Meeste psühholoogia

Baariumi kasutamine. Baariumi aatomi struktuur Baariumi tihedus

Baarium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 56. Seda tähistatakse sümboliga Ba (lat. baarium). Lihtne aine on pehme, plastiline hõbevalge leelismuldmetall. Omab kõrget keemilist aktiivsust.

Baariumi avastamise ajalugu

Baariumi avastas oksiidi BaO kujul 1774. aastal Karl Scheele. 1808. aastal valmistas inglise keemik Humphrey Davy baariumamalgaami märja baariumhüdroksiidi elektrolüüsil elavhõbekatoodiga; pärast elavhõbeda aurustamist kuumutamisel eraldas ta baariummetalli.

1774. aastal uurisid Rootsi keemik Carl Wilhelm Scheele ja tema sõber Johan Gottlieb Hahn üht raskeimat mineraali, rasket spareli BaSO 4 . Neil õnnestus eraldada varem tundmatu "raske maa", mida hiljem hakati nimetama bariidiks (kreeka keelest βαρυς - raske). Ja 34 aasta pärast sai Humphry Davy, olles elektrolüüsinud märja bariitmulda, sellest uue elemendi - baariumi. Tuleb märkida, et samal 1808. aastal, veidi varem kui Davy, said Jene Jacob Berzelius ja tema kaastöötajad kaltsiumi, strontsiumi ja baariumi amalgaamid. Nii sündis element baarium.

Muistsed alkeemikud kaltsineerisid BaSO 4 puidu või söega ja said fosforestseeruvad "Bolognese kalliskivid". Kuid keemiliselt pole need kalliskivid BaO, vaid baariumsulfiid BaS.

nime päritolu

See sai oma nime kreeka keelest barys - "raske", kuna selle oksiidi (BaO) iseloomustati selliste ainete jaoks ebatavaliselt suure tihedusega.

Baariumi leidmine loodusest

Maakoor sisaldab 0,05% baariumi. Seda on üsna palju – palju rohkem kui näiteks plii, tina, vask või elavhõbe. Puhtal kujul seda maakeral ei eksisteeri: baarium on aktiivne, kuulub leelismuldmetallide alarühma ja loomulikult on see üsna kindlalt seotud mineraalidega.

Baariumi peamised mineraalid on juba mainitud raske sparv BaSO 4 (sagedamini nimetatakse bariidiks) ja bitiit BaCO3, mis on saanud nime inglase William Witheringi (1741 ... 1799) järgi, kes avastas selle mineraali aastal 1782. Baariumisoolasid leidub a. väike kontsentratsioon paljudes mineraalvees ja merevees. Madal sisaldus on sel juhul pluss, mitte miinus, sest kõik baariumisoolad, välja arvatud sulfaat, on mürgised.

Baariumimaardlate tüübid

Mineraalide assotsiatsioonide järgi jagunevad bariidimaagid monomineraal- ja kompleksmaagid. Komplekssed kompleksid jagunevad bariit-sulfiidiks (sisaldavad plii, tsinki, mõnikord vase- ja raudpüriitsulfiide, harvemini Sn, Ni, Au, Ag), bariit-kaltsiiti (sisaldavad kuni 75% kaltsiiti), raud-bariiti (sisaldavad magnetiiti). , hematiit ning goetiit ja hüdrogoetiit ülemistes tsoonides) ja bariit-fluoriit (va bariit ja fluoriit sisaldavad tavaliselt kvartsi ja kaltsiiti ning mõnikord on väikeste lisanditena tsink, plii, vask ja elavhõbeda sulfiidid).

Praktilisest vaatenurgast pakuvad suurimat huvi hüdrotermiliste veenide monomineraal-, bariit-sulfiid- ja bariit-fluoriidimaardlad. Mõned metasomaatilised lehtladestused ja eluviaalsed asetajad on samuti tööstusliku tähtsusega. Settemaardlad, mis on tüüpilised veekogude keemilised setted, on haruldased ega mängi olulist rolli.

Reeglina sisaldavad bariidimaagid muid kasulikke komponente (fluoriit, galeen, sfaleriit, vask, kuld tööstuslikes kontsentratsioonides), mistõttu neid kasutatakse kombineeritult.

Baariumi isotoobid

Looduslik baarium koosneb seitsme stabiilse isotoobi segust: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Viimane on kõige levinum (71,66%). Tuntud on ka baariumi radioaktiivsed isotoobid, millest olulisim on 140 Ba. See tekib uraani, tooriumi ja plutooniumi lagunemisel.

Baariumi saamine

Metalli võib saada mitmel viisil, eelkõige baariumkloriidi ja kaltsiumkloriidi sulasegu elektrolüüsil. Baariumit on võimalik saada, taastades selle oksiidist aluminotermilisel meetodil. Selleks põletatakse witeriit kivisöega ja saadakse baariumoksiid:

BaCO 3 + C → BaO + 2CO.

Seejärel kuumutatakse BaO ja alumiiniumipulbri segu vaakumis temperatuurini 1250 °C. Redutseeritud baariumi aurud kondenseeruvad toru külmades osades, milles reaktsioon toimub:

3BaO + 2Al → Al 2O 3 + 3Ba.

Huvitav on see, et baariumperoksiid BaO 2 sisaldub sageli aluminotermia jaoks mõeldud süütesegude koostises.

Baariumoksiidi saamine viteriidi lihtsa kaltsineerimisega on keeruline: witeriit laguneb ainult temperatuuril üle 1800 °C. BaO-d on lihtsam saada baariumnitraadi Ba (NO 3) 2 kaltsineerimisel:

2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2.

Nii elektrolüüsil kui ka alumiiniumi redutseerimisel saadakse pehme (kõvam kui plii, kuid pehmem kui tsink) läikiv valge metall. See sulab 710°C, keeb 1638°C juures, tihedus on 3,76 g/cm 3 . Kõik see vastab täielikult baariumi positsioonile leelismuldmetallide alarühmas.

Baariumil on seitse looduslikku isotoopi. Kõige tavalisem neist on baarium-138; see on üle 70%.

Baarium on väga aktiivne. See süttib kokkupõrkel isesüttimisel, lagundab kergesti vett, moodustades lahustuva baariumoksiidi hüdraadi:

Ba + 2H 2O → Ba (OH) 2 + H2.

Baariumhüdroksiidi vesilahust nimetatakse bariitveeks. Seda "vett" kasutatakse analüütilises keemias CO 2 määramiseks gaasisegudes. Aga see on juba baariumiühendite kasutamise loost. Metalliline baarium ei leia peaaegu mingit praktilist rakendust. Äärmiselt väikestes kogustes lisatakse seda laagri- ja trükisulamitesse. Raadiotorudes kasutatakse baariumi ja nikli sulamit, puhast baariumit kasutatakse ainult vaakumtehnoloogias getterina (getterina).

Baariummetall saadakse oksiidist alumiiniumi redutseerimisel vaakumis temperatuuril 1200–1250 °C:

4BaO + 2Al \u003d 3Ba + BaAl 2 O 4.

Baarium puhastatakse vaakumdestilleerimise või tsoonisulatamise teel.

Baariumtitaani valmistamine. Selle hankimine on suhteliselt lihtne. Witherite BaCO 3 reageerib temperatuuril 700 ... 800 ° C titaandioksiidiga TYu 2, selgub just see, mida vajate:

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2.

Peamine lõpuball. meetod metallilise baariumi saamiseks BaO-st on selle redutseerimine A1 pulbriga: 4BaO + 2A1 -> 3Ba + BaO * A1 2 O 3. Protsess viiakse läbi reaktoris temperatuuril 1100-1200 °C argooni atmosfääris või vaakumis (eelistatav on viimane meetod). BaO:A1 molaarsuhe on (1,5-2:1). Reaktor asetatakse ahju nii, et selle "külma osa" temperatuur (selles kondenseeruvad moodustunud baariumiaurud) on umbes 520 ° C. Vaakumis destilleerimisel puhastatakse baarium lisandite sisalduseni alla 10 ~ 4 massiprotsenti ja tsoonisulatuse kasutamisel - kuni 10 ~ 6%.

Väikesed kogused baariumi saadakse ka BaBeO 2 [sünteesitakse Ba (OH) 2 ja Be (OH) 2 liitmisel] 1300 ° C juures titaaniga, samuti lagunemisel temperatuuril 120 ° C Ba (N 3) 2, mis tekkis baariumisoolade p-katioonide vahetamisel NaN 3 -ga.

Atsetaat Ba (OOCHN 3), - värvitu. kristallid; s.t. 490 °С (laguneb); tihe 2,47 g/cm3; sol. vees (58,8 g 100 g kohta 0 °C juures). Alla 25 ° C kristalliseerub trihüdraat vesilahustest, temperatuuril 25–41 ° C - monohüdraat, üle 41 ° C - veevaba sool. Hankige suhtlust. Ba (OH) 2, VaCO 3 või BaS CH 3 CO 2 H-ga. Kasutatakse peitsina villa ja tsintsi värvimisel.

Manganaat(VI) BaMnO 4 - rohelised kristallid; ei lagune kuni 1000°C. Saadakse Ba(NO 3) 2 segu kaltsineerimisel MnO 2 -ga. Pigment (kassell või mangaanroheline), mida tavaliselt kasutatakse freskode maalimisel.

Kromaat (VI) ВаСrO 4 - kollased kristallid; s.t. 1380 °C; - 1366,8 kJ/mol; sol. in inorg. to-max, mitte sol. vees. Hankige suhtlust. Ba (OH) 2 või BaS vesilahused leelismetalli kromaatidega (VI). Pigment (bariitkollane) keraamikale. MPC 0,01 mg / m 3 (Cr0 3 osas). Pirkonaat ВаZrО 3 - värvitu. kristallid; s.t. ~269°С; - 1762 kJ/mol; sol. vees ja leeliste ja NH 4 HCO 3 vesilahustes, lagundatakse tugeva inorg. to-tami. Hankige suhtlust. ZrO 2 BaO, Ba(OH) 2 või BaCO 3-ga kuumutamisel. Ba tsirkonaat segatuna ВаТiO 3 -piesoelektriga.

Bromiid BaBr 2 - valged kristallid; s.t. 847 °C; tihe 4,79 g/cm3; -757 kJ/mol; hästi sol. vees, metanoolis, hullem - etanoolis. Vesilahustest kristalliseerub dihüdraat, muutudes 75 ° C juures monohüdraadiks, veevabaks soolaks - üle 100 ° C. Vesilahustes interaktsioon. koos õhu CO 2 ja O 2-ga, moodustades VaCO 3 ja Br 2. Hankige BaBr 2 interaktsioon. vesilahus p-kraavi Ba (OH) 2 või VaCO 3 vesinikbromiidhappega.

Jodiid BaI 2 - värvitu. kristallid; s.t. 740 °С (laguneb); tihe 5,15 g/cm3; . -607 kJ/mol; hästi sol. vees ja etanoolis. Kuuma vee lahustest kristalliseerub dihüdraat (dehüdreeritud temperatuuril 150 ° C), temperatuuril alla 30 ° C - heksahüdraat. Hankige VaI 2 interaktsioon. vesi p-kraav Ba (OH) 2 või VaCO 3 vesinikjodiidhappega.

Baariumi füüsikalised omadused

Baarium on hõbevalge tempermalm. See puruneb terava löögi korral. Baariumil on kaks allotroopset modifikatsiooni: kuupkehakeskse võrega α-Ba on stabiilne kuni 375 °C (parameeter a = 0,501 nm), β-Ba on stabiilne üleval.

Kõvadus mineraloogilisel skaalal 1,25; Mohsi skaalal 2.

Baariummetalli hoitakse petrooleumis või parafiinikihi all.

Baariumi keemilised omadused

Baarium on leelismuldmetall. See oksüdeerub õhus intensiivselt, moodustades baariumoksiidi BaO ja baariumnitriidi Ba 3 N 2 ning süttib kergelt kuumutamisel. Reageerib intensiivselt veega, moodustades baariumhüdroksiidi Ba (OH) 2:

Ba + 2H 2O \u003d Ba (OH) 2 + H2

Aktiivselt suhtleb lahjendatud hapetega. Paljud baariumisoolad on vees lahustumatud või vähelahustuvad: baariumsulfaat BaSO 4, baariumsulfit BaSO 3, baariumkarbonaat BaCO 3, baariumfosfaat Ba 3 (PO 4) 2. Baariumsulfiid BaS on erinevalt kaltsiumsulfiidist CaS vees hästi lahustuv.

Loomulik baariumil on alates maikuust seitse stabiilset isotoopi. ptk 130, 132, 134-137 ja 138 (71,66%). Termiliste neutronite püüdmise ristlõige on 1,17-10 28 m 2 . Väline konfiguratsioon elektronkiht 6s 2 ; oksüdatsiooniaste + 2, harva + 1; ionisatsioonienergia Ba° -> Ba + -> Ba 2+ resp. 5,21140 ja 10,0040 eV; Paulingi elektronegatiivsus 0,9; aatomiraadius 0,221 nm, ioonraadius Ba 2+ 0,149 nm (koordinatsiooniarv 6).

Reageerib kergesti halogeenidega, moodustades halogeniide.

Vesinikuga kuumutamisel moodustab see baariumhüdriidi BaH 2 , mis omakorda koos liitiumhüdriidiga LiH annab Li kompleksi.

Reageerib kuumutamisel ammoniaagiga:

6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2

Baariumnitriid Ba 3 N 2 reageerib kuumutamisel CO-ga, moodustades tsüaniidi:

Ba 3 N 2 + 2CO = Ba(CN) 2 + 2BaO

Vedela ammoniaagiga annab see tumesinise lahuse, millest saab eraldada ammoniaaki, mis on kuldse läikega ja laguneb kergesti NH3 eliminatsiooniga. Plaatinakatalüsaatori juuresolekul laguneb ammoniaak baariumamiidiks:

Ba (NH2)2 + 4NH3 + H2

Baariumkarbiidi BaC 2 võib saada BaO kuumutamisel kivisöega kaarahjus.

Koos fosforiga moodustab see fosfiidi Ba 3 P 2 .

Baarium redutseerib paljude metallide oksiidid, halogeniidid ja sulfiidid vastavaks metalliks.

Baariumi kasutamine

Getterite (getterite) aluseks on baariumi sulam A1-ga (alba sulam, 56% Ba). Getteri enda saamiseks aurustatakse baarium sulamist kõrgsagedusliku kuumutamise teel seadme evakueeritud kolvis; baariumpeegel (või difuusne kate lämmastikuatmosfääris aurustumisel). Enamiku termioonsete katoodide aktiivne osa on BaO. Baariumit kasutatakse ka Cu ja Pb deoksüdeerijana, hõõrdumise vastase lisandina. sulamid, mustad ja värvilised metallid, samuti sulamid, millest nende kõvaduse suurendamiseks tehakse tüpograafilisi fonte. Ni-ga baariumisulameid kasutatakse sisemootorite hõõgküünalde elektroodide valmistamiseks. põlemisel ja raadiotorudes. 140 Va (T 1/2 12,8 päeva) on baariumiühendite uurimisel kasutatav isotoobiindikaator.

Baariummetalli, sageli alumiiniumiga sulamites, kasutatakse kõrgvaakumiga elektroonikaseadmetes getterina.

Korrosioonivastane materjal

Baariumi lisatakse koos tsirkooniumiga vedelatele metallide jahutusvedelikele (naatriumi, kaaliumi, rubiidiumi, liitiumi, tseesiumi sulamid), et vähendada viimaste agressiivsust torustike suhtes ja metallurgias.

Baariumfluoriidi kasutatakse monokristallide kujul optikas (läätsed, prismad).

Baariumperoksiidi kasutatakse pürotehnikas ja oksüdeeriva ainena. Baariumnitraati ja baariumkloraati kasutatakse pürotehnikas leekide värvimiseks (roheline tuli).

Baariumkromaati kasutatakse vesiniku ja hapniku tootmisel termokeemilisel meetodil (Oak Ridge tsükkel, USA).

Baariumoksiidi koos vase ja haruldaste muldmetallide oksiididega kasutatakse ülijuhtiva keraamika sünteesimiseks, mis töötab vedela lämmastiku temperatuuridel ja kõrgemal.

Baariumoksiidi kasutatakse spetsiaalset tüüpi klaasi sulatamiseks, mida kasutatakse uraani varraste katmiseks. Ühel laialt levinud sellistel klaasidel on järgmine koostis - (fosforoksiid - 61%, BaO - 32%, alumiiniumoksiid - 1,5%, naatriumoksiid - 5,5%). Tuumatööstuse klaasitootmisel kasutatakse ka baariumfosfaati.

Baariumfluoriidi kasutatakse tahkis fluori akudes fluoriidelektrolüüdi komponendina.

Baariumoksiidi kasutatakse võimsates vaskoksiidpatareides aktiivse massi komponendina (baariumoksiid-vaskoksiid).

Baariumsulfaati kasutatakse pliiakude tootmisel negatiivse elektroodi aktiivse massi laiendajana.

Klaasi murdumisnäitaja suurendamiseks lisatakse klaasi massile baariumkarbonaati BaCO 3. Baariumsulfaati kasutatakse paberitööstuses täiteainena; paberi kvaliteedi määrab suuresti selle kaal, bariit BaSO 4 muudab paberi raskemaks. See sool sisaldub tingimata kõigis kallites paberiklassides. Lisaks kasutatakse baariumsulfaati laialdaselt valge litopoonvärvi tootmisel, mis on baariumsulfiidi ja tsinksulfaadi lahuste reaktsioonisaadus:

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.

Mõlemad valget värvi soolad sadestuvad, lahusesse jääb puhas vesi.

Sügavate nafta- ja gaasipuuraukude puurimisel kasutatakse puurimisvedelikuna baariumsulfaadi suspensiooni vees.

Teine baariumisool leiab olulisi kasutusviise. See on baariumtitanaat BaTiO 3 - üks olulisemaid ferroelektrikuid (ferroelektrikud polariseeritakse iseseisvalt, välise väljaga kokku puutumata. Dielektrikute hulgas paistavad nad juhtide hulgas silma samamoodi nagu ferromagnetilised materjalid. Sellise polarisatsiooni võime on hoitakse ainult teatud temperatuuril Polariseeritud ferroelektrikud erinevad kõrgema dielektrilise konstandiga), mida peetakse väga väärtuslikeks elektrimaterjalideks.

1944. aastal täiendati seda klassi baariumtitanaadiga, mille ferroelektrilised omadused avastas Nõukogude füüsik B.M. Vulom. Baariumtitanaadi eripäraks on see, et see säilitab ferroelektrilised omadused väga laias temperatuurivahemikus – absoluutse nulli lähedalt kuni +125°C.

Baariumit on kasutatud ka meditsiinis. Selle sulfaatsoola kasutatakse maohaiguste diagnoosimisel. BaSO 4 segatakse veega ja lastakse patsiendil alla neelata. Baariumsulfaat on röntgenikiirgusele läbipaistmatu ja seetõttu jäävad ekraanile pimedaks need seedetrakti osad, millest "baariumpuder" läbi läheb. Nii saab arst aimu mao ja soolte kujust, määrab koha, kus võib tekkida haavand.

Baariumi mõju inimkehale

Kehasse sisenemise teed.
Peamine viis, kuidas baarium inimkehasse siseneb, on toidu kaudu. Seega on osa mereelanikke võimelised koguma baariumi ümbritsevast veest ja kontsentratsioonides 7-100 (ja mõne meretaime puhul kuni 1000) korda suuremas kontsentratsioonis kui selle sisaldus merevees. Mõned taimed (näiteks sojaoad ja tomatid) suudavad ka mullast baariumi koguda 2-20 korda. Piirkondades, kus baariumi kontsentratsioon vees on kõrge, võib baariumi kogutarbimisele kaasa aidata ka joogivesi. Baariumi omastamine õhust on tühine.

Terviseoht.
WHO egiidi all läbi viidud teaduslike epidemioloogiliste uuringute käigus ei ole kinnitust leidnud andmed südame-veresoonkonna haigustesse suremuse ja joogivee baariumisisalduse vahelise seose kohta. Lühiajalistes uuringutes vabatahtlikega ei ilmnenud baariumi kontsentratsioonidel kuni 10 mg/l kahjulikku toimet kardiovaskulaarsüsteemile. Tõsi, rottidel tehtud katsetes, kui viimased tarbisid vett isegi madala baariumisisaldusega, täheldati süstoolse vererõhu tõusu. See viitab potentsiaalsele vererõhu tõusu ohule inimestel baariumi sisaldava vee pikaajalisel kasutamisel (sellised andmed on USEPA-l).
USEPA andmed näitavad ka, et isegi üks jook vett, mille baariumisisaldus ületab palju maksimaalset lubatud taset, võib põhjustada lihasnõrkust ja kõhuvalu. Siiski tuleb arvestada, et USEPA kvaliteedistandardiga kehtestatud baariumistandard (2,0 mg/l) ületab oluliselt WHO poolt soovitatud väärtust (0,7 mg/l). Venemaa sanitaarstandardid määravad baariumile vees veelgi rangema MPC väärtuse – 0,1 mg/l. Vee eemaldamise tehnoloogiad: ioonivahetus, pöördosmoos, elektrodialüüs.

Aatomi raadius 222 õhtul Ionisatsioonienergia
(esimene elektron) 502,5 (5,21) kJ/mol (eV) Elektrooniline konfiguratsioon 6s 2 Keemilised omadused kovalentne raadius 198 õhtul Ioonide raadius (+2e) 134 pm Elektronegatiivsus
(Paulingu järgi) 0,89 Elektroodi potentsiaal 0 Oksüdatsiooniseisundid 2 Lihtsa aine termodünaamilised omadused Tihedus 3,5 / cm³ Molaarne soojusmahtuvus 28,1 J /( mol) Soojusjuhtivus (18,4) W / ( ) Sulamistemperatuur 1 002 Sulamiskuumus 7,66 kJ/mol Keemistemperatuur 1 910 Aurustumissoojus 142,0 kJ/mol Molaarne maht 39,0 cm³/mol Lihtaine kristallvõre Võre struktuur kuupmeetrit
kehakeskne Võre parameetrid 5,020 c/a suhe n/a Debye temperatuur n/a

Ba	56
137,327
6s 2
Baarium

Baarium- teise rühma, keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 56. Seda tähistatakse sümboliga Ba (lat. Baarium). Lihtaine baarium (CAS number: 7440-39-3) on pehme, tempermalmist, hõbevalge leelismuldmetall. Omab kõrget keemilist aktiivsust.

See on saanud oma nime kreeka sõnast barys, "raske", kuna selle oksiidi (BaO) iseloomustati esmakordselt kui suure massiga.

Looduses olemine

Haruldased baariumimineraalid: tselsia või baariumpäevakivi (baariumalumosilikaat), hüalofaan (baarium- ja kaaliumalumosilikaat segatud), nitrobariit (baariumnitraat) jne.

isotoobid

Kviitung

Baariumi saamise põhitooraineks on bariidi kontsentraat (80-95% BaSO 4), mis omakorda saadakse bariidi flotatsiooni teel. Baariumsulfaati redutseeritakse veelgi koksi või maagaasiga:

BaSO 4 + 4C \u003d BaS + 4CO

BaSO 4 + 2CH 4 \u003d BaS + 2C + 4H 2 O.

Seejärel hüdrolüüsitakse sulfiid kuumutamisel baariumhüdroksiidiks Ba (OH) 2 või muundatakse CO 2 toimel lahustumatuks baariumkarbonaadiks BaCO 3, mis seejärel viiakse üle baariumoksiidiks BaO (kaltsineerimine 800 ° C juures). Ba (OH) 2 puhul ja üle 1000 °C BaCO3 puhul):

BaS + 2H 2O \u003d Ba (OH) 2 + H2S

BaS + H 2 O + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 S

Ba(OH)2 = BaO + H2O

BaCO 3 \u003d BaO + CO 2

Baariummetall saadakse oksiidist alumiiniumi redutseerimisel vaakumis temperatuuril 1200–1250 °C:

4BaO + 2Al \u003d 3Ba + BaAl 2 O 4.

Keemilised omadused

Ba 3 N 2 + 2CO = Ba(CN) 2 + 2BaO

Baarium redutseerib paljude metallide oksiidid, halogeniidid ja sulfiidid vastavaks metalliks.

Kvalitatiivne ja kvantitatiivne analüüs

Baarium tuvastatakse lahustes kvalitatiivselt baariumsulfaadi BaSO 4 sadestamisel, mida eristab vastavatest kaltsiumsulfaatidest ja strontsiumsulfaatidest äärmiselt madal lahustuvus anorgaanilistes hapetes.

Naatriumrodisonaat eraldab neutraalsetest baariumisooladest baariumrodisonaadi iseloomuliku punakaspruuni sademe. Reaktsioon on väga tundlik, spetsiifiline, võimaldades määrata 1 osa baariumioone 210 000 massiosa lahuse kohta.

Baariumiühendid värvivad leegi kollakasroheliseks (lainepikkus 455 ja 493 nm).

Baarium määratakse gravimeetriliselt kui BaSO 4 või BaCrO 4 .

Rakendus

Kasutamine gettermaterjalina

Baariummetalli, sageli sulamis alumiiniumiga, kasutatakse kõrgvaakumiga elektroonikaseadmetes getterina (getterina) ning seda lisatakse koos tsirkooniumiga ka vedelatele metallide jahutusvedelikele (naatriumi, kaaliumi, rubiidiumi, liitiumi, tseesiumi sulamid) vähendada torustike agressiivsust ja metallurgias.

Keemilised vooluallikad

Baariumfluoriidi kasutatakse tahkis fluori akudes fluoriidelektrolüüdi komponendina.

Baariumoksiidi kasutatakse võimsates vaskoksiidpatareides aktiivse massi komponendina (baariumoksiid-vaskoksiid).

Baariumsulfaati kasutatakse pliiakude tootmisel negatiivse elektroodi aktiivse massi laiendajana.

Hinnad

99,9% puhtusega valuplokkides oleva metallbaariumi hinnad kõiguvad 30 dollari ringis 1 kg kohta.

Bioloogiline roll

Baariumi bioloogilist rolli pole piisavalt uuritud. See ei sisaldu elutähtsate mikroelementide arvus. Kõik lahustuvad baariumisoolad on väga mürgised.

Keemilise valemiga BaSO 4 . See on lõhnatu valge pulber, vees lahustumatu. Selle valgesus ja läbipaistmatus ning suur tihedus määravad selle peamised rakendused.

Nimede ajalugu

Baarium kuulub leelismuldmetallide hulka. Viimased on saanud sellise nime, sest D. I. Mendelejevi sõnul moodustavad nende ühendid maakera lahustumatu massi ja oksiididel "on maalähedane välimus". Looduses leidub baariumit mineraalse bariidi kujul, mis on erinevate lisanditega baariumsulfaat.

Selle avastasid esmakordselt Rootsi keemikud Scheele ja Hahn 1774. aastal niinimetatud raske spardi osana. Siit tuli mineraali nimi (kreeka keelest "baris" - raske) ja seejärel metall ise, kui Humphry Devi eraldas selle 1808. aastal puhtal kujul.

Füüsikalised omadused

Kuna BaSO 4 on väävelhappe sool, määrab selle füüsikalised omadused osaliselt metall ise, mis on pehme, reaktsioonivõimeline ja hõbevalge. Looduslik bariit on värvitu (mõnikord valge) ja läbipaistev. Keemiliselt puhas BaSO 4 on valgest kahvatukollaseks, see on mittesüttiv, sulamistemperatuuriga 1580°C.

Kui suur on baariumsulfaadi mass? Selle molaarmass on 233,43 g/mol. Sellel on ebatavaliselt suur erikaal - 4,25–4,50 g/cm3. Arvestades selle vees lahustumatust, muudab selle suur tihedus selle asendamatuks vesipõhiste puurimisvedelike täiteainena.

Keemilised omadused

BaSO 4 on üks vees kõige raskemini lahustuvaid ühendeid. Seda saab saada kahest hästi lahustuvast soolast. Võtke naatriumsulfaadi - Na 2 SO 4 vesilahus. Selle molekul dissotsieerub vees kolmeks iooniks: kaks Na + ja üks SO 4 2-.

Na 2SO 4 → 2Na + + SO 4 2-

Võtame ka baariumkloriidi vesilahuse - BaCl 2, mille molekul dissotsieerub kolmeks iooniks: üheks Ba 2+ ja kaheks Cl - .

BaCl 2 → Ba 2+ + 2Cl -

Segage sulfaadi vesilahus ja kloriidi sisaldav segu. Baariumsulfaat moodustub kahe sama suuruse ja vastassuunalise laenguga iooni kombineerimisel üheks molekuliks.

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4

Allpool näete selle reaktsiooni täielikku võrrandit (nn molekulaarvõrrand).

Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2 NaCl + BaSO 4

Selle tulemusena moodustub baariumsulfaadi lahustumatu sade.

Kaubabariit

Praktikas on nafta- ja gaasipuuraukude puurimisel puurimisvedelikes kasutamiseks mõeldud kaubandusliku baariumsulfaadi tootmise lähteaine reeglina mineraalbariit.

Mõiste "esmane" bariit viitab kaubanduslikele toodetele, mis sisaldavad toorainet (saadud kaevandustest ja karjääridest), aga ka lihtsa rikastamise tooteid, mis on saadud selliste meetoditega nagu pesemine, settimine, eraldamine raskes keskkonnas, flotatsioon. Enamiku toorbariidi puhtus ja tihedus tuleb viia miinimumini. Täiteainena kasutatav mineraal jahvatatakse ja sõelutakse ühtlaseks, nii et vähemalt 97% selle osakestest on kuni 75 mikroni suurused ja mitte rohkem kui 30% alla 6 mikroni. Esmane bariit peab olema ka piisavalt tihe, et selle erikaal oleks 4,2 g/cm3 või suurem, kuid piisavalt pehme, et laagreid mitte kahjustada.

Keemiliselt puhta toote saamine

Mineraalbariit on sageli saastunud mitmesuguste lisanditega, peamiselt raudoksiididega, mis värvivad seda erinevat värvi. Seda töödeldakse karbotermiliselt (kuumutatakse koksiga). Tulemuseks on baariumsulfiid.

BaSO 4 + 4 C → BaS + 4 CO

Viimane, erinevalt sulfaadist, lahustub vees ja reageerib kergesti hapniku, halogeenide ja hapetega.

BaS + H 2 SO 4 → BaSO 4 + H 2 S

Väävelhapet kasutatakse kõrge puhtusastmega lõpptoote saamiseks. Selle protsessi käigus moodustunud baariumsulfaati nimetatakse sageli blancfixiks, mis tähendab prantsuse keeles "valge fikseeritud". Seda leidub sageli tarbekaupades, näiteks värvides.

Laboratoorsetes tingimustes tekib baariumsulfaat baariumiioonide ja sulfaadiioonide ühendamisel lahuses (vt eespool). Kuna sulfaat on oma lahustumatuse tõttu kõige vähem toksiline baariumisool, töödeldakse muid baariumisooli sisaldavaid jäätmeid mõnikord naatriumsulfaadiga, et siduda kogu baarium, mis on üsna mürgine.

Sulfaadist hüdroksiidini ja tagasi

Ajalooliselt on bariiti kasutatud baariumhüdroksiidi Ba(OH) 2 tootmiseks, mida on vaja suhkru rafineerimisel. See on üldiselt väga huvitav ja tööstuses laialdaselt kasutatav ühend. See lahustub vees väga hästi, moodustades bariitveena tuntud lahuse. Seda on mugav kasutada mitmesuguste koostiste sulfaadioonide sidumiseks lahustumatu BaSO 4 moodustamise kaudu.

Eespool nägime, et koksi juuresolekul kuumutamisel on sulfaadist lihtne saada vees lahustuvat baariumsulfiidi - BaS. Viimane moodustab kuuma veega suhtlemisel hüdroksiidi.

BaS + 2H 2O → Ba(OH)2 + H2S

Lahustena võetud baariumhüdroksiid ja naatriumsulfaat annavad segamisel baariumsulfaadi ja naatriumhüdroksiidi lahustumatu sademe.

Ba(OH)2 + Na 2SO 4 = BaSO 4 + 2NaOH

Selgub, et looduslik baariumsulfaat (bariit) muundatakse esmalt tööstuslikult baariumhüdroksiidiks ja seejärel kasutatakse sama sulfaadi saamiseks erinevate soolasüsteemide puhastamisel sulfaadioonidest. Samamoodi toimub reaktsioon ka SO 4 2- ioonide puhastamisel vasksulfaadi lahusest. Kui teete segu "baariumhüdroksiid + vasksulfaat", on tulemuseks vaskhüdroksiid ja lahustumatu baariumsulfaat.

CuSO 4 + Ba(OH) 2 → Cu(OH) 2 + BaSO 4 ↓

Isegi reaktsioonis väävelhappe endaga seovad selle sulfaadioonid täielikult baariumiga.

Kasutamine puurimisvedelikes

Umbes 80% kogu maailmas toodetavast baariumsulfaadist, puhastatud ja jahvatatud bariidist, kulub nafta- ja gaasipuuraukude rajamisel puurimisvedelike komponendina. Selle lisamine suurendab kaevu süstitava vedeliku tihedust, et seista paremini vastu reservuaari kõrgele rõhule ja vältida purunemist.

Kaevu puurimisel läbib otsik erinevaid moodustisi, millest igaühel on oma omadused. Mida suurem on sügavus, seda suurem on bariidi osakaal lahuse struktuuris. Täiendav eelis on see, et baariumsulfaat on mittemagnetiline aine, mistõttu see ei sega erinevaid elektroonikaseadmete abil tehtavaid aukude mõõtmisi.

Värvi- ja paberitööstus

Enamikku sünteetilisest BaSO 4-st kasutatakse värvide valge pigmendi komponendina. Niisiis müüakse titaandioksiidiga (TiO 2) segatud blancfixit värvimisel kasutatava valge õlivärvina.

BaSO 4 ja ZnS (tsinksulfiid) kombinatsioon annab anorgaanilise pigmendi, mida nimetatakse litopooniks. Seda kasutatakse teatud tüüpi fotopaberi kattekihina.

Viimasel ajal on baariumsulfaati kasutatud tindiprinteritele mõeldud paberi heledamaks muutmiseks.

Kasutusalad keemiatööstuses ja värvilises metallurgias

Polüpropüleeni ja polüstüreeni tootmisel kasutatakse BaSO 4 täiteainena vahekorras kuni 70%. See suurendab plastide vastupidavust hapetele ja leelistele ning annab neile läbipaistmatuse.

Seda kasutatakse ka muude baariumiühendite, eelkõige baariumkarbonaadi tootmiseks, mida kasutatakse telerite ja arvutiekraanide LED-klaasi valmistamiseks (ajalooliselt katoodkiiretorudes).

Metalli valamisel kasutatavad vormid on sageli kaetud baariumsulfaadiga, et vältida nakkumist sulametalliga. Seda tehakse anoodvaskplaatide valmistamisel. Need valatakse baariumsulfaadi kihiga kaetud vasevormidesse. Kui vedel vask tahkub valmis anoodplaadiks, saab selle vormist kergesti eemaldada.

pürotehnilised seadmed

Kuna baariumiühendid kiirgavad põlemisel rohelist valgust, kasutatakse selle aine sooli sageli pürotehnilistes valemites. Kuigi nitraat ja kloraat on tavalisemad kui sulfaat, kasutatakse viimast laialdaselt pürotehnilistes strobovalgustites.

Röntgeni kontrastaine

Baariumsulfaat on radioaktiivselt läbipaistmatu aine, mida kasutatakse teatud meditsiiniliste probleemide diagnoosimiseks. Kuna sellised ained on röntgenikiirgusele läbipaistmatud (blokeerivad need oma suure tiheduse tõttu), ilmuvad kehapiirkonnad, kus need paiknevad, röntgenkiirtel valgete aladena. See loob vajaliku eristuse ühe (diagnoositud) organi ja teiste (ümbritsevate) kudede vahel. Kontrast aitab arstil näha selles elundis või kehaosas esineda võivaid eritingimusi.

Baariumsulfaati võetakse suu kaudu või rektaalselt koos klistiiriga. Esimesel juhul muudab see söögitoru, mao või peensoole röntgenikiirgusele läbipaistmatuks. Nii et neid saab pildistada. Kui ainet manustada klistiiriga, siis on jämesool või sooled näha ja röntgenikiirgusega fikseeritud.

Baariumsulfaadi annus on erinevatel patsientidel erinev, kõik sõltub testi tüübist. Ravim on saadaval spetsiaalse meditsiinilise baariumi suspensiooni või tablettide kujul. Erinevad testid, mis nõuavad kontrastainet ja röntgeniseadmeid, nõuavad erinevas koguses suspensiooni (mõnel juhul on vajalik ravim tableti kujul). Kontrastaine tohib kasutada ainult arsti otsese järelevalve all.

Baarium(lat. Baryum), Ba, Mendelejevi perioodilisuse süsteemi II rühma keemiline element, aatomnumber 56, aatommass 137,34; hõbevalge metall. See koosneb 7 stabiilse isotoobi segust, mille hulgas on ülekaalus 138 Ba (71,66%). Uraani ja plutooniumi tuuma lõhustumisel tekib radioaktiivne isotoop 140 Ba, mida kasutatakse radioaktiivse märgistusainena. Baariumi avastas Rootsi keemik K. Scheele (1774) BaO oksiidi kujul, mida nimetatakse "raskeks maaks" või bariidiks (kreeka keelest barys - raske). Baariummetalli (amalgaami kujul) sai inglise keemik G. Davy (1808) märja Ba(OH)2 hüdroksiidi elektrolüüsil elavhõbekatoodiga. Baariumi sisaldus maakoores on 0,05 massiprotsenti, vabas olekus seda looduses ei esine. Baariumi mineraalidest on tööstusliku tähtsusega bariit (heavy spar) BaSO 4 ja vähemlevinud witeriit BaCO 3.

Baariumi füüsikalised omadused. Baariumi kristallvõre on kehakeskne kuup, perioodiga a = 5,019Å; tihedus 3,76 g / cm 3, t nl 710 ° C, t bp 1637-1640 ° C. Baarium on pehme metall (kõvam kui plii, kuid pehmem kui tsink), selle kõvadus mineraloogilisel skaalal on 2.

Baariumi keemilised omadused. Baarium kuulub leelismuldmetallide hulka ja on keemiliste omaduste poolest sarnane kaltsiumi ja strontsiumiga, ületades neid oma aktiivsuse poolest. Baarium reageerib enamiku teiste elementidega, moodustades ühendeid, milles ta on tavaliselt 2-valentne (baariumi aatomi välisel elektronkihil 2 elektroni, selle konfiguratsioon on 6s 2). Baarium oksüdeerub õhus kiiresti, moodustades pinnale oksiidikihi (nagu ka peroksiidi ja Ba 3 N 2 nitriidi). Kuumutamisel süttib kergesti ja põleb kollakasrohelise leegiga. Lagundab jõuliselt vett, moodustades baariumhüdroksiidi: Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2. Reaktsioonivõime tõttu hoitakse baariumi petrooleumikihi all. BaO oksiid - värvitud kristallid; õhus muutub see kergesti karbonaadiks BaCO 3, interakteerub intensiivselt veega, moodustades Ba (OH) 2. BaO kuumutamisel õhus temperatuuril 500 °C saadakse BaO 2 peroksiid, mis laguneb 700 °C juures BaO-ks ja O2-ks. Kuumutades peroksiidi kõrge rõhu all hapnikuga, saadakse kõrgem peroksiid BaO 4 - kollane aine, mis laguneb 50-60°C juures. Baarium ühineb halogeenide ja väävliga, moodustades halogeniide (näiteks BaCl 2) ja BaS sulfiidi, vesinikuga - BaH 2 hüdriidiga, mis laguneb kiiresti vee ja hapetega. Tavaliselt kasutatavatest baariumisooladest on baariumkloriid BaCl 2 ja teised halogeniidid hästi lahustuvad nitraat Ba (NO 3) 2, sulfiid BaS, kloraat Ba (ClO 3) 2, baariumsulfaat BaSO 4, baariumkarbonaat BaCO 3 ja kromaat BaCrO 4 on halvasti lahustuvad.

Baariumi saamine. Baariumi ja selle ühendite saamise põhitooraineks on bariit, mis taandub leekahjudes kivisöega: BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO. Saadud lahustuv BaS töödeldakse teisteks baariumisooladeks. Peamine tööstuslik meetod metallilise baariumi saamiseks on selle oksiidi termiline redutseerimine alumiiniumipulbriga: 4ВаО + 2Al = 3Ва + ВаО·Al 2 О 3 .

Segu kuumutatakse temperatuuril 1100-1200 °C vaakumis (100 mn/m2, 10-3 mmHg). Baarium väljub, settides seadme külmadele osadele. Protsess viiakse läbi perioodilise toimega elektrovaakumseadmetes, mis võimaldavad järjestikku läbi viia metalli redutseerimist, destilleerimist, kondenseerimist ja valamist, saades ühe tehnoloogilise tsükliga baariumi valuploki. Topeltdestilleerimisel vaakumis temperatuuril 900 °C puhastatakse metall lisandisisalduseni alla 1,10-4%.

Baariumi kasutamine. Metallilise baariumi praktiline kasutusala on väike. Seda piirab ka asjaolu, et puhta baariumiga manipuleerimine on keeruline. Tavaliselt asetatakse baarium kas teisest metallist valmistatud kaitseümbrisesse või legeeritakse mõne metalliga, mis muudab baariumi vastupidavaks. Mõnikord saadakse baariummetall otse seadmetesse, asetades neisse baariumi ja alumiiniumoksiidide segust tablette ning seejärel teostatakse termiline redutseerimine vaakumis. Baariumit, samuti selle sulameid magneesiumi ja alumiiniumiga kasutatakse kõrgvaakumtehnoloogias jääkgaaside absorbeerijana (getter). Väikestes kogustes kasutatakse baariumit vase ja plii metallurgias nende deoksüdeerimiseks ning väävlist ja gaasidest puhastamiseks. Mõnele hõõrdumist takistavale materjalile lisatakse väike kogus baariumi. Seega suurendab baariumi lisamine pliile oluliselt tüpograafiliste fontide jaoks kasutatava sulami kõvadust. Baarium-nikli sulameid kasutatakse mootorite ja raadiotorude hõõgküünalde elektroodide valmistamisel.

Baariumiühendeid kasutatakse laialdaselt. BaO 2 peroksiidi kasutatakse vesinikperoksiidi tootmiseks, siidi ja taimsete kiudude pleegitamiseks, desinfitseerimisvahendina ja süütesegude ühe komponendina aluminotermias. BaS sulfiidi kasutatakse karvade eemaldamiseks nahkadest. Perkloraat Ba (ClO 4) 2 on üks parimaid kuivatusaineid. Ba(NO 3) 2 nitraati kasutatakse pürotehnikas. Värvilised baariumisoolad - BaCrO 4 kromaat (kollane) ja BaMnO 4 manganaat (roheline) - on head pigmendid värvide valmistamisel. Baariumplatinotsüanaat Ba katab ekraane röntgeni- ja radioaktiivse kiirgusega töötamisel (selle soola kristallides ergastub kiirguse toimel erekollane-roheline fluorestsents). Baariumtitanaat ВаТiO 3 on üks olulisemaid ferroelektrikuid. Kuna baarium neelab hästi röntgeni- ja gammakiirgust, lisatakse see röntgeniseadmete ja tuumareaktorite kaitsematerjalide koostisesse. Baariumiühendid on inertsed kandjad uraanimaakide raadiumi ekstraheerimisel. Lahustumatu baariumsulfaat on mittetoksiline ja seda kasutatakse kontrastainena seedetrakti röntgenuuringus. Näriliste hävitamiseks kasutatakse baariumkarbonaati.

baarium kehas. Baarium esineb kõigis taimeorganites; selle sisaldus taimetuhas sõltub baariumi kogusest pinnases ja jääb vahemikku 0,06-0,2 kuni 3% (bariidimaardlates). Baariumi (baarium tuhas / Baarium mullas) akumulatsiooni koefitsient rohttaimedes on 0,2-6, puittaimedel 1-30. Baariumi kontsentratsioon on suurem juurtes ja okstes, vähem - lehtedes; see suureneb võrsete vananedes. Loomadele on baarium (selle lahustuvad soolad) mürgine, seetõttu põhjustavad rohkelt baariumit (tuhas kuni 2-30%) sisaldavad ürdid rohusööjatel mürgistust. Baarium ladestub loomade luudesse ja väikestes kogustes teistesse organitesse. 0,2-0,5 g baariumkloriidi annus põhjustab inimestel ägedat mürgistust, 0,8-0,9 g - surma.

IIA rühm sisaldab ainult metalle – Be (berüllium), Mg (magneesium), Ca (kaltsium), Sr (strontsium), Ba (baarium) ja Ra (raadium). Selle rühma esimese esindaja, berülliumi, keemilised omadused erinevad kõige tugevamalt selle rühma teiste elementide keemilistest omadustest. Selle keemilised omadused on alumiiniumiga paljuski sarnasemad kui teiste IIA rühma metallidega (nn diagonaalne sarnasus). Magneesium erineb keemiliste omaduste poolest samuti märgatavalt Ca-st, Sr-st, Ba-st ja Ra-st, kuid siiski on neil palju sarnasemad keemilised omadused kui berülliumil. Kaltsiumi, strontsiumi, baariumi ja raadiumi keemiliste omaduste olulise sarnasuse tõttu ühendatakse need ühte perekonda, nn. leelismuld metallid.

Kõik IIA rühma elemendid kuuluvad s-elemendid, st. sisaldavad kõiki nende valentselektrone s- alamtase. Seega on kõigi selle rühma keemiliste elementide välise elektronkihi elektrooniline konfiguratsioon selline ns 2 , kus n– perioodi number, mil element asub.

IIA rühma metallide elektroonilise struktuuri iseärasuste tõttu on neil elementidel lisaks nullile võimalik olla ainult üks oksüdatsiooniaste, mis võrdub +2. IIA rühma elementidest moodustunud lihtained saavad mis tahes keemilistes reaktsioonides osaledes ainult oksüdeerida, s.o. annetada elektrone:

Mina 0 - 2e - → Mina +2

Kaltsium, strontsium, baarium ja raadium on äärmiselt reaktiivsed. Nendest moodustunud lihtained on väga tugevad redutseerijad. Magneesium on ka tugev redutseerija. Metallide redutseeriv aktiivsus järgib D.I. perioodilise seaduse üldseadusi. Mendelejev ja kasvab alagrupist allapoole.

Koostoime lihtsate ainetega

hapnikuga

Ilma kuumutamiseta ei reageeri berüllium ja magneesium ei õhuhapniku ega puhta hapnikuga, kuna need on kaetud õhukeste kaitsekiledega, mis koosnevad vastavalt BeO ja MgO oksiididest. Erinevalt leelismuldmetallidest, mida hoitakse nende suhtes inertse vedeliku, enamasti petrooleumi, kihi all, ei nõua nende ladustamine spetsiaalseid kaitsemeetodeid õhu ja niiskuse eest.

Be, Mg, Ca, Sr moodustavad hapnikus põletamisel oksiidid koostisega MeO ja Ba - baariumoksiidi (BaO) ja baariumperoksiidi (BaO 2) segu:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ba + O 2 \u003d 2BaO

Ba + O 2 \u003d BaO 2

Tuleb märkida, et leelismuldmetallide ja magneesiumi põlemisel õhus toimub ka nende metallide kõrvalreaktsioon atmosfääri lämmastikuga, mille tulemusena lisaks metalliühenditele hapnikuga tekivad nitriidid üldvalemiga Me Samuti moodustub 3 N 2.

halogeenidega

Berüllium reageerib halogeenidega ainult kõrgel temperatuuril, ülejäänud IIA rühma metallid aga juba toatemperatuuril:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - magneesiumjodiid

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - kaltsiumbromiid

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - baariumkloriid

IV–VI rühma mittemetallidega

Kõik IIA rühma metallid reageerivad kuumutamisel kõigi IV-VI rühmade mittemetallidega, kuid olenevalt metalli asendist rühmas ja ka mittemetallide aktiivsusest on vaja erinevat kuumutamisastet. Kuna berüllium on keemiliselt kõige inertsem kõigist IIA rühma metallidest, vajavad selle reaktsioonid mittemetallidega oluliselt rohkem umbes kõrge temperatuur.

Tuleb märkida, et metallide reaktsioon süsinikuga võib moodustada erineva iseloomuga karbiide. On olemas metaniididega seotud karbiidid ja tavapäraselt peetavad metaani derivaadid, milles kõik vesinikuaatomid on asendatud metalliga. Need sisaldavad sarnaselt metaaniga süsinikku oksüdatsiooniastmes -4 ning nende hüdrolüüsil või koostoimel mitteoksüdeerivate hapetega on metaan üheks produktiks. On ka teist tüüpi karbiidid - atsetüleniidid, mis sisaldavad C 2 2- iooni, mis on tegelikult atsetüleeni molekuli fragment. Atsetüleniidi tüüpi karbiidid moodustavad hüdrolüüsil või interaktsioonil mitteoksüdeerivate hapetega ühe reaktsiooniproduktina atsetüleeni. Millist tüüpi karbiidi - metaniid või atsetüleniidi - saadakse ühe või teise metalli koostoimel süsinikuga, sõltub metalli katiooni suurusest. Reeglina moodustuvad metaniidid väikese raadiusega metalliioonidega ja atsetüliidid suuremate ioonidega. Teise rühma metallide puhul saadakse metaniid berülliumi interaktsioonil süsinikuga:

Ülejäänud II A rühma metallid moodustavad süsinikuga atsetüleniide:

Räniga moodustavad IIA rühma metallid silitsiide - Me 2 Si tüüpi ühendeid, lämmastikuga - nitriide (Me 3 N 2), fosforit - fosfiide (Me 3 P 2):

vesinikuga

Kõik leelismuldmetallid reageerivad kuumutamisel vesinikuga. Et magneesium vesinikuga reageeriks, ei piisa ainult kuumutamisest, nagu leelismuldmetallide puhul, lisaks kõrgele temperatuurile on vaja ka vesiniku kõrgendatud rõhku. Berüllium ei reageeri vesinikuga mitte mingil juhul.

Koostoime keeruliste ainetega

veega

Kõik leelismuldmetallid reageerivad aktiivselt veega, moodustades leeliseid (lahustuvaid metallihüdroksiide) ja vesinikku. Magneesium reageerib veega ainult keemise ajal, kuna kuumutamisel lahustub vees MgO kaitsev oksiidkile. Berülliumi puhul on kaitsev oksiidkile väga vastupidav: vesi ei reageeri sellega ei keemisel ega isegi punasel kuumustemperatuuril:

mitteoksüdeerivate hapetega

Kõik II rühma peamise alarühma metallid reageerivad mitteoksüdeerivate hapetega, kuna need on vesinikust vasakul aktiivsusreas. Sel juhul moodustub vastava happe ja vesiniku sool. Näited reaktsioonidest:

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

Mg + 2HBr \u003d MgBr2 + H2

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

oksüdeerivate hapetega

− lahjendatud lämmastikhape

Kõik IIA rühma metallid reageerivad lahjendatud lämmastikhappega. Sel juhul on redutseerimisproduktideks vesiniku asemel (nagu mitteoksüdeerivate hapete puhul) lämmastikoksiidid, peamiselt lämmastikoksiid (I) (N 2 O) ja tugevalt lahjendatud lämmastikhappe puhul ammooniumnitraat ( NH4NO3):

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

4Mg + 10HNO3 (väga liigendatud)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− kontsentreeritud lämmastikhape

Kontsentreeritud lämmastikhape tavalisel (või madalal) temperatuuril passiveerib berülliumi, st. ei reageeri sellega. Keemisel on reaktsioon võimalik ja kulgeb peamiselt võrrandi kohaselt:

Magneesium ja leelismuldmetallid reageerivad kontsentreeritud lämmastikhappega, moodustades laias valikus erinevaid lämmastiku redutseerimisprodukte.

– kontsentreeritud väävelhape

Berüllium passiveeritakse kontsentreeritud väävelhappega, st. ei reageeri sellega normaalsetes tingimustes, kuid reaktsioon kulgeb keemise ajal ja põhjustab berülliumsulfaadi, vääveldioksiidi ja vee moodustumist:

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

Baarium passiveerub ka kontsentreeritud väävelhappega lahustumatu baariumsulfaadi moodustumise tõttu, kuid reageerib sellega kuumutamisel, baariumsulfaat lahustub kuumutamisel kontsentreeritud väävelhappes, kuna see muutub baariumvesiniksulfaadiks.

Ülejäänud IIA põhirühma metallid reageerivad kontsentreeritud väävelhappega mis tahes tingimustes, sealhulgas külmas. Sõltuvalt metalli aktiivsusest, reaktsiooni temperatuurist ja happe kontsentratsioonist võib väävli redutseerimine toimuda SO 2, H 2 S ja S suhtes:

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

3Mg + 4H2SO4 ( konts .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H2SO4 ( konts .) \u003d 4CaSO4 + H2S + 4H2O

leelistega

Magneesium ja leelismuldmetallid ei interakteeru leelistega ning berüllium reageerib sulamise käigus kergesti nii leeliselahustega kui ka veevaba leelisega. Veelgi enam, kui reaktsioon viiakse läbi vesilahuses, osaleb reaktsioonis ka vesi ja saadused on leelis- või leelismuldmetallide tetrahüdroksoberülaadid ja gaasiline vesinik:

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

Reaktsiooni läbiviimisel tahke leelisega sulamise ajal tekivad leelis- või leelismuldmetallide ja vesiniku berülaadid.

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