Физические свойства щелочноземельных. Характерные химические свойства Be, Mg и щелочноземельных металлов. − разбавленной азотной кислотой

Химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов схожи. На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один электрон, щелочноземельных - два. При реакциях металлы легко расстаются с валентными электронами, проявляя свойства сильного восстановителя.

Щелочные

В I группу периодической таблицы входят щелочные металлы:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• франций.

Рис. 1. Щелочные металлы.

Они отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), низкими температурами плавления и кипения. Это наиболее активные металлы.

Химические свойства щелочных металлов представлены в таблице.

Реакция	Особенности	Уравнение
С кислородом	Быстро окисляются на воздухе. Литий образует оксид при температуре выше 200°C. Натрий образует смесь - 80 % пероксида (R 2 O 2) и 20 % оксида. Остальные металлы образуют надпероксиды (RO 2)	4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + О 2 → Na 2 O 2 ; Rb + O 2 → RbO 2
	Реагирует только литий при комнатной температуре	6Li + N 2 → 2Li 3 N
С галогенами	Реакция проходит бурно	2Na + Cl 2 → 2NaCl
С неметаллами	При нагревании. Образуют сульфиды, гидриды, фосфиды, силициды. С углеродом реагируют только литий и натрий, образуя карбиды	2K + S → K 2 S; 2Na + H 2 → 2NaH; 2Cs + 5P → Cs 2 P 5 ; Rb + Si → RbSi; 2Li + 2C → Li 2 C 2
	Спокойно реагирует только литий. Натрий горит жёлтым пламенем. Калий реагирует со вспышкой. Цезий и рубидий взрываются	2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 -
С кислотами	С соляной, фосфорной, разбавленной серной кислотами реагируют с взрывом. При реакции с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород, с концентрированной азотной кислотой образует оксид азота (I), с разбавленной азотной кислотой - азот	2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 ; 8Na + 5H 2 SO 4 (конц) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O; 8K + 10HNO 3 (конц) → 8KNO 3 + N 2 O + 5H 2 O; 10Na + 12HNO 3 (разб) → N 2 + 10NaNO 3 + 6H 2 O
С аммиаком	Образуют амины	2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2

Могут реагировать с органическими кислотами и спиртами.

Щелочноземельные

Во II группе таблицы Менделеева находятся щелочноземельные металлы:

• бериллий;
• магний;
• кальций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Рис. 2. Щелочноземельные металлы.

В отличие от щелочных металлов они более твёрдые. Ножом можно разрезать только стронций. Наиболее плотный металл - радий (5,5 г/см 3).

Бериллий взаимодействует с кислородом только при нагревании до 900°С. С водородом и водой не реагирует при любых условиях. Магний окисляется при температуре 650°С и взаимодействует с водородом под высоким давлением.

В таблице отражены основные химические свойства щелочноземельных металлов.

Реакция	Особенности	Уравнение
С кислородом	Образуют оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются	2Mg + O 2 → 2MgO
С водородом	При высокой температуре образуют гидриды	Sr + H 2 → SrH 2
С галогенами и неметаллами	Реагируют при нагревании	Be + Cl 2 → BeCl 2 ; Mg + S → MgS; 3Ca + 2P → Ca 3 P 2 ; 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2 ; Ba + 2C → BaC 2
	При комнатной температуре	Mg + 2H 2 O → Mg(OH) 2 + H 2
С кислотами	Реагируют все металлы с образованием солей	4Ca + 10HNO 3 (конц.) → 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
Со щелочами	Реагирует только бериллий	Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
Замещение	Замещают менее активные металлы в оксидах. Исключение - бериллий	2Mg + ZrO 2 → Zr + 2MgO

Ионы щелочных и щелочноземельных металлов в солях легко обнаружить по изменению цвета пламени. Соли натрия горят жёлтым пламенем, калия - фиолетовым, рубидия - красным, кальция - кирпично-красным, бария - жёлто-зелёным. Соли этих металлов используют для создания фейерверков.

Рис. 3. Качественная реакция.

Что мы узнали?

Щелочные и щелочноземельные металлы - активные элементы периодической таблицы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами. Щелочные металлы более мягкие, бурно реагируют с водой и галогенами, легко окисляются на воздухе, образуя оксиды, пероксиды, надпероксиды, взаимодействуют с кислотами и аммиаком. При нагревании вступают в реакцию с неметаллами. Щелочноземельные металлы реагируют с неметаллами, кислотами, водой. Бериллий не взаимодействует с водородом и водой, но реагирует со щелочами и с кислородом при высокой температуре.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.3 . Всего получено оценок: 106.

Часть первая. Общая характеристика II А группы Периодической Системы элементов.

В этой группе располагаются следующие элементы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Они имеют общую электронную конфигурацию: (n-1)p 6 ns 2 , кроме Ве 1s 2 2s 2 . В силу последнего, свойства Ве немного отличаются от свойств подгруппы в целом. Свойства магния тоже отличаются от свойств подгруппы, но в меньшей степени. В ряду Са – Sr – Ba – Ra свойства меняются последовательно. Относительная электроотрицательность в ряду Ве – Ra падает т.к. с увеличением размера атома валентные электроны отдаются охотнее. Свойства элементов IIА подгруппы определяются легкостью отдачи двух ns-электронов. При этом образуются ионы Э 2+ . При изучении дифракции рентгеновских лучей выяснилось, что в некоторых соединениях элементы IIА подгруппы проявляют одновалентность. Примером таких соединения являются ЭГ, которые получаются при добавлении Э к расплаву ЭГ 2 . Все элементы этого ряда не встречаются в природе в свободном состоянии ввиду высокой активности.

Часть вторая. Бериллий и магний.

История бериллия

Соединения бериллия в виде драгоценных камней были известны еще в древности. С давних пор люди искали и разрабатывали месторождения голубых аквамаринов, зеленых изумрудов, зеленовато-желтых бериллов и золотистых хризобериллов. Но только в конце 18 века химики заподозрили, что в бериллах есть какой-то новый неизвестный элемент. В 1798 году французский химик Льюис Николас Воклен выделил из берилла окись "La terree du beril", отличавшуюся от окиси алюминия. Эта окись придавала солям сладкий вкус, не образовывала квасцов, растворялась в растворе карбоната аммония и не осаждалась оксалатом калия. Металлический бериллий был впервые получен в 1829 году известным немецким ученым Веллером и одновременно французским ученым Бюсси, который получил порошок металлического бериллия восстановлением хлористого бериллия металлическим калием. Начало промышленного производства относится к 30-40 гг. прошлого столетия.

История магния

Свое название элемент получил по местности Магнезия в Древней Греции.Природные магнийсодержащие материалы магнезит и доломит издавна использовались в строительстве.

Первые попытки выделить металлическую основу магнезии в чистом виде были предприняты в начале XIX в. знаменитым английским физиком и химиком Гемфри Дэви (1778–1829) после того, как он подверг электролизу расплавы едкого кали и едкого натра и получил металлический Na и K. Он решил попытаться аналогичным образом осуществить разложение оксидов щелочноземельных металлов и магнезии. В своих первоначальных опытах Дэви пропускал ток через влажные оксиды, предохраняя их от соприкосновения с воздухом слоем нефти; однако при этом металлы сплавлялись с катодом и их не удавалось отделить.

Дэви пробовал применять множество различных методов, но все они по разным причинам оказывались малоуспешными. Наконец, в 1808 г. его постигла удача – он смешал влажную магнезию с оксидом ртути, поместил массу на пластинку из платины и пропустил через нее ток; амальгаму перенес в стеклянную трубку, нагрел, чтобы удалить ртуть, и получил новый металл. Тем же способом Дэви удалось получить барий, кальций и стронций. Промышленное производство магния электролитическим способом было начато в Германии в конце 19 века. Теоретические и экспериментальные работы по получению магния электролитическим способом в нашей стране были выполнены П.П. Федотьевым; процесс восстановления оксида магния кремнием в вакууме исследовал П.Ф. Антипин.

Распространение

Бериллий относится к числу не очень распространенных элементов: его содержание в земной коре составляет 0,0004 вес. %. Бериллий в природе находится в связанном состоянии. Важнейшие минералы бериллия: берилл- Be 3 Al 2 (SiO 3) 6 , хризоберилл- Be(AlO 2) 2 и фенакит- Be 2 SiO 4 . Основная часть бериллия распылена в качестве примесей к минералам ряда других элементов, особенно алюминия. Бериллий содержится также в глубинных осадках морей и золе некоторых каменных углей. Некоторые разновидности берилла, окрашенные примесями в различные цвета, относятся к драгоценным камням. Таковы, например, зеленые изумруды, голубовато-зеленые аквамарины.

Магний – один из самых распространенных в земной коре элементов. Содержание магния составляет 1,4 %. К числу важнейших минералов относятся, в частности, углекислые карбонатные породы, образующие огромные массивы на суше и даже целые горные хребты – магнезит MgCO 3 и доломит MgCO 3 -CaCO 3 . Под слоями различных наносных пород совместно с залежами каменной соли известны колоссальные залежи и другого легкорастворимого магнийсодержащего минерала – карналлита MgCl 2 -KCl-6H 2 O. Кроме того, во многих минералах магний тесно связан с кремнеземом, образуя, например, оливин [(Mg, Fe) 2 SiO 4 ] и реже встречающийся форстерит (Mg 2 SiO 4). Другие магнийсодержащие минералы – это бруцит Mg(OH) 2 , кизерит MgSO 4 , эпсонит MgSO 4 -7H 2 O, каинит MgSO 4 -KCl-3H 2 O. На поверхности Земли магний легко образует водные силикаты (тальк, асбест и др.), примером которых может служить серпентин 3MgO-2SiO 2 -2H 2 O. Из известных минералов около 13 % содержат магний. Однако природные соединения магния широко встречаются и в растворенном виде. Кроме различных минералов и горных пород, 0,13 % магния в виде MgCl 2 постоянно содержатся в водах океана (его запасы здесь неисчерпаемы – около 6-10 16 т) и в соленых озерах и источниках. Магний также входит в состав хлорофилла в количестве до 2 % и выступает здесь как комплексообразователь. Общее содержание этого элемента в живом веществе Земли оценивается величиной порядка 10 11 тонн.

Получение

Основной (около 70%) способ получения магния – электролиз расплавленного карналлита или MgCl 2 под слоем флюса для защиты от окисления. Термический способ получения магния (около 30%) заключается в восстановлении обожженного магнезита или доломита. Бериллиевые концентраты перерабатывают в оксид или гидроксид бериллия, из которых получают фторид или хлорид. При получении металлического бериллия осуществляют электролиз расплава BeCl 2 (50 вес.%) и NaCl.Такая смесь имеет температуру плавления 300 о С против 400 о С для чистого ВеCl 2 . Также бериллий получают магний- или алюмотермически при 1000-1200 0 C из Na 2 : Na 2 + 2Mg = Be + 2Na + МgF 2 . Особо чистый бериллий (в основном для атомной промышленности) получают зонной плавкой, дистилляцией в вакууме и электролитическим рафинированием.

Особенности

Бериллий является “чистым” элементом. В природе магний встречается в виде трех стабильных изотопов: 24 Mg (78,60%), 25 Mg (10,11%) и 26 Mg (11,29%). Искусственно были получены изотопы с массами 23, 27 и 28.

Бериллий имеет атомный номер 4 и атомный вес 9,0122. Он находится во втором периоде периодической системы и возглавляет главную подгруппу 2 группы. Электронная структура атома бериллия - 1s 2 2s 2 . При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается (что требует затраты 63 ккал/г×атом) и один из 2s-электронов переходит на 2р-орбиталь что определяет специфику химии бериллия: он может проявлять максимальную ковалентность, равную 4, образуя 2 связи по обменному механизму, и 2 по донорно-акцепторному. На кривой потенциалов ионизации бериллий занимает одно из верхних мест. Последнее соответствует его малому радиусу и характеризует бериллий как элемент не особенно охотно отдающий свои электроны, что в первую очередь определяет малую степень химической активности элемента. С точки зрения электроотрицательности бериллий может рассматриваться как типичный переходный элемент между электроположительными атомами металлов, легко отдающих свои электроны, и типичными комплексо-образователями, имеющими тенденцию к образованию ковалентной связи. Бериллий проявляет диагональную аналогию с алюминием в большей мере, чем LicMg и является кайносимметричным элементом. Бериллий и его соединения весьма токсичны. ПДК в воздухе - 2 мкг/м 3 .

В периодической системе элементов магний располагается в главной подгруппе II группы; порядковый номер магния – 12, атомный вес 24,312. Электронная конфигурация невозбужденного атома – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ; строение внешних электронных оболочек атома Mg (3s 2) соответствует его нульвалентному состоянию. Возбуждение до двухвалентного 3s 1 3p 1 требует затраты 62 ккал/г-атом. Ионизационные потенциалы магния меньше, чем бериллия, поэтому соединения магния характеризуются большей долей ионности связи. По комплексообразовательной способности магний тоже уступает бериллию. Взаимодействие с элементами IIIВ группы с недостроенными d-оболочками имеет некоторые особенности. В эту группу входят Sc, Y, Ln, и Th. Эти элементы образуют с магнием ряд промежуточных фаз и хорошо растворяются в нем в жидком состоянии. Диаграммы состояния смесей этих элементов с магнием – эвтектического характера. Растворимость этих элементов в магнии в твердом состоянии не велика (2 – 5 % по массе). Со щелочноземельными и особенно со щелочными металлами магний не образует значительной области растворимости в твердом состоянии, что связано с большим различием атомных радиусов. Исключением является литий, атомный радиус которого отличается от атомного радиуса магния на 2 %. Системы магния с медью, серебром и золотом – эвтектического типа. Растворимость серебра при температуре эвтектики –16 % по массе.

Физические свойства

Бериллий – металл серебристо-белого цвета. Довольно тверд и хрупок. Обладает диамагнитными свойствами. На воздухе он покрывается тонкой окисной пленкой предающей металлу серый, матовый цвет и предохраняющей от дальнейшей коррозии. Сжимаемость бериллия очень мала. Меньше всех металлов (в 17 раз меньше Аl) задерживает рентгеновское излучение. Он кристаллизуется в ГПУ-структуре с периодами а=0,228 нм, и с=0,358 нм, КЧ=6. При 1254 о С гексагональная a-модификация переходит в кубическую b. Бериллий образует эвтектические сплавы с Al и Si.

Элементы подгруппы кальция но­сят название щелочноземельных металлов. Происхождение этого названия связано с тем, что их окислы («земли» алхимиков) сообщают воде щелочную реакцию. К щёлочноземельным металлам чаще относят только кальций, стронций, барийи радий , реже магний. Первый элемент этой подгруппы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию.

Распространённость:

На долю кальция приходится 1,5% общего числа атомов земной коры, тогда как содержание в ней радия очень мало (8- 10 -12 %). Про­межуточные элементы - стронций (0,008) и барий (0,005%)-стоят ближе к кальцию. Барий открыт в 1774 г., стронций - в 1792 г. Элементарные Ca, Sr и Ва впервые получены в 1808 г. Природный кальци й слагается из изо­топов с массовыми числами 40 (96,97%), 42 (0,64), 43 (0,14), 44 (2,06), 46 (0,003), 48 (0,19); стронций - 84 (0,56%), 86 (9,86), 87 (7,02), 88 (82,56); барий -130 (0,10%), 132 (0,10), 134 (2,42), 135 (6,59), 136 (7,81), 137 (11,32), 138 (71,66). Из изотопов радия основ­ное значение имеет встречающийся в природе 226 Ra (средняя продолжительность жизни ато­ма 2340 лет).

Соединения кальция (известняк, гипс) были известны и практически исполь­зовались еще в глубокой древности. Помимо различных силикатных пород Са, Sr и Ва встречаются главным образом в виде своих труднорастворимых углекислых и серно­кислых солей, каковыми являются минералы:

СаС0 3 - кальцит CaS0 4 - ан гидрит

SrC0 3 - стронцианит SrS0 4 - целестин

ВаС0 3 - витерит BaS0 4 - тяжелый шпат

CaMg(CO 3) 2 - доломит MgCO 3 - магнезит

Углекислый кальций в виде известняка и мела иногда обра­зует целые горные хребты. Значительно реже встречается окристаллизованная форма СаСО 3 - мрамор. Для сернокислого кальция наибо­лее типично нахождение в виде минерала гипса (CaSO 4 2Н 2 0), ме­сторождения которого нередко обладают громадной мощностью. Кроме перечисленных выше важным минералом кальция является флюо­рит -CaF 2 , используемый для получения плавиковой кислоты по уравнению:

CaF 2 +H 2 SO 4(конц.) →CaSO 4 +HF

Для стронция и бария сернокислые минералы более распространены, чем углекислые. Первичные месторождения радия связаны с урановыми рудами (причем на 1000 кг урана руда содержит лишь 0,3 г радия).

Получение:

Алюмотермическое получение свободных щелочноземельных металлов прово­дится при температурах около 1200 °С по схеме:

ЗЭ0 + 2А l =Аl 2 O 3 +ЗЭ

накаливанием их окислов с металлическим алюминием в высоком ва­кууме. При этом щелочноземельный металл отгоняется и оседает на более холодных частях установки. В большом масштабе (порядка тысяч тонн ежегодно) вырабатывается лишь кальций, для получения которого пользуются также электролизом расплавленного СаСl 2 . Процесс алюмотермии сложен тем, что при нем происходит частичное сплавление с Al 2 O 3 .Например, в случае кальция реакция идет по уравнению:

3СаО + Аl 2 O 3 →Сa 3 (АlO 3) 2

Может иметь место также частичное сплавление образующегося щелочноземельного ме­талла с алюминием.

Электролизер для получения металлического кальция представляет собой печь с внутренней графи­товой обкладкой, охлаждаемой снизу проточной водой. В печь загружается безводный СаСl 2 , а электродами служат железный катод и графитовые аноды. Процесс ведут при на­пряжении 20-30В, силе тока до 10 тыс. ампер, низ­кой температуре (около 800 °С). Благодаря последнему обстоятельству графитовая обкладка печи остается все время покрытой защитным слоем твердой соли. Так как кальций хорошо осаждается лишь при достаточно большой плотности тока на катоде (порядка 100 а/см 3), последний по мере хода электролизе постепенно поднимают кверху, с тем чтобы погруженным в расплав оставался лишь его конец. Таким образом, фактически катодом является сам металлический кальций (который изолируется от воздуха застывшей солевой коркой).Очистка его проводится обычно путем перегонки в ва­кууме или в атмосфере аргона.

Физические свойства:

Кальций и его аналоги представляют собой ковкие серебристо-белые металлы. Из них сам кальций довольно тверд, стронций и особенно барий значительно мягче. Некоторые константы щелочноземельных ме­таллов сопоставлены ниже:

Плотность, г/см 3
Температура плавления, °С
Температура кипения, °С

Летучие соединения щелочноземельных металлов окрашивают пламя в характерные цвета: Са - в оранжево-красный (кирпичный), Sr и Ra - в карминово-красный, Ва - в желтовато-зеленый. Этим пользуются при химических анализах для открытия рассматриваемых элементов.

Химические свойства :

На воздухе кальций и его аналоги покрываются пленкой, наряду с нормальными окислами (ЭО) частично содержащей также перекиси (Э0 2) и нитриды (Э 3 N 2). В ряду напряжений щелочноземельные ме­таллы располагаются левее магния и поэтому легко вытесняют водород не только из разбавленных кислот, но и из воды. При переходе от Са к Ra энергичность взаимодействия увеличивается. В своих соединениях рассматриваемые элементы двухвалентны. С металлоидами щелочноземельные металлы соединяются весьма энергично и с значительным выделением тепла.

· Обычно при взаимодействии ЩЗМ(щелочноземельные) металлов с кислородом, указывают образование оксида:

2Э +O 2 →2ЭO

Важно знать тривиальные названия нескольких соединений:

белильная, хлорная (хлорка) – CaCl 2 ∙ Ca(ClO) 2

гашёная (пушонка) – Ca(OH) 2

извёстка – смесь Ca(OH) 2 , песка и воды

известковое молоко – суспензия Ca(OH) 2 в известковой воде

натронная – смесь твёрдых NaOH и Ca(OH) 2 или CaO

негашёная (кипелка) – СаО

· Взаимодействие с водой, на примере кальция и его оксида:

Ca+2H 2 O→Ca(OH) 2 +H 2

CaO+H 2 O→Ca(OH) 2 +16 ккал("гашение"извести)

При взаимодействии с кислотами окислы и гидроокиси щелочнозе­мельных металлов легко образуют соответствующие соли, как правило, бесцветные.

Это интересно:

Если при гашении извести заменить воду раство­ром NaOH, то получается так называемая натронная известь. Практически при ее выработке к концентри­рованному раствору едкого натра добавляют измельчен­ную СаО (в весовом соотношении 2:1 к NaOH). После перемешивания образующейся массы ее выпаривают до­суха в железных сосудах, слабо прокаливают и затем измельчают. Натронная известь представляет собой тесную смесь Са(ОН) 2 с NaOH и широко применяется в лабора­ториях для поглощения углекислого газа.

Наряду с нормальными окислами для элементов подгруппы каль­ция известны белые перекиси типа Э0 2 . Практическое значение из них имеет перекись бария (Ва0 2), применяемая, в частности, как ис­ходный продукт для получения перекиси водорода:

BaO 2 + H 2 SO 4 =BaSO 4 + H 2 O 2

Технически Ва0 2 получают нагреванием ВаО в токе воздуха до 500 °С. При этом происходит присоединение кислорода по реакции

2ВаО +O 2 = 2BaO 2 + 34 ккал

Дальнейшее нагревание ведет, наоборот, к распаду Ва0 2 на окись бария и кислород. Поэтому сжигание металлического бария сопровождается образованием только его окиси.

· Взаимодействие с водородом, с образованием гидридов:

Гидриды ЭН 2 не растворяются (без разложения) ни в одном из обычных растворителей. С водой (даже ее следами) они энергично реагируют по схеме:

ЭH 2 + 2H 2 O = Э(OH) 2 + 2H 2

Реакция эта может служить удобным методом получения водорода, так как для своего проведения требует кроме СаН 2 (1 кг которого дает приблизительно 1 м 3 Н 2) только воду. Она сопровождается настолько значительным выделением тепла, что смоченный небольшим количеством воды СаН 2 самовоспламеняется на воздухе. Еще энергичнее протекает взаимодействие гидридов ЭН 2 с разбавленными кислотами. Напротив, со спиртами они реагируют спокойнее, чем с водой:

CaH 2 +2HCl→СаСl 2 +2H 2

CaH 2 +2ROH→2RH+Ca(OH) 2

3CaH 2 +N 2 → Ca 3 N 2 +ЗH 2

CaH 2 +O 2 →CaO+H 2 O

Гидрид кальция используется в качестве эффективного осушителя жидкостей и газов. Он успешно применяется также для количественного определения содержания воды в органических жидкостях, кристаллогидратах и т. д.

· Напрямую могу взаимодействовать с неметаллами:

Ca+Cl 2 →CaCl 2

· Взаимодействие с азотом. Э 3 N 2 белые тугоплавкие тела. Очень медленно образуются уже при обычных условиях:

3Э+N 2 →Э 3 N 2

Водой разлагаются по схеме:

Э 3 N 2 +6H 2 O→3Ca(OH) 2 +2NH 3

4Э 3 N 2 →N 2 +3Э 4 N 2)(для Ba и Sr субнитриды)

Э 4 N 2 +8H 2 O→4Э(OH) 2 +2NH 3 +H 2

Ba 3 N 2 +2N 2 →3 Ba N 2 (пернитрид бария)

При взаимодействии с разбавленными кислотами эти пернитриды наряду с двумя молекулами аммиака отщепляют и молекулу свободного азота:

Э 4 N 2 +8HCl→4ЭСl 2 +2NH 3 +H 2

Э 3 N 2 +ЗСО = 3ЭO+N 2 +ЗС

Иначе идет реакция в случае бария:

B a 3 N 2 +2СО = 2ВаО + Ba(CN) 2

Это интересно :

Э+NH 3(жидкий) →(Э(NH 2) 2 +H 2 +ЭNH+H 2)

4Э(NH 2) 2 → ЭN 2 +2H 2

Интересно, что Э(NH 3) 6 - аммиакаты образуются при взаимодействии элементов с газообразным аммиаком, и способны разлагаться по схеме:

Э(NH 3) 6 →Э(NH 2) 2 +4NH 3 +H 2

Дальнейшее нагревание:

Э(NH 2) 2 →ЭNH+NH 3

3ЭNH→NH 3 +Э 3 N 2

Но взаимодействие металла с аммиаком при высокой температуре протекает по схеме:

6Э+2 NH 3 →Э H 2 +Э 3 N 2

Нитриды способны присоединять галогениды:

Э 3 N 2 +ЭHal 2 →2Э 2 NHal

· Оксиды ЩЗМ и гидроокиси проявляют основные свойства, за исключением бериллия:

CaO +2 HCl →СаС l 2 +H 2 O

Ca(OH) 2 +2HCl→ СаС l 2 +2H 2 O

Be+2NaOH+2H 2 O→Na 2 +H 2

BeO+2HCl→Be С l 2 +H 2 O

BeO+2NaOH→Na 2 BeO 2 +H 2 O

· Качественные реакции на катионы ЩЗМ.В большинстве изданий указывают только качественные реакции на Ca 2+ и Ba 2+ .Рассмотрим их сразу в ионной форме:

Ca 2+ +CO 3 2- →CaCO 3 ↓ (белый осадок)

Ca 2+ +SO 4 2- →CaSO 4 ↓ (белый хлопьевидный осадок)

CaCl 2 + (NH 4) 2 C 2 O 4 →2NH 4 Cl + CaC 2 O 4 ↓

Ca 2+ +C 2 O 4 2- → CaC 2 O 4 ↓(белый осадок)

Ca 2+ -окрашивание пламени в кирпичный цвет

Ba 2+ +CO 3 2- →BaCO 3 ↓ (белый осадок)

Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓(белый осадок)

Ba 2+ +CrO 4 2- →BaCrO 4 ↓(желтый осадок, аналогично для стронция)

Ba 2+ +Cr 2 O 7 2- +H 2 O→2BaCrO 4 +2H + (желтый осадок, аналогично для стронция)

Ba 2+ - окрашивание пламени в зелёный цвет.

Применение:

Промышленное применение находят почти исключительно соеди­нения рассматриваемых элементов, характерные свойства которых и определяют области их использования. Исключение представляют соли радия, практическое значение которых связано с их общим свойством - радиоактивностью. Практическое использование (главным образом в металлургии) нахо­дит почти исключительно кальций.Нитрат кальция широко применяется в качестве азотсодержащего минерального удобрения. Нитраты строн­ция и бария служат в пиротехнике для изготовления составов, сгораю­щих красным (Sr) или зеленым (Ва) пламенем.Применение отдельных природных разновидностей СаС0 3 различно. Известняк непосредственно используется при строительных работах, а также служит исходным сырьем для получения важнейших строи­тельных материалов - извести и цемента. Мел потребляется в качестве минеральной краски, как основа составов для полировки и т. д. Мрамор является прекрасным материалом для скульптурных работ, изго­товления электрических распределительных щитов и т.д. Практическое применение находит главным образом природный СаF 2 , который широко используется в керамической промышленности, служит исходным материалом для получении HF.

Безводный СаСl 2 ввиду его гигроскопичности часто используется в качестве осушающего средства. Весьма разнообразны медицинские применения растворов хлористого кальция (внутрь и внутривенно). Хлористый барий употребляется дли борьбы с вредителями сельского хозяйства и как важный реактив (на ион SO 4 2-) в химических лабораториях.

Это интересно:

Если 1 вес. ч. насыщенного раствора Са(СН 3 СОО) 2 быстро влить в сосуд, содержащий 17 вес. ч. этилового спирта, то вся жидкость тотчас же затвердевает. Получаемый подобным путем «сухой спирт» после поджигания медленно сгорает не коптящим пламенем. Такое топливо особенно удобно для туристов.

Жёсткость воды.

Содержание в природной воде солей кальция и магния часто оце­нивают, говоря о той или иной ее «жесткости». При этом различают жесткость карбонатную («временную») и некарбонатную («постоянную»). Первая обусловлена присутствием Са(НС0 3) 2 , реже Mg(HC0 3) 2 . Временной она названа потому, что может быть устранена простым кипячением воды: бикарбонаты при этом разрушаются, и не­растворимые продукты их распада (карбонаты Са и Mg) оседают на стенках сосуда в виде накипи:

Ca(HCO 3) 2 →CaCO 3 ↓+CO 2 +H 2 O

Mg(HCO 3) 2 →MgCO 3 ↓+CO 2 +H 2 O

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней солей кальция и магния, не дающих осадка при кипячении. Наиболее обычны сульфаты и хлориды. Из них особое значение имеет малорастворимый CaS0 4 , который оседает в виде очень плотной накипи.

При работе парового котла на жесткой воде его нагреваемая по­верхность покрывается накипью. Так как последняя плохо проводит тепло, прежде всего становится неэкономичной сама работа котла: уже слой накипи толщиной 1 мм повышает расход топлива приблизительно на 5%. С другой стороны, изолированные от воды слоем накипи стенки котла могут нагреться до весьма высоких температур. При этом железо постепенно окисляется и стенки теряют прочность, что может повести к взрыву котла. Так как паросиловое хозяйство существует во многих промышленных предприятиях, вопрос о жесткости воды весьма практи­чески важен.

Так как очистка воды от растворенных солей при помощи перегонки слишком дорога, в местностях с жесткой водой для ее «умягчения» пользуются химическими методами. Карбонатную жесткость обычно устраняют, прибавляя к воде Са(ОН) 2 в количестве, строго отвечающем найденному по анализу содержанию бикарбонатов. При этом по реакции

Ca(HCO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O

весь бикарбонат переходит в нормальный карбонат и осаждается. От некарбонатной жесткости чаще всего освобождаются добавлением к воде соды, которая вызывает образование осадка по реакции:

СaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4

Воде дают затем отстояться и лишь после этого пользуются ею для пи­тания котлов или в производстве. Для умягчения небольших количеств жесткой воды (в прачечных и т. п.) обычно добавляют к ней немного соды и дают отстояться. При этом кальций и магний полностью оса­ждаются в виде карбонатов, а остающиеся в растворе соли натрия не мешают.

Из изложенного следует, что содой можно пользоваться для устра­нения и карбонатной, и некарбонатной жесткости. Тем не менее втехнике все же стараются при возможности применять именно Са(ОН) 2 , что обусловлено гораздо большей дешевизной этого продукта сравни­тельно с содой

И карбонатная, и некарбонатная жесткость воды оценивается суммарным числом содержащихся в одном литре миллиграмм-эквивалентов Са и Mg (мг-экв/л). Сумма временной и постоянной жесткости определяет общую жесткость воды. Последняя характеризуется по данному признаку следующими наименованиями: мяг­кая (<4), средне жёсткая (4-8), жесткая (8-12), очень жесткая (>12 мг-экв/л). Жесткость отдельных естественных вод колеблется в весьма широких пределах. Для открытых водоемов она часто зависит от времени года и даже погоды. Наиболее «мягкой» природной водой является атмосферная (дождь, снег), почти не содержащая растворенных солей. Интересно имеющееся указание на то, что сердечные заболевания более распространены в местностях с мягкой водой.

Для полного умягчения воды вместо соды часто применяют Na 3 PO 4 , осаж­дающий кальций и магний в виде их труднорастворимых фосфатов:

2Na 3 PO 4 +3Ca(HCO 3) 2 →Ca 3 (PO 4) 2 ↓+6NaHCO 3

2Na 3 PO 4 +3Mg(HCO 3) 2 →Mg 3 (PO 4) 2 ↓+6NaHCO 3

Для расчета жёсткости воды есть специальная формула:

Где 20,04 и 12,16 эквивалентные массы кальция и магния соответственно.

Редактор: Харламова Галина Николаевна

Главная подгруппа второй группы периодической системы охватывает элементы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. По главным представителям этой подгруппы - кальцию, стронцию ж барию, - известных под общим названием щелочноземельных металлов, вся главная подгруппа второй группы называется также подгруппой щелочноземельных металлов .

Название «щелочноземельные» эти металлы (иногда к ним присоединяют и магний) получили потому, что их окислы по своим химическим свойствам являются промежуточными, с одной стороны, между щелочами, т. е. окислами или гидроокисями щелочных металлов и, с другой стороны, «землями», т. е. окислами таких элементов, типичным представителем которых является алюминий - главная составная часть глин. Вследствие такого промежуточного положения окислам кальция, стронция и бария и дали название «щелочные земли».

Первый элемент этой подгруппы, бериллий (если не принимать во внимание его валентность), по своим свойствам гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогам топ группы, в которую он входит. Второй элемент этой группы, магний, также в некоторых отношениях значительно отличается от щелочноземельных металлов в узком значении этого термина. Некоторые реакции сближаюг его с элементами побочной подгруппы второй группы, особенно с цинком; так, сульфаты магния и цинка в противоположность сульфатам щелочноземельных металлов легко растворимы, изоморфны друг другу и образуют аналогичные по составу двойные соли. Раньше было указано правило, согласно которому первый элемент обнаруживает свойства, переходные к следующей главной подгруппе, второй - к побочной подгруппе той же группы; и обычно характерными для группы свойствами обладает только третий элемент; это правило особенно наглядно проявляется в группе щелочноземельных металлов.

Самый тяжелый из элементов второй группы - радий - по своим химическим свойствам, безусловно, соответствует типичным представителям щелочноземельных металлов, Тем не менее, обычно его не принято включать в группу щелочноземельных металлов в более узком смысли. В связи с особенностями его распространения в природе, а также вследствие наиболее характерного его свойства - радиоактивности целесообразнее отвести ему особое место. В обсуждении общих свойств элементов этой подгруппы радий не будет расмотрен, поскольку соответствующие физико-химические свойства до сих пор исследовали недостаточно.

За исключением радия, все элементы щелочноземельной подгрупы относятся к легким металлам. Легкими называют металлы, удельный вес которых не перевышает 5. По своей твердости металлы главной подгруппы II группы значительно превосходят щелочные. Самый мягкий из них, барий (свойства которого наиболее близки к щелочным металлам) обладает приблизительно твердостью свинца. Точки плавления металлов этой группы лежат значительно выше, чем у щелочных металлов.

Общим для всех элементов главной подгруппы II группы является их свойство проявлять в своих соединениях положительную валентность 2 и только в совершенно исключительных случаях они бывают положительно одновалентны. Типичная для них валентность 2+, а также порядковые номера элементов заставляют, бесспорно, отнести эти металлы к главной подгруппе второй группы. Кроме того, все они обнаруживают сильно электроположительный характер, который определяется их положением в левой части электрохимического ряда напряжений, а также сильным, сродством к электроотрицательным элементам.

В соответствии с величиной нормальных потенциалов элементов главной подгруппы второй группы все перечисленный металлы разлагают воду; однако действие бериллия и магния на воду Протекает очень медленно вследствие малой растворимости гидроокисей, получающихся в результате этой реакции, например для магния:

Мg + 2НОН = Mg(OН) 2 + Н 2

Образовавшись на поверхности металла, гидроокиси Ве и Мg затрудняют дальнейшее течение реакции. Поэтому даже мелкие ошибки магния приходится выдерживать при обычной температуре в соприкосновении с водой в течение нескольких суток, прежде чем они полностью превратятся в гидроокись магния. Остальные щелочноземельные металлы реагируют с водой значительно энергичнее, что объясняется лучшей растворимостью их гидроокисей. Гидроокись бария растворяется легче всего; нормальный потенциал Ва имеет наиболее низкое значение по сравнению с другими элементами группы, поэтому он реагирует с водой, а также со спиртом очень энергично. Устойчииость щелочноземельных металлов к действию воздуха убывает по направлению от магния к барию. В соответствии с положением в ряду напряжений названные металлы вытесняют все тяжелые металлы из растворов их солей.

В качестве продуктов горения щелочноземельных металлов всегда получаются нормальные окислы М ІІ О. Перекиси щелочноземельных металлов гораздо менее устойчивы, чем в ряду щелочных металлов.

С водой окисли щелочноземельных металлов соединяются, образуя гидроокиси, причем энергия этой реакции очень заметно возрастает по направлению от ВеО к ВаО. Растворимость гидроокисей также сильно увеличивается от гидроокиси бериллия п гидроокиси бария; по даже растворимость последней при нормальной температуре очень невелика. В том же порядке возрастает и основной характер этих соединений - от амфоторной гидроокиси бериллия до сильно основного едкого бария.

Интересно отметить сильное сродство элементов главной подгруппы второй группы к азоту. Склопность к образованию соединений с азотом возрастает у этих элементов с увеличением атомного веса (несмотря на то, что теплоты образования нитридов в этом напраилении убывают); у собственно щелочноземельных металлов тепденция к образованию нитридов настолько велика, что последние медленно соединяются с азотом уже при обычной тедгасратуре.

Щелочноземельные металлы подобно щелочным металлам соединяются с водородом, образуя гидриды, например:

Са+Н 2 = СаН 2 .

Этн гидриды также имеют солеобразный характер, и поэтому следует считать, что в них, как и в гидридах щелочных металлов, водород является электроотрицательной составной частью.

Труднее получить непосредственно из элементов МgН 2 , а ВеН 2 синтезировать таким путем вообще но удалось. МgН 2 и ВеН 2 твердые и нелетучие соединения, как и гидриды щелочноземельных металлов, но в отличие от последних они не обладают ярко выраженным солеобразным характером.

Все элементы главной подгруппы второй группы образуют бесцветные ионы, имеющие положительный заряд 2: Bе 2+ , Мg 2+ , Са 2+ , Sr 2+ , Ва 2+ , Rа 2+ . Бериллий образует, кроме того, бесцветные анионы [ВеО 2 ] 2+ и [Ве(ОН) 4 ] 2+ . Бесцветны и все соли М II Х 2 указанных элементов, если они не являются производными окрашенных анионов.

Соли радия сами по себе тоже бесцветны. Однако некоторые из них, например, хлорид и бромид радия, постепенно окрашиваются под действием излучения содержащегося в них радия и, наконец, приобретают окраску от коричневой до черной. При перекристаллизации они вновь становятся белыми.

Многие соли щелочноземельных металлов трудно растворимы в воде. В изменении растворимости этих солей часто обнаруживается определенная закономерность: так, у сульфатов растворимость быстро уменьшается с возрастанием атомного веса щелочноземельного металла. Приблизительно так же изменяется и растворимость хромитов. Большинство солей, образуемых щелочноземельными металлами со слабыми кислотами и с кислотами средней силы, растворяется с трудом, например фосфаты, оксалаты и карбонаты; некоторые из них, однако, легко растворимы; к последним относятся сульфиды, цианиды, роданиды и ацетаты. Вследствие ослабления основного характера гидроокисей при переходе от Ва к Ве, в этой же последовательности возрастает степень гидролиза их карбонатов. В том же направлении изменяется и их термическая устойчивость: в то время как карбонат бария даже при температуре белого каления разлагается далеко не полностью, карбонат кальция можно полностью разложить на СаО и СО 2 уже при сравнительно слабом прокаливании, а карбонат магния разлагается еще легче.

С точки зрения теории Косселя причиной двухвалентности элементов щелочноземельной группы является то обстоятельство, что в периодической системе они все удалены от соответствующих инертных газов с: 2 элемента, поэтому каждый из них имеет на 2 электрона больше, чем предшествующий инертный газ. Вследствие стремления атомов принять конфигурацию инертных газов у элементов щелочноземельной группы и происходит легкое отщепление двух электронов, но не больше, так как дальнейшей отщепление вызвало бы уже разрушение конфигурации инертных газов.

Общая характеристика IIА группы Периодической Систе-мы элементов.

В этой группе располагаются следующие элементы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Они имеют общую электронную конфигурацию: (n-1)p6ns2, кроме Ве 1s22s2. В силу последнего, свойства Ве немного отличаются от свойств подгруппы в целом. Свойства магния тоже отличаются от свойств подгруппы, но в меньшей степени. В ряду Са – Sr – Ba – Ra свойства меняются последовательно. Относительная электроотрицательность в ряду Ве – Ra падает т.к. с увеличением размера атома валентные электроны отдаются охотнее. Свойства элементов IIА подгруппы определяются легкостью отдачи двух ns-электронов. При этом образуются ионы Э2+. При изучении дифракции рентгеновских лучей выяснилось, что в некоторых соединениях элементы IIА подгруппы проявляют одновалентность. Примером таких соединения являются ЭГ, которые получаются при добавлении Э к расплаву ЭГ2. Все элементы этого ряда не встречаются в природе в свободном состоянии ввиду высокой активности.

Щелочноземельные металлы.

Кальций, стронций, барий и радий носят название щелочноземельных металлов. Назва-ны они так, потому что их окиси придают воде щелочную среду.

История щелочноземельных металлов
Известняк, мрамор и гипс уже в глубокой древности (5000 лет назад) применялись египтянами в строительном деле. Вплоть до конца 18 века химики считали известь простым веществом. В 1746 г. И. Потт получил и описал довольно чистую окись кальция. В 1789 году Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит - вещества сложные. Еще задолго до открытия стронция и бария их “нерасшифрованные” соединения применяли в пиротехнике для получения соответственно красных и зеленых огней. До середины 40-х годов прошлого века стронций был прежде всего металлом “потешных огней”. В 1787 г. в свинцовом руднике близ шотландской деревни Стронциан был найден новый минерал, который назвали стронцианитом SrCO3. А. Крофорд предположил существование еще неизвестной «земли». В 1792 г. Т. Хоп доказал что в состав найденного минерала входит новый элемент – стронций. В то время что с помощью Sr(OH)2 выделяли нерастворимый дисахарат стронция (С12Н22О4.2SrO), при получения сахара из мелассы. Добыча Sr возрастала. Однако скоро было замечено, что аналогичный сахарат кальция тоже не растворим, а окись кальция была несомненно дешевле. Интерес к стронцию сразу же пропал и вновь возрос к нему лишь в 40-х годах прошлого века. Тяжелый шпат был первым известным соединением бария. Его открыл в начале XVII в. итальянский алхимик Касциароло. Он же установил, что этот минерал после сильного нагре¬вания с углем светится в темноте красным светом и дал ему название «lapis solaris» (солнечный камень). В 1808 году Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашеной извести с окисью ртути, приготовил амальгаму кальция, а отогнав из неё ртуть, получил металл, названный «кальций» (от лат. Calх, род. падеж calcis – известь). Тем же способом Дэви были получены Ва и Sr. Промышленный способ получения кальция разработан Зутером и Редлихом в 1896 г. на заводе Ратенау (Германия). В 1904 г. начал работать первый завод по получению кальция.
Радий был предсказан Менделеевым в 1871 г. и открыт в 1898 г. супругами Марией и Пье-ром Кюри. Они обнаружили, что урановые руды обладают большей радиоактивностью чем сам уран. Причиной были соединения радия. Остатки урановой руды они обрабатывали ще-лочью, а что не растворялось - соляной кислотой. Остаток после второй процедуры обладали большей радиоактивностью, чем руда. В этой фракции и был обнаружен радий. О своем открытии супруги Кюри сообщили в докладе за 1898 г.

Распространенность щелочноземельных металлов
Содержание кальция в литосфере составляет 2,96% от общей массы земной коры, стронция- 0,034%, бария- 0,065%, радия- 1.10-10%. В природе кальций состоит из изотопов с массовыми числами 40(96,97%), 42(0,64%), 43(0,14%), 44(2,06%), 46(0,003%), 48(0,19%); стронций- 84(0,56%), 86(9,86%), 87(7,02%), 88(82,56%); барий- 130(0,1%), 132(0,1%), 134(2,42%), 135(6,59%), 136(7,81), 137(11, 32%), 138(71,66). Радий радиоактивен. Наиболее устойчивый природный изотоп- 226Ra. Основные минералы щелочноземельных элементов- угле- и сернокислые соли: СаСО3 - кальцит, СаSO4 - андидрит, SrCO3 - стронцианит, SrSO4- целестин, BaCO3 - витерит. BaSO4 - тяжелый шпат. Флюорит СаF2- тоже полезный минерал.
Са играет важную роль в процессах жизнедеятельности. Человеческий организм со-держит 0,7-1,4 вес.% кальция, 99% которого приходится на костную и зубную ткань. Расте-ния тоже содержат большие количества кальция. Соединения кальция содержатся в природ-ных водах и почве. Барий, стронций и радий содержатся в человеческом организме в ни-чтожных количествах.

Получение щелочноземельных металлов
Сначала получают окиси или хлориды Э. ЭО получают прокаливанием ЭСО3, а ЭС12 действием соляной кислоты на ЭСО3. Все щелочноземельные металлы можно получить алюмотермическим восстановлением их окисей при температуре 1200 оС по примерной схе-ме: 3ЭО + 2Al = Al2O3 + 3Э. Процесс при этом ведут в вакууме во избежании окисления Э. Кальций (как и все остальные Э) можно получить электролизом расплава СаСl2 с последую-щей перегонкой в вакууме или термической диссоциацией СаС2. Ва и Sr можно получить пиролизом Э2N3, Э(NH3)6, ЭН2. Радий добывают попутно из урановых руд.

Физические свойства щелочноземельных металлов
Са и его аналоги представляют собой серебристо-белые металлы. Кальций из них самый твердый. Стронций и особенно барий значительно мягче кальция. Все щелочноземельные ме-таллы пластичные, хорошо поддаются ковке, резанью и прокатке. Кальций при обычных усло-виях кристаллизуется в ГЦК-структуре с периодом а=0,556 нм (КЧ=12), а при температуре выше 464оС в ОЦК-стуктуре. Са образует сплавы с Li, Mg, Pb, Cu, Cd, Al, Ag, Hg. Стронций имеет ГЦК – структуру; при температуре 488 оС стронций претерпевает полиморфное превра-щение и кристаллизуется в гексагональной структуре. Он парамагнитен. Барий кристаллизуется в ОЦК структуре. Са и Sr способны образовывать между собой непрерывный ряд твердых растворов, а в системах Са-Ва и Sr-Ba появляются области расслаивания. В жидком состоянии стронций смешивается с Ве, Hg, Ga, In, Sb, Bi, Tl, Al, Mg, Zn, Sn, Pb. С последними четырьмя Sr образует интерметаллиды. Электропроводность щелочноземельных металлов с повышением давления падает, вопреки обратному процессу у остальных типичных металлов. Ниже приведены некоторые константы для щелочноземельных металлов:

Са Sr Ba Ra
Атомный радиус, нм 0,197 0,215 0,221 0,235
Радиус иона Э2+, нм 0,104 0,127 0,138 0,144
Энергия кр. решетки, мкДжкмоль 194,1 164,3 175,8 130
, гсм3 1,54 2,63 3,5 5,5-6
Тпл.,оС 852 770 710 800
Ткип.,оС 1484 1380 1640 1500
Электропроводность (Hg=1) 22 4 2
Теплота плавления ккалг-атом 2,1 2,2 1,8
Теплота испарения ккалг-атом 36 33 36
Удельная теплоемкость, Дж(кг.К) 624 737 191,93 136
Сжижаемость Па-1.10-11 5,92 8,36

Химические свойства щелочноземельных металлов и их соеди-нений
Свежая поверхность Э быстро темнеет вследствие образования оксидной пленки. Пленка эта относительно плотна - с течением времени весь металл медленно окисляется. Пленка со-стоит из ЭО, а также ЭО2 и Э3N2. Нормальные электродные потенциалы реакций Э-2е = Э2+ равны =-2,84В(Са), =-2,89(Sr). Э очень активные элементы: растворяются в воде и кислотах, вытесняют большинство металлов из их оксидов, галогенидов, сульфидов. Первично (200-300оС) кальций взаимодействует с водяным паром по схеме: 2Са + Н2О = СаО + СаН2. Вторич-ные реакции имеют вид: CаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2 и СаО + Н2О = Са(ОН)2. В крепкой серной кислоте Э почти не растворяются ввиду образования пленки из малорастворимых ЭSO4. С разбавленными минеральными кислотами Э реагируют бурно с выделением водорода. Кальций при нагревании выше 800оС с метаном реагирует по схеме: 3Cа + СН4 = СаН2 + СаС2. Э при нагревании реагируют с водородом, с серой и с газообразным аммиаком. По химическим свойствам радий ближе всего к Ва, но он более активен. При комнатной температуре он заметно соединяется с кислородом и азотом воздуха. В общем, его химические свойства немного более выражены чем у его аналогов. Все соединения радия медленно разлагаются под действием собственного излучения, приобретая при этом желто-ватую или коричневую окраску. Соединения радия обладают свойством автолюминесценции. В результате радиоактивного распада 1 г Ra каждый час выделяет 553,7 Дж тепла. Поэтому температура радия и его соединений всегда выше температуры окружающей среды на 1,5 град. Также известно, что 1 г радия в сутки выделяет 1 мм3 радона(226Ra = 222Rn + 4He), на чем основано его применение как источника радона для радоновых ванн.
Гидриды Э – белые, кристаллические солеобразные вещества. Их получают непосредст-венно из элементов при нагревании. Температуры начала реакции Э + Н2 = ЭН2 равны 250 оС (Са), 200 оС (Sr), 150 оС (Ва). Термическая диссоциация ЭН2 начинается при 600оС. В атмо-сфере водорода СаН2 не разлагается при температуре плавления (816оС). В отсутствии влаги гидриды щелочноземельных металлов устойчивы на воздухе при обычной температуре. Они не реагируют с галогенами. Однако при нагревании химическая активность ЭН2 возрастает. Они способны восстанавливать оксиды до металлов(W, Nb, Ti, Се, Zr, Ta), например 2СаН2 + ТiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti. Реакция СаН2 с Al2O3 идет при 750оС: 3СаН2 + Al2O3 = 3СаО + 3Н2 + 2Аl, и затем: СаН2 + 2Al = CaAl2 + H2. С азотом СаН2 при 600оС реагирует по схеме: 3СаН2 + N2 = Ca3N2 +3H2. При поджигании ЭН2 они медленно сгорают: ЭН2 + О2 = Н2О + СаО. В смеси с твердыми окислителями взрывоопасны. При действии воды на ЭН2 выделяется гидроокись и водород. Эта реакция сильно экзотермична: смоченный водой на воздухе ЭН2 самовоспламе-няется. С кислотами ЭН2 реагирует, например по схеме: 2HCl + CaH2 = CaCl2 + 2H2. ЭН2 применяют для получения чистого водорода, а также для определения следов воды в орга-нических растворителях. Нитриды Э представляют собой бесцветные тугоплавкие вещества. Они получаются непосредственно из элементов при повышенной температуре. Водой они раз-лагаются по схеме: Э3N2 + 6H2O = 3Э(ОН)2 + 2NH3. Э3N2 реагируют при нагревании с СО по схеме: Э3N2 + 3СО = 3ЭО + N2 + 3C. Процессы которые происходят при нагревании Э3N2 с уг-лем выглядят так:
Э3N2 + 5С = ЭCN2 + 2ЭС2; (Э = Са, Sr); Ва3N2 + 6С = Ва(СN)2 + 2ВаC2;
Нитрид стронция реагирует с HCl, давая хлориды Sr и аммония. Фосфиды Э3Р2 образуются непосредственно из элементов или прокаливанием трехзамещенных фосфатов с углем:
Cа3(РО4)2 + 4С = Са3Р2 + 4СО
Они гидролизуются водой по схеме: Э3Р2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Э(ОН)2. С кислотами фосфиды ще-лочноземельных металлов дают соответствующую соль и фосфин. На этом основано их при-менение для получения фосфина в лаборатории.
Комплексные аммиакаты состава Э(NН3)6 - твердые вещества с металлическим блеском и высокой электропроводностью. Их получают действием жидкого аммиака на Э. На воздухе они самовоспламеняются. Без доступа воздуха они разлагаются на соответствующие амиды: Э(NH3)6 = Э(NH2)2 + 4NH3 + Н2. При нагревании они энергично разлагаются по этой же схеме.
Карбиды щелочноземельных металлов которые получаются прокаливанием Э с углем разлагаются водой с выделением ацетилена: ЭС2 + 2Н2О = Э(ОН)2 + С2Н2. Реакция с ВаС2 идет настолько бурно, что он воспламеняется в контакте с водой. Теплоты образования ЭС2 из эле-ментов для Са и Ва равны 14 и 12 ккалмоль. При нагревании с азотом ЭС2 дают СаСN2, Ba(CN)2, SrCN2. Известны силициды (ЭSi и ЭSi2). Их можно получить при нагревании непо-средственно из элеменов. Они гидролизуются водой и реагируют с кислотами, давая H2Si2O5, SiH4, соответствующее соединение Э и водород. Известны бориды ЭВ6 получаемые из элемен-тов при нагревании.
Окиси кальция и его аналогов - белые тугоплавкие(TкипСаО = 2850оС) вещества, энер-гично поглощающие воду. На этом основано применение ВаО для получения абсолютного спирта. Они бурно реагируют с водой, выделяя много тепла (кроме SrO растворение которой эндотермично). ЭО растворяются в кислотах и хлориде аммония: ЭО + 2NH4Cl = SrCl2 + 2NH3 + H2O. Получают ЭО прокаливанием карбонатов, нитратов, перекисей или гидроксидов соответствующих металлов. Эффективные заряды бария и кислорода в ВаО равны 0,86. SrO при 700 оС реагирует с цианистым калием:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Окись стронция растворяется в метаноле с образованием Sr(ОСН3)2. При магнийтермическом восстановлении ВаО может быть получен промежуточный окисел Ва2О, который неустойчив и диспропорционирует.
Гидроокиси щелочноземельных металлов - белые растворимые в воде вещества. Они являются сильными основаниями. В ряду Са-Sr-Ba основной характер и растворимость гид-роокисей увеличиваются. рПР(Са(ОН)2) = 5,26, рПР(Sr(ОН)2) = 3,5, рПР(Bа(ОН)2) = 2,3. Из растворов гидроокисей обычно выделяются Ва(ОН)2.8Н2О, Sr(ОН)2.8Н2О, Cа(ОН)2.Н2О. ЭО присоединяют воду с образованием гидроокисей. На этом основано использование СаО в строительстве. Тесная смесь Са(ОН)2 и NaOH в весовом соотношении 2:1 носит название натронная известь, и широко используется как поглотитель СО2. Са(ОН)2 при стоянии на воздухе поглощает СО2 по схеме: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + Н2О. Около 400оС Са(ОН)2 реагирует с угарным газом: СО + Ca(OH)2 = СаСО3 + Н2. Баритовая вода реагирует с СS2 при 100 оС: СS2 + 2Ва(ОН)2 = ВаСО3 + Ва(НS)2 + Н2О. Алюминий реагирует с баритовой водой: 2Al + Ba(OH)2 + 10H2O = Ba2 + 3H2. Э(ОН)2 используются для открытия угольного ангидрида.
Э образуют перекиси белого цвета. Они существенно менее стабильны в отличие от окисей и являются сильными окислителями. Практическое значение имеет наиболее устой-чивая ВаО2, которая представляет собой белый, парамагнитный порошок с плот¬ностью 4,96 г1см3 и т. пл. 450°. BaО2 устойчива при обычной температуре (может храниться годами), плохо растворяется в воде, спирте и эфире, растворяется в разбавленных кислотах с выделе-нием соли и перекиси водорода. Термическое разложение перекиси бария ускоряют окислы, Cr2O3, Fe2O3 и CuО. Перекись бария реагирует при нагревании с водородом, серой, углеро-дом, аммиаком, солями аммония, феррицианидом калия и т. д. С концентрированной соля-ной кислотой перекись бария реагирует, выделяя хлор: ВаO2 + 4НСl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O. Она окисляет воду до перекиси водорода: Н2О + ВаО2 = Ва(ОН)2 + Н2О2. Эта реакция обра-тима и в присутствии даже угольной кислоты равновесие смещено вправо. ВаО2 использует-ся как исходный продукт для получения Н2О2, а также как окислитель в пиротехнических составах. Однако, ВаО2 может выступать и в качестве восстановителя: HgCl2 + ВаО2 = Hg + BaCl2 + O2. Получают ВаО2 нагреванием ВаО в токе воздуха до 500оС по схеме: 2ВаО + О2 = 2ВаО2. При повышении температуры имеет место обратный процесс. Поэтому при горении Ва выделяется только окись. SrO2 и СаО2 менее устойчивы. Общим методом получения ЭО2 является взаимодействие Э(ОН)2 с Н2О2, при этом выделяются ЭО2.8Н2О. Термический распад ЭО2 начинается при 380 оС (Са), 480 оС (Sr), 790 оС (Ва). При нагревании ЭО2 с концентрированной пере¬кисью водорода могут быть получены желтые неустойчивые вещества - надпероксиды ЭО4.
Соли Э как правило бесцветны. Хлориды, бромиды, иодиды и нитраты хорошо растворимы в воде. Фториды, сульфаты, карбонаты и фосфаты плохо растворимы. Ион Ва2+ - токсичен. Галиды Э делятся на две группы: фториды и все остальные. Фториды почти не растворимы в воде и кислотах, и не образуют кристаллогидратов. Напротив хлориды, бромиды, и иодиды хорошо растворимы в воде и выделяются из растворов в виде кристаллогидратов. Некоторые свойства ЭГ2 представлены ниже:

СаF2 СаCl2 СаBr2 СаI2 SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2
Тепл. обр-я, ккалмоль. 290 191 164 128 189 198 171 134 286 205 181 145
Екр. решетки, ккалмоль. 617 525 508 487 580 504 489 467 547 468 463 440
Тпл., оС 1423 782 760 575 1473 872 643 515 1353 962 853 740
Ткип., оС 2500 2000 1800 718 2460 2030 2260 1830
D(ЭГ) в парах, нм. 2,1 2,51 2,67 2,88 2,20 2,67 2,82 3,03 2,32 2,82 2,99 3,20

При получении путем обменного разложения в растворе фториды выделяются в виде объемистых слизистых осадков, довольно легко образующих коллоидные растворы. ЭГ2 мож-но получить действуя соответствующими галогенами на соответствующие Э. Расплавы ЭГ2 способны растворять до 30% Э. При изучении электропроводности расплавов хлоридов эле-ментов второй группы главной подгруппы было установлено, что их молекулярно-ионный состав очень различен. Степени диссоциации по схеме ЭСl2 = Э2+ + 2Cl– равны: BeCl2 - 0,009%, MgCl2 - 14,6%, CaCl2 – 43,3%, SrCl2 - 60,6%, BaCl2 – 80,2%. Галогениды (кроме фторидов) Э содержат кристаллизационную воду: CaCl2.6Н2О, SrCl2.6Н2О и ВаCl2.2Н2О. Рентгеноструктур-ным анализом установлено строение Э[(ОН2)6]Г2 для кристаллогидратов Са и Sr. При медлен-ном нагревании кристаллогидратов ЭГ2 можно получить безводные соли. CaCl2 легко образует пересыщенные растворы. Природный СаF2 (флюорит) применяют в керамической промышленности, а также он используется для производства HF и является минералом фтора. Безводный CaCl2 используют как осушитель ввиду его гидроскопичности. Кристаллогидрат хлористого кальция используют для приготовления холодильных смесей. ВаСl2 – используют в сх и для открытия SO42-(Ва2+ + SO42- = ВаSO4). Сплавлением ЭГ2 и ЭН2 могут быть получены гидрогалиды: ЭГ2 + ЭН2 = 2ЭНГ. Эти вещества плавятся без разложения но гидролизуются водой: 2ЭНГ + 2H2O = ЭГ2 + 2Н2 + Э(ОН)2. Растворимость в воде хлоратов, броматов и иодатов в воде уменьшается по рядам Сa – Sr – Ba и Cl – Br – I. Ba(ClO3)2 – используется в пиротехнике. Перхлораты Э хорошо растворимы не только в воде но и в органических растворителях. Наиболее важным из Э(ClO4)2 является Ва(ClO4)2.3Н2О. Безводный перхлорат бария является хорошим осушителем. Его термический распад начинается только при 400 оС. Гипохлорит кальция Са(СlO)2.nH2O (n=2,3,4) получают действием хлора на известковое молоко. Он является окислителем и хорошо растворим в воде. Хлорную известь можно получить действуя хлором на твердую гашеную известь. Она разлагается водой и пахнет хлором в присутствии влаги. Реагирует с СО2 воздуха:
СО2 + 2CaOCl2 = CаСO3 + CaCl2 + Cl2O.
Хлорная известь применяется как окислитель, отбеливатель и как дезинфицирующее средство.
Для щелочноземельных металлов известны азиды Э(N3)2 и роданиды Э(CNS)2.3Н2О. Ази-ды по сравнению с азидом свинца гораздо менее взрывоопасны. Роданиды при нагревании легко теряют воду. Они хорошо растворимы в воде и органических растворителях. Ва(N3)2 и Ba(CNS)2 могут быть использованы для получения азидов и роданидов других металлов из сульфатов обменной реакцией.
Нитраты кальция и стронция существуют обычно в виде кристаллогидратов Са(NO3)2.4H2O и Sr(NO3)2.4H2O. Для нитрата бария не свойственно образование кристаллогид-рата. При нагревании Са(NO3)2.4H2O и Sr(NO3)2.4H2O легко теряю воду. В инертной атмосфере нитраты Э термически устойчивы до 455 oC (Са), 480 oC (Sr), 495 oC (Ba). Расплав кристаллогидрата нитрата кальция имеет кислую среду при 75 оС. Особенностью нитрата бария является малая скорость растворения его кристаллов в воде. Склонность к комплексообразованию проявляет лишь нитрат бария, для которого известен нестойкий комплекс K2. Нитрат кальция растворим в спиртах, метилацетате, ацетоне. Нитраты стронция и бария там же почти не растворимы. Температуры плавления нитратов Э оцениваются в 600оС, однако при этой же температуре начинается распад: Э(NO3)2 = Э(NO2)2 + O2. Дальнейший распад идет при более высокой температуре: Э(NO2)2 = ЭО + NO2 + NO. Нитраты Э уже издавна использовались в пиротехнике. Легколетучие соли Э окрашивают пламя в соответствующие цвета: Са – в оранжево-желтый, Sr – в красно-карминовый, Ba – в желто-зеленый. Разберемся в сущности этого на примере Sr: у Sr2+ есть две ВАО: 5s и 5p или 5s и 4d. Сообщим энергию этой системе - нагреем. Электроны с более близлежащих к ядру орбиталей перейдут на эти ВАО. Но такая система не устойчива и выделит энергию в виде кванта света. Как раз Sr2+ и излучает кванты с частотой, соответствующей длинам красных волн. При получении пиротехнических составов удобно использовать селитру, т.к. она не только окрашивает пламя, но и является окислителем, выделяя кислород при нагревании. Пиротехнические составы состоят из твердого окислителя, твердого восстановителя и некоторых органических веществ, обесцвечивающих пламя восстановителя, и являющихся связывающим агентом. Нитрат кальция используется как удобрение.
Все фосфаты и гидрофосфаты Э плохо растворимы в воде. Их можно получить раство-рением соответствующего количества СаО или СаСO3 в ортофосфорной килоте. Также они осаждаются при обменных реакциях типа: (3-х)Са2+ + 2HxPO4-(3-х) = Са(3-х)(HxPO4)2. Практи-ческое значение (как удобрение) имеет однозамещенный ортофосфат кальция, который наряду с Са(SO4) входит в состав суперфосфата. Его получают по схеме:
Cа3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CаSO4
Оксалаты тоже мало растворимы в воде. Практическое значение имеет оксалат кальция, который при 200 оС обезвоживается, а при 430 оС разлагается по схеме: СаС2О4 = СаСО3 + СО. Ацетаты Э выделяются в виде кристаллогидратов, и хорошо растворимы в воде.
Сульфаты Э – белые, плохо растворимые в воде вещества. Растворимость СaSO4.2Н2О на 1000 г. воды при обычной температуре составляет 8.10-3 моль, SrSO4 – 5.10-4 моль, ВаSO4 – 1.10-5 моль, RaSO4 – 6.10-6 моль. В ряду Са – Ra растворимость сульфатов быстро уменьшается. Ва2+ является реактивом на сульфат-ион. Сульфат кальция содержит кристаллизационную во-ду. Выше 66 оС из раствора выделяется безводный сульфат кальция, ниже – гипс СаSO4.2Н2О. Нагревание гипса выше 170 оС сопровождается выделением гидратной воды. При замешива-нии гипса с водой эта масса быстро твердеет вследствие образования кристал-логидрата. Это свойство гипса используется в строительстве. Египтяне использовали это знание еще 2000 лет назад. Растворимость ЭSO4 в крепкой серной кислоте намного выше, чем в воде (ВаSO4 до 10%), что свидетельствует о комплексообразовании. Соответствующие комплексы ЭSO4.Н2SO4 могут быть получены в свободном состоянии. Двойные соли с сульфатами щелочных металлов и аммония известны только для Са и Sr. (NH4)2 растворим в воде и используется в аналитической химии для отделения Са от Sr, т.к. (NH4)2 мало растворим. Гипс применяют для комбинированного получения серной кислоты и цемента, т.к. при нагревании с восстановителем (углем) гипс разлагается: СаSO4 + С = СаО + SO2 + СО. При более высокой температуре (900 oC) сера еще больше восстанавливается по схеме: СаSO4 + 3С = СаS + CO2 + 2СО. Подобный распад сульфатов Sr и Ва начинается при более высоких температурах. ВаSO4 нетоксичен и используется в медицине и производстве минеральных красок.
Сульфиды Э представляют собой белые твердые вещества, кристаллизующиеся по типу NaCl. Теплоты их образования и энергии кристаллических решеток равны (ккалмоль): 110 и 722 (Са), 108 и 687 (Sr), 106 и 656 (Ва). Могут быть получены синтезом из элементов при на-гревании или прокаливанием сульфатов с углем: ЭSO4 + 3С = ЭS + CO2 + 2СО. Менее всех растворим СаS (0,2 гл). ЭS вступает в следующие реакции при нагревании:
ЭS + H2O = ЭO + H2S; ЭS + Г2 = S + ЭГ2; ЭS + 2O2 = ЭSO4; ЭS + xS = ЭSx+1 (x=2,3).
Сульфиды щелочноземельных металлов в нейтральном растворе нацело гидролизованы по схеме: 2ЭS + 2Н2О = Э(НS)2 + Э(ОН)2. Кислые сульфиды могут быть получены и в свобод-ном состоянии упариванием раствора сульфидов. Они вступают в реакции с серой:
Э(НS)2 + хS = ЭSx+1 + H2S (x=2,3,4).
Из кристаллогидратов известны ВаS.6H2O и Са(HS)2.6Н2О, Ва(HS)2.4Н2О. Са(HS)2 при-меняют для удаления волос. ЭS подвержены явлению фосфоресценции. Известны полисульфи-ды Э: ЭS2, ЭS3, ЭS4, ЭS5. Они получаются при кипячении взвеси ЭS в воде с серой. На воздухе ЭS окисляются: 2ЭS + 3О2 = 2ЭSО3. Пропусканием воздуха через суспензию СаS можно полу-чить тиосульфат Са по схеме: 2СаS + 2О2 + Н2О = Са(ОН)2 + СаS2О3. Он хорошо растворим в воде. В ряду Са – Sr – Ва растворимость тиосульфатов падает. Теллуриды Э мало растворимы в воде и тоже подвержены гидролизу, но в меньшей степени чем сульфиды.
Растворимость хроматов Э в ряду Са – Ва падает также резко, как и в случае с сульфата-ми. Эти вещества желтого цвета получаются при взаимодействии растворимых солей Э с хро-матами (или дихроматами) щелочных металлов: Э2+ + СrO42- = ЭCrO4. Хромат кальция выде-ляется в виде кристаллогидрата – СаCrO4.2H2O (рПР СаCrO4 = 3,15). Еще до температуры плавления он теряет воду. SrCrO4 и ВаCrO4 кристаллогидратов не образуют. pПР SrCrO4 = 4,44, рПР ВаCrO4 = 9,93.
Карбонаты Э белые, плохо растворимые в воде вещества. При нагревании ЭСО3 перехо-дят в ЭО, отщепляя СО2. В ряду Са – Ва термическая устойчивость карбонатов возрастает. Наиболее практически важен из них карбонат кальция (известняк). Он непосредственно ис-пользуется в строительстве, а также служит сырьем для получения извести и цемента. Ежегод-ная мировая добыча извести из известняка исчисляется десятками миллионов тонн. Термиче-ская диссоциация СаСО3 эндотермична: СаСО3 = СаО + СО2 и требует затраты 43 ккал на моль известняка. Обжиг СаСО3 проводят в шахтных печах. Побочным продуктом обжига является ценный углекислый газ. СаО важный строительный материал. При замешивании с водой про-исходит кристаллизация за счет образования гидроокиси, а затем карбоната по схемам:
СаО + Н2О = Са(ОН)2 и Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О.
Колоссально важную практическую роль играет цемент – зеленовато-серый порошок, со-стоящий из смеси различных силикатов и алюминатов кальция. Будучи замешан с водой он отвердевает за счет гидратации. При его производстве смесь СаСО3 с глиной обжигают до на-чала спекания (1400-1500 оС). Затем смесь перемалывают. Состав цемента можно выразить процентным соотношением компонентов СаО, SiO2, Al2O3, Fe2O3, причем СаО представляет основание, а все остальное – ангидриды кислот. Состав силикатного (портладского) цемента слагается в основном из Са3SiO5, Ca2SiO4, Ca3(AlO3)2 и Ca(FeO2)2. Его схватывание проходит по схемам:
Са3SiO5 + 3Н2О = Ca2SiO4.2Н2О + Са(ОН)2
Ca2SiO4 + 2Н2О = Ca2SiO4.2Н2О
Ca3(AlO3)2 + 6Н2О = Ca3(AlO3)2.6Н2О
Ca(FeO2)2 + nH2O = Ca(FeO2)2.nH2O.
Природный мел вводят в состав различных замазок. Мелкокристаллический, осажденный из раствора СаСО3 входит в состав зубных порошков. Из ВаСО3 прокаливанием с углем получают ВаО по схеме: ВаСО3 + С = ВаО + 2СО. Если процесс вести при более высокой температуре в токе азота образуется цианид бария: ВаСО3 + 4С +N2 = 3CO + Ba(CN)2. Ва(СN)2 хорошо растворим в воде. Ва(СN)2 может использован для производства цианидов других металлов путем обменного разложения с сульфатами. Гидрокарбонаты Э растворимы в воде и могут быть получены лишь в растворе например, пропусканием углекислого газа в взвесь СаСО3 в воде: СО2 + СаСО3 + Н2О = Са(НСО3)2. Эта реакция обратима и при нагревании смещается влево. Наличие гидрокарбонатов кальция и магния в природных водах обуславливает жесткость воды.

Жёсткость воды и способы её устранения
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 бытовой утвари и паровых котлов накипь. Накипь обладает малой теплопроводностью, вызывает увеличение расхода топлива или потребляемой мощности электроприбора и ускоряет изнашивание стенок сосуда для кипячения воды. При нагревании кислые карбонаты кальция и магния разлагаются и переходят в нерастворимые основные карбонаты: Са(НСО3) = Н2О + СО2 + СаСО3↓ Растворимость сульфата кальция СаSO4 при нагревании также снижается, поэтому он входит в состав накипи. Жёсткость, вызванная присутствием в воде кислых карбонатов кальция и магния, называется карбонатной или временной, так как она может быть устранена. Помимо карбонатной жёсткости, различают ещё некарбонатную жёсткость, которая зависит от содержания в воде ЭСl2 и ЭSO4, где Э – Са, Мg. Эти соли не удаляются при кипячении, и поэтому некарбонатную жёсткость называют также постоянной жёсткостью. Карбонатная и некарбонатная жёсткость в сумме дают общую жёсткость. Для полного ее устранения воду иногда перегоняют. Но это дорого. Для устранения карбонатной жёсткости воду можно прокипятить, но это тоже дорого и образуется накипь. Жёсткость удаляют прибавлением соответствующего количества Са(ОН)2: Са(ОН)2 + Са(НСО3)2 = СаСО3↓ + 2Н2О. Общую жёсткость устраняют или добавлением Na2CO3 , или при помощи так называемых катионитов. При использовании углекислого натрия растворимые соли кальция и магния тоже переводят в нерастворимые карбонаты: Са2+ + Na2CO3 = 2Na+ + CaCO3↓. Устранение жёсткости при помощи катионитов – процесс более совершенный. Катиониты – высокомолекулярные натрийсодержащие органические соединения, состав которых можно выразить формулой Na2R, где R – сложный кислотный остаток. При фильтровании воды через слой катионита происходит обмен катионов Na+ кристаллической решетки на катионы Са2+ и Mg2+ из раствора по схеме: Са2+ + Na2R = 2Na+ + CaR. Сле-довательно, ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na+ переходят из катионита в раствор. Для восстановления использованного катионита его промывают концентрирован-ным раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: ионы Са2+ в кри-сталлической решетке в катионита заменяются на ионы Na+ из раствора. Регенерированный катионит снова применяют для очистки воды. Подобным образом работают фильтры на ос-нове пермутита:
Na2 + Ca2+ = 2Na+ + Ca

Нахождение в природе
Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается.
Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных гор-ных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате - анортите Ca.
В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоя-щими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита - мра-мор - встречается в природе гораздо реже.
Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO3, ангидрит CaSO4, алебастр CaSO4 0.5H2O и гипс CaSO4 2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3 CaCO3. Присутствием солей кальция и магния в при-родной воде определяется её жёсткость.
Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).
На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Содержание элемента в морской воде - 400 мг/л.
Изотопы
Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, среди которых наиболее распространённый - 40Ca - составляет 96,97 %.
Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп 48Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3×1019 лет.
Получение
Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl2 (75-80 %) и KCl или из CaCl2 и CaF2, а также алюминотермическим восстановлением CaO при 1170-1200 °C:
4CaO + 2Al → CaAl2O4 + 3Ca.
Химические свойства
Кальций - типичный щелочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кисло-родом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочно-земельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.
В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca2+/Ca0 −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:
Ca + 2Н2О → Ca(ОН)2 + Н2 + Q.
С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:
2Са + О2 → 2СаО
Са + Br2 → CaBr2.
При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) каль-ций вступает во взаимодействие при нагревании, например:
Са + Н2 → СаН2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Са + 2С → СаС2,
3Са + 2Р → Са3Р2 (фосфид кальция), известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5;
2Ca + Si → Ca2Si (силицид кальция), известны также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.
Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции - экзотермические). Во всех соединениях с неме-таллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:
СаН2 + 2Н2О → Са(ОН)2 + 2Н2,
Ca3N2 + 6Н2О → 3Са(ОН)2 + 2NH3.
Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.
Такие 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, ор-тофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.
Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО3, кис-лый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО3)2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:
СаСО3 + СО2 + Н2О → Са(НСО3)2.
В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:
Са(НСО3)2 → СаСО3 + СО2 + Н2О.
Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» - сталактиты и сталагмиты.
Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жёсткость воды. Временной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО3. Это явление приводит, например, к тому, что в чай-нике со временем образуется накипь.
Применение металлического кальция
Главное применение металлического кальция - это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гид-рид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных ба-тареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.
Биологическая роль
Кальций - распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть содержится в скелете и зубах в виде фосфатов. Из различных форм карбоната кальция (извести) состоят скелеты большин-ства групп беспозвоночных (губки, коралловые полипы, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также в обеспечении постоянного осмотического давления крови. Ионы кальция также служат одним из универсальных вторичных посредников и регулируют самые разные внутриклеточные процессы - мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов и др. Концентрация кальция в цитоплазме клеток человека составляет около 10−7 моль, в межклеточных жидкостях около 10−3 моль.
СТРОНЦИЙ
Нахождение в природе
В свободном виде стронций не встречается. Он входит в состав около 40 минералов. Из них наиболее важный - целестин SrSO4 (51,2% Sr). Добывают также стронцианит SrCO3 (64,4% Sr). Эти два минерала имеют промышленное значение. Чаще всего стронций присутствует как примесь в различных кальциевых минералах.
Среди прочих минералов стронция:
SrAl3(AsO4)SO4(OH)6 - кеммлицит;
Sr2Al(CO3)F5 - стенонит;
SrAl2(CO3)2(OH)4 Н2О - стронциодрессерит;
SrAl3(PO4)2(OH)5 Н2О - гойясит;
Sr2Al(PO4)2OH - гудкенит;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 - сванбергит;
Sr(AlSiO4)2 - слосонит;
Sr(AlSi3O8)2 5Н2О - брюстерит;
Sr5(AsO4)3F - ферморит;
Sr2(B14O23) 8Н2О - стронциоджинорит;
Sr2(B5O9)Cl Н2О - стронциохильгардит;
SrFe3(PO4)2(OH)5 Н2О - люсуньит;
SrMn2(VO4)2 4Н2О - сантафеит;
Sr5(PO4)3OH - беловит;
SrV(Si2O7) - харадаит.
По уровню физической распространённости в земной коре стронций занимает 23-е место - его массовая доля составляет 0,014% (в литосфере - 0,045%). Мольная доля металла в зем-ной коре 0,0029%. Стронций содержится в морской воде (8 мг/л).
В природе стронций встречается в виде смеси 4 стабильных изотопов 84Sr (0,56 %), 86Sr (9,86 %), 87Sr (7,02 %), 88Sr (82,56 %).

Получение
Существуют 3 способа получения металлического стронция:
термическое разложение некоторых соединений
электролиз
восстановление оксида или хлорида.
Химические свойства
Стронций в своих соединениях всегда проявляет валентность +2. По свойствам стронций близок к кальцию и барию, занимая промежуточное положение между ни-ми.
В электрохимическом ряду напряжений стронций находится среди наиболее актив-ных металлов (его нормальный электродный потенциал равен −2,89 В. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Взаимодействует с кислотами, вытесняет тяжёлые металлы из их солей. С концентри-рованными кислотами (H2SO4, HNO3) реагирует слабо.
Металлический стронций быстро окисляется на воздухе, образуя желтоватую плёнку, в которой помимо оксида SrO всегда присутствуют пероксид SrO2 и нитрид Sr3N2. При нагревании на воздухе загорается, порошкообразный стронций на воздухе скло-нен к самовоспламенению.
Энергично реагирует с неметаллами - серой, фосфором, галогенами. Взаимодейст-вует с водородом (выше 200оС), азотом (выше 400оС). Практически не реагирует с щелочами.
При высоких температурах реагирует с CO2, образуя карбид:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Легкорастворимы соли стронция с анионами Cl−, I−, NO3−. Соли с анионами F−, SO42−, CO32−, PO43− малорастворимы.
Применение
Основные области применения стронция и его химических соединений - это радио-электронная промышленность, пиротехника, металлургия, пищевая промышленность.
Металлургия
Стронций применяется для легирования меди и некоторых ее сплавов, для введения в аккумуляторные свинцовые сплавы, для десульфурации чугуна, меди и сталей.
Металлотермия
Стронций чистотой 99,99-99,999 % применяется для восстановления урана.
Магнитные материалы
Магнитотвёрдые ферриты стронция широко употребляются в качестве материалов для производства постоянных магнитов.
Пиротехника
В пиротехнике применяются карбонат, нитрат, перхлорат стронция для окрашивания пламени в карминово-красный цвет. Сплав магний-стронций обладает сильнейшими пирофорными свойствами и находит применение в пиротехнике для зажигательных и сигнальных составов.
Атомноводородная энергетика
Уранат стронция играет важную роль при получении водорода (стронций-уранатный цикл, Лос-Аламос, США) термохимическим способом (атомно-водородная энергети-ка), и в частности разрабатываются способы непосредственного деления ядер урана в составе ураната стронция для получения тепла при разложении воды на водород и кислород.

Оксид стронция применяется в качестве компонента сверхпроводящих керамик.
Химические источники тока
Фторид стронция используется в качестве компонента твердотельных фторионных аккумуляторных батарей с громадной энергоемкостью и энергоплотностью.
Сплавы стронция с оловом и свинцом применяются для отливки токоотводов аккумуляторных батарей. Сплавы стронций-кадмий для анодов гальванических элементов.
Биологическая роль
Влияние на организм человека
Не следует путать действие на организм человека природного (нерадиоактивного, мало-токсичного и более того, широко используемого для лечения остеопороза) и радиоактив-ных изотопов стронция.
Стронций природный - составная часть микроорганизмов, растений и животных. Стронций является аналогом кальция, поэтому он наиболее эффективно откладывается в костной ткани. В мягких тканях задерживается менее 1 %. Стронций с большой скоро-стью накапливается в организме детей до четырехлетнего возраста, когда идет активное формирование костной ткани. Обмен стронция изменяется при некоторых заболеваниях органов пищеварения и сердечно-сосудистой системы.
БАРИЙ
Нахождение в природе
Содержание бария в земной коре составляет 0,05 % по массе; в морской воде среднее содер-жание бария составляет 0,02 мг/литр. Барий активен, он входит в подгруппу щелочноземель-ных металлов и в минералах связан достаточно прочно. Основные минералы: барит (BaSO4) и витерит (BaCO3).
Редкие минералы бария: цельзиан или бариевый полевой шпат (алюмосиликат бария), гиа-лофан (смешанный алюмосиликат бария и калия), нитробарит (нитрат бария) и пр.

Изотопы
Природный барий состоит из смеси семи стабильных изотопов: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba, 138Ba. Последний является самым распространенным (71,66 %). Известны и ра-диоактивные изотопы бария, наиболее важным из которых является 140Ba. Он образуется при распаде урана, тория и плутония.
Получение
Основное сырье для получения бария - баритовый концентрат (80-95 % BaSO4), который в свою очередь получают флотацией барита. Сульфат бария в дальнейшем восстанавливают коксом или природным газом:
BaSO4 + 4С = BaS + 4CO
BaSO4 + 2CH4 = BaS + 2С + 4H2O.
Далее сульфид при нагревании гидролизуют до гидроксида бария Ba(OH)2 или под действи-ем CO2 превращают в нерастворимый карбонат бария BaCO3, который затем переводят в ок-сид бария BaO (прокаливание при 800 °C для Ba(OH)2 и свыше 1000 °C для BaCO3):
BaS + 2H2O = Ba(OH)2 + H2S
BaS + H2O + CO2 = BaCO3 + H2S
Ba(OH)2 = BaO + H2O
BaCO3 = BaO + CO2
Металлический барий получают из оксида восстановлением алюминием в вакууме при 1200-1250 °C:
4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl2O4.
Очищают барий перегонкой в вакууме или зонной плавкой.
Химические свойства
Барий - щёлочноземельный металл. На воздухе барий быстро окисляется, образуя смесь ок-сид бария BaO и нитрид бария Ba3N2, а при незначительном нагревании воспламеняется. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид бария Ba(ОН)2:
Ba + 2Н2О = Ba(ОН)2 + Н2
Активно взаимодействует с разбавленными кислотами. Многие соли бария нерастворимы или малорастворимы в воде: сульфат бария BaSO4, сульфит бария BaSO3, карбонат бария BaCO3, фосфат бария Ba3(PO4)2. Сульфид бария BaS, в отличие от сульфида кальция CaS, хо-рошо растворим в воде.
Легко вступает в реакцию с галогенами, образуя галогениды.
При нагревании с водородом образует гидрид бария BaH2, который в свою очередь с гидри-дом лития LiH дает комплекс Li.
Реагирует при нагревании с аммиаком:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Нитрид бария Ba3N2 при нагревании взаимодействует с CO, образуя цианид:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
С жидким аммиаком дает темно-синий раствор, из которого можно выделить аммиакат , имеющий золотистый блеск и легко разлагающийся с отщеплением NH3. В при-сутствии платинового катализатора аммиакат разлагается с образованием амида бария:
= Ba(NH2)2 + 4NH3 + Н2
Карбид бария BaC2 может быть получен при нагревании в дуговой печи BaO с углем.
С фосфором образует фосфид Ba3P2.
Барий восстанавливает оксиды, галогениды и сульфиды многих металлов до соответствую-щего металла.
Применение
Антикоррозионный материал
Барий добавляется совместно с цирконием в жидкометаллические теплоносители (сплавы натрия, калия, рубидия, лития, цезия) для уменьшения агрессивности последних к трубопро-водам, и в металлургии.
Сегнето- и пьезоэлектрик
Титанат бария используется в качестве диэлектрика при изготовлении керамических конденсаторов, а также в качестве материала для пьезоэлектрических микрофонов и пьезокерамических излучателей.
Оптика
Фторид бария применяется в виде монокристаллов в оптике (линзы, призмы).
Пиротехника
Пероксид бария используется для пиротехники и как окислитель. Нитрат бария и хлорат ба-рия используется в пиротехнике для окрашивания пламени (зеленый огонь).
Атомно-водородная энергетика
Хромат бария применяется при получении водорода и кислорода термохимическим спосо-бом (цикл Ок-Ридж, США).
Высокотемпературная сверхпроводимость
Оксид бария совместно с оксидами меди и редкоземельных металлов применяется для синте-за сверхпроводящей керамики работающей при температуре жидкого азота и выше.
Ядерная энергетика
Оксид бария применяется для варки специального сорта стекла - применяемого для покры-тия урановых стержней. Один из широкораспространенных типов таких стекол имеет сле-дующий состав - (оксид фосфора - 61 %, ВаО - 32 %, оксид алюминия - 1,5 %, оксид натрия - 5,5 %). В стекловарении для атомной промышленности применяется так же и фос-фат бария.
Химические источники тока
Фторид бария используется в твердотельных фторионных аккумуляторных батареях в каче-стве компонента фторидного электролита.
Оксид бария используется в мощных медноокисных аккумуляторах в качестве компонента активной массы (окись бария-окись меди).
Сульфат бария применяется в качестве расширителя активной массы отрицательного элек-трода при производстве свинцово-кислотных аккумуляторов.

Цены
Цены на металлический барий в слитках чистотой 99,9 % колеблются около 30 долларов за 1 кг.
Биологическая роль
Биологическая роль бария изучена недостаточно. В число жизненно важных микроэлементов он не входит. Все растворимые соли бария сильно ядовиты.
РАДИЙ
Радий (лат. Radium), Ra, радиоактивный химический элемент II группы периодической сис-темы Менделеева, атомный номер 88. Известны изотопы Ra с массовыми числами 213, 215, 219-230. Самым долгоживущим является a-радиоактивный 226Ra с периодом полураспада около 1600 лет. В природе как члены естественных радиоактивных рядов встречаются 222Ra (специальное название изотопа - актиний-икс, символ AcX), 224Ra (торий-икс, ThX), 226Ra и 228Ra (мезоторий-I, MsThI).
ИСТОРИЯ
Об открытии Ra сообщили в 1898 супруги П. и М. Кюри совместно с Ж. Бемоном вскоре после того, как А. Беккерель впервые (в 1896) на солях урана обнаружил явление радиоактивности. В 1897 работавшая в Париже М. Склодовская-Кюри установила, что интенсивность излучения, испускаемого урановой смолкой (минерал уранинит), значительно выше, чем можно было ожидать, учитывая содержание в смолке урана. Склодовская-Кюри предположила, что это вызвано присутствием в минерале ещё неизвестных сильно радиоактивных веществ. Тщательное химическое исследование урановой смолки позволило открыть два новых элемента - сначала полоний, а чуть позже - и Р. В ходе выделения Р. за поведением нового элемента следили по его излучению, поэтому и назвали элемент от лат. radius - луч. Чтобы выделить чистое соединение Р., супруги Кюри в лабораторных условиях переработали около 1 т заводских отходов, оставшихся после извлечения урана из урановой смолки. Было выполнено, в частности, не менее 10 000 перекристаллизаций из водных растворов смеси BaCl2 и RaCl2 (соединения бария служат т. н. изоморфными носителями при извлечении Р.). В итоге удалось получить 90 мг чистого RaCI2.
Ra - чрезвычайно редкий элемент. В урановых рудах, являющихся главным его источни-ком, на 1 т U приходится не более 0,34 г Ra. Р. принадлежит к сильно рассеянным элементам и в очень малых концентрациях обнаружен в самых различных объектах.
Все соединения Ra на воздухе обладают бледно-голубоватым свечением. За счёт самопогло-щения a- и b-частиц, испускаемых при радиоактивном распаде 226Ra и его дочерних продук-тов, каждый грамм 226Ra выделяет около 550 дж (130 кал) теплоты в час, поэтому темпера-тура препаратов Ra всегда немного выше окружающей.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Ra - серебристо-белый блестящий металл, быстро тускнеющий на воздухе. Решётка куби-ческая объёмноцентрированная, расчётная плотность 5,5 г/см3. По разным источникам, tпл. составляет 700-960 °С, tkип около 1140 °С. На внешней электронной оболочке атома Р. на-ходятся 2 электрона (конфигурация 7s2). В соответствии с этим Р. имеет только одну степень окисления +2 (валентность II). По химическим свойствам Р. больше всего похож на барий, но более активен. При комнатной температуре Р. соединяется с кислородом, давая окисел RaO, и с азотом, давая нитрид Ra3N2. С водой Р. бурно реагирует, выделяя H2, причём образуется сильное основание Ra (OH)2. Хорошо растворимы в воде хлорид, бромид, иодид, нитрат и сульфид Р., плохо растворимы карбонат, сульфат, хромат, оксалат.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
По хим. св-вам радий похож на Ва. Практически все соединения радия изоморфны соответ-ствующим соед. Ва. На воздухе металлический радий быстро покрывается темной пленкой, представляющей собой смесь нитрида и оксида радия. Металлический радий бурно реагиру-ет с водой с образованием р-римого в воде гидроксида Ra(OH)2 и выделением Н2. Электрод-ный потенциал выделения радия из водных р-ров -1,718В (по отношению к нормальному каломельному электроду).

Соединения радия обладают св-вом автолюминесценции-свечения в темноте благодаря собств. излучению. Мн. соли радия бесцв., но при разложении под действ. собств. излучения приобретают желтую или коричневую окраску. Хорошо раств. в воде RaCl2 (т. пл. 900 °С, плотн. 4,91 г/см3; см. также табл.), RaBr2 (т. пл. 728 °С, плотн. 5,79 г/см3), RaI2 и Ra(NO3)2. Лучше других раств. в воде RaBr2 (70 г в 100 г при 20 °С). Хлорид и бромид радия кристал-лизуются из воды в виде кристаллогидратов с двумя или шестью молекулами Н2О. Малорас-творимые соед.-сульфат RaSO4 (ок. 2 10-4 г в 100 г воды при 20°С), иодат Ra(IO3)2, фторид RaF2, хромат RaCrO4, карбонат RaCO3 и оксалат RaC2O4. Известны комплексы радия с ли-монной, винной, яблочной, молочной, этилендиаминтетрауксусной к-тами и др. лигандами. По сравнению с др. щел.-зем. металлами радий обладает более слабой склонностью к ком-плексообразованию.
Выделяют радий в виде RaCl2 или др. солей как побочный продукт переработки урановых руд (после извлечения из них U), используя методы осаждения, дробной кристаллизации, ионного обмена; металлич. радий получают электролизом р-ра RaCl2 на ртутном катоде, вос-становлением RaO алюминием при нагр. в вакууме.

ПРИМЕНЕНИЕ
Изучение свойств Ra сыграло огромную роль в развитии научного познания, т.к. позволило выяснить многие вопросы, связанные с явлением радиоактивности. Долгое время Ra был единственным элементом, радиоактивные свойства которого находили практическое приме-нение (в медицине; для приготовления светящихся составов и т.д.). Однако сейчас в боль-шинстве случаев выгоднее использовать не Ra, а более дешёвые искусственные радиоактив-ные изотопы др. элементов. Ra сохранил некоторое значение в медицине как источник радо-на при лечении радоновыми ваннами. В небольших количествах Р. расходуется на приготовление нейтронных источников (в смеси с бериллием) и при производстве светосоставов (в смеси с сульфидом цинка).

БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ
Радий в организме. Из естественных радиоактивных изотопов наибольшее биологическое значение имеет долгоживущий 226Ra. Р. неравномерно распределён в различных участках биосферы. Существуют геохимические провинции с повышенным содержанием Р. Накопле-ние Р. в органах и тканях растений подчиняется общим закономерностям поглощения мине-ральных веществ и зависит от вида растения и условий его произрастания. Как правило, в корнях и листьях травянистых растений Р. больше, чем в стеблях и органах размножения; больше всего Р. в коре и древесине. Среднее содержание Р. в цветковых растениях 0,3-9,0×10-11 кюри/кг, в мор. водорослях 0,2-3,2×10-11 кюри/кг.
В организм животных и человека поступает с пищей, в которой он постоянно присутствует (в пшенице 20-26×10-15г/г, в картофеле 67-125×10-15г/г, в мясе 8×10-15 г/г), а также с питье-вой водой. Суточное поступление в организм человека 226Ra с пищей и водой составляет 2,3×10-12 кюри, а потери с мочой и калом 0,8×10-13 и 2,2×10-12 кюри. Около 80% поступивше-го в организм Р. (он близок по химическим свойствам Ca) накапливается в костной ткани. Содержание Р. в организме человека зависит от района проживания и характера питания. Большие концентрации Р. в организме вредно действуют на животных и человека, вызывая болезненные изменения в виде остеопороза,самопроизвольных переломов, опухолей. Содер-жание Р. в почве свыше 1×10-7-10-8 кюри/кг заметно угнетает рост и развитие растений.