Элементы группы II а

Магний. Кальций. Магний, химический элемент II группы периодической системы. Название от новолат. magnesia — магнезия. Серебристый металл, очень лёгкий и прочный; плотность 1,74 г/см³, t_пл 650°C. На воздухе покрывается защитной оксидной плёнкой; подожжённая тонкая стружка и порошок магния горят ярким белым пламенем. По распространённости в земной коре занимает среди элементов 8-е место (минералы магнезит, доломит, карналлит). Применяется главным образом в производстве лёгких сплавов, для раскисления и обессеривания некоторых металлов, для восстановления Hf, Ti, U, Zr и других металлов из соединений (металлотермия).

Оксиды магния. Оксид магния (жжёная магнезия, периклаз) — химическое соединение с формулой MgO, белые кристаллы, нерастворимые в воде, взрывобезопасен.

Оксид магния получают обжигом минералов магнезита и доломита.

Гидроксид магния. Неорганический гидроксид щелочноземельного металла магния. Относится к классу нерастворимых оснований. При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные кристаллы с гексагональной решёткой. При температуре выше 350 °C разлагается на оксид магния и воду. Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием основного карбоната магния. Гидроксид магния практически нерастворим в воде, но растворим в солях аммония. Является основанием средней силы. Встречается в природе в виде минерала брусита.

Соли магния. Карбонат магния, магний углекислый, MgCO₃ — магниевая соль угольной кислоты. Бесцветные кристаллы, плотность 3,037 г/см³. При 500 °C заметно, а при 650 °C полностью разлагается на MgO и CO₂. Растворимость карбоната магния в воде незначительна (22 мг/л при 25 °C) и уменьшается с повышением температуры. При насыщении CO₂ водной суспензии MgCO₃ последний растворяется вследствие образования гидрокарбоната Мg(HCO₃)₂. Из водных растворов в отсутствие избытка CO₂ выделяются основные карбонаты магния. С карбонатами ряда металлов карбонат магния образует двойные соли, к которым относится и природный минерал доломит MgCO₃·CaCO₃.

Кальций, химический элемент, относится к семейству щелочноземельных металлов Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, составляющих IIA подгруппу периодической системы элементов. Открыт Х.Дэви в 1808. Кальций - третий после алюминия и железа из наиболее распространенных металлов в земной коре, его получают преимущественно из известняка (карбонат кальция). Ведущими производителями кальция являются Австрия, Бразилия, Канада, Финляндия, Израиль и Норвегия.

Оксиды кальция. Оксид кальция (окись кальция, негашёная и́звесть или «кипелка», «кираби́т») — белое кристаллическое вещество, формула CaO.Негашёная известь и продукт её взаимодействия с водой — Ca(OH)₂ (гашёная известь или «пушонка») находят обширное использование в строительном деле.

В промышленности оксид кальция получают термическим разложением известняка (карбоната кальция):

Также оксид кальция можно получить при взаимодействии простых веществ:

или при термическом разложении гидроксида кальция и кальциевых солей некоторых кислородсодержащих кислот:

Гидроксиды кальция. Представляет собой порошок белого цвета, плохо растворимый в воде. Получают путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой (процесс получил название «гашение извести»):

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Эта реакция экзотермическая, идёт с выделением 16 ккал (67 кДж) на моль.

Соли кальция. Как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.

Растворимость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

Ион Mg²⁺ - более сильный комплексообразователь, чем ион Са²⁺, и поэтому служит центром некоторых металлоферментов , например, катализирует столь важный гидролиз АТФ. В растительном мире Mg²⁺ входит в координационный центр хлорофилла, управляющего таким глобальным процессом, как фотосинтез, состоящий в превращении Н₂О и СО₂ в углеводы и О₂ под действием световой энергии. В этой окислительно-восстановительной реакции СО₂ восстанавливается до углеводов, а Н₂О окисляется до О₂. На 1-й стадии фотосинтеза хлорофилл, в координационном центре которого находится ион Mg(2+), фотохимически возбуждается и с участием железосерных белков восстанавливает СО₂. 2-я стадия фотосинтеза включает целую серию реакций с участием молекул АДФ, АТФ, производных хинона, комплексов Mn(2+) и Mn(4+), в результате чего Н₂О окисляется до О₂. Надо отметить, что координация Mg²⁺ с хлорофиллом нетипична с точки зрения классических представлений о Mg как комплексообразователе, так как он координирован с донорными атомами N и проявляет нехарактерное для него координационное число 5.Содержание Са²⁺ в организме составляет ~1%, он содержится в каждой клетке живого организма. Кальций – 5-й по распространённости in vivo элемент после C, H, O, N. В организмах млекопитающих 95% кальция приходится на твердые ткани: кости и зубы, где он находится в виде фторапатита и гидроксиапатита; в организмах птиц и моллюсков преобладает СаСО₃. Кальций тесно связан с процессами биоминерализации. В стенках сосудов и артерий кальций присутствует в виде СаСО₃, комплекса с холестерином, а в почках – в виде оксалатов или уратов (солей мочевой кислоты). Ионы Са²⁺ принимают активное участие в сокращении мышечных волокон, активации многих ферментов (табл.1), регуляции процесса свертывания крови. Концентрация Са²⁺ в организме регулируется гормонами паращитовидных желез кальцитонином, а усвоение определяется содержанием в организме витамина D. Недостаток этого витамина приводит к снижению всасывания Са и проявляется в виде заболевания рахита. Са – внеклеточный элемент; его концентрация в клетке мала: ~ 10 ^–7 моль/л, а вне клетки - ~ 10^-3 моль/л, причем этот градиент концентраций сохраняется благодаря Са-насосу. Некоторые соли Са²⁺ применяются в качестве лекарственных средств: хлорид и глюконат, гипс CaSO₄.

Хлорофилл. Зелёный пигмент растений, с помощью которого они улавливают энергию солнечного света и осуществляют фотосинтез. Локализован в особых клеточных структурах — хлоропластах или хроматофорах и связан с белками и липидами мембран. Основу структуры молекулы Х, составляет магниевый комплекс порфиринового цикла; в IV пиррольном кольце к остатку пропионовой кислоты присоединён высокомолекулярный спирт фитол, который придаёт Х. способность встраиваться в липидный слой мембран хлоропластов.

Растворимые соли кальция и магния обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При большом содержании этих солей (100 – 200 мг. солей кальция – в 1 л. в пересчёте на ионы) вода считается жёсткой. В такой воде мыло плохо пенится, так как соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В жёсткой воде плохо развариваются пищевые продукты, и при кипячении она даёт на стенках паровых котлов накипь. Накипь плохо проводит теплоту, вызывает увеличение расхода топлива и ускоряет изнашивание стенок котла. Образование накипи – сложный процесс. При нагревании кислые соли угольной кислоты кальция и магния разлагаются и переходят в нерастворимые карбонаты:

Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3↓

Растворимость сульфата кальция СаSO4 при нагревании также снижается, поэтому он входит в состав накипи. Жёсткость вызванная присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, называется карбонатной или временной, так как она устраняется при кипячении. Помимо карбонатной жёсткости, различают ещё некарбонатную жёсткость, которая зависит от содержания в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. Эти соли не удаляются при кипячении, и поэтому некарбонатную жёсткость называют также постоянной жёсткостью. Карбонатная и некарбонатная жёсткость в сумме даёт общую жёсткость.

Для полного устранения жёсткости воду иногда перегоняют. Для устранения карбонатной жёсткости воду кипятят. Общую жёсткость устраняют или добавлением химических веществ, или при помощи так называемых катионитов. При использовании химического метода растворимые соли кальция и магния переводят в нерастворимые карбонаты, например добавляют известковое молоко и соду:

Са + 2НСО3 + Са + 2ОН = 2Н2О + 2СаСО3↓

Са + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3↓

Устранение жёсткости при помощи катионитов – процесс более совершенный. Катиониты – сложные вещества (природные соединения кремния и алюминия, высокомалекулярные органические соединения), состав которых можно выразить формулой Na2R, где R – сложный кислотный остаток. При фильтровании воды через слой катионита происходит обмен ионов (катионов) Na на ионы Са и Mg.

Следовательно, ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na переходят из катионита в раствор. Для восстановления использованного катионита его промывают раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: ионы Са в катионите заменяются на ионы Na:

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

Регенерированный катионит можно снова применять для очистки воды.

8. В виде чистого металла Са применяют как восстановитель U, Th, Cr, V, Zr, Cs, Rb и некоторых редкоземельных металлов и их соединений. Его используют также для раскисления сталей, бронз и других сплавов, для удаления серы из нефтепродуктов, для обезвоживания органических жидкостей, для очистки аргона от примесей азота и в качества поглотителя газов в электровакуумных приборах.

Биологическая роль кальция и магния

Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. В медицинской практике используются следующие соединения магния и кальция. Оксид магния МgO (жженая магнезия), основной карбонат магния Мg(ОН)2 • 4МgСО3 • Н2О (белая магнезия), кальция карбонат СаСО3 (мел осажденный) являются основными антацидными средствами, применяемыми для уменьшения кислотности желудочного сока. Магния сульфат МgSO4 • 7Н2O (горькая соль или магнезия) используется при гипертонии как слабительное и желчегонное средство, а также как успокаивающее средство для ЦНС. Кальций хлористый СаCl2 • 6Н2О применяют как противовоспалительное и антиаллергическое средство, для снятия сердечно-сосудистого спазма, для улучшения свертывания крови, при переломах костей и ревматизме. Органические соединения кальция: глютаминат, глюконат, глицерофосфат, аденозинтрифосфат, пантотенат и пангамат Са применяются как общеукрепляющие средства. Гипс 2СаSO4• Н2О широко используется в травматологической и стоматологической практике, так как при замешивании его с водой образуется нерастворимый СаSО4 • 2Н2O. В результате происходит быстрое затвердение с некоторым увеличением объема, что используется для фиксации при переломах костей и получения хороших слепков в стоматологии.

P – элементы.