номера – от бериллия к радию.

Двойное название группы – отражение природы и характеристик входящих в нее элементов:

Они способны образовывать щелочи.
Ряд свойств их оксидов близки окислам алюминия и железа. Такие вещества еще средневековые алхимики именовали «землями».

Сегодняшний состав щелочноземельной группы сформировался не сразу: бериллий и магний отсутствовали.

Это объяснялось отличием свойств данных элементов от остальных:

По большинству характеристик они ближе к алюминию, чем к другим элементам группы.
Их гидроксиды – не щелочи.
Магний взаимодействует с водой в замедленном режиме, у бериллия реакция в таком растворе нулевая. Та же картина при контакте с неметаллами.

Однако специалисты Международного союза теоретической и прикладной химии (IUPAC) решили все-таки причислить бериллий и магний к щелочноземельной группе.

Формы нахождения в природе

Щёлочноземельным металлам присуща чрезмерная активность, поэтому в природе они как самостоятельный элемент отсутствуют.

Почти всегда это составляющая минералов либо руд:

Самый распространенный элемент щелочноземельной группы – кальций (2,9-12,9% по массе). Его получают из известняков, им насыщены мрамор, гранит.
Почти три процента забирает магний.
В сто раз реже в литосфере представлены барий со стронцием.
Содержание остальных элементов измеряется тысячными долями процента.

Самым редким на планете щёлочноземельным металлом является радий. Но найти его легче других: это обязательный компонент урановых рудников.

Элементы группы наделены общими физическими свойствами:

Серебристый с сероватостью цвет.
Твердость в стандартных условиях, ножом режется только стронций.
Металлический блеск.
Тускнение на воздухе с разной скоростью вследствие образования оксидной пленки.
Хорошая пропускная способность для тепла и электричества.
Два электрона на внешнем слое атома у каждого элемента, степень окисления – всегда +2. Это отражают формулы соединений, образованных металлами группы.

Самая тяжелая «щелочная земля» – радий. Кубик вещества с ребром в 1 см весит 5,5 грамма.

Более интересны химические свойства «земель».

Есть общие и оригинальные:

Покрытый пленкой-оксидом бериллий способен на реакцию только при 600+°С (кроме фтора).
Окисленный магний при средней температуре не реагирует ни с чем. Получение соединений металла возможно при температуре от 645°C.
Кальций окисляется неспешно и только если воздух влажный. При незначительном нагреве горит, растворяется водой.
Осмотрительности требуют барий, стронций, радий. На открытом пространстве взаимодействие этих металлов с кислородом и азотом чревато взрывом. Их держат в герметичных контейнерах, залив керосином. Эта особенность объединяет щелочные и щелочноземельные металлы.

Общие свойства щёлочноземельных металлов – растворение в кислотах, образование солей, щелочей при взаимодействии с водой.

Химическая активность щелочноземельных металлов усиливается с увеличением габаритов атома – от бериллия к радию.

Где используются

Свойства металлов щелочноземельной группы обусловили применение каждого во всех сегментах – от авиастроения до медицины и ювелирного дела:

Бериллий. Исходник при выплавке сплавов, включая «атомные», получения ракетного топлива. Компонент ювелирных минералов первого ряда – аквамарина, гелиодора, изумруда.
Кальций. Базис большинства огнеупоров, строительных материалов. Металл задействован при производстве топлива, аптечных препаратов.
Магний. Самый легкий щелочноземельный металл. Как восстановитель нашел применение в металлургии. Без проблем куется, раскатывается. Чаще используется как «ингредиент» сплавов, снижающий их массивность, – материал корпусов и деталей ракет, самолетов, автомобилей, электроники. А также приборов для нужд оборонного комплекса и предприятий приборостроения.

Сегодня на первое место по использованию магниевых сплавов выходят смартфоны, планшеты, другие гаджеты.

Стронций. Металлургами используется как лигатура сплавов, очиститель сталей, чугуна, меди от серы, других вредных примесей. Сырье закупают производители радиоэлектроники, химических источников тока, атомщики, пиротехники. Продукция «высокого сегмента» из металла – чистый уран, керамика-сверхпроводник, вакуумный инструментарий.

Стронций создает насыщенно-красные оттенки огней салюта. Изотопом вещества лечат онкологию.

Барий. Используются соединения металла. Главный потребитель – атомщики. Ассортимент: вакуумные, пьезоэлектрические приборы, жидкий теплоноситель, линзы, стекло для урановых стержней, керамика-сверхпроводник. Нетоксичный сульфат используется рентгенологами как контрастное вещество.

На особом счету радий. Это самый редкий щелочноземельный металл: на планете его получено всего полтора килограмма.

Даже микродозы радиоактивного вещества смертельно опасны для человека. Однако это свойство используется исследователями ядерных процессов и для лечения онкологии.

Шкалы, стрелки компасов, бортовых приборов, изготовленных до 1970-х годов, покрыты краской, содержащей радий. Она светится в темноте, но с тех пор не используется как опасная для человека.

Биологическое значение

Значение щелочноземельных элементов разнообразно:

Без кальция не формируется скелет, зубы, не сокращаются мышцы. Элемент «курирует» параметры крови.
Магний – компонент биологических структур (к примеру, хлорофилла у растений). В организме человека содействует синтезу нуклеиновых кислот, работе ферментов, нервной системы.
Микродозы стронция присутствуют в организме как аналог кальция. Особо важен щелочноземельный элемент для детей младше четырех лет.

Барий, радий, бериллий, их соединения ядовиты. Поэтому для биологических структур опасны.

Щелочноземельные металлы

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Be - 2s 2
Mg - 3s 2
Ca - 4s 2
Sr - 5s 2
Ba - 6s 2
Ra - 7s 2

Природные соединения

Be - BeO*Al₂O₃*6SiO₂ - берилл
Mg - MgCO₃ - магнезит, MgO*Al₂O₃ - шпинель, 2MgO*SiO₂ - оливин
Ca - CaCO₃ - мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO₄*2H₂O - гипс, CaF₂ - флюорит

Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

MgCl₂ → (t) Mg + Cl₂ (электролиз расплава)

CaO + Al → Al₂O₃ + Ca (алюминотермия - способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)

Химические свойства

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании.

Щелочноземельные металлы - активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот:

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I). Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

Mg + O₂ → MgO (оксид магния)

При нагревании реагируют с серой, азотом, водородом и углеродом.

Mg + S → (t) MgS (сульфид магния)

Ca + H₂ → (t) CaH₂ (гидрид кальция)

Ba + C → (t) BaC₂ (карбид бария)

Ba + TiO₂ → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO - амфотерного оксида.

В нее вступают все, кроме оксида бериллия.

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

BeO + NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)

Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:

BeO + NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия - амфотерного гидроксида.

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)₂)

Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.

Реакции с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).

Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящую от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить - каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках - CaCO₃ - бесспорное доказательство устранения жесткости:

Также временную жесткость можно устранить, добавив Na₂CO₃ в воду:

С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na₂CO₃:

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Читайте также: