Хімічні властивості [ред.]

1. Легко реагують із киснем. Літій при взаємодії з киснем утворює оксид Li₂O, решта — пероксиди й супероксиди:

4Li + O₂ = 2Li₂O

4Na + O₂ = 2Na₂O

4K + O₂ = 2K₂O

2. Реагують із водою:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

3. Реагують із неметалами:

2Na + S = Na₂S 2K + Br₂ = 2KBr

Всі кисневі сполуки мають різне забарвлення, інтенсивність котрого посилюється в ряді від Li до Cs:

Лу́жноземе́льні мета́ли — елементи головної підгрупи другої групи періодичної системи. До них відносяться хімічні елементи: берилій, магній, кальцій, стронцій, барій та радій^[1]. За класифікацією IUPAC вони належать до групи 2 елементів^[2]. Свою назву дана група металів отримала через їхні оксиди — «землі» (за термінологією алхіміків), які дають у воді лужну реакцію. Солі цих металів широко поширені у природі, найчастіше трапляються у якості мінералів.

Колір лужноземельних металів — світло-сірий або сріблястий. Хімічна активність зростає від кальцію до радію. За звичайних умов взаємодіють з О₂ (берилій — при 500 °C), водою, F₂, при 300–400 °С — з Н₂ (крім берилію) і галогенами.

1. Фізичні властивості

Всі лужноземельні метали - сірі, тверді при кімнатній температурі речовини. На відміну від лужних металів, вони істотно більш тверді, і ножем переважно не ріжуться (виняток - стронцій). Щільність лужноземельних металів з порядковим номером росте, хоча явно зростання спостерігається тільки починаючи зкальцію, який найлегший з них (ρ = 1,55 г / см ), найважчий - радій, щільність якого приблизно дорівнює щільності заліза.

2. Хімічні властивості

Лужноземельні метали мають електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня ns , і є s-елементами, поряд з лужними металами. Маючи два валентних електрона, лужноземельні метали легко їх віддають, і у всіх з'єднаннях мають ступінь окислення +2 (дуже рідко +1).

Хімічна активність лужноземельних металів зростає зі зростанням порядкового номеру. Берилій в компактному вигляді не реагує ні з киснем, ні з галогенаминавіть при температурі червоного розжарювання (до 600 C, для реакції з киснем та іншими халькогенами потрібна ще більш висока температура, фтор - виняток). Магній захищений оксидною плівкою при кімнатній температурі і більш високих (до 650 C) температурах і не окислюється далі. Кальцій повільно окислюється і при кімнатній температурі вглиб (в присутності водяної пари), і згорає при невеликому нагріванні в кисні, але стійкий у сухому повітрі при кімнатній температурі. Стронцій, барій і радій швидко окислюються на повітрі, даючи суміш оксидів і нітридів, тому їх, так само і як лужні метали (і кальцій) зберігають під шаром гасу.

Оксиди та гідроксиди лужноземельних металів мають тенденцію до посилення основних властивостей із зростанням порядкового номера: Be (OH) ₂ - амфотерний, нерозчинний у воді гідроксид, але розчинний в кислотах (а також проявляє кислотні властивості у присутності сильних лугів), Mg (OH) ₂ - слабка основа, нерозчинна у воді, Ca (OH) ₂ - сильне, але малорастворимое у воді підставу, Sr (OH) ₂ - краще розчинно у воді, ніж гідроксид кальцію, сильне підставу (луг) при високих температурах, близьких до точки кипіння води (100 C), Ba (OH) ₂ - сильне підставу (луг), за силою не поступається KOH або NaOH, і Ra (OH)₂ - одна з найсильніших лугів, дуже корозійне речовина.

Сполуки лужних металів застосовуються як фармацевтичні препарати (розчини NaCl, KCl як ін’єкційні розчини), а також як наповнювачі таблеткових форм, сухих сумішей і мікстур (Na₂CO₃). Поєднання поруч з солями лужних металів інших речовин можливе при умові їх індиферентної поведінки. Тому для правильного комбінування і поєднання компонентів лікарських засобів важливо знати хімічні властивості речовин, зокрема властивості лужних металів та їх сполук.

Сполуки кальцію і магнію застосовують у фармацевтичній практиці як самостійні активно-діючі компоненти лікарських засобів (ін’єкційні розчини, які містять MgCl₂, іони Mg²⁺ i Ca²⁺, різноманітні солі кальцію, як кальційвміщуючі препарати), а також як допоміжні речовини, які входять до складу лікарського засобу, як наповнювач: стеарати, гідрокарбонати. Для правильного комбінування складових лікарського засобу та наступного його аналізу необхідні знання хімічних властивостей солей кальцію та магнію.

Біологічна роль. Натрій і Калій – життєво необхідні елементи, які беруть участь в обміні речовин. За вмістом в організмі людини Натрій (0,08%) і Калій (0,23%) належать до мікроелементів, а решта лужних металів – до мікроелементів. Натрій і Калій є антагоністами (при збільшенні кількості Натрію в організмі підсилюється виведення Калію нирками, тобто настає гіпокаліємія).

Твердість (жорсткість) води визначають за кількістю солей кальцію і магнію в ній. Якщо вода містить значні кількості таких солей, то таку воду називають твердою, а коли цих солей зовсім немає, або вони містяться в незначних кількостях, то — м'якою.

Відрізняють тимчасову, або карбонатну, твердість води і сталу. Тимчасова твердість обумовлюється наявністю кислих карбонатів (гідрокарбонатів) кальцію і магнію: Ca(HCO₃)₂ і Mg(HCO₃)₂, а стала — наявністю сульфатів і хлоридів кальцію і магнію: CaSO₄, MgSO₄, CaCl₂ і MgCl₂. Загальна твердість води являє собою суму тимчасової і сталої твердості.

Тверда вода непридатна майже для всіх галузей виробництва. Так, наприклад, тверду воду не можна використовувати для прання білизни, миття шерсті і фарбування тканин, бо в ніймило втрачає свою мийну здатність. Це пояснюється тим, що розчинний у воді стеарат натрію С₁₇Н₃₅COONa, який становить головну складову частину мила, переходить у нерозчинний стеарат кальцію (або магнію), утворюючи так зване кальцієве (або магнієве) мило:

• 2С₁₇Н₃₅COONa + CaSO₄ = Са(С₁₇Н₃₅СОО)₂ ↓ + Na₂SO₄

При цьому мильна піна утворюється тільки після повного осадження іонів кальцію і магнію, на що непродуктивно витрачається багато мила. Крім того, утворюваний осад кальцієвого і магнієвого мила міцно осідає на волокнах тканин і забруднює їх, а при фарбуванні утворює плями.

Тверда вода непридатна і для цілого ряду інших виробництв: паперового, шкіряного, крохмального, спиртового тощо. Вона непридатна і для паросилового господарства, бо при кип'ятінні води утворюється накип, який погано проводить тепло, внаслідок чого збільшується витрата палива. Накип викликає інтенсивне руйнування стінок котлів, що може призвести до аварії.

Для приготування їжі тверду воду теж не вживають, бо в ній погано розварюються м'ясо і овочі. Для пиття вона теж непридатна.

Докладніше: Пом'якшення води

Для усунення твердості води, тобто її пом’якшення, з води потрібно видалити йони Са2+ і Mg2+ у вигляді нерозчинних солей.

• Тимчасову твердість води усувають кип’ятінням:

Ca(HCO3)2 = СаСО3↓ + Н2О + СО2↑

Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ + Н2О + СО2↑

Під час нагрівання йони Са2+ і Mg2+ виводяться з розчину у вигляді нерозчинних карбонатів. Саме легкість усунення тимчасової твердості води під час нагрівання зумовлює назву — «тимчасова».

• Постійну твердість води, зумовлену сульфатами та хлоридами Кальцію і Магнію, неможливо усунути кип’ятінням, оскільки ці солі не розкладаються. Назва «постійна твердість» походить саме від того, що її не можна усунути простим нагріванням води. Її усувають введенням у воду деяких реагентів — натрій карбонату (кальцинована сода), кальцій гідроксиду (вапняна вода), натрій ортофосфату. Одночасно усувається як тимчасова, так і постійна, тобто загальна твердість води. Наприклад:

Ca(HCO3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О

MgSO4 + Na2СО3 = MgCO3↓ + Na2SO4

Ca(HCO3)2 + Na2СО3 = СаСО3↓ + 2NaHCO3

3CaSO4 + 2Na3РО4 = Са3(РО4)2↓ + 3Na2SO4

• Сучасний спосіб пом’якшення води заснований на використанні катіонітів. Катіоніти — це тверді речовини, нерозчинні у воді, до складу яких

входять рухливі катіони Na+. Спрощено їх зображують так: Na2R. Катіони Na+ можуть обмінюватися на катіони навколишнього середовища, наприклад Са2+ і Mg2+. Під час пропускання води крізь колонку з катіонітом йони Са2+ і Mg2+ затримуються в ньому, а катіони Na+ з катіоніту переходять у воду:

Na2R + Са2+ = CaR + 2Na+

Катіоніт періодично регенерують, промиваючи його концентрованим розчином натрій хлориду.