Щелочноземельные металлы почему так называются

Обновлено: 19.05.2024

Металлы второй группы Периодической системы, а именно: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий — называются так потому, что оксиды кальция, стронция и бария ранее были найдены химиками в земле и давали щелочную реакцию.

(Источник: «Металлы и сплавы. Справочник.» Под редакцией Ю.П. Солнцева; НПО "Профессионал", НПО "Мир и семья"; Санкт-Петербург, 2003 г.)

Смотреть что такое "Щелочноземельные металлы" в других словарях:

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ — ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ, двухвалентные металлы, составляющие вторую группу периодической таблицы: БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, КАЛЬЦИЙ, СТРОНЦИЙ, БАРИЙ и РАДИЙ. Все они отличаются легкостью, мягкостью и сильной реактивностью. Все эти металлы, кроме… … Научно-технический энциклопедический словарь

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ — ПОДГРУППА IIA БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ КАЛЬЦИЙ, СТРОНЦИЙ, БАРИЙ, РАДИЙ Строго говоря, эта подгруппа состоит из двух типов элементов. Бериллий и магний элементы коротких периодов более сходны между собой, чем с другими четырьмя… … Энциклопедия Кольера

щелочноземельные металлы — [alkali earth metals] группа, включающая Са, Sr, Ba и Ra; первые три применяются в металлургии в качестве раскислителей; Смотри также: Металлы щелочные металлы чистые металлы ультрачистые металлы … Энциклопедический словарь по металлургии

Щелочноземельные металлы — Щёлочноземельные металлы химические элементы: кальций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra (иногда к щёлочноземельным металлам ошибочно относят также бериллий Be и магний Mg). Названы так потому, что их оксиды «земли» (по терминологии алхимиков)… … Википедия

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ — хим. элементы II гр. периодич. системы Менделеева: кальций, стронций, барий и радий. Назв. связано с тем, что их оксиды ( земли по терминологии алхимиков) сообщают воде щелочную реакцию. Химически Щ. м. весьма активны, причём их активность… … Большой энциклопедический политехнический словарь

МЕТАЛЛЫ — МЕТАЛЛЫ, химические элементы, обладающие высокой тепло и электропроводностью, атомы которых связаны в кристаллические решетки единственным в своем роде способом. Смеси таких элементов (СПЛАВЫ) также являются металлами. Около трех четвертей всех… … Научно-технический энциклопедический словарь

Щелочные и щелочноземельные металлы — (хим.), или металлы щелочей и щелочных земель. Нерастворимые в воде окислы металлов, а также и некоторых неметаллов прежде называли землями за их порошковый вид. Среди этих земель легко отличить такие, которые хотя и мало растворимы, но образуют… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Металлы как горючие — Металлы как ракетное горючие, используемые в ракетных топливах, относятся в основном ко второму периоду периодической системы элементов, и только некоторые из них к третьему. Добавка циркония приводит к большой плотности топлива, но уменьшает… … Википедия

Металлы как горючее — Металлы как ракетное горючее, используемые в ракетных топливах, относятся в основном ко второму периоду периодической системы элементов, и только некоторые из них к третьему. Добавка циркония приводит к большой плотности топлива, но… … Википедия

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.

§ 3. Щелочноземельные металлы

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.

Щелочноземельными эти металлы называют, т.к. они содержатся во всех минералах земли — поэтому «земельные», а «щелочные» — т.к. они придают воде щелочную реакцию.

Строение электронных оболочек

Электронное строение внешнего слоя у всех этих элементов одинаково – на нем всего 2 электрона на s-подуровне:

n S 2

Что это означает?

Валентности элементов = 2, т.е. каждый атом может образовывать 2 связи.
Степень окисления элементов = +2 – металлические свойства – это способность отдавать электроны
Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно, электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются – Ba более сильный металл, чем Be.
Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.

Физические свойства щелочно-земельных металлов

Общие характеристики:

все металлы сероватого цвета,
твердые, ножом, как щелочные металлы, их уже, конечно, не порежешь 🙂
плотность больше 1,
на воздухе элементы достаточно устойчивы, но покрываются оксидной пленкой,
окрашивают пламя в разный цвет (это используют для получения разных цветов пламени в пиротехнике):

Ca — в кирпично-красный

Химические свойства металлов

Имеет смысл рассмотреть химические свойства по таблице классификации неорганических соединений.

1. Идем по синим стрелочкам — взаимодействие металлов:

Металлы традиционно проявляют металлические — восстановительные свойства.

2. Идем по зеленым стрелочкам — реакции для оксидов

3. Идем по оранжевым стрелочкам

Обратите внимание, что гидроксиды щелочноземельных металлов либо малорастворимы, либо нерастворимые, поэтому их образование может служить качественной реакцией.

Be(OH)2 — амфотерный гидроксид, он может реагировать как с основаниями, так и с кислотами!

3. Щелочноземельные металлы с водородом также образуют гидриды.

Как мы уже говорили, сверху вниз в подгруппе металлические свойства элементов возрастают. Водород, хоть и находится в первой группе при реакции с щелочноземельными металлами будет проявлять отрицательную степень окисления.

Как определить качественные реакции? Загляните в таблицу растворимости!

Be(OH)2 — гелеобразный белый осадок;

Сa(OH)2 — белый осадок;

Mg(OH)2 — белесый осадок;

Фториды — белесо-бесцветные осадки;

Сульфиты и сульфаты — белые осадки.

Как видите, цвета осадков не отличаются цветовым разнообразием 🙂

Получение щелочно-земельных металлов

Обычно щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их солей:

Щёлочноземельные металлы

Щё́лочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы [1] периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий [2] [3] . Названы так потому, что их оксиды — «земли» (по терминологии алхимиков) — сообщают в воде щелочную реакцию. Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов. Происхождение этого названия связано с тем, что их гидроксиды являются щелочами, а оксиды по тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и железа, носившими ранее общее название "земли

Содержание

Физические свойства

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 щёлочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который имеет минимальную среди них плотность (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый — радий, плотность которого примерно равна плотности железа.

Химические свойства

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, так же и как щелочные металлы (и кальций), хранят под слоем керосина.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH)₂ — амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH)₂ — слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH)₂ — сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH)₂ — лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH)₂ — сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, и Ra(OH)₂ — одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество.

Нахождение в природе

Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций, 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 щёлочноземельных 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) [4] .

Читайте также: