Что выделяется при тушении водой щелочных и щелочноземельных металлов


Тушение горящих щелочных металлов

 

Внимание!!!

Цены на сайте не актуальны - уточняйте

  • Специальный огнетушитель порошковый предназначен для тушения горения металлов и металлосодержащих веществ, разделяется на подклассы пожара:
  • Огнетушители специального назначения на российском рынке оснащены баллонами и стволами-успокоителями.
  • Огнестушащее вещество (ОТВ) - специальные порошки, предназначенные для тушения подклассов пожара Д1, Д2 и ДЗ, сертифицированные для этих целей на территории Российской Федерации.


  • При выборе способа пожаротушения следует различать горение собственно щелочных металлов, горение водорода, выделяющегося в процессе взаимодействия металла с водой, и горение органического растворителя в присутствии щелочного металла.
  • Наиболее опасно, когда загорается сам щелочной металл, хотя такие случаи происходят редко.

Тушение натрия, калия и сплава натрий-калий

  • Наилучшие результаты при тушении этих металлов достигаются путем использования огнетушителей, снаряженных порошками Вексон-D и Вексон-D2. Порошок должен полностью покрыть поверхность горящего металла.
  • Горение прекращается также при засыпании металлов мелким сухим кварцевым песком, кальцинированной содой, мелкой поваренной солью. Поваренная соль предпочтительнее песка, поскольку при высокой температуре натрий и калий могут реагировать с диоксидом кремния.
  • Рекомендуемый иногда в качестве огнегасительного средства порошкообразный графит пригоден для тушения горящего натрия, но не калия. При горении калия и сплава калий-натрий образуется надпероксид калия, реагирующий с графитом со взрывом. Непригодны для подавления горения натрия и калия порошковые огнетушители, заряженные составом ПСБ на основе бикарбоната натрия и составом СИ-2, содержащим тетрафтордибромэтан.
  • Натрий и калий можно тушить аргоном и азотом.Аргон эффективнее, поскольку существенно тяжелее воздуха.
  • Диоксид углерода непригоден для тушения натрия и калия, однако углекислотным огнетушителем можно успешно потушить горящий растворитель в присутствии натрия. Обычно натрий не воспламеняется, пока не выгорит весь растворитель, так как пары растворителя защищают металл от контакта с кислородом воздуха. Иногда этот эффект удается использовать при тушении горящего металла. Если на горящий в какой-либо емкости натрий вылить небольшое количество керосина, образовавшийся в результате очаг пламени можно полностью загасить с помошью углекислотного огнетушителя.
  • Щелочной металл считается потушенным только после полного остывания.
    Несгоревшие остатки металла тщательно собирают в толстостенный фарфоровый стакан и уничтожают обычным способом.

Тушение лития

  • Серьезную опасность представляет загоревшийся металлический литий.
    Использование обычных средств пожаротушения (вода, пена, диоксид углерода, галогенпроизводные углеводородов) либо усиливает горение, либо ведет к взрыву. При температуре выше 950 °С литий быстро разрушает стекло, кварц, бетон, огнеупоры, реагирует с песком.
    Литий продолжает гореть в атмосфере азота и диоксида углерода.
    Непригодны для тушения хлорид и карбонат натрия, поскольку при контакте с этими солями горящий литий вытесняет натрий.
    Нельзя применять также порошковые огнетушители, снабженные составами ABCE, хотя во многих инструкциях их ошибочно рекомендуют для тушения всех щелочных металлов.
  • Для тушения горящего лития разработаны специальные порошковые составы Вексон-D3 на основе различных флюсов и графита с гидрофобизирующими добавками. Не следует использовать также порошкообразный графит, хлорид лития, хлорид калия. При работе с литием помимо обычных средств пожаротушения необходимо иметь наготове достаточное количество одного из перечисленных порошков.
  • Литий можно потушить также, вытеснив воздух из очага горения аргоном. Подавать аргон следует так, чтобы струя газа не разбрызгивала жидкий металл. После прекращения горения остатки металла следует остудить в токе аргона.

Тушение пожаров водой

  • Одно из важных достоинств воды как средства огнетушения — постоянное наличие ее в любой лаборатории практически в неограниченном количестве.
    Для тушения небольших очагов пламени всегда можно взять воду в ближайшем водопроводном кране.
    При необходимости подачи большого количества воды пользуются внутренним пожарным водопроводом.
  • Особенно эффективно применение воды для тушения обычных твердых горючих материалов — дерева, бумаги, угля, резины, тканей, а также хорошо растворяющихся в воде ГЖ — ацетона, низших спиртов, органических кислот. Вода — предпочтительное средство для тушения горящей одежды.
    Эффективность воды резко повышается при подаче ее в зону горения в виде распыленных струй (диаметр капель от 0,3 до 0,8 мм).
    При этом орошается гораздо большая поверхность, расход воды снижается, а ее охлаждающее действие значительно повышается.
  • Охлаждающее и смачивающее действие воды используется не только для тушения огня, но и для предотвращения распространения пламени.
    В тех случаях, когда очаг загорания не удастся быстро ликвидировать первичными средствами огнетушения, водой обливают расположенные поблизости материалы — мебель, оборудование, газовые баллоны, если их невозможно вынести.
  • Однако, несмотря на очевидные преимущества и в ряде случаев высокую эффективность воды, как огнетушащего средства, в условиях лабораторий область ее применения весьма ограничена.
    Вода обладает значительной электропроводимостью и поэтому не может быть использована для тушения горящего электрооборудования, находящегося под напряжением.
    Нельзя применять воду, если в зоне пожара находятся вещества, бурно с ней реагирующие (см. ниже).
  • Вода неэффективна при тушении горящих углеводородов и других не смешивающихся с ней жидкостей, если их плотность меньше единицы.
  • В некоторых случаях применение воды приводит не к прекращению, а к усилению горения, поскольку горючие жидкости всплывают и продолжают гореть на поверхности воды, причем площадь горения значительно увеличивается.
  • Особенно опасно попадание, воды в горящие масляные бани или другие емкости с горящими высококипящими жидкостями или плавящимися при нагревании твердыми веществами.
  • В зависимости от количества воды и температуры жидкости происходит либо бурное вспенивание, либо разбрызгивание и выброс горящей жидкости, что приводит к резкому усилению интенсивности горения и распространению его очага.
  • Известны случаи тяжелых ожогов лица и рук при попытках погасить водой горящее в бане масло.
    В то же время распыленными водяными струями с диаметром капель не более 0,8 мм можно с успехом тушить многие высококипящие горючие жидкости, в том числе дизельные, трансформаторные и смазочные масла, керосин и т. п.
  • Нельзя не считаться также с тем, что вода может необратимо повреждать оборудование, приборы, рабочую документацию, причем не только в аварийном помещении, но и на нижних этажах. Неоправданное ее применение для тушения небольших, загораний иногда может принести больший ущерб, чем непосредственное действие огня.
  • Ниже приведен краткий перечень веществ, при наличии которых в зоне пожара ни в коем случае нельзя применять воду и другие огнетушащие средства на основе воды:
Вещество Характер взаимодействия с водой
Алюминийорганические соединения Реагируют со взрывом
Разбавленные растворы алюминийорганических соединений Разлагаются с образованием газообразных углеводородов, дающих с воздухом взрывоопасные смеси
Арсениды металлов Образуется арсенид водорода (арсин), самовозгорающийся на воздухе
Высокочувствительные взрывчатые вещества (азид свинца, гремучая ртуть, нитроглицерин) Взрываются от удара струи воды
Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, алюмогидриды щелочных металлов Выделяется водород, воспламеняющийся от тепла реакции; возможны взрывы
Карбиды алюминия, бария, кальция, магния, марганца Разлагаются с выделением горючих газов
Карбиды щелочных металлов При контакте с водой взрываются
Магний и его сплавы Горящий металл разлагает воду на водород и кислород
Магнийорганические соединения (R2Mg) Реагируют со взрывом
Надпероксид калия (КО2) Бурно реагирует с водой с образованием пероксида водорода; возможен взрывообразный выброс и усиление горения
Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов Бурно реагируют с образованием пероксида водорода и выделением теплоты
Силициды металлов (лития, магния, железа и др.) Выделяется силицид водорода (силан), самовоспламеняющийся на воздухе
Стибиды металлов Выделяется горючий стибид водорода (стибин)
Фосфиды металлов Выделяется фосфид водорода (фосфин), самовоспламеняющийся выше 150 °С, и дифосфин, самовоспламеняющийся при комнатной температуре
Цинкорганнческие соединения (R2Zn) Бурно взаимодействуют, иногда со взрывом
Щелочные металлы От тепла реакции воспламеняются выделяющийся водород и сами металлы
Щелочных металлов органические производные RM Очень бурно реагируют, продукты реакции воспламеняются
  • Многие негорючие твердые и жидкие неорганические вещества — хлорид алюминия, тетрахлорид титана, оксид кальция, серная кислота, олеум, хлорсульфоновая кислота и др. при взаимодействии с водой образуют негорючие продукты, но выделяют большое количество теплоты, что может привести к взрывоопасному выбросу.
  • Сильный экзотермический эффект при контакте с водой некоторых органических веществ, например ацетилхлорида, уксусного ангидрида и др. приводит к испарению исходного вещества и горючих продуктов реакции и образованию большого объема взрывоопасной смеси. Опасно также разбрызгивание агрессивных жидкостей.
  • Некоторые неорганические вещества, например тионилхлорид, оксалилхлорид и др. выделяют при взаимодействии с водой токсичные и едкие газы (НСl, СО, S02), увеличивающие число опасных факторов пожара.

Определение и место в периодической таблице

Определение: что такое щелочноземельные металлы

Щелочноземельные металлы - это группа высокореактивных элементов, расположенных рядом с группой щелочных металлов. Хотя все щелочные металлы встречаются в природе, их высокая реакционная способность препятствует их появлению свободно или в чистом виде [1, 2] .

Где находятся щелочноземельные металлы в Периодической таблице

Они принадлежат к Группе 2 (следующей за группой щелочного металла) в периодической таблице, где все щелочные металлы находятся в s-блоке [3, 4] .

Щелочно-земельные металлы периодической таблицы

Примеры щелочноземельных металлов

Почему их называют щелочноземельными металлами

Щелочные металлы названы так потому, что при смешивании с водой они образуют растворы с pH выше 7 и «основными» или «щелочными» свойствами [5] . Кроме того, они находятся в земной коре и не подвержены воздействию огня или тепла [6] .

Общие свойства и характеристики щелочноземельных металлов

Физические свойства

  • Блестящий, серебристо-белый цвет
  • Низкая плотность
  • Низкие температуры кипения и плавления [1]

Химические свойства

  • Все щелочноземельные металлы обладают высокой реакционной способностью, хотя и не так сильно, как щелочные металлы [5] .
  • При контакте с водой все они сильно реагируют с образованием щелочных гидроксидов (исключение составляет бериллий, поскольку он не реагирует с водой).
  • Элементы группы 2 обычно образуют электровалентные или ионные связи в реакциях с другими элементами (опять же, Be является исключением, поскольку он образует ковалентные связи) [5]
  • Все они реагируют с галогенами и образуют галогенидные соединения [2]

Почему щелочноземельные металлы настолько реактивны

Энергия, необходимая для того, чтобы атом отдать электроны в своей внешней оболочке (валентные электроны), является энергией ионизации элемента.Чем ниже энергия ионизации, тем более реактивный элемент. Поскольку все щелочные металлы имеют только два валентных электрона, требуется небольшая энергия, чтобы заставить их отдать эти электроны с образованием катионов (2+), что приводит к высокой реакционной способности [7] .

Бериллий (Be) не реагирует с водой из-за своего небольшого атомного размера и относительно высокой энергии ионизации [8] .

Реакция с водой

Щелочные металлы реагируют с водой при комнатной температуре с образованием почти нерастворимых в воде гидроксидов вместе с ионами водорода с образованием основного раствора [8] .Вот как уравнение выглядит для реакции между кальцием и водой:

Ca + 2H 2 O ⟶ Ca (OH) 2 + H 2

Реакция с кислородом

Все шесть элементов группы 2 реагируют с кислородом с образованием оксидов, хотя и не так легко, как элементы группы 1. Реакция требует тепла. Следующее уравнение показывает, как магний (Mg) будет реагировать с кислородом (O 2 )

2Mg + O 2 ⟶ 2MgO

Щелочноземельных металлов используется

Be и Mg широко используются в производстве сплавов, используемых в промышленных конструкциях, включая жаропрочные заводские инструменты, а также детали автомобилей и самолетов.Ba находит применение в различных медицинских и диагностических процедурах, таких как рентген и МРТ (бариевая пища). Наиболее важное применение Sr - это производство фейерверков, поскольку он помогает создавать красочные вспышки. Помимо радия, щелочноземельные металлы также используются в лампах-вспышках и батареях.

Радий, являясь высокорадиоактивным элементом, в настоящее время не имеет промышленного применения. Ранее с его помощью использовались светящиеся краски и циферблаты часов [1, 9] .

Роль щелочноземельных металлов в биологических системах

Mg и Ca играют жизненно важную функциональную и структурную роль в физиологии растений и животных, причем Mg присутствует в молекулах хлорофилла, в то время как Ca является одним из основных компонентов костей.Кроме того, SR необходим для выживания ряда морских существ, в первую очередь различных твердых кораллов, поскольку этот элемент помогает формировать их экзоскелеты [1, 5] .

FAQ

Q 1. Какой щелочноземельный металл самый легкий?

Отв. Бериллий - самый легкий элемент в этом семействе, имеющий наименьший атомный радиус.

Q 2. Какой щелочноземельный металл самый тяжелый?

Отв. Радий - самый тяжелый щелочноземельный металл с наибольшим атомным радиусом [10]

3 квартал.Какие щелочноземельные металлы наиболее распространены?

Отв. Кальций и магний - самые распространенные щелочноземельные металлы

Q 4. Каковы основные различия между щелочноземельными металлами и щелочными металлами?

Отв. Щелочные и щелочноземельные металлы имеют некоторые схожие физические свойства, но главное различие между ними - количество валентных электронов. Щелочноземельные металлы имеют два валентных электрона, тогда как щелочные металлы имеют только один.Это делает первый менее реактивным, чем второй [11] .

Интересные факты

  • Щелочноземельные металлы представляют собой семейство наиболее реактивных элементов после щелочных металлов [5] .
  • Первый и последний элементы группы 2, Be и Ra, токсичны для живых организмов [1] .
  • Все шесть элементов образуют цветное пламя при горении: ярко-белое для бериллия и магния, красный для кальция и радия, малиновый для стронция и зеленый для бария.
  • Известно, что четыре из шести щелочноземельных элементов были впервые выделены английским химиком сэром Хамфри Дэви [2] .

Артикул:

  1. Щелочноземельные металлы - Courses.lumenlearning.com
  2. Щелочноземельные металлы - Ducksters.com
  3. Элементы S-блока в Периодической таблице: свойства и обзор - Study.com
  4. Элементы группы 2: щелочноземельные металлы - Chem.libretexts.org
  5. Направление во вторую группу - Chem4kids.com
  6. Физические свойства щелочноземельных металлов - Classnotes.org.in
  7. Щелочноземельные металлы: определение, свойства и характеристики - Study.com
  8. Реакции элементов основной группы с водой - Chem.libretexts.org
  9. Повседневное использование щелочноземельных металлов - Schooledbyscience.com
  10. Самый тяжелый щелочноземельный металл - Guinnessworldrecords.com
  11. Щелочные и щелочноземельные металлы - Technologyuk.net
.

Определение щелочного металла, расположение в периодической таблице, свойства

Определение: что такое щелочные металлы

Щелочные металлы, также известные как семейство щелочных металлов, представляют собой группу из шести элементов, характеризующихся общими физическими и химическими свойствами, схожей электронной конфигурацией и общими периодическими тенденциями. Все щелочные металлы встречаются в природе, но, поскольку они обладают высокой реакционной способностью, они не встречаются в чистом виде [1] .

Пример щелочного металла Натрий

Где находятся щелочные металлы в Периодической таблице

Они находятся в группе 1 (первый столбец слева) периодической таблицы.Все щелочные металлы находятся в s-блоке, поскольку электрон на внешней оболочке их атома (валентный электрон) находится на s-орбитали [2, 3]

Щелочные металлы на первичном столе

Почему они называются щелочными металлами

Когда элементы группы 1 реагируют с водой, все они образуют щелочные растворы. Итак, это семейство называется семейством щелочных металлов [4] .

Общие свойства и характеристики щелочных металлов

Физические свойства

Общие металлические свойства

  • Серебристого цвета с блестящим внешним видом [2]
  • Хорошая тепло- и электропроводность

Необычные неметаллические свойства, разделяемые элементами группы 1

  • Достаточно мягкий, чтобы его можно было разрезать пластиковым ножом при комнатной температуре [5]
  • Низкие температуры плавления и кипения [6]
  • Низкая плотность (Li, Na и K, достаточно легкие, чтобы плавать в воде)

Химические свойства

  • Все щелочные металлы обладают высокой реакционной способностью
Почему щелочные металлы настолько реактивны

Наличие одного валентного электрона (электрона на внешней оболочке их атома) делает все щелочные металлы очень реактивными при комнатной температуре и стандартном давлении .Им требуется мало энергии, чтобы потерять электрон и образовать положительно заряженные ионы (катионы) с зарядом +1.

Электронная конфигурация щелочных металлов

Эти элементы легко вступают в реакцию даже с кислородом воздуха с образованием оксидов, из-за которых их блестящая поверхность становится бледно-серой в считанные секунды, если их оставить на открытом воздухе. [7] .

Как щелочные металлы реагируют с водой

Когда щелочной металл, например натрий (Na) вступает в контакт с водой, единственный валентный электрон покидает атом натрия, и в результате реакции образуются гидроксид и ионы натрия вместе с водородом [5] :

Na 2 + 2H 2 O -> H 2 + 2Na + + 2OH -

Ионы Na + и OH - довольно нестабильны в водном растворе, поэтому они образуют гидроксид натрия [4].Окончательное уравнение выглядит следующим образом:

Na 2 + 2H 2 O -> H 2 + 2NaOH

Примеры реакции некоторых других щелочных металлов с водой:

2K + 2H 2 O -> H 2 + 2KOH

2Li + 2H 2 O -> H 2 + 2LiOH

2Rb + 2H 2 O -> H 2 + 2RbOH

Тепло, образующееся в результате реакции, воспламеняет образующиеся атомы водорода, вызывая значительный взрыв [8] .

Периодические тенденции щелочных металлов

В нижнюю группу 1 периодической таблицы, которую вы перемещаете, для щелочных металлов очевидны следующие тенденции:

  • Понижение температуры плавления и кипения [4]
  • Увеличивающаяся плотность и вес , где Li - самый легкий, а Fr - самый тяжелый (хотя натрий и калий являются исключением, поскольку последний менее плотный, чем первый) [2]
  • Увеличение атомного радиуса
  • Повышение реакционной способности (из-за увеличения атомного радиуса легче выбить валентный электрон в элементах, расположенных ниже по группе, что делает Li наименее реактивным, а франций - наиболее реактивным щелочным металлом) [2]

Видео: реакционная способность и периодические тенденции щелочных металлов

Какие щелочные металлы используются для

Три верхних элемента группы, Li, Na и K, наряду с Cs, находят различное применение в различных отраслях промышленности, включая производство стекла, фотографию, производство оружия и взрывчатых веществ, а также аккумуляторы. Соединения натрия находят повседневное применение в пищевой промышленности. .Rb в основном используется в исследовательских целях [10] . Fr не имеет постоянного применения, так как редко встречается в природе [5] .

FAQ

1. Почему щелочные металлы хранятся в масле?

Отв. Поскольку щелочные металлы в чистом виде обладают высокой реакционной способностью, их необходимо хранить в масле, чтобы они не вступали в контакт с воздухом и водой [2] .

2. Какие щелочные металлы наиболее распространены?

Отв. Натрий и калий - самые распространенные щелочные металлы.

3. Почему водород не считается щелочным металлом?

Отв. Несмотря на наличие единственного электрона во внешней оболочке, водород (H) не считается щелочным металлом, потому что:

  • H не металл, это газ.
  • Он также гораздо менее реактивен, ему требуется больше энергии для высвобождения этого единственного электрона для образования положительно заряженных ионов.
  • H может также получить электрон для образования отрицательно заряженных ионов, как элементы в галогенной группе [17] .

4. Чем отличаются щелочные металлы от щелочноземельных металлов?

Отв. Щелочноземельные металлы - это элементы 2 группы в периодической таблице. Несмотря на некоторое сходство в своих физических свойствах, они помещены в разные группы главным образом потому, что щелочноземельные металлы имеют два электрона на внешней оболочке их атома. Поскольку потеря 2 электронов требует больше энергии, чем потеря одного, щелочноземельные металлы менее реактивны, чем щелочные металлы [13] .

5. Почему галогены и щелочные металлы могут образовывать ионы?

Отв. Имея 1 валентный электрон, щелочные металлы пытаются избавиться от него для достижения стабильности, в то время как галогены (например, хлор, бром, фтор и т. Д.) Имеют семь валентных электронов, то есть они пытаются получить еще 1 электрон, чтобы стать стабильными. В результате вместе они реагируют с образованием ионных соединений, таких как хлорид натрия (NaCl) и хлорид калия (Kcl) [14] .

6.Чем щелочные металлы отличаются от благородных газов?

Отв. Щелочные металлы имеют один электрон на своей внешней оболочке, в то время как все благородные газы (элементы 8 группы в периодической таблице, включая гелий, неон, аргон) имеют полную валентную зону без неспаренного электрона, который мог бы вызвать реакцию с другими молекулами [15] .

Интересные факты

  • Название группы щелочных металлов происходит от арабского слова «аль-кали», что означает «из пепла».Он был назван так потому, что большинство соединений Na и K были первоначально получены из древесной золы [16] .
  • Элементы этой группы имеют самую низкую энергию первой ионизации (минимальную энергию, необходимую для того, чтобы атом отдал электрон) в каждый период [12] .

Артикул:

  1. Определение щелочного металла (химия) - Thoughtco.com
  2. Щелочные металлы - Courses.LumenLearning.com
  3. Таблица Менделеева - ModelScience.com
  4. Группа 1 - Щелочные металлы ―BBC.com
  5. Элементы щелочных металлов: свойства, характеристики и реакции - Study.com
  6. Точки плавления и кипения щелочных металлов - Embibe.com
  7. Объекты группы 1 - BBC.co.uk
  8. Информация о щелочных металлах - EHS.Stanford.edu
  9. Повседневное использование щелочных металлов - SchooledbyScience.com
  10. Щелочные металлы - ScienceClarified.com
  11. Щелочные металлы - Open.edu
  12. Щелочные металлы - Tutorvista.com
  13. Щелочные и щелочноземельные металлы - TechnologyUK.net
  14. Щелочные металлы - Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  15. Объясните, чем щелочные металлы отличаются от благородных газов? - Study.com
  16. Групповые тенденции: активные металлы - Mikeblaber.org
  17. Сходство водорода со щелочными металлами - Embibe.com
.

Щелочноземельных металлов - Учебный материал для IIT JEE

 


Группа 2 периодической таблицы Менделеева состоит из шести металлических элементов.Это бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). Название щелочноземельных металлов было дано магнию, кальцию, барию и стронцию, поскольку их оксиды были щелочными по своей природе, и эти оксиды не подвергались воздействию тепла или огня и существовали в земле.

Итак, металлы группы 2 называются щелочноземельными металлами, потому что их гидроксиды являются сильными щелочами (как и гидроксиды щелочных металлов), к тому же все они находятся в земной коре.

Появление щелочноземельных металлов


Подобно щелочным металлам, щелочноземельные металлы также обладают высокой реакционной способностью и, следовательно, не встречаются в свободном состоянии, но, вероятно, распространены в природе в комбинированном состоянии в виде силикатов, карбонатов, сульфатов и фосфатов.

Элементы

Обилие

Основные минералы

Использует

Бериллий

от 2,8 до 10-3%

Впервые обнаружен в 1798 году в драгоценных камнях берилле и изумруде (Be 3 Al 2 Si 6 O 1 )

Используется в коррозионно-стойких сплавах.

Магний

2,33%,

7-й по содержанию элемент в земной коре

Чистый магний, впервые полученный в 1800 году, назван в честь района магнезии в Фессалии, Греция, где обнаружены большие месторождения этого минерала.

Легированный алюминием Mg широко используется в качестве конструкционных материалов из-за его высокой прочности, низкой плотности и простоты обработки.

Кальций

4,15%, 5-й по содержанию элемент в земной коре.

CaCO 3 .2H 2 O, полученный в чистом виде в 1808 году, кальций происходит от латинского слова calx, что означает «известь»

В качестве легирующего агента для повышения твердости соединений алюминия. Кальций - основная составляющая зубов и костей.

Стронций

0,038%

Обнаружен в 1787 году и назван в честь небольшого городка Стронтион (Шотландия)

SrCO 3 используется для производства стекла для кинескопов цветных телевизоров.

Барий

0.042%

Обнаружен в минералах витерит (BaCO 3 ) и барит (BaSO 4 ), в честь которых назван.

BaSO 4 используется в медицине как контрастное вещество для желудка и кишечника

Рентген

Радий

Следы

Выделено в виде хлорида в 1898 г. из минеральной настурановой обманки

Используется в радиотерапии рака

Группа IIA (щелочноземельные металлы) и группы IIB (Zn, Cd, Hg) Mg действует как мостик между IIA и IIB.

S. No.

Недвижимость

IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)

IIB (Zn, Cd, Hg)

1

Электронная конфигурация

[Инертный газ] ns 2

[Инертный газ] (n - 1) d 10 ns 2

2.

Блок

S - блок

д - квартал

3.

Степень окисления

+2

+2, ртуть также образует димер Hg 2 +2

4.

Природа оксида

BeO амфотерный, остальные оксиды - основные.

ZnO - амфотерный, CdO и MgO - основные

5.

Природа галогенидов

Электронно-дефицитный BeX2, остальные (MX2) ионные:

MgCl 2 2 2 2

ZnCl 2 , CdCl 2 ионные, но менее IIA, HgCl 2 ковалентные.

6.

Природа сульфатов

Менее растворим в воде и растворимость снижается по группе BeSO 4 > MgSO 4 > CaSO 4 > SrSO 4 > BaSO 4

Более растворим, чем IIA

7.

Природа гидроксидов

Растворимость гидроксидов увеличивается по мере продвижения вниз по группе.

Растворимость гидроксидов уменьшается по мере продвижения вниз по группе.

8.

Природа сульфидов

Растворимый

ZnS, CdS, HgS нерастворимы и выпадают в осадок при солевом анализе.

9.

Реакционная способность

Увеличивается по мере продвижения вниз по группе Be

Уменьшается при движении вниз по группе Zn> Cd> Hg


Электронная конфигурация

Общая электронная конфигурация щелочноземельных металлов - ns 2 .

Элементы

Электронная конфигурация

Be

1 с 2 2 с 2

мг

1s 2 2s 2 sp 6 3s 2

Ca

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Sr

[Kr] 5s 2

Ba

[Xe] 6s 2

Ra

[Rn] 7s 2


Физические свойства элементов II группы


Атомный и ионный радиусы

Атомные радиусы, а также ионные радиусы членов этого семейства меньше, чем соответствующие члены щелочных металлов.


Энергия ионизации

Щелочноземельные металлы из-за большого размера атомов имеют достаточно низкие значения энергии ионизации по сравнению с элементами p-блока. Однако с в группе энергия ионизации уменьшается с увеличением атомного номера. Это происходит из-за увеличения размера атома из-за добавления новых оболочек и увеличения величины экранирующего эффекта электронов во внутренних оболочках. Поскольку их (IE) 1 больше, чем у их соседей из щелочных металлов, металлы группы IIA имеют тенденцию к несколько меньшей реакционной способности, чем щелочные металлы.

Общий тренд реакционной способности: Ba> Sr> Ca> Mg> Be.

Состояние окисления

Щелочноземельный металл имеет два электрона в валентной оболочке, и, теряя эти электроны, эти атомы приобретают стабильную конфигурацию благородного газа. Таким образом, в отличие от щелочных металлов, щелочноземельные металлы в своих соединениях проявляют степень окисления +2.

М → М +2 + 2e -

[благородный газ]

Плотность щелочноземельных металлов

Атомный вес увеличивается от Be до Ba в группе, и объем также увеличивается, но увеличение атомного веса больше по сравнению с атомным объемом.Следовательно, плотность увеличивается от Be до Ba.

Исключение: плотность Mg больше по сравнению с плотностью Ca.

Порядок: Ca


Точки плавления и кипения

Щелочноземельные металлы имеют более высокие температуры плавления и кипения по сравнению с щелочными металлами, что объясняется их малым размером и более плотноупакованной кристаллической решеткой по сравнению с щелочными металлами и наличием двух валентных электронов.


Теплота гидратации

Теплоты гидратации M 2+ уменьшаются с увеличением их ионного размера, и их значения больше, чем у ионов щелочных металлов.

Ионы щелочноземельных металлов, из-за их большего отношения заряда к размеру, оказывают гораздо более сильное электростатическое притяжение на кислород молекулы воды, окружающей их.

Поскольку щелочноземельные металлы (кроме Be) имеют тенденцию легко терять свои валентные электроны, они действуют как сильные восстановители, как указано в красных значениях E 0 .Особенно менее отрицательное значение для Be возникает из-за большой энергии гидратации, связанной с небольшим размером Be2 + и относительно большим значением теплоты сублимации.


Растворимость

Основная природа оксидов увеличивается вниз по группе, но растворимость сульфатов и карбонатов уменьшается с увеличением размера ионов.

Растворимость большинства солей снижается с увеличением атомной массы, хотя обычная тенденция меняется на противоположную для фторидов и гидроксидов в этой группе.

Имущество

Элементы

Be

мг

Ca

Sr

Ba

Ra

Атомный номер

4

12

20

38

56

88

Атомная масса

9.01

24,31

40,08

87,62

137,33

226,03

Металлический радиус / пм

112

160

197

215

222

Ионный радиус / пм

51

72

100

118

135

148

Энтальпия ионизации (кДж моль - 1 )

я

899

737

590

549

503

509

II

1757

1450

1146

1064

965

979

Энтальпия гидратации ионов M 2+ (кДж моль - 1 )

–2494

-1921

-1577

-1443

-1305

Электроотрицательность

(шкала Полинга)

1.57

1,31

1,00

0,95

0,89

0,9

Плотность / г моль - при 298 К

1,85

1.74

1,55

2,63

3,62

5,5

Точка плавления / K

1562

924

1124

1062

1002

973

Точка кипения / K

2745

1363

1767

1655

2078

(1973)

(неточно)

E ° (В) при 298 K для

M 2+ (водн.) + 2e - → M (с)

-1.97

-2,37

-2,87

-2,89

-2,90

-2,92

Происхождение в литосфере

2 *

2.76 **

4,6 **

384 *

390 *

10 10 **

* ppm (частей на миллион) ** Массовый процент

Реакционная способность и электродный потенциал

Все щелочноземельные металлы являются элементами с высокой реакционной способностью, поскольку они имеют сильную тенденцию терять s-электроны двух валентностей с образованием соответствующих дипозитивных ионов, имеющих конфигурацию инертного газа.Высокая реакционная способность возникает из-за их низкой энергии ионизации и высоких отрицательных значений их стандартных электродных потенциалов. Кроме того, химическая реакционная способность щелочноземельных металлов увеличивается при перемещении вниз по группе, потому что I.E. уменьшается, а электродные потенциалы становятся все более и более отрицательными с увеличением атомного номера от Be до Ra. Таким образом, бериллий является наименее химически активным элементом, в то время как Ba (или Ra) является наиболее активным элементом. Кроме того, поскольку энергии ионизации щелочноземельных металлов выше, а их электродный потенциал менее отрицательный, чем у соответствующих щелочных металлов.Они менее реактивны, чем соответствующие щелочные металлы.


Уменьшающий знак

Щелочноземельные металлы являются более слабыми восстановителями, чем щелочные металлы. Как и у щелочных металлов, их восстанавливающий характер также возрастает по группе. Это связано с тем, что щелочноземельные металлы имеют большую тенденцию терять электроны, поэтому они действуют как восстановитель, но поскольку их I.E. выше, а их электродные потенциалы менее отрицательны, чем у соответствующих щелочных металлов, поэтому щелочноземельные металлы являются более слабыми восстановителями, чем щелочные металлы.Сульфаты устойчивы к нагреванию, тогда как карбонаты разлагаются с образованием MO и CO2, причем температура разложения увеличивается от Mg до Ba. BeCO3 удерживается в атмосфере CO2, чтобы предотвратить его разложение.

BeCO 3

MgCO 3

CaCO 3

SrCO 3

BaCO 3

<100 ° С

540 ° С

900 ° С

1290 ° С

1360 ° С


Испытание на пламя

Ba и Mg не придают окраске известности i.е. они не проводят испытания на пламя. Это связано с их очень маленькими размерами. Ca, Sr и Ba придают пламени кирпично-красный, кроваво-красный и яблочно-зеленый цвета соответственно.

См. Следующее видео для проверки пламени щелочных металлов

Решенные примеры

Вопрос 1:

Щелочноземельные металлы показывают степень окисления +2 i.е. они всегда образуют двухвалентные катионы (M2 +). Объясни.

Решение:

Если бы энергия ионизации была единственным задействованным фактором, то элементы группы II должны были бы образовывать одновалентные ионы, то есть Mg +, Ca + и т. Д., А не Mg2 +, Ca + 2 и т. Д.

  1. Это можно объяснить следующим образом:

  2. Двухвалентные катионы щелочноземельных металлов приобретают стабильную конфигурацию инертного газа.

  3. Двухвалентные катионы образуют более прочную решетку, чем одновалентные катионы, и, следовательно, большую энергию, называемую энергией решетки, высвобождают при образовании двухвалентных катионов, чем одновалентный катион, что компенсирует высокую энергию второй ионизации.

  4. Наличие двухвалентных ионов в водном растворе связано с большей гидратацией двухвалентных ионов, что уравновешивает высокое значение второй энергии ионизации.

Теплота гидратации (энергия гидратации) щелочноземельных металлов примерно в четыре раза выше, чем у щелочных металлов сопоставимого размера. например

ΔH hyd для Na + (размер 102 мкм) = -397 кДжмоль - 1

ΔH hyd для Ca +2 (размер 100 мкм) = -1650 кДжмоль - 1

Большая энергия гидратации связана с тем, что ионы щелочноземельных металлов из-за их гораздо большего отношения заряда к размеру оказывают гораздо более сильное электростатическое притяжение к кислороду молекулы воды.

_____________________________

Вопрос 2:

Вторая энергия ионизации элементов I группы выше, чем у элементов II группы. Объясни.

Решение:

Второй электрон в случае щелочного металла должен быть удален из катиона (унипозиционного иона), который уже приобрел конфигурацию благородного газа, тогда как в случае щелочноземельных металлов второй электрон должен быть удален из катиона, который еще не приобретают стабильную конфигурацию благородного газа, поэтому удаление 2-го электрона в случае щелочноземельных металлов требует гораздо меньше энергии, чем в случае щелочных металлов.

Резкое увеличение третьей энергии ионизации из-за стабильной конфигурации инертного газа из m +2 ионов. Это объясняет верхний предел степени окисления +2 для элементов.


Разница между щелочноземельными металлами и щелочными металлами

И щелочноземельные, и щелочные металлы являются элементами s-блока, поскольку последний электрон входит на ns-орбиталь. Они похожи друг на друга в некоторых отношениях, но все же есть определенные различия в их свойствах из-за разного количества электронов в валентной оболочке, меньшего атомного радиуса, высокого потенциала ионизации, большей электроотрицательности и т. Д.

Недвижимость

Щелочноземельные металлы

Щелочные металлы

1.

Электронная конфигурация

В валентности присутствует два электрона.Конфигурация ns2 (бивалентная)

В валентной оболочке присутствует один электрон. Конфигурация ns1 (одновалентная) более электроположительная

2.

Валентность

Бивалент

Моновалентный

3.

Электроположительный характер

Менее электроположительный

Более электроположительный

4.

Гидроксиды

Слабые основания, менее растворимы и разлагаются при нагревании.

Прочные основания, хорошо растворимые и устойчивые к нагреванию.

5.

Бикарбонаты

В свободном состоянии они не известны. Существуют только в растворе.

Известны в твердом состоянии.

6.

Карбонаты

Нерастворим в воде.Разлагаются при нагревании.

Растворим в воде. Не разлагается при нагревании (за исключением LiCO3)

7.

Действие азота

Непосредственно соединяется с азотом с образованием нитридов

Не смешивать напрямую с азотом, за исключением лития

8.

Действие углерода

Непосредственно соединяется с углеродом и образует карбиды

Не комбинировать напрямую с углеродом

9.

Нитраты

Разлагается при нагревании с образованием смеси NO2 и кислорода

Разлагается при нагревании с выделением только кислорода

10.

Растворимость солей

Сульфаты, фториды фосфатов, хроматы, оксалаты и т. Д. Нерастворимы в воде

Сульфаты, фосфаты, эт.

.

соединений щелочноземельных металлов - учебный материал для IIT JEE

 

Общая характеристика соединений щелочноземельных металлов

  • Оксиды щелочноземельных металлов

Оксиды щелочноземельных металлов (МО) получают либо нагреванием металлов в кислороде, либо термическим разложением их карбонатов.

2M + O 2 2MO (M = Be, Mg, Ca)

MCO 3 MO + CO2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

Expect BeO Все остальные оксиды являются чрезвычайно стабильными ионными твердыми веществами из-за их высокой энергии решетки.

Они имеют высокую температуру плавления, очень низкое давление пара, очень хорошо проводят тепло, химически инертны и действуют как электрические изоляторы. Поэтому эти оксиды используются для футеровки печей и, следовательно, используются в качестве огнеупорных материалов.

Из-за небольшого размера иона бериллия ВеО является ковалентным, но все же имеет высокую температуру плавления из-за своей полимерной природы.

  • Гидроксиды щелочноземельных металлов

Гидроксиды Ca, Sr и Ba получают либо путем обработки металла холодной водой, либо путем реакции соответствующих оксидов с водой. Реакцию этих оксидов с H 2 O иногда называют гашением.

M + 2H 2 O → M (OH) 2 + H 2 (M = Ca, Sr, Ba)

MO + H 2 O → M (OH) 2 (M = Ca, Sr, Ba)

Be (OH) 2 и Mg (OH) 2 , будучи нерастворимыми, получают из подходящих растворов ионов металлов осаждением ионами OH -.

BeCI 2 + 2NaOH → Be (OH) 2 ↓ + 2NaCI

MgSO 4 + 2NaOH → Mg (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Свойства гидроксидов щелочноземельных металлов
(i) Базовый символ

Все гидроксиды щелочноземельных металлов являются основаниями, за исключением Be (OH) 2 , который является амфотерным.Эта базовая сила увеличивается по мере продвижения по группе. Это происходит из-за увеличения размера, что приводит к уменьшению энергии ионизации, что ослабляет прочность связей M-O в MOH и, таким образом, увеличивает основную прочность. Однако эти гидроксиды менее основны, чем соответствующие гидроксиды щелочных металлов из-за более высоких энергий ионизации, меньшего размера ионов и большей энергии решетки.

(ii) Растворимость в воде

Гидроксиды щелочноземельных металлов менее растворимы в воде по сравнению с щелочными металлами.

Растворимость гидроксидов щелочноземельных металлов в воде увеличивается с увеличением атомного номера вниз по группе. Это связано с тем, что энергия решетки уменьшается вниз по группе из-за увеличения размера катиона щелочноземельных металлов, тогда как энергия гидратации катиона остается практически неизменной. Результат двух эффектов, т.е.

ΔH раствор = ΔH решетка - ΔH гидратация

Становится более отрицательным по мере перехода от Be (OH) 2 к Ba (OH) 2 , что объясняет увеличение растворимости.

  • Галогениды щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы соединяются непосредственно с галогеном при соответствующей температуре с образованием галогенидов MX 2 .

Эти галогениды также могут быть получены действием галогеновых кислот (HX) на металлы, оксиды, гидроксиды и карбонаты металлов.

M + 2HX → MX 2 + h3

MO + 2HX → MX 2 + H 2 O

M (OH) 2 + 2HX → MX 2 + 2H 2 O

MCO 3 + 2HX → MX 2 + H 2 O + CO 2

Свойства галогенидов щелочноземельных металлов
  • Все галогениды бериллия по существу ковалентны и растворимы в органических растворителях.Они гигроскопичны и дымят на воздухе из-за гидролиза. При гидролизе они образуют кислый раствор.
    BeCI 2 + 2H 2 O → Be (OH) 2 + 2HCI

  • Галогениды всех других щелочноземельных металлов являются ионными. Однако их ионный характер возрастает с увеличением размера иона металла.

  • За исключением BeCl 2 , все другие хлориды группы 2 образуют гидраты, но их склонность к образованию гидратов снижается, например, для -
    MgCl 2 .6H 2 O, CaCl 2 . 6H 2 O.

  • Гидратированный хлорид, бромиды и йодиды Ca, Sr и Ba могут быть дегидратированы при нагревании, но хлорид Be и Mg подвергается гидролизу.

  • BeF 2 хорошо растворяется в воде из-за высокой энергии гидратации небольшого иона Be + 2. Остальные фториды (MgF 2 , CaF 2 , SrF 2 и BaF 2 ) практически не растворяются в воде.Так как при спуске энергия групповой решетки убывает быстрее, чем энергия гидратации. Следовательно, несмотря на малую растворимость этих фторидов, она увеличивается вниз по группе.

  • Хлориды, бромиды и йодиды всех других элементов, то есть Mg, Ca, Sr, Ba, являются ионными, имеют гораздо более низкие температуры плавления, чем фториды, и легко растворяются в воде. Растворимость несколько снижается с увеличением атомного номера.

  • За исключением BeCl 2 и MgCl 2 , другие хлориды щелочноземельных металлов придают цвет пламени.
    CaCl 2 = Кирпич красного цвета
    SrCl 2 = малиновый цвет
    BaCl 2 = травянисто-зеленый цвет

Использует

  • Фторид кальция или фторошпар (CaF 2 ) на сегодняшний день является наиболее важным из всех фторидов щелочноземельных металлов, поскольку это единственный крупномасштабный источник фтора.

  • CaCl 2 широко используется для таяния льда на дорогах, особенно в очень холодных странах, поскольку 30% эвтектическая смесь CaCl2 / лед замерзает при 218 K по сравнению с NaCl / льдом при 255K.

  • CaCl 2 также используется как осушитель (осушающий агент) в лаборатории.

  • Безводный MgCl 2 используется для электролитической экстракции магния.

Растворимость и термическая стабильность оксосолей

Соли, содержащие один или несколько атомов кислорода, такие как оксиды, гидроксиды, карбонаты, бикарбонаты, нитриты, нитраты, сульфаты, оксалаты и фосфаты, называются оксосолями.

  • Сульфаты щелочноземельных металлов

Сульфаты щелочноземельных металлов (MSO 4 ) получают действием серной кислоты на металлы, оксиды, гидроксиды и карбонаты металлов.

M + H 2 SO 4 → MSO 4 + H 2

MO + H 2 SO 4 → MSO 4 + H 2 O

M (OH) 2 + H 2 SO 4 → MSO 4 + 2H 2 O

MCO 3 + H 2 SO 4 → MSO 4 + CO 2 + H 2 O

Свойства сульфатов щелочноземельных металлов

Сульфаты щелочноземельных металлов представляют собой твердые вещества белого цвета.

  • Растворимость: Растворимость сульфатов в воде снижается по группам, т.е. Be> Mg> Ca> Sr> Ba.
    Таким образом, BeSO 4 и MgSO 4 хорошо растворимы, CaSO 4 плохо растворимы, но сульфаты Sr, Ba и Ra практически нерастворимы.
    Причина
    Величина энергии решетки остается почти постоянной, поскольку сульфат настолько велик, что небольшое увеличение размера катиона от Be до Ba не имеет никакого значения.Однако энергия гидратации заметно снижается с Be +2 до Ba +2 по мере увеличения размера катиона вниз по группе. Следовательно, растворимость сульфатов щелочноземельных металлов снижается по группе в основном из-за уменьшения энергии гидратации с Be +2 до Ba +2 . Высокая растворимость BeSo 4 и MgSO 4 обусловлена ​​высокими энергиями гидратации из-за меньшего размера ионов Be +2 и Mg +2 .

  • Стабильность: Сульфаты щелочноземельных металлов разлагаются при нагревании с образованием оксидов и SO 3 .
    МСО 4 МО + СО 3
    Температура разложения этих сульфатов повышается по мере увеличения основности гидроксида соответствующего металла до группы

    .


Сульфат магния, английская соль MgSO 4 .7H 2 O

Сульфат магния встречается в виде кизерита MgSO 4 .H 2 O на месторождении Штассфурт (Германия) или в виде английской соли в минеральной воде источников Эпсома в Англии.

Получение сульфата магния

(i) Из доломита

Доломитовая руда кипятится с дил. H 2 SO 4 :

CaCO 3 .MgCO 3 + 2H 2 SO 4 → CaSO 4 ↓ + MgSO 4 + 2H 2 O + 2CO 2

Части сульфата кальция отфильтровывают, и раствор после концентрирования и охлаждения дает кристаллы MgSO 4 .7Н 2 О.

(ii) Из магнезита

Магенситовая руда измельчается и растворяется в разбавленной H 2 SO 4 . Полученный раствор концентрируют и охлаждают, когда кристаллы MgSO 4 .7H 2 O отделяются.

MgCO 3 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2 O + CO 2

(iii) Из кизерита

Минерал Кизерит (MgSO 4 .H 2 O) измельчают и растворяют в воде. Полученный раствор после концентрирования и охлаждения дает кристаллы MgSO 4 .7H 2 O.

(iv) Лабораторная подготовка

В лаборатории MgSO 4 получают растворением металлического Mg или MgO или MgCO 3 с разбавленной H 2 SO4.

Mg + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2

MgO + H 2 SO 4 → MgSO 4 + h3O

MgCO 3 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + CO 2 + H 2 O

Полученный раствор после концентрирования и охлаждения дает кристаллы MgSO 4 .7Н 2 О.

Свойства Сульфат магния

Он расплывается и легко растворяется в воде. Также известны гидраты с 12, 6 и 1 молекулой кристаллизационной воды. Все эти гидраты превращаются в безводную соль, при нагревании до 200 ° C и при дальнейшем нагревании они разлагаются с образованием оксида. Сульфат магния дает двойную соль с сульфатом щелочного металла.

  • Сульфат магния - бесцветное выцветающее кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

  • Изоморфизм: MgSO 4 .7H 2 O изоморфен ZnSO 4 .7H 2 O и FeSO 4 .7H 2 Соединения O, имеющие одинаковую кристаллическую структуру, называются изоморфными, и это явление называется Изоморфизм.

  • Действие тепла: При нагревании теряется 6 молекул воды с образованием моногидрата сульфата магния, который становится безводным при нагревании до 503 K и, наконец, разлагается на газы MgO и SO3 при сильном нагревании.
    MgSO4. 7h3O MgSO4 h3O MgSO4 MgO + SO3

Использование сульфата магния

  • MgSO 4 используется как слабительное лекарство.

  • Используется в качестве протравы для хлопка в красильной промышленности.

  • Используется для изготовления огнестойких тканей и дерева.

  • Безводный MgSO 4 используется в качестве осушителя в органической химии.

  • Используется при приготовлении платинированных асбесторов, которые используются в качестве катализатора в контактном процессе производства H 2 SO 4 .

Иллюстрации.

Вопрос:

Что такое изоморфные соли?

Решение:

Соли, имеющие аналогичную кристаллическую структуру, называются изоморфными солями.

Примеры: MgSO 4 .7H 2 O, ZnSO 4 .7H 2 O, FeSO 4 .7H 2 O


Оксиды магния и кальция

Производится нагреванием магнезита (MgCO 3 ).

MgCO 3 → MgO + CO 2

Он очень мало растворим в воде, вызывая щелочную реакцию раствора.

MgO + H 2 O → Mg (OH) 2

  • Оксид кальция, негашеная известь CaO

(i) Подготовка

Его получают путем разложения известняка при высокой температуре около 1000 o C

CaCO 3 CaO + CO 2 ; ΔH = + 179,9 кДж

Температура не должна подниматься выше 1270 К. В противном случае диоксид кремния, присутствующий в качестве примеси в извести, будет соединяться с оксидом кальция с образованием неплавкого силиката кальция.

CaO + SiO 2 CaSiO 3

(ii) Недвижимость

  • Это белый аморфный порошок, который при нагревании в кислородно-водородном пламени излучает интенсивный белый свет (известковый свет).

  • Реагирует с сильно нагретым кремнеземом, образуя легкоплавкий силикат кальция.
    CaO + SiO 2 → CaSiO 3

  • CaO реагирует с водой, выделяя огромное количество тепла и образуя гашеную известь.
    CaO + H 2 O → Ca (OH) 2

  • Действие кислот и кислых оксидов: Это основной оксид, поэтому он соединяется с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли.
    CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O
    CaO + SO 2 → CaSO 3

  • Реакция с коксом: При нагревании с коксом в электропечи при 2273 - 3273 К образует карбид кальция.
    CaO + 3C CaC 2 + Co

  • Реакция с солью аммония
    При нагревании с солями аммиака выделяется газообразный аммиак.

    ? CaO + 2NH 4 Cl → CaCl 2 + 2NH 3 + H 2 O

(iii) Промышленное использование извести и известняка

Оксид кальция называется известью или негашеной известью.Основное промышленное использование:

  • Используется в сталелитейной промышленности для удаления фосфатов и силикатов в виде шлака.

  • Используется для изготовления цемента путем смешивания его с кремнеземом, глиноземом или глиной.

  • Используется при производстве стекла.

  • Он используется в процессе производства соды извести для превращения Na 2 CO 3 в NaOH и наоборот.

  • Используется для умягчения воды, для получения гашеной извести Ca (OH) 2 путем обработки водой и карбидом кальция CaC 2 .

Иллюстрация

Вопрос:

Почему горящий магний продолжает гореть в SO 2 ?

Решение:

Это связано с тем, что реакция Mg с SO 2 является экзотермической.

2Mg + SO 2 → 2MgO + 1 / 8S 8 + тепло


Гидроксиды Mg и Ca

  • Гидроксид магния [Mg (OH) 2 ]

Получается добавлением раствора каустической соды к раствору сульфата или хлорида магния.

MgSO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + Mg (OH) 2

Свойства гидроксида магния

  1. При нагревании превращается в оксид.
    Mg (OH) 2 → MgO + H 2 O

  2. Легко растворяется в растворе Nh5Cl.
    Mg (OH) 2 + 2NH 4 Cl → MgCl 2 + 2NH 4 OH

  • Гидроксид кальция, гашеная известь [Ca (OH) 2 ]

(i) Получение гидроксида кальция

  • Из негашеной извести: Гидроксид кальция получают в промышленных масштабах путем добавления воды к негашеной извести (гашение извести)
    CaO + H 2 O → Ca (OH) 2
    В процессе гашения комки негашеной извести мелко крошатся.

  • Из хлорида кальция: Получается обработкой хлорида кальция каустической содой.
    CaCl 2 + 2NaOH → Ca (OH) 2 + 2NaCI

(ii) Физические свойства Гидроксид кальция

Это белый аморфный порошок, плохо растворимый в воде, растворимость которого снижается с повышением температуры. Водный раствор известен как известковая вода, а суспензия гашеной извести в воде называется известковым молоком.

(iii) Химические свойства гидроксид кальция

  • Реакция с хлором: Образует гипохлорит кальция, составляющий отбеливающую способность.
    2Ca (OH) 2 + 2Cl 2 → CaCl 2 + Ca (OCl) 2 + 2H 2 O
  • Реакция с диоксидом углерода: Когда CO 2 пропускают через известковую воду, она становится молочной из-за образования нерастворимого карбоната кальция
    Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + 2H 2 O
    Если выходит избыток CO 2 , CaCO 3 (ppt) растворяется с образованием растворимого бикарбоната кальция, благодаря которому исчезает молочность.
    CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca (HCO 3 ) 2
    Если этот прозрачный раствор бикарбоната кальция нагреть, раствор снова станет молочным из-за разложения ca (HCO 3 ) 2 обратно на CaCO 3 .
    Ca (HCO 3 ) 2 (водн.) → CaCO 3 (т) + CO 2 (г) + H 2 O (л)

  • Реакция с кислотами: Гашеная известь, как сильное основание, реагирует с кислотами и кислыми газами с образованием солей.
    Ca (OH) 2 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O
    Ca (OH) 2 + SO 3 → CaSO 4 + H 2 O
    Однако Ca (OH) 2 не растворяется в разбавлении. H 2 SO 4 , потому что образующийся CaSO 4 плохо растворим в воде.

(iv) Использование гашеной извести [Ca (OH) 2 ]

  • (Гашеная известь используется в качестве строительного материала в виде раствора.Его готовят путем смешивания песка в 3-4 раза превышающего его по весу и постепенного добавления воды. Он превращается в твердую массу за счет потери H 2 O и постепенного поглощения CO 2 из воздуха.

  • При производстве обесцвечивающего порошка пропусканием газа Cl 2 .

  • При производстве стекла и при очистке сахара и угольного газа.

  • Используется для умягчения жесткой воды.

Иллюстрация.

Вопрос:

Самое слабое основание среди NaOH, Ca (OH) 2 , KOH и Be (OH) 2

Решение:

Be (OH) 2 является самым слабым основанием, потому что гидроксиды щелочных металлов являются более сильными основаниями, чем гидроксиды щелочноземельных металлов.Также вниз по группе увеличивается основность гидроксидов щелочноземельных металлов. Так что Be (OH) 2 - самый слабый.

  • Карбонат кальция (CaCO 3 )

В природе встречается как мрамор, известняк, мел, коралл, кальцит и т. Д. Его получают в виде белого порошка, известного как осажденный мел, растворением мрамора или известняка в соляной кислоте и удалением присутствующих железа и алюминия путем осаждения Nh4, а затем добавление к раствору карбоната аммония; осадок фильтруют, промывают и сушат.

CaCl 2 + (NH 4 ) 2 CO 3 → CaCO 3 + 2NH 4 Cl

(i) Свойства карбоната кальция

Растворяется в воде, содержащей CO 2 , с образованием Ca (HCO 3 ) 2 , но осаждается из раствора при кипячении.

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 → Ca (HCO 3 ) 2

Иллюстрации.

Вопрос:

Термическое разложение соединения 'X' дает одновременно основной оксид (Y) и кислотный оксид (Z). Кислый оксид (Z) может абсорбироваться щелочным КОН. Что такое X, Y, Z ..

Решение:

CaCO 3 (X) → CaO (Y) + CO 2 (Z)

CO 2 + 2KOH → K 2 CO 3 + H 2 O

(ii) Использование известняка (CaCO 3 )

  • При производстве негашеной извести.
  • Используется как строительный материал в виде мрамора.

  • Используется как сырье для производства Na 2 Co 3 в сольвентно-аммиачном процессе.

  • Технический известняк содержит оксид железа, глинозем, магнезию, кремнезем и серу с содержанием CaO от 22 до 56% и содержанием MgO до 21%. Используется как удобрение
    .

Карбонат магния (MgCO 3 )

В природе встречается в виде магнезита.Его можно приготовить в виде белого осадка, добавив бикарбонат натрия к раствору соли магния.

MgCl 2 + NaHCO 3 → MgCO 3 + NaCl + HCl

Свойства карбоната магния

  • Он намного лучше растворяется в воде.

  • Растворяется в воде, содержащей CO 2 , за счет образования растворимого бикарбоната.

    MgCO 3 + H 2 O + CO 2 → Mg (HCO 3 ) 2


Бикарбонаты Mg и Ca

Он получается, когда CaCO 3 растворяется в воде, содержащей CO 2 , но остается в виде раствора CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca (HCO 3 ) 2 .

Получается, когда MgCO 3 растворяется в воде, содержащей CO 2 , но остается в растворе в форме MgCO 3 + H 2 O + CO 2 → Mg (HCO 3 ) 2 .

Иллюстрации.

Вопрос:

NaHCO 3 и NaOH не могут существовать вместе в растворе. Почему?

Решение:

NaHCO 3 - это кислотная соль, которая должна реагировать с NaOH, который является сильным основанием.Реакция следующая:

NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O


Галогениды Mg и Ca

Он выделяется в виде расплывающихся кристаллов при испарении раствора извести или карбоната кальция в HCl.

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 CO 3

Но он выделяется из реакционной смеси как CaCl 2 × 6H 2 O.Безводная соль получается при нагревании выше 200 ° C.

Свойства хлорида кальция

Это бесцветная расплывающаяся соль, хорошо растворимая в воде. Безводная соль - отличный осушающий агент.

Его получают в лаборатории путем кристаллизации раствора оксида, гидроксида или карбоната в разбавленной соляной кислоте.

MgO + 2HCl → MgCl 2 + H 2 O

Недвижимость

Это бесцветная кристаллическая соль, плавучая по природе и очень хорошо растворимая в воде.

Иллюстрации.

Вопрос:

Выполните следующие реакции:

(i) MgCl2. 6H 2 O

(ii) MgCl 2 . 6H 2 O

Решение:

(i) MgCl 2 .6H 2 O MgO + 2HCI + 5H 2 O

(ii) MgCl 2 . 6H 2 O MgCI 2 + 6H 2 O


Штукатурка Paris, CaSO 4 .1 / 2 H 2 O или (CaSO 4 ) 2 .H 2 O

В природе встречается в виде гипса и безводной соли в виде ангидрида. Его готовят путем осаждения раствора хлорида или нитрата кальция разбавленной серной кислотой.

Влияние тепла на гипс или дигидрат представляет собой обзор интересных изменений. При нагревании моноклинный гипс сначала превращается в орторомбическую форму без потери воды. Когда температура достигает 120 ° C, продукт представляет собой полугидрат или гипс. Последний теряет воду, становится безводным при температуре выше 200 ° C и, наконец, при температуре выше 400 ° C он разлагается на оксид кальция.

2CaSO 4 → 2CaO + 2SO 2 ↑ + O 2

Необходимы следующие условия

  • Температура не должна подниматься выше 393 K, потому что выше этой температуры вся кристаллизационная вода теряется.Образовавшийся безводный CaSO 4 называют обгоревшей штукатуркой, потому что она не схватывается водой.

  • Не допускайте контакта гипса с углеродсодержащим топливом, иначе часть его превратится в сульфит кальция.

(i) Свойства Парижской штукатурки

Это белый порошок. При смешивании с 1/3 rd его веса воды он образует пластичную массу, которая превращается в твердую массу переплетенных кристаллов гипса в течение 5-15 минут.Именно по этой причине его называют гипсовым. Добавление поваренной соли ускоряет схватывание, а небольшое количество буры или квасцов снижает его. Считается, что закрепление парижского гипса связано с регидратацией и его обратным превращением в гипс.

2CaSO 4 . 1/2 H 2 O + 3H 2 O → 2CaSO 4 . 2H 2 O

Штукатурка Парижская гипсовая

(ii) Использование Парижского гипса:

  • Парный гипс используется для изготовления форм для гончарных изделий и керамики, слепков статуй и бюстов.

  • Используется в хирургических повязках, используемых для наложения штукатурки сломанных или сломанных костей.

  • Применяется также в стоматологии.

Вопрос 1: Формула гипса

а. CaSO 4 . 2H 2 O

г. CaSO 4 . 1/2 H 2 O

г. CaSO 4 . H 2 O

г.CaSO 4 . 3/2 H 2 O

Вопрос 2: Какое из следующих утверждений неверно?

а. Ожидайте, что BeO все остальные оксиды щелочноземельных металлов являются чрезвычайно стабильными ионными твердыми веществами из-за их высокой энергии решетки

г. Парный гипс используется для изготовления форм для гончарных изделий и керамики, слепков статуй и бюстов.

г. Гашеная известь, являясь сильным основанием, реагирует с кислотами и кислыми газами с образованием солей.

г.Be (OH) 2 и Mg (OH) 2 хорошо растворимы в воде.

Вопрос 3: CaCO 3 + 2HCl →

а. CaCl 2 + H 2 CO 3

г. CaCl 2 + CO 2

г. Ca (OH) 2 + Cl 2

г. CaH 2 + H 2 CO 3

Вопрос 4: Какой из следующих галогенидов не придает цвет пламени?

а.CaCl 2

г. SrCl 2

г. BaCl 2

г. BeCl 2


Связанные ресурсы

Чтобы узнать больше, купите учебные материалы по элементам S-блока, включая учебные заметки, заметки о пересмотре, видеолекции, решенные вопросы за предыдущий год и т. Д. Также просмотрите дополнительные учебные материалы по химии здесь.

.

Смотрите также