Гидроксиды щелочноземельных металлов - белые растворимые в воде вещества. Они являются сильными основаниями. В ряду Ca→Sr→Ba основной характер и растворимость гид­роокисей увеличиваются. рПР(Са(ОН)₂) = 5,26, pПP(Sr(OH)₂) = 3,5, рПР(Ва(ОН)₂) = 2,3. Из растворов гидроокисей обычно выделяются Ва(ОН)₂ 8Н₂O, Sr(OH)2 8Н₂O, Са(ОН)₂ Н₂O. 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 СO₂. Са(ОН)г при стоянии на воз­духе поглощает СO₂ по схеме:

Са(ОН)₂ + СO₂ = СаСОз + Н₂O. Около 400С Са(ОН)₂ реаги­рует с угарным газом:

СО + Са(ОН)₂ = СаСОз + Н₂. Баритовая вода реагирует с CS₂ при 100 С:

CS₂ + 2Ва(ОН)₂ = ВаСОз + Ba(HS)₂ + Н₂О. Алюминий реагирует с баритовой водой:

2А1 + Ва(ОН)₂ + 10Н₂О = Ва[А1(ОН)₄(Н₂O)₂]₂ + ЗН₂. 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 устой­чивая Ва0₂, которая представляет собой белый, парамагнитный порошок с плотностью 4,96 г!см и т. пл. 450. ВаО₂ устойчива при обычной температуре (может храниться годами), плохо растворяется в воде, спирте и эфире, растворяется в разбавленных кислотах с выделе­нием соли и перекиси водорода. Термическое разложение перекиси бария ускоряют окислы, СГ2О3, Fe₂0₃ и CuO. Перекись бария реагирует при нагревании с водородом, серой, углеро­дом, аммиаком, солями аммония, феррицианидом калия и т. д. С концентрированной соля­ной кислотой перекись бария реагирует, выделяя хлор: ВаO₂ + 4HC1 = ВаС1₂ + С1₂ + 2Н₂O. Она окисляет воду до перекиси водорода:

 Н₂O + ВаO₂ = Ва(ОН)₂ + Н₂O₂. Эта реакция обра­тима и в присутствии даже угольной кислоты равновесие смещено вправо. ВаO₂ использует­ся как исходный продукт для получения Н₂O₂, а также как окислитель в пиротехнических составах. Однако, ВаO₂ может выступать и в качестве восстановителя: HgCl₂ + ВаO₂ = Hg + ВаС1₂ + O₂. Получают Ва0₂ нагреванием ВаО в токе воздуха до 500С по схеме: 2ВаО + O₂ = 2ВаO₂. При повышении температуры имеет место обратный процесс. Поэтому при горении Ва выделяется только окись. SrO₂ и СаO₂ менее устойчивы. Общим методом получения ЭO₂ является взаимодействие Э(ОН)₂ с Н₂O₂, при этом выделяются ЭO₂ 8Н₂O. Термический рас­пад ЭO₂ начинается при 380 С (Са), 480 С (Sr), 790 С (Ва). При нагревании ЭO₂ с концен­трированной перекисью 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

Таблица некоторых свойств ЭГ₂

                                                                                                                     Таблица 2.5.5

При получении путем обменного разложения в растворе фториды выделяются в виде объемистых слизистых осадков, довольно легко образующих коллоидные растворы. ЭГ₂ мож­но получить действуя соответствующими галогенами на соответствующие Э. Расплавы ЭГ₂ способны растворять до 30% Э. При изучении электропроводности расплавов хлоридов эле­ментов второй группы главной подгруппы было установлено, что их молекулярно-ионный со­став очень различен. Степени диссоциации по схеме ЭС1₂ = Э²⁺ + 2СГ равны: ВеС1₂ - 0,009%, MgCl₂ - 14,6%, СаС1₂ - 43,3%, SrCl₂ - 60,6%, ВаС1₂- 80,2%. Галогениды (кроме фторидов) Э содержат кристаллизационную воду: СаС1₂6Н₂0, SrCl₂6H₂0 и ВаС1₂2Н₂0. Рентгеноструктурным анализом установлено строение Э[(ОН₂)₆]Г₂ для кристаллогидратов Са и Sr. При медлен ном нагревании кристаллогидратов ЭГ₂ можно получить безводные соли. СаС1₂ легко образует пересыщенные растворы. Природный CaF2 (флюорит) применяют в керамической промышлен­ности, а также он используется для производства HF и является минералом фтора. Безводный СаСl₂ используют как осушитель ввиду его гидроскопичности. Кристаллогидрат хлористого кальция используют для приготовления холодильных смесей. ВаС1₂ - используют в с\х и для открытия SO₄^2→(Ba²⁺ + SO₄^2→ = BaSO₄). Сплавлением ЭГ₂ и ЭН₂ могут быть получены гидрогалиды: ЭГ₂ + ЭН₂ = 2ЭНГ. Эти вещества плавятся без разложения но гидролизуются водой: 2ЭНГ + 2Н₂O = ЭГ₂ + 2Н₂ + Э(ОН)₂. Растворимость в воде хлоратов, броматов и иодатов в воде уменьшается по рядам Са → Sr → Ва и С1 → Br →1. Ва(СlOз)₂ - используется в пиротехнике. Перхлораты Э хорошо растворимы не только в воде но и в органических растворителях. Наи­более важным из Э(СlO4)₂ является Ва(С1O₄)₂ ЗН₂O. Безводный перхлорат бария является хо­рошим осушителем. Его термический распад начинается только при 400 С. Гипохлорит каль­ция Са(СlO)₂nН₂0 (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 С0₂ воздуха:

СO₂ + 2СаОС1₂ = СаСОз + СаС1₂ + С1₂O. Хлорная известь применяется как окислитель, отбеливатель и как дезинфицирующее средство.

Для щелочноземельных металлов известны азиды Э(N₃)₂ и роданиды 3(CNS)₂ ЗН₂O. Ази­ды по сравнению с азидом свинца гораздо менее взрывоопасны. Роданиды при нагревании лег­ко теряют воду. Они хорошо растворимы в воде и органических растворителях. Ва(Nз)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 4Н₂O и Sr(NO₃)₂ 4H₂O. Для нитрата бария не свойственно образование кристаллогид­рата. При нагревании Са(NО₃)₂ 4Н₂O и Sr(NO₃)₂ 4H₂O легко теряю воду. В инертной атмосфере нитраты Э термически устойчивы до 455 С (Са), 480 С (Sr), 495 С (Ва). Расплав кристалло­гидрата нитрата кальция имеет кислую среду при 75 С. Особенностью нитрата бария является малая скорость растворения его кристаллов в воде. Склонность к комплексообразованию про­являет лишь нитрат бария, для которого известен нестойкий комплекс К₂[Ва(NО₃)₄]. Нитрат кальция растворим в спиртах, метилацетате, ацетоне. Нитраты стронция и бария там же почти не растворимы. Температуры плавления нитратов Э оцениваются в 600С, однако при этой же температуре начинается распад: Э(NO₃)₂ = 3(NO₂)₂ + O₂. Дальнейший распад   '

идет при более высокой температуре: 3(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, Ва - в желто-зеленый. Разберемся в сущности этого на примере Sr: у Sr²⁺ есть две BAO: 5s и 5р 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 раство­рением соответствующего количества СаО или СаСОз в ортофосфорной килоте. Также они осаждаются при обменных реакциях типа:

 (3-х)Са²⁺ + 2Н_хРO₄^-(3-х) = Са_(з-х) (Н_хРO₄)₂. Практи­ческое значение (как удобрение) имеет однозамещенный ортофосфат кальция, который наряду с Ca(SO₄) входит в состав суперфосфата. Его получают по схеме:

Са₃(РO₄)₂ + 2H₂SO₄ = Са(Н₂РO₄)₂ + 2CaSO₄

Оксалаты тоже мало растворимы в воде. Практическое значение имеет оксалат кальция, который при 200 С обезвоживается, а при 430 С разлагается по схеме: СаС₂O₄ = СаСО_з + СО. Ацетаты Э выделяются в виде кристаллогидратов, и хорошо растворимы в воде.

Сульфаты Э → белые, плохо растворимые в воде вещества. Растворимость CaSO₄ 2H₂O на 1000 г. воды при обычной температуре составляет 8 10^→3 моль, SrSO₄ → 510^-4 моль, BaSO₄ -1 10^-5 моль, RaSO - 610^-6 моль. В ряду Са - Ra растворимость сульфатов быстро уменьшается. Ва²⁺ является реактивом на сульфат-ион. Сульфат кальция содержит кристаллизационную во­ду. Выше 66^oС из раствора выделяется безводный сульфат кальция, ниже - гипс CaSO₄ 2Н₂О. Нагревание гипса выше 170 С сопровождается выделением гидратной воды. При замешива­нии гипса с водой эта масса быстро твердеет вследствие образования кристалл-логидрата. Это свойство гипса используется в строительстве. Египтяне использовали это знание еще 2000 лет назад. Растворимость 3SO₄ в крепкой серной кислоте намного выше, чем в воде (BaSO₄ до 10%), что свидетельствует о комплексообразовании. Соответствующие комплексы ЭSO₄H₂SO₄ могут быть получены в свободном состоянии. Двойные соли с сульфатами щелочных металлов и аммония известны только для Са и Sr. (NH₄)₂ [Ca(SO₄)₂] растворим в воде и используется в аналитической химии для отделения Са от Sr, т.к. (NH₄)₂[Sr(SO₄)₂] мало растворим. Гипс при­меняют для комбинированного получения серной кислоты и цемента, т.к. при нагревании с восстановителем (углем) гипс разлагается:

 CaSO₄ + С = СаО + SO₂ + СО. При более высокой температуре (900 С) сера еще больше восстанавливается по схеме: CaSO₄ + ЗС = CaS + CO₂ + 2СО. Подобный распад сульфатов Sr и Ва начинается при более высоких температурах. BaSO₄ 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 (ккал\моль): 100 и 722 (Са), 108 и 687 (Sr), 106 и 656 (Ва). Сульфиды щелочноземельных металлов в нейтральном растворе нацело гидролизованы по схеме: 2ЭS + 2H₂O = Э(HS)₂ + Э(ОН)₂. Кислые сульфиды могут быть получены и в свобод­ном состоянии упариванием раствора сульфидов. Они вступают в реакции с серой:

Э (HS)₂ + xS = 3S_X+1 + H₂S (x=2,3,4). Из кристаллогидратов известны BaS 6H₂O и Ca(HS)₂ 6Н₂O, Ba(HS)₂ 4H20. Ca(HS)₂ при­меняют для удаления волос. ЭS подвержены явлению фосфоресценции. Известны полисульфи­ды Э: ЭS₂, ЭS₃, ЭS₄, ЭS₅. Они получаются при кипячении взвеси 3S в воде с серой. На воздухе 3S окисляются: 2ЭS + ЗО2 = 2ЭSO3. Пропусканием воздуха через суспензию CaS можно полу­чить тиосульфат Са по схеме: 2CaS + 2O₂ + 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 3 в ряду Са - Ва падает также резко, как и в случае с сульфата­ми. Эти вещества желтого цвета получаются при взаимодействии растворимых солей 3 с хроматами (или дихроматами) щелочных металлов:

Э²⁺ + СrO₄^2- = 3CrO₄ Хромат кальция выде­ляется в виде кристаллогидрата → СаСгO₄2Н₂O (рПР СаСгO₄ = 3,15). Еще до температуры плавления он теряет воду. SrCrO₄ и ВаСгO₄ кристаллогидратов не образуют. рПР SrCrO₄ = 4,44, рПР ВаСrO₄ = 9,93.

Карбонаты Э белые, плохо растворимые в воде вещества. При нагревании ЭСОз перехо­дят в ЭO, отщепляя СO₂. В ряду Са - Ва термическая устойчивость карбонатов возрастает. Наиболее практически важен из них карбонат кальция (известняк). Он непосредственно ис­пользуется в строительстве, а также служит сырьем для получения извести и цемента. Ежегод­ная мировая добыча извести из известняка исчисляется десятками миллионов тонн. Термиче­ская диссоциация СаСОз эндотермична: СаСОз = СаО + СО2 и требует затраты 43 ккал на моль известняка. Обжиг СаСОз проводят в шахтных печах. Побочным продуктом обжига являетсяценный углекислый газ. СаО важный строительный материал. При замешивании с водой про­исходит кристаллизация за счет образования гидроокиси, а затем карбоната по схемам: