Свежата повърхност е леко тъмна поради образуването на оксидна стопилка. Тази стопилка е изключително силна - за един час целият метал се окислява напълно. Стопилката се състои от EO, както и EO 2 и E 3 N 2. Нормални електродни потенциали на реакцията E-2e = E2 + увеличение = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). E много активни елементи: разпадат се във вода и киселини, премахват повечето метали от техните оксиди, халогениди, сулфиди. Първичен (200-300 около 3) калций взаимодейства с водна пара по схемата:
2Ca + H2O = CaO + CaH2.
Появяват се вторични реакции:
CaH 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + 2H 2 і CaO + H 2 O = Ca (OH) 2.
В медицинската сярна киселина Е може да не се разтвори чрез създаване на стопилка от нискокачествен ESO 4. С разредени минерални киселини Е реагират бурно с вода. Калцият, когато се нагрява до 800 градуса с метан, реагира по следната схема:
3Ca + CH4 = CaH2 + CaC2.
При нагряване реагира с вода, киселина и газоподобен амоняк. За химическите власти радиусът е най-близо до Va и също е активен. При стайна температура виното ще се комбинира с киселина и азот във въздуха. Zagalom, неговата химическа сила е малко по-изразена от аналозите му. Всички ястия са щастливо подредени под въздействието на натоварената с влага атмосфера, набъбваща с жълтеникава или кафеникава ферментация. Силата на автолуминесценцията се проявява, когато е свързана с радио. В резултат на радиоактивно разпадане 1 g Ra сега произвежда 553,7 J топлина. Следователно температурата е радиус и yogo spoluk zavzhdi vyshcha за температурата. довкилас 1,5 градуса. Също така е ясно, че 1 g радий на доза е равен на 1 mm 3 радон (226 Ra = 222 Rn + 4 He), на което се основава основата на това как да се подготви радон за радонови бани.
Хидриди E – бели, кристални солени думи. Те са в пряк контакт с елементите при нагряване. Температурите за реакцията E + H 2 = EH 2 са равни на 250 около Z (Ca), 200 около Z (Sr), 150 около Z (V). Термичната дисоциация на EH 2 започва при 600 °C В атмосферата водата CaH 2 не се разлага над нормалната точка на топене (816 °C). Като цяло хидридите на пасищните метали са устойчиви на въздух при нормални температури. Смрадите не реагират с халогени. Въпреки това, при нагряване, химическата активност на EH 2 се увеличава. Вонята на сградата превръща оксидите в метали (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), например
2CaH2 + TiO2 = 2CaO + 2H2 + Ti.
Реакция на CaH 2 с Al 2 O 3 при 750 около:
3CaH 2 + Al 2 O 3 = 3CaO + 3H 2 + 2Al,
CaH 2 + 2Al = CaAl 2 + H2.
CaH2 реагира с азот при 600°C по следната схема:
3CaH2 + N2 = Ca3N2 + 3H2.
При запалване с EN 2 вонята гори силно:
EH 2 + O 2 = H 2 O + CaO.
Когато работите с твърди окислители, не сте в безопасност. Когато водата реагира на EH 2, се виждат хидроксид и вода. Тази реакция е дори екзотермична: след накисване с вода във въздуха, EH 2 се самозасмуква. EH 2 реагира с киселини, например, съгласно схемата:
2HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2H 2.
EN 2 се използва за извличане на чиста вода, както и за отстраняване на следи от вода в органични бутилки. Нитрид E е огнеупорни речи без хамбар. Миризмата излиза от елементите при повишени температури. Вонята се разнася като вода зад диаграмата:
E 3 N 2 + 6H 2 O = 3E(OH) 2 + 2NH 3.
E 3 N 2 реагира при нагряване с CO по схемата:
E 3 N 2 + 3CO = 3EO + N 2 + 3C.
Процесите, които се случват, когато E3N2 се нагрява с въглероден диоксид, изглеждат така:
E3N2 + 5C = ECN2 + 2EC2; (E = Ca, Sr); 3N2 + 6C = (CN)2 + 2C2;
Стронциевият нитрид реагира с HCl, произвеждайки Sr хлориди и амоний. Фосфид E 3 P 2 се смесват директно с елементи или чрез пържене на тризаместени фосфати с карбид:
Ca 3 (PO 4) 2 + 4C = Ca 3 P 2 + 4CO
Вонята се хидролизира с вода по схемата:
E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.
С киселини от фосфиди на пасищни метали, дават уникална сол и фосфин. На които се замразяват, за да се отстрани фосфинът в лабораторията.
Сложни химикали склад E(NH 3) 6 - твърди материали с метални отблясъци и висока електропроводимост. Те са обладани от наличието на рядък амоняк на Еге. На вятъра вонята сама поема. Без излагане на въздух миризмите се разграждат до следните аминокиселини: E(NH3)6 = E(NH2)2+4NH3+H2. При нагряване миризмата се разлага активно по тази схема.
Карбиди пасищните метали, които излизат от пърженето E от хрущялите се разлагат с вода и ацетилен:
EC2 + 2H2O = E(OH)2 + 2H2.
Реакция от вас 2, когато масата кипи, тя изгаря при контакт с вода. Топлината на осветяване на елементите EU 2 Ca и Va е равна на 14 и 12 kcalmol. При нагряване с азот, EC2 дава CaCN2Ba (CN)2SrCN2. Видоми силициди (ESi и ESi 2). Те могат да бъдат отстранени при нагряване директно от елементите. Вонята се хидролизира от вода и реагира с киселини, давайки H 2 Si 2 O 5 SiH 4 видове Е и вода. Видоми Бориди EB 6 съдържа елементи при нагряване.
Окису калцият и неговите аналози са бели, огнеупорни (Т точка на кипене CaO = 2850 около С) вещества, които енергийно пречистват водата. На тази повърхност има стойка за извличане на абсолютен алкохол. Вонята реагира бурно с вода, виждайки много топлина (кремът SrO е ендотермичен). EO се разтварят в киселини и амониеви хлориди:
EO + 2NH 4 Cl = SrCl 2 + 2NH 3 + H 2 O.
Избягвайте пържене на карбонати, нитрати, пероксиди или хидроксиди на неблагородни метали. Ефективните заряди на барий и киселина в BaO са равни на 0,86. SrO при 700 ppm Реагира с калиев цианид:
KCN + SrO = Sr + KCNO.
Стронциевият оксид се разтваря в метанол с разтвори на Sr(OSH 3) 2. При магнитно-термично обновяване междинният оксид Ba 2 Pro, който е нестабилен и непропорционален, може да бъде отстранен.
Хидроксид ливадно-земни метали – богати на бяла вода вещества. Вонята е силна. В сериите Ca-Sr-Ba основната природа и сложността на хидроксидите се увеличават. pPR(Ca(OH)2) = 5.26, pPR(Sr(OH)2) = 3.5, pPR(Ba(OH)2) = 2.3. От гледна точка на хидроксидите се появява (OH) 2. 8H 2 Pro, Sr(OH) 2. 8H 2 Pro, Ca(OH) 2. H 2 O. EO добавя вода към разтворения хидроксид. Върху какво е фокусът на изследването на CaO в ежедневието. Сместа от Ca(OH) 2 и NaOH в съотношение 2:1 се нарича външно важна и се използва широко като основа 2. Ca (OH) 2, когато стои на вятъра, абсорбира CO 2 по схемата:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
Близо до 400 около Ca(OH) 2 реагира с парен газ:
CO + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H2.
Баритната вода реагира с CS 2 при 100 около:
CS 2 + 2(OH) 2 = CO 3 + (HS) 2 + H 2 O.
Алуминият реагира с баритна вода:
2Al + Ba(OH) 2 + 10H 2 O = Ba 2 + 3H 2. E(OH) 2
vikoristavuyutsya за освобождаване на въглероден анхидрид.
E одобрявам кислородна вода бял цвят. Вонята е значително по-малко стабилна при отстраняване на оксиди и има силни окислители. От практическо значение е най-голямата стойка 2, която представлява бял, парамагнитен прах с якост 4,96 3 g1cm
ta m.pl. 450°. BaO 2 стои при аварийна температура (може да се запази с камъни), най-добре е да се разтвори във вода, алкохол и етер и да се разтвори в разредени киселини, соли и воден пероксид. Термичното разлагане на бариев пероксид ще ускори оксидите Cr 2 O 3 Fe 2 O 3 и CuO. Бариевият пероксид реагира при нагряване с вода, сяра, въглерод, амоняк, амониеви соли, калиев ферицианид и др. Бариевият пероксид реагира с концентрирана солна киселина, като вижда хлор: = O 2 + 4HCl
BaCl2 + Cl2 + 2H2O.
H 2 O + O 2 = B(OH) 2 + H 2 O 2.
Тази реакция е обратна и в присъствието на въглена киселина тя е еднакво изместена надясно. 2 се използва като изходен продукт за отстраняване на H 2 Pro 2, както и като окислител в пиротехнически складове. VaO 2 обаче може да действа като родител:
HgCl 2 + O 2 = Hg + BaCl 2 + O 2.
Намалете BAO 2 чрез нагряване на BAO в потока до 500 около 3 според схемата:
2BaO + O 2 = 2BaO 2.
Когато температурата се повиши, започва обратният процес. Следователно при изгаряне се виждат само оксиди. SrO 2 и CaO 2 са по-малко стабилни. Използвайки скрития метод за отстраняване на EO 2, взаимодействието между E(OH) 2 и H 2 Pro 2 води до появата на EO 2. 8H 2 O. Термичното разлагане на EO 2 започва при 380 около Z (Ca), 480 около Z (Sr), 790 около Z (V). Когато EO 2 се нагрява с концентриран пероксид, водата може да бъде отстранена от течната супероксидна смола на EO 4.
Соли Е наричат безбарвни. Хлоридите, бромидите, йодидите и нитратите се разтварят лесно във вода. Флуоридите, сулфатите, карбонатите и фосфатите са гнили. Йон Ba 2+ е токсичен. Галиди Дели се на две групи: флуориди и др. Флуоридите може да не се разтварят във вода или киселини и не разтварят кристалните хидрати. Напротив, хлоридите, бромидите и йодидите се разтварят добре във вода и се появяват като кристални хидрати. Държавните служители на EG 2 са представени по-долу:
Когато се отстрани чрез обменния път, флуоридът се появява под формата на големи слузни отлагания, които могат лесно да се разтворят, когато се добавят. EG 2 може да се отстрани с различни видове халогени върху различни видове E. Стопилките на EG 2 се разделят до 30% E. Когато се промени електрическата проводимост на стопилките на хлориди на елементи от друга група глава подгрупаУстановено е, че неговият молекулярно-йонен склад е много различен. Етапи на дисоциация съгласно схемата ECl 2 = E 2+ + 2Cl- нива: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. Халогениди (включително флуориди) Смесете с вода за кристализация: CaCl2. 6H 2 Pro, SrCl 2. 6H 2 Pro BaCl 2 . 2H 2 O. Рентгеноструктурният анализ установява Budov E [(OH 2) 6] G 2 за Ca и Sr кристални хидрати. Когато EG 2 кристалните хидрати са достатъчно нагрети, безводните соли могат да бъдат отстранени. CaCl 2 лесно разрешава пресичания. Естественият CaF 2 (флуорит) се използва в керамичната промишленост, а също така се използва за производството на HF и флуорни минерали. Безводният CaCl 2 се използва като изсушаващ агент в зависимост от неговата хидроскопичност. Кристалният хидрат на калциев хлорид се викоризира за приготвяне на хладилни торби. ВаСл 2 - използвана при сх и за изкриване
SO 4 2 - (2 + + SO 4 2 - = SO 4).
Сплавите на EG2 и EN2 могат да бъдат отстранени от хидрохалогениди:
EG 2 + EH 2 = 2ENG.
Тези думи се топят, без да се топят, но се хидролизират с вода:
2ENG + 2H 2 O = EG 2 + 2H 2 + E(OH) 2.
Недоволство край водата хлорати , бромат і йодат във водата се променя по реда Ca - Sr - Ba и Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - викоризиран в пиротехниката. Перхлорати Добре е във вода и в органични производители. Най-важното е E(ClO 4) 2 є (ClO 4) 2. 3H 2 O. Безводният бариев перхлорат е добър изсушаващ агент. Неговото термично разлагане започва при около 400 z. Хипохлорит калций Ca(ClO) 2. nH 2 O (n=2,3,4) контролират количеството хлор в млякото. Виното е окислител и е добро за вода. Хлор вапно Можете да го премахнете с хлор върху твърда гасена вода. Разлага се с вода и мирише на хлор в присъствието на вологер. Реагира с CO 2:
CO 2 + 2CaOCl 2 = CaCO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O.
Хлорът трябва да се използва като окислител, като дезинфектант и като дезинфектант.
За пасищни метали като цяло Азиди E(N 3) 2 та роданид E(CNS) 2. 3H 2 O. Азидът в комбинация с оловен азид е много по-малко вибухон безопасен. При нагряване роданидът лесно губи вода. Вонята изчезва по-добре във вода и органични течности. (N 3) 2 и Ba(CNS) 2 могат да се използват като заместители за отстраняване на азиди и тиоцианати на други метали от сулфати чрез реакция на обмен.
Нитрат Калцият и стронций се появяват поради появата на кристални хидрати на Ca (NO 3) 2. 4H 2 O и Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. За бариев нитрат не е възможно да реагира с кристален хидрат. При нагряване Ca(NO 3) 2. 4H 2 O и Sr(NO 3) 2. 4H 2 O лесно хаби вода. В инертна атмосфера нитрат Е е термично стабилен до 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). Топенето на кристален хидрат на калциев нитрат има кисела среда при 75 градуса С. Поради особеностите на бариевия нитрат, ликвидността на неговите кристали във вода е ниска. Устойчивостта на комплексообразуване се разкрива от липсата на бариев нитрат, който съдържа нестабилния K 2 комплекс. Калциевият нитрат се използва в алкохоли, метилацетат и ацетон. Нитратите на стронция и бария не се разграждат там. Точката на топене на нитратите Е се оценява на 600 около W и при тази температура започва разлагането:
E(NO 3) 2 = E(NO 2) 2 + O 2.
Следва по-нататъшно разлагане при по-високи температури:
E(NO 2) 2 = EO + NO 2 + NO.
Нитратите Е отдавна се използват в пиротехниката. Светлолетящите соли Е образуват половинки в следните цветове: Ca – в оранжево-жълто, Sr – в червено-кармин, Ba – в жълто-зелено. Нека да разгледаме същността на това в приложението Sr: Sr 2+ има две VAO: 5s и 5p или 5s и 4d. Въз основа на енергията на тази система тя се нагрява. Електроните от най-близките до ядрото орбитали ще се преместят към HAO. Такава система обаче не е стабилна и вижда енергията като квант светлина. Самият Sr 2+ вибрира кванти с честота, която съответства на дължината на червените корпуси. От извозването на пожаротехнически складове се налага ръчно изваждане на селитра, т.к Той не само ще ферментира наполовина, но и ще се окисли, изглеждайки кисел при нагряване. Пиротехнически складовеТе се състоят от твърд окислител, твърда смола и няколко органични съединения, които омекотяват половината от смолата, и свързващ агент. Калциевият нитрат се счита за добър.
Мустак фосфати і хидрофосфат Лошо е да се разстройвате близо до водата. Те могат да бъдат изолирани от субединиците CaO или CaCO 3 в ортофосфорна киселина. Освен това миризмата се утаява по време на обменни реакции като:
(3-x)Ca 2+ + 2H x PO 4 -(3-x) = Ca (3-x) (H x PO 4) 2.
От практическо значение (като добра идея) е монозаместеният калциев ортофосфат, чиято поръчка от Ca(SO 4 ) влиза в склада суперфосфат. Його следвайте схемата:
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4
Оксалат Те също се разстройват малко близо до водата. От практическо значение е калциевият оксалат, който се обезводнява при 200 °C и се разлага при 430 °C по следната схема:
CaC 2 Pro 4 = CaCO 3 + CO.
Ацетати Виждат се под формата на кристални хидрати и се разтварят добре във вода.
З улфати E - бели, гадни думи близо до водата. Дискриминация на CaSO 4. 2N 2 Pro 1000 rub. Задайте температурата на водата на 8 при нормална температура. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, SO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10-6 mol. Между Sa - Ra нивото на сулфатите се променя бързо. 2+ е реагент за сулфатен йон. Калциев сулфат и кристализационна вода. Над 66 се вижда безводен калциев сулфат, по-долу - гипс CaSO 4. 2H 2 O. Нагряването на гипса над 170 °C се придружава от наличието на хидратирана вода. Когато се смеси с гипс и вода, сместа става по-твърда в резултат на добавянето на кристален хидрат. Тази сила на гипса се използва от ежедневието. Египтяните са умрели още преди 2000 години. Съдържанието на ESO 4 в местната сярна киселина е богато на вещества, по-ниско съдържание на вода (SO 4 до 10%), което показва комплексообразуване. Видове комплекси ЕСО 4. H 2 SO 4 може да бъде отстранен от провинцията. Подводни соли със сулфати ливадни металии амонякът се вижда само за Sa ta Sr. (NH 4) 2 различни материала се използват в аналитичната химия за отделяне на Sr от водата, тъй като (NH 4) 2 малка разлика. Гипсът се използва за комбинирано използване на сярна киселина и цимент, т.к при нагряване с гипс, гипсът се разлага:
CaSO 4 + C = CaO + SO 2 + CO.
При по-високи температури (900 o C), сирка следва веригата още повече:
CaSO 4 + 3C = CaS + CO 2 + 2CO.
Подобно разграждане на Sr и Ba сулфатите започва при по-високи температури. SO 4 е нетоксичен и се използва в медицината и производството на минерали.
Сулфиди Има бели твърди вещества, които кристализират зад типа NaCl. Топлината и енергията на кристалните решетки на реката (kcalmol): 110 до 722 (Ca), 108 до 687 (Sr), 106 до 656 (Va). Може да се извлече чрез синтез от елементи при нагряване или пържени сулфати от хрущяла:
ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO.
Най-малката разновидност е CaS (0,2 hl). ES претърпява незабавна реакция при нагряване:
ES + H2O = EO + H2S; ES + G 2 = S + EG 2; ES + 2O 2 = ESO 4; ES + xS = ES x +1 (x = 2,3).
Сулфидите на нискоземните метали в неутрални степени се хидролизират по следната схема:
2ES + 2H 2 O = E(HS) 2 + E(OH) 2.
Киселинни сулфиди Съдържанието на сулфид може да бъде отстранено и изпарено. Вонята реагира със сяра:
E(HS) 2 + xS = ES x + 1 + H 2 S (x = 2,3,4).
От кристалохидрати с оглед на S. 6H2O и Ca(HS)2. 6N 2 Pro, HS 2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 се използва за отстраняване на косми. ES е подобен на явлението фосфоресценция. Видоми полисулфиди E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. Вонята излиза с вряща суспензия на ES в светла вода. На повърхността ES се окислява: 2EC + 3O2 = 2EC3. Преминаването през CaS суспензия може да бъде избегнато тиосулфат Зад диаграмата:
2CaS + 2O 2 + H 2 O = Ca(OH) 2 + CaS 2 O 3
Виното е добро близо до водата. В серията Ca - Sr изобилието на тиосулфати намалява. телуриди Той е по-малко вреден за водата и също е податлив на хидролиза и в по-малка степен на по-ниски сулфиди.
Розчинност хромати E в серията Ca - Ba пада толкова рязко, колкото и при сулфатите. Тези жълти съединения се получават от взаимодействието на редки соли с хромати (или дихромати) на неблагородни метали:
E 2+ + CrO 4 2- = ЕCrO4.
Калциевият хромат се появява под формата на кристален хидрат - CaCrO 4 . 2H20 (pPR CaCrO4 = 3.15). Още преди температурата на топене виното консумира вода. Кристалните хидрати SrCrO 4 и CrO 4 не реагират. pPR SrCrO4 = 4,44, pPR CrO4 = 9,93.
Карбонати E bolí, мръсни raschinní речи близо до водата. При нагряване ECO 3 преминава в EO, добавяйки 2. В серията Ca термичната стабилност на карбонатите се увеличава. Най-практически важен от тях е калциевият карбонат (вапняк). Той веднага се използва в ежедневието, а също така служи като суровина за отстраняване на цимент. Острата светлина vidobuttle на вапна и вапняку възлиза на десетки милиони тона. Термичната дисоциация на CaCO 3 е ендотермична:
CaCO 3 = CaO + CO 2
и ще изисква изразходване на 43 kcal на мол храна. Vipal CaCO 3 се извършва в шахтови пещи. Страничният продукт беше ценен въглероден диоксид. Cao важен ежедневен материал. Когато се смеси с вода, настъпва кристализация на разтвора на хидроксида и след това на карбоната по схемите:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 i Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.
Изключително важна практическа роля играе циментът - зеленикаво-сив прах, който се състои от смес от различни силикати и калциеви алуминати. Когато се смеси с вода, виното става твърдо поради хидратация. Когато сместа се натрупа, изсипете CaCO 3 в глината, докато кочанът започне да се втвърдява (1400-1500 C). След това можете да го смелите. Съхранението на цимента може да се изрази в множество различни компоненти: CaO, SiO 2 Al 2 O 3 Fe 2 O 3, където CaO е основата, а всички останали са киселинни анхидриди. Складът от силикатен (портланд) цимент се състои главно от Ca 3 SiO 5 Ca 2 SiO 4 Ca 3 (AlO 3) 2 и Ca (FeO 2) 2. Голямо затруднение е да следвате диаграмите:
Ca 3 SiO 5 + 3H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H 2 Pro + Ca(OH) 2
Ca 2 SiO 4 + 2H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H 2
Ca 3 (AlO 3) 2 + 6H 2 O = Ca 3 (AlO 3) 2. 6N 2 Pro
Ca(FeO 2) 2 + nH 2 O = Ca(FeO 2) 2. nH2O.
Добавете естествен крем към запасите от гумени шпакловки. Дробнокристален, отложен CaCO 3 влиза в склада на праховете за зъби. С BaCO 3 запържете с вугили, отстранете BaO по схемата:
CO 3 + C = VA + 2CO.
Ако процесът се извършва при висока температура в потока, се създава азот цианид барий:
CO 3 + 4C + N 2 = 3CO + Ba(CN) 2.
(CN) 2 любезност към водата. (N) 2 възможни станции за синтез на цианиди на други метали чрез обменен път със сулфати. Хидрокарбонат Смущенията във водата също могат да бъдат елиминирани поради, например, преминаването на въглероден диоксид в зависимия CaCO 3 във водата:
2 + CaCO 3 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.
Тази реакция е обратна и при нагряване се измества наляво. Наличието на калциеви и магнезиеви хидрокарбонати в природните води определя твърдостта на водата.
Най-активните среди от металната група са ливадни и ливадно-земни метали. Това са леки метали, като реакцията с прости и сгънати речи.
Реактивните метали заемат всяка друга група от периодичната таблица на Менделев. Нов списъкливадни и ливадноземни метали:
малък 1. Ливадни и ливадно-земни метали в периодичната таблица.
Електронна конфигурация на ливадни метали - ns 1, ливадни земни метали - ns 2.
Очевидно постоянната валентност на ливадните метали е I, а тази на ливадноземните метали е II. За малкия брой валентни електрони на текущото енергийно ниво на активните метали, те разкриват интензивната мощност на валентния електрон, давайки чужди електрони на реакциите. Колкото повече енергийни нива има, толкова по-малка е връзката между външните електрони и ядрото на атома. Ето защо металът и силата растат в групи отгоре надолу.
Благодарение на активността на металите от 1-ва и 2-ра група, те се намират в природата, а не в складовете на планинските скали. Чистите метали претърпяват допълнителна електролиза, изпичане и реакции на заместване.
Металните локви хвърляха сребристо-бял цвят с метален блясък. Цезият е сребристо-жълт метал. Най-активните метали са меките. Натрий, калий, рубидий, цезий могат да се режат с нож. Myakistyu познайте небето.
малък 2. Нарязване на натрия с нож.
Ливадните земи се мятат сив цвят. Рафиниран с неблагородни метали и по-твърди, абразивни смоли. Можете да отрежете стронция с нож. Най-мощният метал е радият (5,5 g/cm 3 ).
Най-леките метали са литият, натрият и калият. Вонята плува по повърхността на водата.
Ливадните и ливадно-земните метали реагират с прости вещества и разпадащи се съединения, като втвърдяват соли, оксиди и ливади. Основните мощности на активните метали са описани в таблицата.
|
Взаимодействие |
Хвърлиха се ливади |
Ливадно-земни метали |
|
Да вкиснем |
Самонает на открито. Преобразуване със супероксиди (RO 2), литий и натрий. Литият разтваря оксида при нагряване до 200°C. Натрият реагира с пероксид и оксид. 4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + Pro 2 → Na 2 O 2; Rb + O 2 → RbO 2 |
На вятъра бързо се образува сух оксид, който се топи. При нагряване до 500 С, самозасмукващ. 2Mg + O 2 → 2MgO; 2Ca + O 2 → 2CaO |
|
С неметали |
Реагира при нагряване със сяра, вода, фосфор: 2K+S → K2S; 2Na + H 2 → 2NaH; 2Cs + 5P → Cs 2 P 5 . Само литий реагира с азот, литий и натрий реагират с въглерод: 6Li + N 2 → 2Li 3 N; 2Na + 2C → Li 2 C 2 |
Реагира при нагряване: Ca + Br 2 → CaBr 2; Be + Cl 2 → BeCl 2; Mg + S → MgS; 3 Ca + 2P → Ca 3 P 2; Sr + H 2 → SrH 2 |
|
Безхалогенни |
Реагират бурно на наличието на халогениди: 2Na + Cl 2 → 2NaCl |
|
|
Ливадите се изчистват. Колкото по-нисък е металът на групата, толкова по-активна е реакцията. Взаимодействието е спокойно, натрият гори горещо, калият гори, цезият и рубидът набъбват. 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 -; 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 |
Mensch е активен, по-нисък метал, реагира на стайна температура: Mg + 2H 2 O → Mg(OH) 2 + H 2; Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 |
|
|
С киселини |
Те реагират със слаби и разредени киселини с вибрации. Солите се разтварят с органични киселини. 8K + 10HNO 3 (конц.) → 8KNO 3 + N 2 O + 5H 2 O; 8Na + 5H 2 SO 4 (конц.) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O; 10Na + 12HNO 3 (rosb) → N 2 + 10NaNO 3 + 6H 2 O; 2Na + 2CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + H 2 |
Разтвор на соли: 4Sr + 5HNO 3 (край) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O + 4H 2 O; 4Ca + 10H 2 SO 4 (конц.) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O |
|
От поляните |
Само берилият реагира с всички метали: Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 |
|
|
С оксиди |
Всички метали влизат в реакцията, с изключение на берилий. Заменете по-малко активните метали: 2Mg + ZrO 2 → Zr + 2MgO |
малък 3. Взаимодействие на калий с вода.
Ливадните и ливадно-земните метали могат да бъдат открити чрез ясна реакция. Когато металът е висок, цветът става тъмен. Например натрият гори в жълт цвят, калият във виолетов цвят, барият в светло зелен цвят, а калцият в тъмно оранжев цвят.
Ливадите и ливадите са най-активните метали. Това са просто меки сиви и сребристи цветове с ниска дебелина. Литият, натрият и калият плуват на повърхността на водата. Ливадно-земните метали са твърди и дебели, по-ниски от ливадите. На открито те бързо се окисляват. Лужните метали разтварят супероксиди и пероксиди, оксидът разтваря литий. Реагира бурно с вода при стайна температура. Неметалите реагират при нагряване. Ливадно-земните метали реагират с оксиди; вискозните метали са по-малко активни. Повече от берилият реагира с ливадите.
Среден рейтинг: 4.6. Usyogo otrimano оценки: 294.
По време на урока ще бъде разгледана темата „Металите и техните свойства“. Хвърляха се локви. Ливадно-земни метали. Алуминий". Вие разпознавате тайната сила и редовността на елементите от трева и пасища, в допълнение към химическата сила на металите от трева и трева и техните последствия. За допълнителни химични съображения ще бъдат взети предвид следните понятия: твърдостта на водата. Научете повече за алуминия, неговите свойства и сплави. Откривате какво трябва да направите, за да регенерирате киселинност, озониди, бариев пероксид и кисел екстракт.
Тема: Основни метали и неметали
Урок: Металите и тяхната сила. Хвърляха се локви. Ливадно-земни метали. Алуминий
Главна подгрупа от група I на периодичната система D.I. Съставът на Менделев се състои от литий Li, натрий Na, калий K, рубид Rb, цезий Cs и франция Fr. Елементите от тази подгрупа се довеждат до . Името им е мръсно - локви се хвърлиха.
Ливадно-земните метали се срещат в основната подгрупа на група II на периодичната система D.I. Менделев. Ce магнезий Mg, калций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
Ливадните и ливадно-земните метали, като типични метали, разкриват ясни изрази на суверенната сила. Елементите от основните подгрупи на металната сила растат с по-голям радиус. Особено силни влияния на мощността се разкриват в ливадните метали. Покритията са толкова здрави, че е практически невъзможно да се осъществят реакциите им с разредени водни разтвори, тъй като на първо място реакцията на взаимодействието им с вода. Ситуацията е подобна при металите от пасища. Вонята също взаимодейства с вода, но по-малко интензивно, по-ниски метали.
Електронни конфигурациивалентна топка от волфрамови метали - ns 1 , където n е номерът на електронната топка. Те са доведени до s-елементи. В ливадно-земни метали - ns 2 (S-елементи). Алуминият има валентни електрони …3 с 2 3р 1(p-елемент). Тези елементи създават един и същи тип връзка. Когато това приключи, етапът на окисление съответства на номера на групата.
Откриване на метални йони в соли
Лесно е да се определят металите, необходими за смяна на бодливата половина. малък 1.
Солите на лятото - кармин-червен полупечен. Натриевите соли са жълти. Калиеви соли - виолетови през кобалтов слой. Рубидий – червен, цезий – виолетово-син.
малък 1
Соли на ливадни метали: калций - твърдо-червен, стронций - карминово-червен и барий - жълтеникаво-зелен. Алуминиевите соли на полуизпечената смес не могат да се променят. Солите на ливадни и ливадно-земни метали се използват като викориза за създаване на фойерверки. И може лесно да се определи, че солите на всеки метал са били в застой.
Силата на металите
Хвърлиха се ливади- това са сребристо-бели речи с характерен метален отблясък. Вонята леко потъмнява във въздуха чрез окисляване. Мекотата на Na, K, Rb, Cs е подобна на восъка. Вонята се реже лесно с нож. Воня на легенди. Литият е най-лекият метал с дебелина 0,5 g/cm 3 .
Химическа силаливадни метали
1. Взаимодействия с неметали
Чрез високи нива на мощност, ливадите реагират бурно с халогени, съдържащи същия халоген. При нагряване реагират със сяра, фосфор и вода с разтвори на сулфиди, хидриди, фосфиди.
2Na + Cl 2 → 2NaCl
Литият е единственият метал, който реагира с азот дори при стайна температура.
6Li + N 2 = 2Li 3 N, литиевият нитрид, веднъж образуван, подлежи на необратима хидролиза.
Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3
2. Взаимодействие с кисел
Литиевият оксид се образува през лятото.
4Li + Pro 2 = 2Li 2 Pro и когато киселината реагира с натрий, се създава натриев пероксид.
2Na + Pro 2 = Na 2 Pro 2. По време на изгарянето на металите се образуват супероксиди.
K + Pro 2 = KO 2
3. Взаимодействие с вода
Чрез реакция с вода е възможно временно повишаване, тъй като активността на тези метали в низходящата група се променя. Литият и натрият спокойно взаимодействат с водата, калият - с натрия, а цезият - с вибрациите.
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
4.
8K + 10HNO 3 (конц.) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O
8Na + 5H 2 SO 4 (конц.) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Мания по ливадни метали
Поради високата активност на металите, те могат да бъдат отстранени чрез допълнителна електролиза на соли, най-често хлориди.
Известно е, че събирането на ливадни метали е силно стагнирано в различни индустрии. Div Таблица 1.
|
ШИРИНАТА НА ЛУШ МЕТАЛИТЕ |
|
|
Сода каустик (сода каустик) |
|
|
Кухненска сол |
|
|
Чилийска селитра |
|
|
Na 2 SO 4 ∙10H 2 O |
Глауберов Сил |
|
Na 2 CO 3 ∙10H 2 O |
Кристална сода |
|
Idke калий |
|
|
Калиев хлорид (силвин) |
|
|
индийска селитра |
|
Това име се дължи на факта, че хидроксидите на тези метали са ливади, а оксидите преди това са били наричани „земи“. Например бариевият оксид BaO е бариева пръст. Берилият и магнезият най-често не се комбинират с неблагородни метали. Не можем да видим радиацията, фрагментите са радиоактивни.
Химическа сила на пасищни метали.
1. Взаимодействие снеметали
Сa + Cl 2 → 2СaCl 2
Ca + H 2 CaH 2
3Ca + 2P Ca 3P 2-
2. Взаимодействие с кисел
2Ca + O 2 → 2CaO
3. Взаимодействие с вода
Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2 но взаимодействието е по-спокойно, по-ниско с други метали.
4. Взаимодействия с киселини – силни окислители
4Sr + 5HNO 3 (край) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O
4Ca + 10H 2 SO 4 (конц.) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O
Отстраняване на ливадно-земни метали
Металният калций и стронций се отстраняват чрез електролиза чрез топене на соли, най-често хлориди.
CaCl2 Ca + Cl2
Барият с висока чистота може да бъде извлечен алуминотермично от бариев оксид.
3BaO +2Al 3Ba + Al 2 O 3
ШИРИНА НА ЛИВАДНО-ЗЕМНИ МЕТАЛИ
Най-често срещаните видове метали за пасища са: CaO - негасена вар. Ca(OH) 2 - Гашене вапно,или вапняна вода. Когато въглеродният диоксид преминава през запарена вода, се създава мътност, така че се създава незамърсен калциев карбонат CaCO 3, но е необходимо да се помни, че при по-нататъшно преминаване на въглероден диоксид незамърсеният хидрокарбонат се разтваря и се получава утайка.
малък 2
СaO + H 2 O → Ca(OH) 2
Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O
CaCO 3 ↓+ H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2
гипс - ce CaSO 4 ∙2H 2 O, алабастър - CaSO 4 ∙0.5H 2 O. Гипсът и алабастърът се използват в ежедневието, в медицината и за приготвяне декоративни изделия. малък 2.
Калциев карбонат CaCO 3 елиминира наличието на различни минерали. малък 3.
малък 3
Калциев фосфат Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, фосфорът е много богат на минерални свойства.
Чисто безводен калциев хлорид CaCl 2 е хигроскопично вещество и се използва широко в лабораториите като изсушаващ агент.
Калциев карбид- CaC2. Його може да се изрази така:
CaO + 2C → CaC 2 +CO. Една от причините е манията по ацетилена.
CaC 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2
Бариев сулфат BaSO 4 - барит. малък 4. Vikoristovuetsya като бял стандарт във всички разследвания.
малък 4
Твърдост на водата
Природната вода съдържа калциеви и магнезиеви соли. Ако миризмата присъства в значителни концентрации, тогава такава вода не благоприятства наличието на второстепенни стеарати. Когато заври се натрупва котлен камък.
Времето е жестокостпоради наличието на калциеви и магнезиеви хидрокарбонати Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Водата може да бъде толкова твърда, че да може да се вари.
Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O
Постоянна твърдост на водатасе определя от наличието на катиони Ca 2+ ., Mg 2+ и аниони H 2 PO 4 - , Cl - , NO 3 - и постоянната твърдост на водата се влияе само от йонообменни реакции, в резултат на които йоните се магнитен Той и калцият ще бъдат прехвърлени към обсадата.
Подобрение на дома
1. № 3, 4, 5-а (стр. 173) Габриелян О.С. Химия.
11 клас Основен ревен. 2-ри изглед, изтрит – М.: Дропла, 2007. – 220 с.
2. Как водният разтвор реагира с калиев сулфид? Потвърдете резултатите със същата реакция на хидролиза.
3. Определете масовата част на натрия в морската вода и добавете 1,5% натриев хлорид.
Метали: запалими характеристики
красива и брилянтна.
Зад химическата природа на мустаците стояха пионерите. Разбира се, реакциите и специфичните вещества могат да играят ролята на окислители, но рядко. Създайте повече речи. Химичните съединения на металите се срещат в природата страхотна ценав склада на руда или кафяви копалини, минерали и други видове. Нивото винаги е положително, може да бъде постоянно (алуминий, натрий, калций) или променливо (хром, желязо, мед, манган).
Много от тях са станали широко достъпни като ежедневни материали, които се използват в различни области на науката и технологиите.
Сред такива следи можем да назовем редица основни класове вещества, които са продукти на взаимодействието на метали с други елементи и вещества.
по-сложни. 4. Свързване на метали сорганични речи
- Металоорганични структури.
Опции за свързване на метали
Интерметали.
Методите за свързване на метали един с друг също се променят. Например, за извличане на викорови сплави се използва методът на топене, смесване и втвърдяване на извлечения продукт.
Интерметалите се създават в резултат на директни химични реакции между метали, които често се срещат във вибрации (например цинк и никел). За такива процеси са необходими специални измивания: много висока температура, налягане, вакуум, киселинност и други. Сода, сол, сода каустик - всичко това е комбинация от естествени метали. Има вонячист вид
формован багаж, или да влезе в склада на продуктите от горенето на тези и други неща. Понякога те се контролират по лабораторен път. Но тези думи са важни и ценни, защото те са това, което хората разбират и как оформят живота си.
сулфат.
Преди тази категория има елементи от друга група от основната подгрупа на системата от химични елементи. Постоянният им етап на окисление е +2. Това са активни агенти, които лесно преминават през химични реакции поради много реакции и прости думи. Разкриват се всички видове свойства на металите: блясък, ковкост, топло- и електропроводимост.
Най-важните и широки от тях са магнезият и калцият. Берилият проявява амфотерност, докато барият лесно се транспортира до редки елементи. Форма цялата сграда смърди обидни типовеконтакт:
Нека разгледаме най-важните аспекти от практическа гледна точка и техните области на застой.
Такива полутвърди метали от ливадна земя, като соли, потъмняват по-важноза живите организми самите калциеви соли също са сърцевината на този елемент в тялото. И без него е невъзможно нормалното образуване на скелета, зъбите, рогата на животните, натрупването, косата и козината.
По този начин най-разпространената форма на ливадно-земния метал, калций, е карбонатът. Други имена:
Vikorist се използва не само като носител на калциеви йони в жив организъм, но и като суровина за химическо производство, в козметичната промишленост и др.
Такива съединения на пасищни метали, като сулфати, също са от по-голямо значение. Например бариевият сулфат (наричан в медицината „бариева каша“) се използва в рентгеновата диагностика. Калциевият сулфат изглежда като кристален хидрат - вид гипс, който се среща в природата. Използва се в медицината, бита и щамповането.
Тези думи датират от Средновековието. Преди това те се наричаха луминофори. Това име става все по-често срещано. Поради своята природа тези съединения са сулфиди на магнезий, стронций, барий и калций.
Когато се вземе проба, вонята на сградата разкрива фосфоресцираща сила, а светлината е още по-тъмна, варираща от червено до ярко виолетово. Това е в застой при подготовката на пътни знаци, специално облекло и други речи.
Речи, които включват два или повече различни елемента от метална природа, са сложни съединения на метали. Най-често вонята е от провинцията, което води до красиви и различни варварски замърсители. Използва се в аналитичната химия за ясна идентификация на йони.
Такива думи са използвани в миналото като ливада и ливадни метали и др. Има хидроксо комплекси, аква комплекси и др.
Група IIA не съдържа метали – Be (берилий), Mg (магнезий), Ca (калций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химичните способности на първия представител на тази група - берилий - са най-силно противоположни на химичните сили на други елементи от тази група. Неговите химични свойства са богати на това, че те са по-сходни с алуминия и по-малко като други метали от група IIA (така нареченото "диагонално сходство"). Магнезият по своите химични свойства също е значително свързан с Ca, Sr, Ba и Ra и също така съдържа много повече подобни химични съединения, по-малко от берилия. Във връзка с това значимо сходство на химичните авторитети, калций, стронций, барий и радостта от обединяването им в един дом, т.нар. ливадна земя метали.
Всички елементи от група IIA са включени в с-Елементив, значи. отмъсти на всичките си валентни електрони с- древни времена. ns 2 Така изглежда електронната конфигурация на външната електронна сфера на всички химични елементи от тази група , ден
- Номер на периода, в който е открит елементът. Поради особеностите на електронните метали от група IIA, тези елементи, освен нула, имат само един единствен етап на окисление, който е повече от +2. Простителни речи, създадени от елементи на група IIA, с участието на всекихимична реакция
Тогава е по-малко вероятно сградата да се окисли. Въведете имейл:
Аз 0 – 2e — → Аз +2
с кисело
Без нагряване берилият и магнезият не реагират с въздушна киселина, нито с чиста киселина чрез тези, които са покрити с тънки сухи стопилки, които се образуват подобно на оксидите BeO и MgO. Съхраняването им не изисква никакви специални методи за защита от вятър и вода, в допълнение към почвените метали, които се съхраняват под инертна по отношение на тях топка, най-често гасене.
Be, Mg, Ca, Sr при нагряване в киселинност реагират с оксиди на MeO, а Ba - с бариев оксид (BaO) и бариев пероксид (BaO 2):
2Mg + O2 = 2MgO
2 Ca + O 2 = 2 CaO
2Ba + O 2 = 2BaO
Ba + O 2 = BaO 2
Берилият реагира с халогени само при високи температури и реагира с метали от група IIA дори при стайна температура:
Mg + I 2 = MgI 2 - Магнезиев йодид
Ca + Br 2 = CaBr 2 - калциев бромид
+ Cl 2 = Cl 2 - бариев хлорид
Всички метали от група IIA реагират при нагряване с неметали от групи IV-VI, но в зависимост от позицията на метала в групата, както и активността на неметалите, се изисква различен етап на нагряване. Берилиевите фрагменти са сред всички метали от група IIA, които са най-химически инертни; при провеждане на реакция с неметали е необходим разтвор. Опо-висока температура.
Трябва да се отбележи, че реакцията на метали с въглерод може да доведе до образуването на карбиди от различно естество. Отделят се карбиди, които се редуцират до метаниди и са подобни на метана, в който всички атоми на водата са заменени с метал. Мирише точно като метан, замествайки въглерода в етап на окисление -4, а по време на неговата хидролиза или взаимодействие с неокисляващи киселини, един от продуктите е метан. Съществува и друг вид карбиди - ацетилениди, които заместват йона C 2 2 - всъщност фрагмент от молекулата на ацетилена. Карбидите от типа ацетиленид по време на хидролиза или взаимодействие с неокисляващи киселини създават ацетилен като един от реакционните продукти. Типът карбид - метанид или ацетиленид - получен при взаимодействието на двата метала с въглерода, се крие в размера на металния катион. С метални йони, които имат малки стойности на радиуса, обикновено се синтезират метаниди, с по-големи йони - ацетилениди. В някои метали от друга група метанидът се освобождава, когато берилият реагира с въглерод:
Други метали II A групи се свързват с ацетилениден въглерод:
Със силиция металите от група IIA създават силициди - полу-тип Me 2 Si, с азот - нитриди (Me 3 N 2), фосфор - фосфиди (Me 3 P 2):
Всички тревни метали реагират при нагряване с вода. За да може магнезият да реагира с водата, само нагряването, както в случая с нискоземните метали, не изисква висока температура или вода под високо налягане. Берилият не реагира с вода за живи умове.
Всички ливадно-земни метали реагират активно с вода и вода. Магнезият реагира с вода само при кипене, тъй като при нагряване във вода оксидната стопилка MgO се разпада. В случая на берилий сухата оксидна стопилка е дори стабилна: с нея водата не реагира нито при кипене, нито при температура на кипене:
Всички метали от основната подгрупа на група II реагират с неокисляващи киселини, фрагментите имат ниска активност във вода. Когато това се случи, солите на тироидната киселина и водата се разтварят. Приложете реакция:
Be + H 2 SO 4 (неразрушен) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
С разведени азотна киселинареагират всички метали от група IIA. В този случай продуктите заместват водата (както в случая на неокисляващите киселини) с азотни оксиди, особено азотен оксид (I) (N 2 O), а в случай на силно разредена азотна киселина - амониев нитрат (NH 4 НЕ 3):
4Ca + 10HNO3 ( розб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (много хлабав)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
След това концентрирана азотна киселина при нормални (или ниски) температури пасивно абсорбира берилий. не реагира. При кипене реакцията е възможна и протича точно както следва:
Магнезият и металите от тревни площи реагират с концентрирана азотна киселина в широка гама от намаляващи азота продукти.
След това берилият се усвоява с концентрирана сярна киселина. не реагира с него при повечето хора, реакцията протича във вряща вода и се провежда до разтваряне с берилиев сулфат, серен диоксид и вода:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Барият също се абсорбира от концентрирана сярна киселина след разтваряне на неразтворен бариев сулфат, но реагира с него при нагряване; цена за бариев хидросулфат.
Други метали от главната група IIA реагират с концентрирана сярна киселина по някаква причина, включително на студено. Обновената киселина може да се регулира до SO 2 , H 2 S и S в зависимост от активността на метала, реакционната температура и концентрацията на киселината:
Mg + H2SO4 ( край .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H 2 SO 4 ( край .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H 2 SO 4 ( край .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O
Магнезият и ливадно-земните метали не взаимодействат с ливадите, а берилият лесно реагира както с почвените ливади, така и с безводните ливади, когато се стопи. В този случай, в тази реакция, водата също участва във водната реакция, а продуктите са тетрахидроксоберилати на пръст и земни метали и газоподобна вода:
Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - калиев тетрахидроксоберилат
При тази реакция с твърди частици и синтез се образуват берилати на пръст и земни метали и вода
Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 калиев берилат
Земните метали, както и магнезият, могат да абсорбират по-малко активни метали и неметали от техните оксиди при нагряване, например:
Методът за обновяване на металите от техните магнезиеви оксиди се нарича магнитотермия.
