Beryllium och magnesium ingår i gruppen. Magnesium och kalcium

Alkaliska jordartsmetaller är grundämnen som tillhör den andra gruppen av det periodiska systemet. Dessa inkluderar ämnen som kalcium, magnesium, barium, beryllium, strontium och radium. Namnet på denna grupp indikerar att de i vatten ger en alkalisk reaktion.

Alkali- och jordalkalimetaller, eller snarare deras salter, är utbredda i naturen. De representeras av mineraler. Undantaget är radium, som anses vara ett ganska sällsynt grundämne.

Alla ovanstående metaller har några gemensamma egenskaper, vilket gjorde det möjligt att kombinera dem i en grupp.

Alkaliska jordartsmetaller och deras fysikaliska egenskaper

Nästan alla dessa element är gråaktiga fasta ämnen (åtminstone under normala förhållanden och förresten, de fysikaliska egenskaperna är något annorlunda - dessa ämnen, även om de är ganska långlivade, påverkas lätt.

Intressant nog, med serienumret i tabellen, växer också en sådan indikator på metallen som densitet. Till exempel, i denna grupp har kalcium det lägsta indexet, medan radium har liknande densitet som järn.

Alkaliska jordartsmetaller: kemiska egenskaper

Till att börja med är det värt att notera att den kemiska aktiviteten ökar enligt det periodiska systemets serienummer. Till exempel är beryllium ett ganska stabilt grundämne. Den reagerar med syre och halogener endast vid stark uppvärmning. Detsamma gäller magnesium. Men kalcium kan långsamt oxidera även vid rumstemperatur. De återstående tre representanterna för gruppen (radium, barium och strontium) reagerar snabbt med atmosfäriskt syre även vid rumstemperatur. Det är därför dessa element lagras och täcks med ett lager fotogen.

Aktiviteten hos oxider och hydroxider av dessa metaller ökar på samma sätt. Till exempel löser sig berylliumhydroxid inte i vatten och anses vara en amfotär substans, men anses vara en ganska stark alkali.

Alkaliska jordartsmetaller och deras korta egenskaper

Beryllium är en ljusgrå hårdmetall med hög toxicitet. Grundämnet upptäcktes först 1798 av kemisten Vauquelin. Det finns flera mineraler av beryllium i naturen, varav följande anses vara de mest kända: beryl, fenakit, danalit och krysoberyl. Förresten, vissa berylliumisotoper är mycket radioaktiva.

Intressant nog är vissa former av beryl värdefulla ädelstenar. Dessa inkluderar smaragd, akvamarin och heliodor.

Beryllium används för att göra vissa legeringar.Detta grundämne används för att bromsa neutroner.

Kalcium är en av de mest kända jordalkalimetallerna. I sin rena form är det ett mjukt vitt ämne med en silverfärgad nyans. Rent kalcium isolerades först 1808. I naturen finns detta element i form av mineraler som marmor, kalksten och gips. Kalcium används ofta i modern teknik. Det används som en kemisk bränslekälla och även som ett brandhämmande material. Det är ingen hemlighet att kalciumföreningar används vid tillverkning av byggmaterial och läkemedel.

Detta element finns också i varje levande organism. I grund och botten är han ansvarig för driften av motorapparaten.

Magnesium är en lätt och ganska formbar metall med en karakteristisk gråaktig färg. Den isolerades i sin rena form 1808, men dess salter blev kända mycket tidigare. Magnesium finns i mineraler som magnesit, dolomit, karnalit, kieserit. Förresten, magnesiumsalt ger ett stort antal föreningar av detta ämne kan hittas i havsvatten.

Egenskaper för element i II A-grupp.

Egenskaper	4Var	12 mg	20Ca	38Sr	56Ba	88Ra
Atomisk massa	9,012	24,305	40,80	87,62	137,34	226,025
Elektronisk konfiguration*
	0,113	0,160	0,190	0,213	0,225	0,235
	0,034	0,078	0,106	0,127	0,133	0,144
Joniseringsenergi	9,32	7,644	6,111	5,692	5,21	5,28
Relativ elektro- negativitet	1,5	1,2	1,0	1,0	0,9	0,9
Möjliga oxidationstillstånd
clarke, vid.% (distribuera- konstigheter i naturen	1*10 -3	1,4	1,5	8*10 -3	5*10 -3	8*10 -12
Aggregeringstillstånd (Väl.).	S E R D E S E S T V A
Färg	grå stål	Silver porös	S E R E B R I S T O - VIT
	1283	649,5	850	770	710	700
	2970	1120	1487	1367	1637	1140
Densitet	1,86	1,741	1,540	2,67	3,67
Standardelektrodpotential	1,73	2,34	2,83	2,87	2,92

*Konfigurationerna av de externa elektroniska nivåerna av atomer för motsvarande element anges. Konfigurationerna av de återstående elektroniska nivåerna sammanfaller med de för ädelgaserna som avslutar föregående period och anges inom parentes.

Som följer av uppgifterna i tabellen har elementen i grupp IIA låg (men fortfarande inte den lägsta: jämför med IA gr.) joniseringsenergi och relativ elektronegativitet, och dessa värden minskar från Be till Ba, vilket tillåter oss att dra slutsatsen att dessa grundämnen är typiska reducerande metaller, och Ba är mer aktiv än Be.

Ve - uppvisar, liksom aluminium, amfotära egenskaper. Men i Be är de metalliska egenskaperna fortfarande mer uttalade än de icke-metalliska. Beryllium reagerar, till skillnad från de andra elementen i grupp IIA, med alkalier.

Kemiska bindningar i Be-föreningar är huvudsakligen kovalenta, medan bindningar i föreningar av alla andra grundämnen (Mg - Ra) är joniska till sin natur. Samtidigt, som med element i grupp IA, är bindningar med halogener och syre mycket starka, och med väte, kol, kväve, fosfor och svavel hydrolyseras de lätt.

fysikaliska egenskaper. Dessa är silvervita metaller, relativt lätta, mjuka (med undantag för beryllium), formbara, smältbara (allt utom beryllium), har god elektrisk och termisk ledningsförmåga.

Praktisk användning. Be används inom kärnteknik som neutronmoderator och absorbator. Legeringar av beryllium med koppar - brons - är mycket resistenta, och med nickel - de har hög kemisk beständighet, på grund av vilken de används i kirurgi.

Mg, Ca - används som bra reduktionsmedel vid metallotermi.

Ca, Sr, Ba - reagerar ganska lätt med gaser och används som getters (absorbenter från luften) inom vakuumteknik.

Mottagande. Eftersom de är mycket reaktiva förekommer jordalkalimetaller inte i naturen i fritt tillstånd, de erhålls genom elektrolys av halogenidsmältor eller genom metallotermi. I naturen är alkaliska jordartsmetaller en del av följande mineraler: -beryl; - fältspat; - bischofit - används inom medicin och för framställning av magnesium genom elektrolys. För att erhålla beryllium i metallurgi används fluorberyllater: .

Kemiska egenskaper. Alkaliska jordartsmetaller reagerar lätt med syre, halogener, icke-metaller, vatten och syror, speciellt vid upphettning:

Denna reaktion är särskilt lätt för kalcium och barium, så de lagras under speciella förhållanden.

Bariumpersulfid BaS är en fosfor.

Hydrolys av acetylider producerar acetylen:

Det var inte möjligt att erhålla föreningar av Be och Mg med väte genom direkt interaktion av enkla ämnen: reaktionen går inte medan går ganska lätt. De resulterande hydriderna är starka reduktionsmedel. passivering, ingen reaktion

Oxider av alkaliska jordartsmetaller. Oxider av alkaliska jordartsmetaller används i stor utsträckning i konstruktion. De erhålls genom nedbrytning av salter: - CaO - bränd kalk.

I serien av oxider från BeO till BaO från vänster till höger ökar oxidernas löslighet i vatten, deras huvudsakliga egenskaper och kemiska aktivitet, enligt följande: BeO är olösligt i vatten, amfoteren, MgO är svagt lösligt i vatten och CaO, SrO, BaO är mycket lösligt i vatten med bildningen av hydroxider Me (OH): .

Smältpunkterna för oxider minskar i serien BeO ® BaO. Smältpunkter för oxider BeO och MgO » 2500 ° C, vilket gör att de kan användas som eldfasta material.

Hydroxider av alkaliska jordartsmetaller. I serien Be (OH) 2 ® Ba (OH) 2 ökar radien för Me 2+-joner, och som ett resultat av detta ökar sannolikheten för manifestation av hydroxiders huvudegenskaper, deras löslighet i vatten ökar: Be (OH) ) 2 - är svagt lösligt i vatten, på grund av dess amfotera uppvisar svaga sura och basiska egenskaper, och Ba (OH) 2 är mycket lösligt i vatten och kan jämföras i styrka med en så stark bas som NaOH.

Amfotericiteten hos berylliumhydroxid kan illustreras av följande reaktioner:

Salter av alkaliska jordartsmetaller. Lösliga salter Be och Ba - giftigt, giftigt! CaF 2- svårlösligt salt, förekommer i naturen som fluorit eller flusspat, används inom optik. CaCl2, MgCl2- mycket lösliga i vatten, används inom medicin och kemisk syntes som torkmedel. Karbonater används också i stor utsträckning inom konstruktion: CaCO 3H MgCO 3- dolomit - används i konstruktion och för att få Vg och Ca. CaCO 3 - kalcit, krita, marmor, isländsk spar, MgCO 3- Magnesit. Innehållet av lösliga karbonater i naturligt vatten bestämmer dess hårdhet: . Sulfater är också utbredda naturliga föreningar av alkaliska jordartsmetaller: CaSO 4H 2H 2 O- gips - används i stor utsträckning inom konstruktion. MgSO 4H 7H 2 O- epsomite, "engelsk bittersalt", BaSO 4- finner tillämpning med genomlysning. Fosfater: Ca 3 (RO 4) 2- fosforit, Ca (H 2 RO 4) 2, CaHRO 4- fällning - används för produktion av gödningsmedel, Ca 5 (RO 4) 3H (OH -, F -, Cl -) - appatit - naturligt mineral Ca, NH 4 Mg (PO 4)- lätt löslig förening. Andra salter är också kända: Ca (NO3) 2H 2H2O- Norsk salpeter, Mg(ClO4) 2– Anhydrone är ett väldigt bra torkmedel.

Grupp IIA innehåller endast metaller - Be (beryllium), Mg (magnesium), Ca (kalcium), Sr (strontium), Ba (barium) och Ra (radium). De kemiska egenskaperna hos den första representanten för denna grupp, beryllium, skiljer sig starkast från de kemiska egenskaperna hos de andra elementen i denna grupp. Dess kemiska egenskaper liknar på många sätt ännu mer aluminium än andra Grupp IIA-metaller (den så kallade "diagonala likheten"). Magnesium skiljer sig också markant från Ca, Sr, Ba och Ra i kemiska egenskaper, men har ändå mycket mer liknande kemiska egenskaper med dem än med beryllium. På grund av den betydande likheten mellan de kemiska egenskaperna hos kalcium, strontium, barium och radium, kombineras de till en familj, kallad jordalkali metaller.

Alla delar av grupp IIA tillhör s-element, dvs. innehåller alla deras valenselektroner s-undernivå. Således har den elektroniska konfigurationen av det yttre elektronskiktet av alla kemiska element i denna grupp formen ns 2 , Var n– numret på den period under vilken elementet finns.

På grund av särdragen hos den elektroniska strukturen av grupp IIA-metaller kan dessa element, förutom noll, endast ha ett enda oxidationstillstånd, lika med +2. Enkla ämnen som bildas av element i grupp IIA, när de deltar i några kemiska reaktioner, kan endast oxideras, d.v.s. donera elektroner:

Jag 0 - 2e - → Jag +2

Kalcium, strontium, barium och radium är extremt reaktiva. De enkla ämnen som bildas av dem är mycket starka reduktionsmedel. Magnesium är också ett starkt reduktionsmedel. Den reducerande aktiviteten hos metaller följer de allmänna lagarna i den periodiska lagen för D.I. Mendeleev och ökar ner i undergruppen.

Interaktion med enkla ämnen

med syre

Utan uppvärmning reagerar inte beryllium och magnesium med vare sig atmosfäriskt syre eller rent syre på grund av att de är täckta med tunna skyddsfilmer bestående av BeO- respektive MgO-oxider. Deras lagring kräver inga speciella metoder för skydd mot luft och fukt, till skillnad från alkaliska jordartsmetaller, som lagras under ett lager av en vätska som är inert mot dem, oftast fotogen.

Be, Mg, Ca, Sr, när de bränns i syre, bildar oxider av sammansättningen MeO och Ba - en blandning av bariumoxid (BaO) och bariumperoxid (BaO 2):

2Mg + O2 \u003d 2MgO

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ba + O 2 \u003d 2BaO

Ba + O 2 \u003d BaO 2

Det bör noteras att under förbränning av alkaliska jordartsmetaller och magnesium i luft, fortskrider reaktionen av dessa metaller med atmosfäriskt kväve också sida vid sida, vilket resulterar i att, förutom föreningar av metaller med syre, nitrider med den allmänna Formeln Me 3N 2 bildas också.

med halogener

Beryllium reagerar med halogener endast vid höga temperaturer, medan resten av gruppen IIA-metaller redan vid rumstemperatur:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - magnesiumjodid

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - kalciumbromid

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - bariumklorid

med icke-metaller av IV–VI-grupper

Alla metaller i grupp IIA reagerar vid upphettning med alla icke-metaller i grupperna IV-VI, men beroende på metallens position i gruppen, såväl som aktiviteten hos icke-metaller, krävs en annan uppvärmningsgrad. Eftersom beryllium är den mest kemiskt inerta bland alla metaller i grupp IIA, kräver dess reaktioner med icke-metaller betydligt mer O hög temperatur.

Det bör noteras att reaktionen av metaller med kol kan bilda karbider av olika karaktär. Det finns karbider relaterade till metanider och konventionellt betraktade derivat av metan, där alla väteatomer är ersatta av en metall. De innehåller liksom metan kol i -4-oxidationstillståndet och under deras hydrolys eller interaktion med icke-oxiderande syror är metan en av produkterna. Det finns också en annan typ av karbider - acetylenider, som innehåller C 2 2-jonen, som egentligen är ett fragment av acetylenmolekylen. Karbider av acetylenidtyp bildar vid hydrolys eller interaktion med icke-oxiderande syror acetylen som en av reaktionsprodukterna. Vilken typ av karbid - metanid eller acetylenid - som kommer att erhållas genom interaktion av en eller annan metall med kol beror på storleken på metallkatjonen. Som regel bildas metanider med metalljoner med liten radie och acetylider med större joner. När det gäller metaller från den andra gruppen erhålls metanid genom interaktion av beryllium med kol:

De återstående metallerna i grupp II A bildar acetylenider med kol:

Med kisel bildar grupp IIA-metaller silicider - föreningar av Me 2 Si-typ, med kväve - nitrider (Me 3 N 2), fosfor - fosfider (Me 3 P 2):

med väte

Alla alkaliska jordartsmetaller reagerar vid upphettning med väte. För att magnesium ska reagera med väte räcker det inte med enbart uppvärmning, som i fallet med alkaliska jordartsmetaller, utan det krävs förutom hög temperatur även ett ökat tryck av väte. Beryllium reagerar inte med väte under några förhållanden.

Interaktion med komplexa ämnen

med vatten

Alla alkaliska jordartsmetaller reagerar aktivt med vatten för att bilda alkalier (lösliga metallhydroxider) och väte. Magnesium reagerar med vatten endast under kokning, på grund av att den skyddande oxidfilmen av MgO vid upphettning löses i vatten. När det gäller beryllium är den skyddande oxidfilmen mycket motståndskraftig: vatten reagerar inte med den vare sig vid kokning eller ens vid en röd värmetemperatur:

med icke-oxiderande syror

Alla metaller i huvudundergruppen av grupp II reagerar med icke-oxiderande syror, eftersom de är i aktivitetsserien till vänster om väte. I detta fall bildas ett salt av motsvarande syra och väte. Exempel på reaktioner:

Be + H 2 SO 4 (razb.) \u003d BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

med oxiderande syror

− utspädd salpetersyra

Alla grupp IIA-metaller reagerar med utspädd salpetersyra. I detta fall är reduktionsprodukterna istället för väte (som i fallet med icke-oxiderande syror) kväveoxider, huvudsakligen kväveoxid (I) (N 2 O), och i fallet med mycket utspädd salpetersyra, ammoniumnitrat ( NH4NO3):

4Ca + 10HNO3 ( razb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO3 (mycket uppdelad)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− koncentrerad salpetersyra

Koncentrerad salpetersyra vid vanlig (eller låg) temperatur passiverar beryllium, d.v.s. reagerar inte med det. Vid kokning är reaktionen möjlig och fortsätter huvudsakligen i enlighet med ekvationen:

Magnesium och alkaliska jordartsmetaller reagerar med koncentrerad salpetersyra för att bilda ett brett utbud av olika kvävereducerande produkter.

− koncentrerad svavelsyra

Beryllium passiveras med koncentrerad svavelsyra, d.v.s. reagerar inte med det under normala förhållanden, men reaktionen fortsätter under kokning och leder till bildning av berylliumsulfat, svaveldioxid och vatten:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Barium passiveras även av koncentrerad svavelsyra på grund av bildningen av olösligt bariumsulfat, men reagerar med det vid upphettning, bariumsulfat löses vid upphettning i koncentrerad svavelsyra på grund av dess omvandling till bariumvätesulfat.

De återstående metallerna i huvudgruppen IIA reagerar med koncentrerad svavelsyra under alla förhållanden, inklusive i kyla. Svavelreduktion kan ske till SO 2, H 2 S och S, beroende på metallens aktivitet, reaktionstemperaturen och syrans koncentration:

Mg + H2SO4 ( konc .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H2SO4 ( konc .) \u003d 3MgSO4 + S↓ + 4H2O

4Ca + 5H2S04 ( konc .) \u003d 4CaSO4 + H2S + 4H2O

med alkalier

Magnesium och jordalkalimetaller interagerar inte med alkalier, och beryllium reagerar lätt både med alkalilösningar och med vattenfria alkalier under fusion. Dessutom, när reaktionen utförs i en vattenlösning, deltar också vatten i reaktionen, och produkterna är tetrahydroxoberyllater av alkali- eller jordalkalimetaller och gasformigt väte:

Be + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - kaliumtetrahydroxoberyllat

När reaktionen utförs med fast alkali under fusion bildas berylater av alkali- eller jordalkalimetaller och väte.

Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - kaliumberyllat

med oxider

Alkaliska jordartsmetaller, såväl som magnesium, kan reducera mindre aktiva metaller och vissa icke-metaller från deras oxider när de värms upp, till exempel:

Metoden för att återställa metaller från deras oxider med magnesium kallas magnesiumtermi.

Distribution i naturen och få. Magnesium och kalcium är vanliga grundämnen på jorden (magnesium är det åttonde, kalcium är det sjätte), och resten av grundämnena är sällsynta. Strontium och radium är radioaktiva grundämnen.

I jordskorpan berylliumär i form av mineraler: beryll Be 3 Al 2 (Si0 3) 6, fenakit Var 2 Si0 4 . Orenhetsfärgade transparenta sorter av beryl (grön smaragder, blå akvamariner etc.) - ädelstenar. 54 faktiskt berylliummineraler är kända, den viktigaste av dem är beryl (och dess sorter - smaragd, akvamarin, heliodor, sparv, rosterit, bazzit).

Magnesiumär en del av silikat (bland dem dominerar olivin Mg 2 Si0 4), karbonat ( dolomit CaMg(CO 3) 2 , magnesit MgCO 3) och kloridmineraler ( karnalit KClMgCl2-6H20). En stor mängd magnesium finns i havsvatten (upp till 0,38 % MgCl 2) och i vattnet i vissa sjöar (upp till 30 % MgCl 2).

Kalcium som finns i form av silikater och aluminiumsilikater i bergarter (graniter, gnejser etc.), karbonat i formen kalcit CaCO 3, blandningar av kalcit och dolomit (marmor), sulfat (anhydrit CaS04 och gips CaS04-2H20) såväl som fluorid (flusspat CaF 2) och fosfat (apatit Ca 5 (P0 4) 3), etc.

Essentiella mineraler strontium Och barium: karbonater (strontianit SrC0 3 , vissnar BaCO 3) och sulfater (celestine SrS0 4 , baryt BaSO4). Radium finns i uranmalmer.

I industrin beryllium, magnesium, kalcium, strontium och barium motta:

• 1) elektrolys av smältor av MeCl2-klorider, till vilka NaCl eller andra klorider tillsätts för att sänka smältpunkten;
• 2) metall- och koltermiska metoder vid temperaturer på 1000-1300°C.

Särskilt rent beryllium erhålls genom zonsmältning. För att erhålla rent magnesium (99,999 % Mg) sublimeras tekniskt magnesium upprepade gånger i vakuum. Barium av hög renhet erhålls med den aluminotermiska metoden från BaO.

Fysiska och kemiska egenskaper. I form av enkla ämnen är dessa blanka silvervita metaller, beryllium är hårt (det kan skära glas), men skört, resten är mjuka och sega. En egenskap hos beryllium är att den är täckt av luft med en tunn oxidfilm som skyddar metallen från inverkan av syre även vid höga temperaturer. Över 800°C oxideras beryllium och vid en temperatur på 1200°C brinner metalliskt beryllium ut och förvandlas till ett vitt BeO-pulver.

Med en ökning av ett grundämnes ordningsnummer ökar densiteten, smältpunkten och kokpunkten. Elektronegativiteten för elementen i denna grupp är annorlunda. För Be är det ganska högt (ze = 1,57), vilket bestämmer den amfotera naturen hos dess föreningar.

Alla metaller i fri form är mindre reaktiva än alkalimetaller, men är ganska aktiva (de lagras även under fotogen i förseglade kärl, och kalcium finns vanligtvis i tätt slutna metallburkar).

Interaktion med enkla ämnen. Den kemiska aktiviteten hos metaller ökar i en undergrupp från topp till botten med en ökning av serienumret.

I luft oxideras de för att bilda oxider av MeO, medan strontium och barium, när de värms upp i luft till ~500°C, bildar peroxider av Me02, som vid högre temperaturer sönderdelas till oxid och syre. Interaktion med enkla ämnen presenteras i diagrammet:

Alla metaller interagerar aktivt med icke-metaller: med syre bildar de MeO-oxider (Me \u003d Be - Ra), med halogener - halogenider, till exempel MeCl 2-klorider, med väte - MeU 2-hydrider, med svavel - MeS-sulfider, med kväve - Me 3 nitrider N 2, med kol - karbider (acetylenider) MeS 2, etc.

Med metaller bildar de eutektiska blandningar, fasta lösningar och intermetalliska föreningar. Beryllium med vissa d-elementformer beryllides - föreningar med variabel sammansättning MeBe 12 (Me = Ti, Nb, Ta, Mo), MeBe tl (Me = Nb, Ta), kännetecknade av höga smältpunkter och motståndskraft mot oxidation vid upphettning till 1200-1600°C.

Attityd till vatten, syror och alkalier. Beryllium i luften är täckt med en oxidfilm, vilket orsakar dess minskade kemiska aktivitet och förhindrar dess interaktion med vatten. Det uppvisar amfotära egenskaper, reagerar med syror och alkalier med frisättning av väte. I detta fall bildas salter av katjoniska och anjoniska typer:

Koncentrerad kall HN0 3 och H 2 S0 4 passiverad beryllium.

Magnesium är liksom beryllium resistent mot vatten. Det interagerar med kallt vatten mycket långsamt, eftersom det resulterande Mg (OH) 2 är dåligt lösligt; vid upphettning accelereras reaktionen genom upplösning av Mg(OII)2. Det löser sig mycket kraftigt i syror. Undantagen är HF och H 3 P0 4 , som bildar svårlösliga föreningar med det. Magnesium, till skillnad från beryllium, interagerar inte med alkalier.

Kalciumundergruppsmetaller (alkaliska jordartsmetaller) reagerar med vatten och späder ut salt- och svavelsyror för att frigöra väte och bilda motsvarande hydroxider och salter:

Med alkalier, i likhet med magnesium, interagerar de inte. Egenskaper hos föreningar av element i undergruppen HA. Föreningar med syre. Berylliumoxid och hydroxid är amfotera till sin natur, resten är basiska. De baser som är lättlösliga i vatten är Sr (OH) 2 och Ba (OH) 2, de klassificeras som alkalier.

BeO-oxid är eldfast (δsmälta = 2530°C), har en ökad värmeledningsförmåga och, efter preliminär kalcinering vid 400°C, kemisk tröghet. Den har en amfoter karaktär, interagerar under fusion med både sura och basiska oxider, såväl som med syror och alkalier vid upphettning, och bildar berylliumsalter respektive berylater:

Motsvarande berylliumhydroxid Be (OH) 2 beter sig på ett liknande sätt - löser sig inte i vatten, den är löslig i både syror och alkalier:

För dess utfällning används inte alkali, utan en svag bas - ammoniumhydroxid:

Hydrolysen av berylliumsalter fortskrider med bildandet av fällningar av dåligt lösliga basiska salter, till exempel:

Endast alkalimetallberyllater är lösliga.

MgO-oxid (bränd magnesia) - eldfast (a pl = 2800°C) inert substans. Inom teknik erhålls det genom termisk nedbrytning av karbonat:

Finkristallint MgO är tvärtom kemiskt aktivt och är den huvudsakliga oxiden. Det interagerar med vatten, absorberar CO 2 , löser sig lätt i syror.

oxider alkaliska jordartsmetaller motta i laboratoriet termisk sönderdelning av motsvarande karbonater eller nitrater:

inom industrin - termisk nedbrytning av naturliga karbonater. Oxider interagerar kraftigt med vatten och bildar starka baser, som är näst efter alkalier i styrka. I serien Be (OH) 2 -> Ca (OH) 2 -> Sr (OH) 2 -> Ba (OH) 2 förstärks hydroxiders grundläggande natur, deras löslighet och termiska stabilitet. Alla av dem interagerar kraftigt med syror för att bilda motsvarande salter:

Till skillnad från berylliumsalter genomgår inte vattenlösliga salter av alkaliska jordartsmetaller och magnesium katjonhydrolys.

Lösligheten i vatten av salter av element i PA-undergruppen är annorlunda. Vällösliga är klorider, bromider, jodider, sulfider (Ca - Ba), nitrater, nitriter (Mg - Ba). Något lösligt och praktiskt taget olösligt - fluorider (Mg - Ba), sulfater (Ca - Ba), ortofosfater, karbonater, silikater.

Föreningar med väte och icke-metaller. MeH 2 hydrider, Me 3 N 2 nitrider, MeS 2 karbider (acetylenider) är instabila, sönderdelas med vatten för att bilda motsvarande hydroxider och väte eller väteföreningar av icke-metaller:

Ansökan. Beryllium bildar lätt legeringar med många metaller, vilket ger dem större hårdhet, styrka, värmebeständighet och korrosionsbeständighet. Berylliumbrons (kopparlegeringar med 1-3 % beryllium) har unika egenskaper. Till skillnad från rent beryllium lämpar de sig väl för bearbetning, till exempel kan de användas för att göra remsor så tunna som 0,1 mm. Draghållfastheten hos dessa bronser är större än hos många legerade stål. När de åldras ökar deras styrka. De är icke-magnetiska, har hög elektrisk och termisk ledningsförmåga. På grund av detta komplex av fastigheter används de i stor utsträckning inom flyg- och rymdteknik. I kärnreaktorer används beryllium som neutronmoderator och reflektor. I en blandning med radiumpreparat fungerar den som en källa för neutroner som produceras genom inverkan av alfapartiklar på Be:

BeO används som ett kemiskt beständigt och eldfast material för tillverkning av deglar och specialkeramik.

Magnesium används främst för tillverkning av "ultralätta" legeringar, inom metallotermi - för tillverkning av Ti, Zr, V, U, etc. Den viktigaste magnesiumlegeringen är elektron(3-10% A1 2 0 3, 2-3% Zn, resten Mg), som på grund av sin styrka och låga densitet (1,8 g / cm 3), används inom raketteknik och flygplansteknik. Blandningar av magnesiumpulver med oxidationsmedel används för belysning och brandraketer, projektiler, inom foto- och ljusteknik. Bränd magnesia MgO används vid tillverkning av magnesium, som fyllmedel vid tillverkning av gummi, för rening av petroleumprodukter, vid tillverkning av eldfasta material, byggmaterial etc.

MgCl 2 klorid används för att erhålla magnesium, vid framställning av magnesiumcement, som erhålls genom att blanda förbrännt MgO med en 30 % vattenlösning av MgCl 2 . Denna blandning förvandlas gradvis till en vit fast massa, resistent mot syror och alkalier.

Den huvudsakliga tillämpningen av metall kalcium - reduktionsmedel vid produktion av många övergångsmetaller, uran, sällsynta jordartsmetaller (REE).

Kalciumkarbid CaC 2 - för framställning av acetylen, CaO - vid framställning av blekmedel, Ca (OH) 2, CaC0 3, CaS0 4 H 2 0 - i konstruktion. Ca(OH)2 ( mjölk av lime, släckt lime) används som en billig löslig bas. Naturliga kalciumföreningar används i stor utsträckning vid tillverkning av bindemedel för murbruk, för tillverkning av betong, byggnadsdelar och strukturer. Pärmarna är cement, gipsmaterial, kalk och andra. Gipsmaterial är först och främst, bränt gips, eller alabaster, - hydrat av sammansättning 2CaS0 4 H 2 0. Huvudapplikation strontium Och barium - getters i elektrovakuumanordningar. Lösning Ba(OH) 2 ( barytvatten, kaustik baryt) - laboratoriereagens för en kvalitativ reaktion på CO 2 . Bariumtitanat (BaTi0 3) är huvudkomponenten i dielektrika, piezo- och ferroelektriska ämnen.

element toxicitet. Alla berylliumföreningar är giftiga! Dammet från beryllium och dess föreningar är särskilt farligt. Strontium och barium, som är nerv- och muskelgifter, har också allmän toxicitet. Bariumföreningar orsakar inflammatoriska sjukdomar i hjärnan. Bariumsalternas toxicitet är starkt beroende av deras löslighet. Praktiskt taget olösligt bariumsulfat (rent) är inte giftigt, men lösliga salter: klorid, nitrat, bariumacetat, etc. är mycket giftiga (0,2-0,5 g bariumklorid orsakar förgiftning, dödlig dos - 0,8-0,9 G). Den toxiska effekten av strontiumsalter liknar den av bariumsalter. Oxider av kalcium och andra jordalkalimetaller i form av damm irriterar slemhinnorna och orsakar vid kontakt med huden svåra brännskador. Strontiumoxid verkar på samma sätt som kalciumoxid, men mycket starkare. Alkaliska jordartsmetallsalter orsakar hudsjukdomar.