Verteilung von Erdalkalimetallen in der Natur. Erdalkalimetalle (9. Klasse). Laborarbeit im virtuellen Labor

Zu den Erdalkalimetallen zählen Metalle der Gruppe IIA des Periodensystems D.I. Mendelejew – Kalzium (Ca), Strontium (Sr), Barium (Ba) und Radium (Ra). Zur Hauptuntergruppe der Gruppe II gehören außerdem Beryllium (Be) und Magnesium (Mg). Das äußerste Energieniveau der Erdalkalimetalle enthält zwei Valenzelektronen. Die elektronische Konfiguration des äußeren Energieniveaus von Erdalkalimetallen beträgt ns 2. In ihren Verbindungen weisen sie eine einzige Oxidationsstufe von +2 auf. Im OVR sind sie Reduktionsmittel, d.h. ein Elektron abgeben.

Mit zunehmender Ladung des Atomkerns von Elementen der Erdalkalimetallgruppe nimmt die Ionisierungsenergie der Atome ab und die Radien von Atomen und Ionen nehmen zu, die metallischen Eigenschaften chemischer Elemente nehmen zu.

Physikalische Eigenschaften von Erdalkalimetallen

Im freien Zustand ist Be ein stahlgraues Metall mit einem dichten hexagonalen Kristallgitter, ziemlich hart und spröde. An der Luft wird Be mit einem Oxidfilm bedeckt, der ihm einen matten Farbton verleiht und seine chemische Reaktivität verringert.

Magnesium in Form einer einfachen Substanz ist ein weißes Metall, das wie Be an der Luft durch die Bildung eines Oxidfilms einen matten Farbton annimmt. Mg ist weicher und duktiler als Beryllium. Das Mg-Kristallgitter ist sechseckig.

Ca, Ba und Sr in freier Form sind silberweiße Metalle. Wenn sie der Luft ausgesetzt werden, überziehen sie sich sofort mit einem gelblichen Film, der durch die Wechselwirkung mit den Bestandteilen der Luft entsteht. Calcium ist ein ziemlich hartes Metall, Ba und Sr sind weicher.

Ca und Sr haben ein kubisch-flächenzentriertes Kristallgitter, Barium ein kubisch-raumzentriertes Kristallgitter.

Alle Erdalkalimetalle zeichnen sich durch das Vorhandensein einer metallischen chemischen Bindung aus, die ihre hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit bestimmt. Die Siede- und Schmelzpunkte von Erdalkalimetallen liegen höher als die von Alkalimetallen.

Herstellung von Erdalkalimetallen

Be entsteht durch die Reduktionsreaktion seines Fluorids. Beim Erhitzen findet die Reaktion statt:

BeF 2 + Mg = Be + MgF 2

Magnesium, Calcium und Strontium werden durch Elektrolyse geschmolzener Salze, meist Chloride, gewonnen:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Darüber hinaus wird bei der Herstellung von Mg durch Elektrolyse einer Dichloridschmelze NaCl zur Reaktionsmischung gegeben, um den Schmelzpunkt zu senken.

Um Mg in der Industrie zu gewinnen, werden metall- und kohlenstoffthermische Verfahren eingesetzt:

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

Die Hauptmethode zur Gewinnung von Ba ist die Reduktion des Oxids:

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

Chemische Eigenschaften von Erdalkalimetallen

Da in Nr. Die Oberfläche von Be und Mg ist mit einem Oxidfilm bedeckt – diese Metalle sind gegenüber Wasser inert. Ca, Sr und Ba lösen sich in Wasser und bilden Hydroxide mit stark basischen Eigenschaften:

Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Erdalkalimetalle sind in der Lage, mit Sauerstoff zu reagieren, und alle mit Ausnahme von Barium bilden durch diese Wechselwirkung Oxide, Barium - Peroxid:

2Ca + O2 = 2CaO

Ba + O 2 = BaO 2

Oxide von Erdalkalimetallen, mit Ausnahme von Beryllium, weisen basische Eigenschaften auf, Be – amphotere Eigenschaften.

Erdalkalimetalle können beim Erhitzen mit Nichtmetallen (Halogenen, Schwefel, Stickstoff usw.) interagieren:

Mg + Br 2 =2MgBr

3Sr + N 2 = Sr 3 N 2

2Mg + 2C = Mg 2 C 2

2Ba + 2P = Ba 3 P 2

Ba + H 2 = BaH 2

Erdalkalimetalle reagieren mit Säuren und lösen sich darin auf:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

Beryllium reagiert mit wässrigen Alkalilösungen - löst sich darin auf:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Qualitative Reaktionen

Eine qualitative Reaktion auf Erdalkalimetalle ist die Färbung der Flamme durch deren Kationen: Ca 2+ färbt die Flamme dunkelorange, Sr 2+ - dunkelrot, Ba 2+ - hellgrün.

Eine qualitative Reaktion auf das Bariumkation Ba 2+ ist SO 4 2- Anionen, was zur Bildung eines weißen Niederschlags von Bariumsulfat (BaSO 4) führt, der in anorganischen Säuren unlöslich ist.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Zu den S-Elementen gehören alle Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II des Periodensystems sowie Wasserstoff und Helium. Außer Wasserstoff und Helium sind das alle Elemente Metalle. Es werden Metalle der I. Gruppe des Periodensystems genannt alkalisch, da sie mit Wasser unter Bildung von Alkalien reagieren. Als Metalle werden Metalle der II. Gruppe des Periodensystems mit Ausnahme von Beryllium und Magnesium bezeichnet Erdalkali. Francium, das Gruppe I vervollständigt, und Radium, das Gruppe II vervollständigt, - radioaktive Elemente.

Einige Eigenschaften von S-Metallen 3

Tabelle 15.1

und PI ist das Ionisierungspotential (Energie); EO – Elektronegativität.

Alle S-Metalle haben ein oder zwei Elektronen in ihrer Außenhülle und können diese leicht abgeben, wodurch Ionen mit einer stabilen Elektronenkonfiguration von Edelgasen entstehen. Die hohe Reduktionsaktivität dieser Metalle äußert sich in sehr niedrigen Ionisationspotentialen (IP) und geringer Elektronegativität (EO) (Tabelle 15.1). Vergleichen Sie die Ionisierungspotentiale von Alkalimetallen und Edelgasen (von allen Elementen haben Edelgase das niedrigste EO und den höchsten PI; siehe Tabelle 18.1).

Physikalische Eigenschaften. Unter normalen Bedingungen befinden sich S-Metalle in einem festen Zustand und bilden Kristalle mit einer metallischen Bindung. Alle Metalle der Gruppe I haben kubisch raumzentriertes Gitter(BCC, siehe § 4.4). Beryllium und Magnesium zeichnen sich aus durch hexagonale dichte Packung(hcp), Kalzium und Strontium flächenzentriertes kubisches Gitter(fcc), in Barium kubisch raumzentriert(OTSK).

Metalle der Gruppe I sind weich und haben im Vergleich zu anderen eine geringe Dichte. Lithium, Natrium und Kalium leichter als Wasser und auf seiner Oberfläche schweben und mit ihr reagieren. Metalle der Gruppe II sind härter und dichter als Alkalimetalle. Die niedrigen Schmelz- und Siedepunkte der S-Metalle (siehe Tabelle 15.1) werden durch die relativ schwache metallische Bindung in den Kristallgittern erklärt; Bindungsenergie (in eV): Lithium 1,65, Natrium 1,11, Kalium 0,92, Rubidium 0,84, Cäsium 0,79, Beryllium 3,36, Magnesium 1,53, Calcium 1,85, Strontium 1,70, Barium 1,87.

Zum Vergleich der Bindungsenergien (in eV): Aluminium 3,38, Zink 1,35, Eisen 4,31, Kupfer 3,51, Silber 2,94, Titan 4,87, Molybdän 6,82, Wolfram 8,80.

Eine Metallbindung entsteht durch delokalisierte Valenzelektronen, die die positiven Ionen der Metallatome zusammenhalten (siehe §3.6). Je größer der Metallradius, desto mehr delokalisierte Elektronen verteilen sich in einer „dünnen Schicht“ zwischen den positiven Ionen und desto geringer ist die Festigkeit des Kristallgitters. Dies erklärt die niedrigen Schmelz- und Siedepunkte der Metalle der Gruppen I und II. Die Schmelz- und Siedepunkte von Elementen der Gruppe II ändern sich im Gegensatz zu Alkalimetallen nicht systematisch, was durch Unterschiede in der Kristallstruktur erklärt wird (siehe oben).

Vorkommen in der Natur. Alle S-Metalle kommen in der Natur nur in Form von Verbindungen vor: fossilen Mineralsalzen und deren Vorkommen (KS1, NaCl, CaCO 3 und andere) sowie Ionen im Meerwasser. Kalzium, Natrium, Kalium und Magnesium kommen auf der Erde an fünfter, sechster, siebter und achter Stelle am häufigsten vor. Strontium kommt in moderaten Mengen häufig vor. Der Gehalt an anderen S-Metallen in der Erdkruste und im Meerwasser ist unbedeutend. Beispielsweise beträgt der Natriumgehalt in der Erdkruste 2,3 % und im Meerwasser 1,1 %, der Cäsiumgehalt in der Erdkruste beträgt 3 · 10 ~ 4 % und im Meerwasser 3 · 10 -8 %.

Natrium, Cäsium und Beryllium haben jeweils nur ein stabiles Isotop, Lithium, Kalium und Rubidium jeweils zwei: |Li 7,5 % und |Li 92,5 %; 93,26 % und Zentralkomitee 6,74 %; f^Rb 72,17 % und fpRb 27,83 %. Magnesium hat drei stabile Isotope (|2 Mg 79,0 %, j|Mg 10,0 % und j|Mg 11,0 %). Andere Erdalkalimetalle haben eine größere Anzahl stabiler Isotope; die wichtigsten: 4 °Са 96,94 % und TsSA 2,09 %; ||Sr 82,58 %, 8 |Sr 9,86 % und ||Sr 7,0 %; 1 ||Ba 71,7 %, 18 |Ba 11,23 %, 18 ®Ba 7,85 % und 18 |Ba 6,59 %.

Zu den Erdalkalimetallen gehören Metalle der Gruppe IIa: Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und Radium. Sie zeichnen sich durch Leichtigkeit, Weichheit und starke Reaktivität aus.

allgemeine Charakteristiken

Von Be zu Ra (von oben nach unten im Periodensystem) gibt es eine Zunahme von: Atomradius, metallischen, basischen, reduzierenden Eigenschaften, Reaktivität. Elektronegativität, Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität nehmen ab.

Die elektronischen Konfigurationen dieser Elemente sind ähnlich, da sie zur gleichen Gruppe (Hauptuntergruppe!) gehören. Die allgemeine Formel lautet ns 2:

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

Natürliche Verbindungen

In der Natur kommen Erdalkalimetalle in Form folgender Verbindungen vor:

• Be - BeO*Al 2 O 3 *6SiO 2 - Beryl
• Mg – MgCO 3 – Magnesit, MgO*Al 2 O 3 – Spinell, 2MgO*SiO 2 – Olivin
• Ca – CaCO 3 – Kreide, Marmor, Kalkstein, Calcit, CaSO 4 *2H 2 O – Gips, CaF 2 – Fluorit

Quittung

Dabei handelt es sich um aktive Metalle, die nicht durch Elektrolyse einer Lösung gewonnen werden können. Um sie zu gewinnen, werden Elektrolyse von Schmelzen, Aluminothermie und deren Verdrängung aus Salzen durch andere aktivere Metalle eingesetzt.

MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (Schmelzelektrolyse)

CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (Aluminothermie ist eine Methode zur Herstellung von Metallen durch Reduktion ihrer Oxide mit Aluminium)

MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg

Chemische Eigenschaften

Erdalkalimetalloxide

Sie haben eine allgemeine Formel RO, zum Beispiel: MgO, CaO, BaO.

Quittung

Erdalkalimetalloxide können durch Zersetzung von Carbonaten und Nitraten gewonnen werden:

MgCO 3 → (t) MgO + CO 2

Ca(NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2

Chemische Eigenschaften

Sie weisen überwiegend basische Eigenschaften auf, alle mit Ausnahme von BeO – einem amphoteren Oxid.

Erdalkalimetallhydroxide

Sie weisen basische Eigenschaften auf, mit Ausnahme von Berylliumhydroxid – amphoteres Hydroxid.

Quittung

Hydroxide entstehen bei der Reaktion des entsprechenden Metalloxids und Wasser (alle außer Be(OH) 2)

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Chemische Eigenschaften

Die basischen Eigenschaften der meisten Hydroxide begünstigen Reaktionen mit Säuren und Säureoxiden.

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + H 2 O

Ca(OH) 2 + H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + H 2 O + CO 2

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O

Reaktionen mit Salzen (und nicht nur) finden statt, wenn das Salz löslich ist und infolge der Reaktion Gas freigesetzt wird, sich ein Niederschlag bildet oder ein schwacher Elektrolyt (Wasser) entsteht.

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + NaOH

Berylliumhydroxid ist amphoter: Es weist zwei Eigenschaften auf und reagiert sowohl mit Säuren als auch mit Basen.

Be(OH) 2 + HCl → BeCl 2 + H 2 O

Be(OH) 2 + NaOH → Na 2

Die Wasserhärte ist eine Reihe von Wassereigenschaften, die von der Anwesenheit hauptsächlich von Calcium- und Magnesiumsalzen abhängen: Bicarbonate, Sulfate und Chloride.

Es gibt temporäre (Karbonat-) und dauerhafte (Nicht-Karbonat-)Härten.

Wahrscheinlich enthärten Sie das Wasser in Ihrem Zuhause oft, ich wage zu behaupten jeden Tag. Eine vorübergehende Wasserhärte kann durch einfaches Kochen von Wasser in einem Wasserkocher beseitigt werden, und der Kalk an seinen Wänden – CaCO 3 – ist ein unbestreitbarer Beweis für die Beseitigung der Härte:

Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Die vorübergehende Härte kann auch durch Zugabe von Na 2 CO 3 zum Wasser beseitigt werden:

Ca(HCO 3) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaHCO 3

Es ist sinnlos, die konstante Härte durch Kochen zu bekämpfen: Sulfate und Chloride fallen beim Kochen nicht aus. Durch die Zugabe von Na 2 CO 3 zum Wasser wird die konstante Wasserhärte beseitigt:

CaCl 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaCl

MgSO 4 + Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 ↓ + CO 2 + Na 2 SO 4

Die Wasserhärte lässt sich mithilfe verschiedener Tests ermitteln. Eine zu hohe Wasserhärte führt zu einer schnellen Kalkbildung an den Wänden von Kesseln, Rohren und Wasserkochern.

©Belevich Juri Sergejewitsch

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Die aktivsten Metalle sind die Alkali- und Erdalkalimetalle. Dabei handelt es sich um weiche Leichtmetalle, die mit einfachen und komplexen Stoffen reagieren.

allgemeine Beschreibung

Aktive Metalle besetzen die erste und zweite Gruppe des Periodensystems. Vollständige Liste der Alkali- und Erdalkalimetalle:

• Lithium (Li);
• Natrium (Na);
• Kalium (K);
• Rubidium (Rb);
• Cäsium (Cs);
• Francium (Fr);
• Beryllium (Be);
• Magnesium (Mg);
• Kalzium (Ca);
• Strontium (Sr);
• Barium (Ba);
• Radium (Ra).

Reis. 1. Alkali- und Erdalkalimetalle im Periodensystem.

Die elektronische Konfiguration von Alkalimetallen ist ns 1, die von Erdalkalimetallen ist ns 2.

Dementsprechend ist die konstante Wertigkeit von Alkalimetallen I, Erdalkalimetalle II. Aufgrund der geringen Anzahl an Valenzelektronen auf dem äußeren Energieniveau weisen aktive Metalle starke reduzierende Eigenschaften auf und geben bei Reaktionen äußere Elektronen ab. Je mehr Energieniveaus vorhanden sind, desto geringer ist die Verbindung der äußeren Elektronen mit dem Atomkern. Daher nehmen die metallischen Eigenschaften gruppenweise von oben nach unten zu.

Aufgrund ihrer Aktivität kommen Metalle der Gruppen I und II in der Natur nur in Gesteinen vor. Reine Metalle werden durch Elektrolyse, Kalzinierung und Substitutionsreaktionen isoliert.

Physikalische Eigenschaften

Alkalimetalle haben eine silberweiße Farbe mit metallischem Glanz. Cäsium ist ein silbergelbes Metall. Dies sind die aktivsten und weichsten Metalle. Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium werden mit einem Messer geschnitten. Sie ähneln in ihrer Weichheit Wachs.

Reis. 2. Natrium mit einem Messer schneiden.

Erdalkalimetalle haben eine graue Farbe. Im Vergleich zu Alkalimetallen handelt es sich um härtere und dichtere Stoffe. Nur Strontium kann mit einem Messer geschnitten werden. Das dichteste Metall ist Radium (5,5 g/cm3).

Die leichtesten Metalle sind Lithium, Natrium und Kalium. Sie schwimmen auf der Wasseroberfläche.

Chemische Eigenschaften

Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren mit einfachen Stoffen und komplexen Verbindungen unter Bildung von Salzen, Oxiden und Alkalien. Die Haupteigenschaften aktiver Metalle sind in der Tabelle beschrieben.

Reis. 3. Reaktion von Kalium mit Wasser.

Mittels einer qualitativen Reaktion können Alkali- und Erdalkalimetalle nachgewiesen werden. Beim Brennen erhalten Metalle eine bestimmte Farbe. Natrium brennt beispielsweise mit gelber Flamme, Kalium mit violetter Flamme, Barium mit hellgrüner Flamme und Kalzium mit dunkeloranger Flamme.

Was haben wir gelernt?

Alkali- und Erdalkalimetalle sind die aktivsten Metalle. Dies sind weiche, einfache Substanzen von grauer oder silberner Farbe mit geringer Dichte. Lithium, Natrium, Kalium schwimmen auf der Wasseroberfläche. Erdalkalimetalle sind härter und dichter als Alkalimetalle. Sie oxidieren schnell an der Luft. Alkalimetalle bilden Superoxide und Peroxide; nur Lithium bildet ein Oxid. Reagiert bei Raumtemperatur heftig mit Wasser. Sie reagieren beim Erhitzen mit Nichtmetallen. Erdalkalimetalle reagieren mit Oxiden und verdrängen dabei weniger aktive Metalle. Nur Beryllium reagiert mit Alkalien.

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Betrachten wir die chemischen Eigenschaften von Erdalkalimetallen. Lassen Sie uns die Merkmale ihrer Struktur, Produktion, ihres Vorkommens in der Natur und ihrer Anwendung bestimmen.

Position im PS

Lassen Sie uns zunächst die Position dieser Elemente in Mendelejew bestimmen. Sie befinden sich in der zweiten Gruppe der Hauptuntergruppe. Dazu gehören Kalzium, Strontium, Radium, Barium, Magnesium und Beryllium. Sie alle enthalten keine zwei Valenzelektronen. Im Allgemeinen haben Beryllium, Magnesium und Erdalkalimetalle NS2-Elektronen in ihrer Außenhülle. In chemischen Verbindungen weisen sie eine Oxidationsstufe von +2 auf. Bei der Wechselwirkung mit anderen Stoffen zeigen sie reduzierende Eigenschaften, indem sie Elektronen aus dem externen Energieniveau abgeben.

Eigenschaften ändern

Wenn der Atomkern wächst, erhöhen Beryllium und Magnesium ihre metallischen Eigenschaften, da der Radius ihrer Atome zunimmt. Betrachten wir die physikalischen Eigenschaften von Erdalkalimetallen. Beryllium ist im Normalzustand ein graues Metall mit stahlartigem Glanz. Es hat ein dichtes sechseckiges Kristallgitter. Bei Kontakt mit Luftsauerstoff bildet Beryllium sofort einen Oxidfilm, wodurch seine chemische Aktivität abnimmt und eine matte Beschichtung entsteht.

Physikalische Eigenschaften

Magnesium als einfache Substanz ist ein weißes Metall, das an der Luft eine Oxidschicht bildet. Es hat ein sechseckiges Kristallgitter.

Die physikalischen Eigenschaften der Erdalkalimetalle Calcium, Barium und Strontium sind ähnlich. Dabei handelt es sich um Metalle mit charakteristischem silbrigem Glanz, die sich unter dem Einfluss von Luftsauerstoff mit einem gelblichen Film überziehen. Calcium und Strontium haben ein kubisch flächenzentriertes Gitter, während Barium eine raumzentrierte Struktur hat.

Die Chemie der Erdalkalimetalle beruht auf der Tatsache, dass sie eine metallische Bindung aufweisen. Deshalb zeichnen sie sich durch eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus. Ihre Schmelz- und Siedepunkte liegen höher als die der Alkalimetalle.

Methoden zur Beschaffung

Beryllium wird im industriellen Maßstab durch Rückgewinnung des Metalls aus Fluorid hergestellt. Voraussetzung für das Auftreten dieser chemischen Reaktion ist das Vorheizen.

Da Erdalkalimetalle in der Natur in Form von Verbindungen vorkommen, wird zur Gewinnung von Magnesium, Strontium und Calcium eine Elektrolyse geschmolzener Salze durchgeführt.

Chemische Eigenschaften

Die chemischen Eigenschaften von Erdalkalimetallen sind mit der Notwendigkeit verbunden, zunächst die Oxidfilmschicht von ihrer Oberfläche zu entfernen. Dies bestimmt die Inertheit dieser Metalle gegenüber Wasser. Calcium, Barium und Strontium bilden beim Auflösen in Wasser Hydroxide mit ausgeprägten basischen Eigenschaften.

Die chemischen Eigenschaften von Erdalkalimetallen lassen auf deren Wechselwirkung mit Sauerstoff schließen. Bei Barium ist das Reaktionsprodukt Peroxid, bei allen anderen entstehen nach der Reaktion Oxide. Alle Vertreter dieser Oxidklasse weisen basische Eigenschaften auf, nur Berylliumoxid zeichnet sich durch amphotere Eigenschaften aus.

Die chemischen Eigenschaften der Erdalkalimetalle zeigen sich auch in Reaktionen mit Schwefel, Halogenen und Stickstoff. Bei der Reaktion mit Säuren wird eine Auflösung dieser Elemente beobachtet. Da Beryllium ein amphoteres Element ist, kann es mit alkalischen Lösungen chemisch interagieren.

Qualitative Reaktionen

Die in der anorganischen Chemie diskutierten Grundformeln der Erdalkalimetalle sind mit Salzen verknüpft. Um Vertreter dieser Klasse im Gemisch mit anderen Elementen zu identifizieren, kann eine qualitative Definition verwendet werden. Wenn der Flamme einer Alkohollampe Salze von Erdalkalimetallen zugesetzt werden, wird eine Verfärbung der Flamme durch Kationen beobachtet. Das Strontiumkation erzeugt einen dunkelroten Farbton, das Calciumkation erzeugt einen orangefarbenen Farbton und das Bariumkation erzeugt einen grünen Farbton.

Zur Identifizierung des Bariumkations in der qualitativen Analyse werden Sulfatanionen verwendet. Durch diese Reaktion entsteht weißes Bariumsulfat, das in anorganischen Säuren unlöslich ist.

Radium ist ein radioaktives Element, das in der Natur in Spuren vorkommt. Wenn Magnesium mit Sauerstoff interagiert, wird ein blendender Blitz beobachtet. Dieses Verfahren wird schon seit einiger Zeit beim Fotografieren in dunklen Räumen eingesetzt. Magnesiumfackeln wurden inzwischen durch elektrische Systeme ersetzt. Beryllium gehört zur Familie der Erdalkalimetalle und reagiert mit vielen Chemikalien. Calcium und Magnesium können wie Aluminium seltene Metalle wie Titan, Wolfram, Molybdän und Niob reduzieren. Die Daten werden Calcithermie und Magnesothermie genannt.

Merkmale der Anwendung

Wozu dienen Erdalkalimetalle? Calcium und Magnesium werden zur Herstellung von Leichtlegierungen und seltenen Metallen verwendet.

Magnesium ist beispielsweise in Duraluminium enthalten und Kalzium ist Bestandteil von Bleilegierungen, die zur Herstellung von Kabelummantelungen und Lagern verwendet werden. Erdalkalimetalle werden in der Technik häufig in Form von Oxiden eingesetzt. (Kalziumoxid) und gebranntes Magnesium (Magnesiumoxid) werden für die Bauindustrie benötigt.

Wenn Calciumoxid mit Wasser interagiert, wird eine erhebliche Menge Wärme freigesetzt. (Kalziumhydroxid) wird im Bauwesen verwendet. Die weiße Suspension dieser Substanz (Kalkmilch) wird in der Zuckerindustrie zur Reinigung von Rübensaft verwendet.

Salze von Metallen der zweiten Gruppe

Salze von Magnesium, Beryllium und Erdalkalimetallen können durch Reaktion ihrer Oxide mit Säuren erhalten werden. Chloride, Fluoride und Jodide dieser Elemente sind weiße kristalline Substanzen, die im Allgemeinen gut wasserlöslich sind. Von den Sulfaten sind nur Magnesium- und Berylliumverbindungen löslich. Seine Abnahme wird von Berylliumsalzen zu Bariumsulfaten beobachtet. Carbonate sind in Wasser praktisch unlöslich oder nur minimal löslich.

Sulfide der Erdalkalielemente kommen in geringen Mengen in Schwermetallen vor. Wenn man sie mit Licht bestrahlt, können verschiedene Farben entstehen. Sulfide sind in leuchtenden Verbindungen, sogenannten Leuchtstoffen, enthalten. Ähnliche Farben werden zur Herstellung leuchtender Zifferblätter und Verkehrsschilder verwendet.

Gängige Erdalkalimetallverbindungen

Calciumcarbonat ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erdoberfläche. Es ist ein wesentlicher Bestandteil von Verbindungen wie Kalkstein, Marmor und Kreide. Unter ihnen wird hauptsächlich Kalkstein verwendet. Dieses Mineral ist im Bauwesen unverzichtbar und gilt als hervorragender Baustein. Darüber hinaus werden aus dieser anorganischen Verbindung Brannt- und Löschkalk, Glas und Zement gewonnen.

Die Verwendung von Kalkstein trägt zur Stärkung der Straßen bei und dank des Pulvers kann der Säuregehalt des Bodens verringert werden. stellt die Schalen antiker Tiere dar. Diese Verbindung wird zur Herstellung von Gummi, Papier und Schulmalstiften verwendet.

Marmor ist bei Architekten und Bildhauern gefragt. Viele von Michelangelos einzigartigen Kreationen wurden aus Marmor geschaffen. Einige Moskauer U-Bahn-Stationen sind mit Marmorfliesen ausgekleidet. Magnesiumcarbonat wird in großen Mengen bei der Herstellung von Ziegeln, Zement und Glas verwendet. Es wird in der metallurgischen Industrie zur Beseitigung von Abfallgestein benötigt.

Calciumsulfat, das natürlicherweise in Form von Gips (Kalziumsulfat-Kristallhydrat) vorkommt, wird in der Bauindustrie verwendet. In der Medizin wird diese Verbindung zur Herstellung von Abdrücken und zur Herstellung von Gipsabdrücken verwendet.

Alabaster (halbwasserhaltiger Gips) setzt bei der Wechselwirkung mit Wasser eine große Wärmemenge frei. Dies wird auch in der Industrie angewendet.

Bittersalz (Magnesiumsulfat) wird medizinisch als Abführmittel eingesetzt. Dieser Stoff hat einen bitteren Geschmack und kommt im Meerwasser vor.

„Barytbrei“ (Bariumsulfat) löst sich nicht in Wasser. Deshalb wird dieses Salz in der Röntgendiagnostik eingesetzt. Salz blockiert Röntgenstrahlen und ermöglicht so die Erkennung von Erkrankungen des Magen-Darm-Traktes.

Phosphorite (Gestein) und Apatite enthalten Calciumphosphat. Sie werden benötigt, um Calciumverbindungen zu erhalten: Oxide, Hydroxide.

Calcium spielt in lebenden Organismen eine besondere Rolle. Dieses Metall ist für den Aufbau des Knochenskeletts notwendig. Calciumionen sind notwendig, um die Herzfunktion zu regulieren und die Blutgerinnung zu erhöhen. Sein Mangel führt zu Funktionsstörungen des Nervensystems, zum Verlust der Gerinnungsfähigkeit und zum Verlust der Fähigkeit der Hände, verschiedene Gegenstände normal zu halten.

Um gesundheitliche Probleme zu vermeiden, sollte ein Mensch täglich etwa 1,5 Gramm Kalzium zu sich nehmen. Das Hauptproblem besteht darin, dass der Körper 1 Gramm Fett zu sich nehmen muss, damit er 0,06 Gramm Kalzium aufnehmen kann. Die maximale Menge dieses Metalls findet sich in Salat, Petersilie, Hüttenkäse und Käse.

Abschluss

Alle Vertreter der zweiten Gruppe der Hauptuntergruppe des Periodensystems sind für das Leben und Handeln des modernen Menschen notwendig. Magnesium ist beispielsweise ein Stimulator von Stoffwechselprozessen im Körper. Es muss im Nervengewebe, im Blut, in den Knochen und in der Leber vorhanden sein. Magnesium ist ein aktiver Teilnehmer an der Photosynthese in Pflanzen, da es Bestandteil von Chlorophyll ist. Menschliche Knochen machen etwa ein Fünftel des Gesamtgewichts aus. Sie enthalten Kalzium und Magnesium. Oxide und Salze von Erdalkalimetallen finden vielfältige Anwendung in der Bauindustrie, Pharmazie und Medizin.