Vegyészeti-élelmiszeripari Középiskola CSÓKA 2. CSOPORT (iIa CSOPORT) Vegyészeti-élelmiszeripari Középiskola CSÓKA Készítette: Varga István

A vegyértékelektronok általános elektronszerkezete EN Ei Be Mg Ca Sr Ba Ra A vegyértékelektronok általános elektronszerkezete cs ö k k e n cs ö k k e n A fémes jellem erősödik ns2

Be Mg Ca Sr Ba Ra alkáliföldfémek

AZ ALKÁLIFÖLDFÉMEK FONTOSABB ADATAI Fontosabb adatok Be Mg Ca Sr Ba Ra Elektronegativitás Pauling szerint 1,57 1,31 1,00 0,95 0,89 0,90 Ei (I.) [kJ/mol] 900 737,7 596 550 500 509,3 Olvadásponti hőmérséklet [°C] 1277 650 838 768 714 700 Forrásponti hőmérséklet [°C] 2770 1107 1440 1380 1640 1737 Sűrűség [g/cm3] 1,86 1,75 1,55 2,6 3,6 5,5 Lángfestés - téglavörös bíborvörös zöld vörös A bázisok erőssége a nyíl irányában növekszik

MAGNÉZIUM (magnesii, magnesium, magnezijum, магний )

A 8. leggyakrabban előforduló elem A 8. leggyakrabban előforduló elem. Nagy reakcióképessége miatt csak vegyületei (ásványai) alakjában fordul elő a természetben.

Fontosabb ásványai: magnezit MgCO3 karnalit KMgCl3·6H2O A magnéziumot először Antoine Bussy francia kémikus állította elő 1828-ban, a magnézium-klorid redukciójával. Fontosabb ásványai: dolomit CaMg(CO3)2 magnezit MgCO3 karnalit KMgCl3·6H2O ensztatit MgSiO3 kainit KCl∙MgSO4·3H2O Antoine Bussy (1794-1882)

A magnézium ezüstfehér színű, erős fémfényű, puha könnyen nyújtható könnyűfém. Levegőn állva a felülete már szobahőmérsékleten vékony, a további oxidációtól védő, fakó színű oxidréteggel vonódik be.

A magnézium izotópjai A magnéziumnak 3 stabil és több radioaktív izotópja van. Stabil izotópjai a következők:   24Mg – 78,99%-ban, 25Mg – 10%-ban és 26Mg – 11,01%-ban fordul elő a természetben.

Emissziós színképe a látható tartományban

Ipari előállítása Megolvasztott sóinak, például MgCl2 elektrolízisével Dow- féle cellákban. A cellák belülről fűthető vaskádak. A tartály fala katódként működik, az anódot pedig fölülről az olvadékba nyúló grafitrudak alkotják. Újabban a magnéziumot karbonátjai hevítésekor keletkező oxidjának karbotermiás vagy szilikotermiás redukciójával állítják elő.

Élettani jelentősége A magnézium életfontosságú anyag. Nélkülözhetetlen több száz enzim megfelelő működéséhez, szükséges minden energiaigényes folyamathoz, a fehérje- zsír- és szénhidrát-anyagcsere számos lépéséhez, az inzulintermeléshez. A szervezetben mintegy 25-30 gramm magnézium található, melynek csaknem fele a csontokban koncentrálódik.

A magnézium a klorofillban is megtalálható. A klorofill porfinvázas magnézium-tartalmú komplex vegyület, amely a napsugárzás energiáját elnyeli, és szén-dioxidból és vízből glükózt képes létrehozni a zöld növények sejtjeiben a fotoszintézis által. Szintetikusan először Woodwardnak sikerült előállítania 1960-ban.

A klorofill-A szerkezete A klorofill-B szerkezete

Felhasználása Kis sűrűségű és viszonylag nagy szilárdságú ötvözetek (magnálium, elektronfém, duralumínium) előállítására, főleg a repülőgépiparban. Nehezen redukálható fémek (V, U, Zr, Ti) kinyerésére, Villanófényporok, világító rakéták, víz alatti fáklya, gyújtóbombák készítésére, Szerves szintéziseknél gyakran használt Grignárd-reagens, azaz alkil-magnézium-halogenid (RMgX) készítésére, Fluor előállítására alkalmas edények gyártására (a felületén képződő MgF2 jó védőréteg).

Kémiai tulajdonságai Levegőn állva a felülete már szobahőmérsékleten vékony, a további oxidációtól védő, összefüggő oxidréteggel vonódik be. Meggyújtva, vakító fehér lánggal magnézium-oxiddá ég el: 2Mg + O2 → 2MgO A forró vizet az alábbi egyenlet szerint bontja:   Mg + H2O → MgO + H2

Híg savakkal reagálva H2-gázt fejleszt a következő reakció szerint:   Mg + 2HCl → H2 + MgCl2 Erős redukálószer. Ezt a tulajdonságát a titán előállításánál is kihasználják. Titán(IV)-kloridból elemi titánt állítanak elő a következő egyenlet szerint:   TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2

Alkil-, és aril-halogenidekkel dietil-éter jelenlétében kötésbe lép és megfelelő magnéziumtartalmú szerves alkil- vagy arilvegyület képződik. Ezeket a vegyületeket feltalálójukról Victor Grignard-ról nevezték el Grignard-vegyületeknek.

Fontosabb vegyületei Vegyületeiben a magnézium oxidációs száma +2. Magnézium-oxid (égetett magnézia) – MgO: laza, fehér tapadós por. A természetben zöldes színű periklász ásvány formájában fordul elő vasoxiddal együtt. Ipari előállítása a magnezit 500°C-on való égetésével (kalcinálásával) történik a következő reakció szerint: MgCO3 → MgO + CO2

A magnézium-oxidot leginkább tűzálló tégelyek és téglák készítésére használják.

Magnézium-hidroxid - Mg(OH)2 : Fehér, száraz, porszerű anyag Magnézium-hidroxid - Mg(OH)2 : Fehér, száraz, porszerű anyag. A természetben is előfordul ásványa a brucit formájában. Előállítása vízben oldható magnéziumsókból történik kalcium-hidroxiddal. A reakció során fehér, laza csapadék formájában válik ki a magnézium-hidroxid:   MgCl2 + Ca(OH)2 → Mg(OH)2 (s) + CaCl2   A keletkezett magnézium-hidroxid gyenge bázis. Vízben rosszul oldódik (oldhatósága 20°C-on kb. 9 g/L).

Magnézium-karbonát (magnezit) - MgCO3: A természetben is előfordul mint a dolomit ásvány egyik alkotója. Fehér trigonális kristályokat alkot.

Vízben nem oldódik, de már a gyenge ásványi savak is jól oldják Vízben nem oldódik, de már a gyenge ásványi savak is jól oldják. A híg szénsavoldat, lassan feloldja a következő reverzibilis reakció szerint:

Magnézium-szulfát-heptahidrát (keserűsó) – MgSO4 · 7H2O: Színtelen, keserű ízű, vízben jól oldódó vegyület. A természetben oldott állapotban is előfordul az ún. keserűvizekben. Gyapotszövetek kikészítéséhez, ásványvizek készítéséhez és enyhe hashajtóként használják.

Magnézium-klorid-hexahidrát – MgCl2 · 6H2O: Színtelen, monoklin kristályos, erősen higroszkópos vegyület. A természetben a tengervízben és a karnalit (KCl · MgCl2 · 6H2O) nevű ásványban fordul elő. Előállítása a KCl-gyártás során keletkező hulladéklúg bepárlásával történik. A magnézium-kloridot a különleges cementek, tűzálló faimpregnálószerek előállítására használják, továbbá a magnézium-előállítás fontos kiindulási anyaga.

kalcIUM (calcium, calcium, kalcijum, кальций)

A 3. leggyakrabban előforduló elem.

A kalciumot először Humphry Davy angol kémikus állította elő 1807-ben, és ugyancsak ő nevezte el a mész = calx latin neve után kalciumnak. Lengyel Béla (1844-1913) Nagyobb mennyiségű tiszta kalcium előállítására azonban legelőször Lengyel Béla magyar vegyész, dolgozott ki eljárást 1896-ban.

Nagy reakcióképessége miatt csak vegyületei (ásványai) alakjában fordul elő, mint amilyenek a: CaCO3 (kalcit-, mészkő-, kréta-formájában) CaMg(CO3)2 (dolomit) Ca3(PO4)2 (foszforit) CaF2 (fluorit) CaSO4 · 2H2O (gipsz) CaSO4 (anhidrit)

Elektromos vezetőképessége a rézének kb. 10%-a. A kalcium ezüstfehér színű, erős fémfényű, puha (késsel vágható) paramágneses fém. Elektromos vezetőképessége a rézének kb. 10%-a. Levegőn gyorsan oxidálódik, ezért levegőtől elzárva tárolják. Kisebb mennyiségű kalciumot általában petróleumban célszerű tárolni.  

A kalcium izotópjai A kalciumnak 9 izotópja ismert. Ezek közül csak a: 40, 42, 43, és a 44-es tömegszámú izotópok stabilak, míg a többi kalciumizotóp radioaktív.

Emissziós színképe a látható tartományban

Ipari előállítása CaCl2 és CaF2 vagy KCl keverékének olvadékából állítják elő elektrolízissel. Az elektrolízishez grafit anódot és vas katódot használnak. A Cl2 vagy az F2 az anódon, míg a kalcium a vas katódon válik ki. A kapott kalciumot átolvasztással tisztítják meg a szennyezőanyagoktól.

Élettani jelentősége Az élő szervezetek számára nélkülözhetetlen. A gerincesek testében a csontok és a fogak alapját a kalcium-sók alkotják. Előfordul azonban az izmokban, a vérben és más szervekben is. A modern táplálkozástudományi ajánlások szerint 800 - 1000 mg/nap kalciumbevitel elegendő az ember kalcium-szükségletének fedezésére.

Felhasználása A kalcium igen erős redukálószer, a finoman szétoszlatott kalciumot szerves redukciókhoz használják, de fontos szerepet kap egyes fémek redukciójánál is (például, urán, cirkónium, tórium). Kalcium segítségével történik a kén és az oxigén kisebb mennyiségének eltávolítása a vas olvadékból az acélgyártás során. Adalékanyag az üveggyártás során. Gyógyszeriparban. Alkoholok vízmentesítésére, stb.

Kémiai tulajdonságai Reakcióképesebb a magnéziumnál. Levegőben elégetve oxiddá és nitriddé ég el: 2Ca + O2 → 2CaO   3Ca + N2 → Ca3N2 Hideg vízzel exoterm reakció közben kalcium-hidroxid keletkezik és H2-gáz fejlődik:  Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Híg savakkal reagálva H2-gázt fejleszt a következő reakció szerint:   Ca + 2HCl → CaCl2 + H2 A halogén elemekkel szintén reagál, miközben megfelelő kalcium-halogenid keletkezik.  Ca + Cl2 → CaCl2

Magas hőmérsékleten (1600°C-on) a szénnel kalcium-karbiddá, a kénnel kalcium-szulfiddá, a foszforral kalcium-foszfiddá egyesül:  Ca + 2C → CaC2 Ca + S → CaS  3Ca + 2P → Ca3P2 A kalcium és vegyületei a lángot téglavörös színűre festik.

Fontosabb vegyületei Vegyületeiben a kalcium oxidációs száma +2. Kalcium-oxid (égetett mész) – CaO: fehér, kemény, maró hatású anyag. Iparilag mészkőből állítják elő úgy, hogy a mészkövet ún. körkemencében vagy aknás kemencében hevítik 900-1200°C-on. Hevítéskor a mészkő termikus disszociációja megy végbe: CaCO3 → CaO + CO2

Az égetett mész fontos ipari nyersanyag Az égetett mész fontos ipari nyersanyag. Felhasználása: habarcskészítés, kalcium- karbid előállítása, kerámiaipar, üveggyártás, szódagyártás.

Kalcium-hidroxid (oltott mész) - Ca(OH)2 : Fehér, száraz, porszerű anyag. Előállítása égetett mészből történik vízzel (mészoltás) a következő exoterm reakció szerint:  CaO + H2O → Ca(OH)2 Az oltott mész erős bázis, amely vízben rosszul oldódik. Telített oldatát meszesvíznek, vízzel alkotott szuszpenzióját pedig mésztejnek nevezzük.

Ca2+ OH–

Kalcium-karbonát - CaCO3: A természetben kalcit, mészkő, márvány, kréta formájában fordul elő. Két kristálymódosulata létezik, a kalcit és az aragonit.   A mészkő, márvány, kréta egyaránt kalcit, az igazgyöngy pedig aragonitkristályokból áll. A tiszta, áttetsző kalcitot izlandi pát néven ismerik.

A mészkő szennyezett kalcium-karbonát fontos ipari nyersanyag A mészkő szennyezett kalcium-karbonát fontos ipari nyersanyag. Főleg égetett mész gyártására használják, de a cement- és az üvegiparban is nyersanyagul szolgál. A kalcium-karbonát vízben gyakorlatilag oldhatatlan, de az esővíz, amely híg szénsavoldatnak is tekinthető, lassan feloldja. Szervetlen és szerves savakban, a sav erősségétől függően, különböző sebességgel oldódik.

A kalcit kristályszerkezete

Fluorit (lila) és kalcit (fehér) kristályai

Kalcium-szulfát – CaSO4: A természetben anhidrit és gipsz alakjában fordul elő. Színtelen vagy szürke, rombos kristályokat képez. Vízben alig oldódik. Az építőiparban kötőanyagként, a festékiparban nyersanyagként használják nagyobb mennyiségben.

Kalcium-foszfát – Ca3(PO4)2: Színtelen, amorf anyag, amely vízben oldhatatlan. Híg sósavban és salétromsavban jól oldódik. A természetben a foszforit és apatit nevű ásványokban fordul elő. A csontok és a fogzománc fontos alkotórésze. Az iparban üveg, zománc és porcelán gyártására használják.

Kalcium-dihidrogén-foszfát – Ca(H2PO4)2: Színtelen, kristályos anyag, amely vízben és híg savakban mérsékelten oldódik. A szuperfoszfát nevű foszfortartalmú műtrágya egyik alkotója. 200°C feletti hőmérsékletre hevítve, elbomlik.

Kalcium-nitrát (mészsalétrom) – Ca(NO3)2: Színtelen, kristályos anyag, amely vízben jól oldódik. Kristályvizes alakja, a Ca(NO3)2· 4H2O a levegőn elfolyósodik, és 40°C-on saját kristályvizében megolvad. Iparilag mészkőből állítják elő salétromsavval:  

Kalcium-hidrid – CaH2: Fehér kristályos anyag Kalcium-hidrid – CaH2: Fehér kristályos anyag. Előállítható fém kalcium elemi hidrogén atmoszférában való melegítésével. A kalcium-hidrid erős redukálószer. Vízzel való reakciója során kalcium-hidroxid és hidrogén keletkezik. CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

A csoport többi eleme

berillium Neve a berill (3BeO·Al2O3·6SiO2) ásvány nevéből származik. A kevés Cr2O3-dal szennyezett beril smaragd néven ismert, igen szép zöld színű drágakő. Előállítása BeF2-ból történik redukcióval magas hőmérsékleten. Redukálószerként magnéziumot használnak. BeF2 + Mg → Be + MgF2

Fontosabb vegyületei: A berillium szürkés színű, kemény és nagyon rideg könnyűfém. 600°C fölött jól alakítható. Elektromos vezetőképessége a rézének kb. 10%-a. Fontosabb vegyületei: BeCl2: nagyon higroszkópos vegyület. A berillium-előállítás kiindulási anyaga. Be(OH)2: Fehér, savakban és bázisokban könnyen oldódó amfoter vegyület. BeO: Fehér, porszerű vegyület, amely a berillium-hidroxid izzításakor keletkezik. Be(OH)2 → BeO + H2O

Smaragd Berilliumérc

Stroncium A földkéregben 0,03%-ban fordul elő, de csak vegyületei (SrSO4 és SrCO3) formájában. Ezüstfehér színű, jól alakítható könnyűfém. Levegőn állva a fém felületén nagyon gyorsan sárgásbarna oxidréteg képződik, ezért toluolban vagy xilolban tárolják. Előállítása a SrCl2-olvadék elektrolízisével történik. Etanolban, savakban és cseppfolyós ammóniában jól oldódik. A stronciumot elsősorban könnyűfémötvözetek nemesítésére használják. A stroncium és vegyületei a lángot élénkvörösre festik.

Stroncium A stroncium lángfestése

Bárium Az elemek gyakorisági sorában a 18. helyen áll. Csak ásványai formájában fordul elő. Fontosabb ásványa a barit (BaSO4). A bárium ezüstfehér, puha fém, amely levegőn nem állandó. Előállítása bárium-oxidból történik redukcióval magas hőmérsékleten. Redukálószerként alumíniumot használnak. Vízzel és etanollal hidrogénfejlődés közben hevesen reagál. Savakban (kivétel a kénsav) és cseppfolyós ammóniában könnyen feloldódik.

Bárium Barit (BaSO4)

Rádium Fehér színű, radioaktív nehézfém. Mind a 28 ismert rádium izotóp radioaktív. Felezési idejük 1600 év és 0,18 μs között van. Igen ritka elem. A természetben az uránszurokércben fordul elő. Hét tonna érc kb. 1 g rádiumot tartalmaz. Levegőn állva, sötétben világít, és a felületén fekete nitridréteg képződik.

Rádium