II A rühma metallid (2)

1
2. II A RÜHMA METALLID
2.1 II A rühma metallide üldiseloomustus
II A rühma metallideks on berüllium, magneesium , kaltsium , strontsium , baarium ja raadium . Nelja viimast elementi ehk kaltsiumit, strontsiumit, baariumit ja raadiumit nimetatakse ka leelismuldmetallideks.
Ajalooliselt tuleneb sõna leelismuldmetall sellest, et nende metallide oksiidid
moodustavad veega reageerides leeliseid. Sõna muld kasutati juba keskajal rasksulavate metallioksiidide ja teiste kõrgel temperatuuril sulavate ainete kohta.
Aatomi ehitusel kuulvad nad s- elementide hulka, nagu ka leelismetallid . Nende aatomite välisel elekt-2 ronkihil on kaks elektroni, mistõttu nende aatomite väliskihi elektronvalemiks on ns ja nende oksüdatsiooniastmeks ühendites on + II.
Kuna II A rühma elementidel on kaks väliselektroni, siis sarnaselt leelismetallidele, loovutavad nad oma väliselektrone üsna kergelt ja on ühtlasi tugevateks
redutseerijateks. Kusjuures , mida allpool metallid rühmas paikevad, seda kergemini nad neid loovutavad ja seda keemiliselt aktiivsemad nad on.
Samas on II A rühma metallide aatomiraadiused veidi väiksemad kui sama perioodi leelismetallidel. Seetõttu leelismetallidega võrreldes loovutavad II A rühma metallid oma elektrone veidi raskemalt ja seega jäävad oma keemiliselt aktiivsuselt leelismetallidele mõnevõrra alla. Sellest hoolimata kuuluvad leelismetallid koos leelismuldmetallidega kõige aktiivsemate metallide hulka. Seega on aktiivseid
metalle kokku 10! Ka leelismuldmetallid annavad leekreaktsioone. Nii värvub põleti leek kaltsiumi või tema ühendite mõjul telliskivi punaseks, strontsiumi mõjul punaseks ja baariumi mõjul kollakasroheliseks. Ca Sr Ba Kaltsiumi, strontsiumi ja baariumi leekreaktsioonid .
2.3 II A rühma metallide füüsikalised omadused
Kõik II A rühma metallid on värvuselt hõbevalged või hallikasvalged. Võrreldes leelismetallidega on neil on kõrgemad sulamis- ja keemistemperatuurid, suurem tihedus ja kõvadus. Selle põhjuseks on asjaolu, et nende aatomitel on ühe väliselektroni asemel kaks väliselektroni.
Samuti sarnaselt leelismetallidega on nad pehmed , suhteliselt kergesti lõigatavad, hea elektri- ja soojusjuhtivusega. Kui üldistatult vaadelda II A rühma metallide füüsikalisi omadusi, siis rühmas ülevalt alla suureneb nende aatommass ja tihedus, kuid väheneb nende sulamis- ja keemistemperatuur ning kõvadus.
2.4 II A rühma metallide keemilised omadused
Lihtainena on II A rühma metallid keemiliselt aktiivsed, kuid vähemaktiivsemad vastavatest leelismetallidest. II A rühma metallide keemiline aktiivsus suureneb rühmas ülevalt alla.
Nendest väiksema keemilise aktiivusega on berüllium ja magneesium. Oluliselt keemiliselt aktiivsemad on leelismuldmetallid. Õhu käes need oksüdeerivad kiiresti, mistõttu tuleb neid hoida nagu ka leelismetalle oksüdeerumise vältimiseks inertses keskkonnas või õli ja petrooleumi sees.
Ohtlikkuse tõttu peab leelismuldmetallidega töötamisel järgima samuti kõiki analoogseid ohutusnõudeid, mis leelismetallide puhulgi.
1) Reageerimine hapnikuga
Õhus kattub metallipind õhukese oksiidikihiga, mis annab neile mati välimuse. Berülliumi jamagneesiumi okiidikiht on tihe ja püsiv, mis kaitseb neid edasise oksüdeerumise eest. Sel põhjusel saab neid metalle hoida ka vabalt. Ent leelismuldmetallide oksiidikiht on kohev ja see ei kaitse neid edasise oksüdeerumise eest.
Hapnikuga reageerimisel süttivad metallid heleda leegiga põlema ja tekivad vastava metalli oksiidid. Viimased on aluselise iseloomuga , välja arvatud BeO, mis on amfoteerne .
Erandlikult on magneesiumi põlemisreaktsioon väga eksotermiline, kusjuures magneesium põleb süütamisel väga ereda ja silmipimestava leegiga. Seda reaktsiooni kasutatati varem ära fotograafias. 2Mg + O2 _ 2MgO
Magneesiumi põlemisreaktsioon on väga eksotermiline ja silmipimestav
Strontsiumi ja baariumi juures on eriline see, et põlemise tagajärjel võivad tekkida nii oksiidid kui ka peroksiidid . Kusjuures baariumi puhul võib tekkinud oksiid ka edasi oksüdeeruda peroksiidiks.
2Ba + O2 _ 2BaO BaO + O2 _ 2BaO2
2) Reageerimine teiste mittemetallidega
Kõrgemal temperatuuril reageerivad II A rühma metallid lämmastikuga (tekivad nitriidid), vesinikuga (tekivad hüdriidid), väävliga (tekivad sulfiidid), halogeenidega (tekivad halogeniidid ) ja paljude teiste mittemetallidega.
3Ca + N2 _ Ca3N2 (kaltsiumnitriid) Mg + H2 _ MgH2 (magneesiumhüdriid)
Ba + S _ BaS (baariumsulfiid) Be + F2 _ BeF2 (berülliumfluoriid)
3) Reageerimine hapetega
Sarnaselt leelismetallidega toimub ka II A rühma metallide reageerimine hapetega aktiivselt ja tekib vastava metalli sool ja eraldub vesinik . Ba + 2HCl _ BaCl2 + H2
Enamike II A rühma metallide reaktsioon väävelhappega siiski peagi vaibub, sest tekkivad sulfaadid (v.a. BeSO4 ja MgSO4 ) on halvasti lahustuvad. Viimased ladestuvad reageeriva metalli pinnale ja takistavad edasist kokkupuudet väävelhappega.
Analoogiliselt leelismetallidega ei eraldu ka II A rühma metallide reageerimisel kontsentreeritud oksüdeerivate hapetega vesinikku ja seal tekivad mitmesugused madalama oksüdatsiooniastmega ühendid või vastavad lihtained.
4Sr + konts. 5H2SO4 _ 4SrSO4 + H2S + 4H2O
4) Reageerimine veega
Berüllium ja magneesium toatemperatuuril veega praktiliselt ei reageeri. Magneesium reageerib aeglaselt ainult kuuma veega. Leelismuldmetallid reageerivad veega ning saadusteks on vastava metalli hüdroksiid ja vesinik. Siiski on see reaktsioon on mõnevõrra aeglasem kui vastavatel leelismetallidel.
Sr + H2O _ Sr(OH)2 + H2 Kaltsiumi, strontsiumi ja baariumi reageerimine veega. Kuna kõik II A rühma metallid on veest raskemad , siis veega reageerimisel nad vajuvad anuma põhja.
2.5 II A rühma metallide kasutusalad
Berüllium on kergete, korrosioonikindlate ja heade mehhaaniliste omadustega sulamite komponent . Berülliumsulamitest tehtud detailid ja seadmed taluvad suurepäraselt koormust ja on kulumiskindlad. Berülliumsulamitest valmistatud tööriistad ei anna metalliga kokkupuutes sädemeid, mistõttu saab neid rakendada lõhkeainetööstuses.
Pulbrilist metallilist magneesiumi kasutatakse valgustus- ja signalisatsioonirakettides ning süütepommides. Enamik magneesiumit läheb siiski sulamite tootmisesse. Kuna magneesiumsulamid on kerged ja heade mehhaaniliste ning tehnoloogiliste omadustega, siis kasutatakse neid väga palju lennunduses, aga ka transpordivahendite, tehiskaaslaste ja rakettide konstruktsioonis, aparaadiehituses,
elektroonikaseadmete, konteinerite, olmeseadmete, karkassmööbli jm valmistamisel.
Magneesium leiab rakendust nii säraküünaldes aga ka sulamitena mitmetes sõidu- ja elektroonikavahendites ning kosmoseaparaatides.
Magneesium on oluline mitmete pürotehniliste segude komponent. Magneesiumit ja kaltsiumit kasutatakse tööstuslikult redutseerijana tööstuslikult mitmete metallide tootmiseks.
Metallilise strontsiumi ja baariumi rakendusalasid on suhtelised vähe. Strontsium ja baarium ning nende ühendid värvivad leegi vastavalt kas punaseks või roheliseks. Seetõttu neid kasutati juba vanasti näiteks värviliste süütesegude valmistamisel. Eriti arenes värvliliste süütesegude ja ilutulestike kasutamine Hindustani poolsaare kirdeosas asuvas Bengaalias, mistõttu värvilisi tulesid tihti kutsutakse ka bengaali tuledeks. Tänapäeval kasutatakse neid samuti ilutulestikes, aga ka punastes
signaalrakettides.
Strontsiumi- ja baariumiühendid värvivad leegi vastavalt kas punaseks või heleroheliseks Strontsiumiühendeid sisaldavad eriklaasid neelavad röntgenikiirgust. Selliseid eriklaase kasutatakse teleri kinoskoopide ja mitmete röntgeniseadmete kaitseekraanide valmistamiseks.
Baarium-strontsiumniobaati kasutatakse detektorelemendina turvaseadmete valmistamisel, sest detektor on suuteline tuvastama temperatuuri erinevust ümbritseva keskkonna ja ruumi sisenenud inimese kui infrapunase kiirgusallika vahel.
Raadiumi isotoopi Ra-228 kasutatakse geoloogias mineraalide ja kivimite vanuse kindlaksmääramisel. Varem kasutati raadiumiühendeid pimedas helenduvate kellanumbrilaudade valmistamisel ja meditsiinis radioteraapias. Hiljem nende kasutamine lõpetati, sest sellised kellad osutusid inimesele kiirgusohtlikeks ja meditsiinis võeti kasutusele odavamad ja sobivamad radioisotoobid.
2.6 II A rühma elementide tuntumad ühendid
II A rühma elementide ühendid on analoogselt leelismetallide ühenditega peamiselt ioonilise sidemega. Enamik neist lahustub vees hästi, kuid nende hulgas on siiski ka selliseid ühendeid, mis vees praktiliselt ei lahustu.
2.6.1 II A rühma elementide oksiidid
II A rühma elementide oksiidid on kas valged või värvuseta tahked ained. BeO on amfoteerne oksiid. BeO ja MgO on vees mittelahustuvad ja praktiliselt veega mittereageerivad oksiidid.
Leelismuldmetallide oksiidid on osaliselt või hästi vees lahustuvad. Tugevalt aluseliste oksiididena annavad nad veega reageerimisel leeliseid. Leelismuldmetallide oksiidide reageerimised veega on väga eksotermilised.
SrO + H2O _ Sr(OH)2
1) BeO – berülliumoksiid
Berülliumoksiid on kuumutamata väga hügroskoopne, mis võib siduda isegi kuni 34% vett. Kõrge sulamistemperatuuri tõttu kasutatakse teda kuumakindla ainena metallisulatustiiglites, raketi soojuskaitseekraanides. BeO helendumist UV-kiirguses kasutatakse ära eriklaasides, mille põhjal val- mistatakse luminestsentslampe ja luminofoore. Lisaks leiab BeO rakendust tuumareaktorites neutronite aeglustites ja peegeldites.
2) MgO – magneesiumoksiid
Magneesiumoksiid on valge värvusega vees vähelahustuv rasksulav ühend. Seda on kasutatud meditsiinis mao ülihappesuse vähendamiseks. Tänapäeval leiab magneesiumoksiid kasutamist rohkem tulekindlate materjalide valmistamiseks ning soojusisolaatorina.
3) CaO – kaltsiumoksiid
Rahvapäraselt tuntakse kaltsiumoksiidi kustutamata lubjana või ka
põletatud lubja nime all. Viimane nimetus tuleneb sellest, et kaltsiumoksiidi saadakse lubjakivi põletamisel erilistes lubjaahjudes. üle 1000 ºC CaCO3 _ CaO + CO2
Kaltsiumoksiidi reageerimine veega on väga eksotermiline. Selle reaktsiooni käigus eraldub nii palju soojust, et tekkiv lahus võib kuumeneda keemiseni. Antud protsessi nimetatakse lubja kustutamiseks ja reaktsioonil tekkinud kaltsiumhüdroksiidi
kustutatud lubjaks . CaO + H2O _ Ca(OH)2
Kaltsiumoksiid on tähtis sideaine ehituses ja teda kasutatakse veel
gaaside ja vedelike kuivatamiseks (kuivatamiseks kõlbavad ainult
need gaasid ja vedelikud, mis ei reageeri kaltsiumoksiidiga).
2.6.2 II A rühma elementide hüdroksiidid
II A rühma metallide alused on valged pulbrilised või kristalsed ained. Be(OH)2 ja Mg(OH)2 on vees vähelahustuvad ühendid. Be(OH)2 on sarnaselt BeO-ga amfoteerne, reageerides nii hapete kui ka alustega. Mg(OH)2 on nõrgalt aluseliste omadustega.
Leelismuldmetallide hüdroksiidid on vees hästi lahustuvad, ainult Ca(OH)2 on vees osaliselt lahustuv. Leelismuldmetallide hüdroksiidid on tugevad alused. Seepärast loetakse neid samuti leeliste hulka, kuigi nende aluselised omadused on veidi nõrgemad vastavate leelismetallide hüdroksiidide omadest.Ohtlikuse tõttu peab leelismuldmetallide hüdroksiididega töötamisel järgima samasuguseid ohutusnõudeid nagu ka leelismetallide hüdroksiidide puhul. Leelismuldmetallide hüdroksiidid kuumutamisel lagunevad vastavaks metallioksiidiks ja veeks . tº
Ba(OH)2 _ BaO + H2O
Ca(OH)2 – kaltsiumhüdroksiid
Kaltsiumhüdroksiidi rahvapärane nimetus on kustutatud lubi , sest ta tekib kaltsiumoksiidi ehk kustutamata lubja reageerimisel veega. CaO + H2O _ Ca(OH)2
Kaltsiumhüdroksiid lahustub vees vähe ja tema segamisel veega moodustub valge piimataoline mass, mida argielus nimetatakse lubjapiimaks. See osa kaltsiumhüdroksiidist, mis vees ei lahustu, settib seismisel anuma põhja. Sademe kohale jäävat kaltsiumhüdroksiidi lahuse läbipaistvat osa nimetatakse lubjaveeks. Lubjavett on võimalik saada ka lubjapiima filtreerimisel. Lubjavett kasutatakse CO2
kindlaksmääramisel, kuna lubjaveest süsihappegaasi läbijuhtimisel muutub läbipaistev lahus häguseks tekkiva kaltsiumkarbonaadi sademe tõttu.
Ca(OH)2 + CO2 _ CaCO3 + H2O
Kaltsiumhüdroksiidi kasutatakse ehitusmaterjalide valmistamisel. Tema segu liiva ja veega nimetatakse lubimördiks. Lubimört on heade omadustega sideaine, mida saab kasutada müüride ladumisel, seinte ja lagede krohvimisel. Krohv sisaldab lubimördile ka kipsi ( CaSO4 * 2H2O).
Seismisel reageerib kustutatud lubi õhus oleva CO2-ga ning tekkinud kaltsiumkarbonaat seob ehituskivid ühtseks tervikuks. Kaltsiumhüdroksiidi kasutatakse veel põllumajanduses muldade lupjamisel vähendamaks nende
happelisust. Mõnel pool kasutatakse kaltsiumhüdroksiidi ka viljapuutüvede valgendamisel kaitsmaks neid kahjurite ja külmalõhede eest.
2.6.3 II A rühma elementide soolad
II A rühma elementide soolade omadused kattuvad peamiselt leelismetallide soolade omadustega. Erinevus on aga nende vees lahustuvuses. Nimelt on II A rühma elementide soolades katioonide vastastiktoime anioonidega suurem, sest katioonide ioonraadiused on väiksemad ja ioonide laengud suuremad, kui leelismetallidel. Sel põhjusel enamik II A rühma elementide soolasid on vees vähelahustuvad.
1) MgCO3 – magneesiumkarbonaat
Magneesiumkarbonaat on kohev valge kristalne aine, mida kasutatakse hügieeni- ja
kosmeetikavahendite (hambapasta, puudrid) ning metallide puhastusvahendite valmistamisel ja klaasitööstuses. Puudrid ja hambapastad sisaldavad magneesiumkaronaati
2) CaCO3 – kaltsiumkarbonaat
Kaltsiumkarbonaat on kaltsiumi tähtsaim looduslik ühend, mis võib esineda looduses mitme kristallkujuna. Tuntumad neist on kaltsiit ja aragoniit.
Kaltsiit on kaltsiumkarbonaadi püsivam esinemiskuju ning ta on klaasja läikega värvuseta või piimvalge kristalne aine. Kaltsiidil on mitmeid erinevaid kristallivorme ning looduses võib teda leida lubjaehk paekivi ehk paasina, kriidi ja marmorina. Lubjakivi on valitud Eesti rahvuskiviks, kuna ta moodustab Eesti aluspõhja ja paljandub Eesti pankrannikul. Lubjakivi on olnud läbi aegade tähtsaks ehitusmaterjaliks. Saaremaal leiduvat lubjakivi nimetatakse dolomiidiks ja selle põhikoostisaineks on kaltsiumi ja magneesiumi segumineraal CaCO3*MgCO3.
Lubjakivi ja marmori puuduseks on nende reageerimine hapetega. Seepärast võivad pidevad happevihmad lubjakivist ja marmorist ehitusmaterjalidele ja objektidele tõsist kahju tekitada.
Paekivist kõnniteeplaadid Dolomiidist nõu Eesti Rahvusraamatukogu paekivist
Välisfasaad Kaltsiidi läbipaistvaks esinemiskujuks on islandi pagu, mida iseloomustab kaksikmurdumune. Läbi islandi pao vaadates näeme kõiki kujutisi kahekordselt. Kaltsiumkarbonaadi haruldasemaks kristallkujuks on aragoniit. Viimane on kaltsiidist suurema kõvaduse, tiheduse ja murdumisnäitajaga. Aragoniit esineb näiteks pärlikarpide pärlmutterkihis ja pärlites. Aragoniidi puuduseks on tema ebastabiilsus ning ta muundub aja jooksul kaltsiidiks. Sellega on seletatav pärlite vananemine ning nende tükkideks pudenemine.
Kaltsiumkarbonaat on vees praktiliselt mittelahustuv aine, kuid pika aja vältel ta reageerib veega ja selles lahustunult sisalduva süsihappegaasiga. Tekkinud reaktsiooni tagajärel moodustub vees hästi lahustuv kaltsiumvesinikkarbonaat,
mis läheb ioonidena lahusesse. CaCO3 + H2O + CO2 _ Ca( HCO3 )2. Seetõttu tekivadki pika aja jooksul loodusliku vee läbivoolamisel paekivilademetest mitmed lõhed ja ka koopad . Koopaid võib kohata näiteks Põhja-Eesti karstialadel. Koobastes toimub kaltsiumvesinikkarbonaadiga pöördprotsess ja vee aurustumisel sadeneb kaltsiumkarbonaat uuesti välja. Seda on näha karstikoobaste laes alla rippuvate stalaktiitidena ja põrandal neile niiöelda vastu kasvavate stalagmiitidena. Stalaktiidid ja stalakmiidid on kaltsiidist.
3) CaSO4 – kaltsiumsulfaat
Kaltsiumsulfaat on vees vähelahustuv kristalne aine. Tavaliselt esineb ta kristallhüdraadina CaSO4*2H2O, mida nimetatakse kipsiks. Kips on valge, suhteliselt pehme ja kergesti murenev aine.
Kuumutamisel (150-160 ºC) eraldub temast osa kristallvett ja ta muutub niiöelda põletatud kipsiks CaSO4*0,5H2O ehk 2CaSO4*H2O tº
Kui põletatud kipsile lisada vett, siis muutub see tagasi kipsiks ja mass kivistub. Sel omadusel põhineb kipsi kasutamine ehituses, kunstis ja meditsiinis (kipsmähised luumurdude korral).
4) BaSO4 – baariumsulfaat
Baariumsulfaat on valge kristalne tahke aine, mis vees praktiliselt ei lahustu. Baariumsulfaadi basil valmistatud tsement ja betoon neelavad hästi radioaktiivset kiirgust, mistõttu leiavad viimased kasutust radiatsioonikaitse ekraanides.
Medistsiinis kasutatakse baariumsulfaadi lahust kontrastainena mao ja soolte röntgenoloogilistel uurimisel .
5) CaCl2 – kaltsiumkloriid
Kaltsiumkloriid on värvuseta, väga hügroskoopne kristalne aine, mis seob
õhust endasse veeauru ja moodustab selle tagajärjel kristallhüdraadi
CaCl2 *6H2O. Selle omaduse tõttu kasutatakse veevaba kaltsiumkloriidi
ainete kuivatamiseks eksikaatoris ja gaaside kuivatamisseadmetes ning
orgaaniliste vedelike kuivatamiseks.
6) Ca(NO3)2 – kaltsiumnitraat
Kaltsiumnitraati tuntakse norra salpeetri nime all. Ta võib esineda mitme kristallhüdraadina (di-, trija tetrahüdraadina). Kaltsiumnitraat on värvusetu, vees hästi lahustuv kristalne aine, mis kõrgemal temperatuuril laguneb oksiidiks, nitraadiks ja vabaks hapnikuks. 500 ºC 2Ca(NO3)2 _ 2CaO + 4NO2 + O2
Kaltsiumnitraati kasutatakse väetistena, puhta CaO saamiseks, kuid ka lõhkeainetes.
7) Ca3(PO4)2 – kaltsiumfosfaat
Kaltsiumfosfaat on värvusetu kristalne aine, mis vees praktiliselt ei lahustu. Ta esineb selliste mineraalide nagu fosforiit ja apatiit koostises. Viimastest valmistatakse superfosfaati, mida kasutatakse põllumajanduses väga tähtsa fosforiväetina. Superfosfaat on kaltsiumdivesinikfosfaadi Ca(H2PO4)2 ja kaltsiumsulfaadi CaSO4 segu. Väga raskeski lahustuva ainena annab ta luudele kõvaduse ja tugevuse.
2.7 Vee karedus
2.7.1 Pehme ja kare vesi
Täielikult puhast vett looduses ei leidu, kuna vesi lahustab endasse oma liikumisteel olevaid aineid ning õhus leiduvaid gaase. Looduslikest vetest kõige puhtam on vihmavesi, sest selles on lahustunud aineid kõige vähem. Pehmeks vees nimetatakse sellist vett, milles on vähe lahustunud kaltsiumi- ja magneesiumiühendeid. Väga pehme vesi on näiteks vihmaning lumevesi . Pehmeks veeks võib pidada ka järve- ja jõevett. Pehmes vees seep vahutab ja peseb hästi.
Karedaks veeks nimetatakse sellist vett, milles on palju lahustunud kaltsiumi- ja
magneesiumiühendeid ja need põhjustavadki vee karedust . Allika- ja kaevuveed sisaldavad palju lisaaineid, kuna need on oma liikumisteel puutunud kokku paljude mineraalide ja kivimitega.
Eriti suure karedusega on merevesi. Karedat vett tunneb ära selle järgi, et seal peseb seep halvasti ja ei vahuta. See on tingitud asjaolust, et seebi koostisesse kuuluvate rasvhapete soolad reageerivad kaltsiumi- ja magneesiumioonidega, mille tagajärjel tekivad rasklahustuvad ühendid, mis helvestena pesuvette sadenevad. Kaltsium - ja magneesiumioonide sidumise määral muutub vesi pikkamööda
pehmemaks. Seepärast ongi alati pesemisel karedas vees seebikulu suurem, kuna osa seebist kulub vee pehmendamiseks.
Vee karedust liigitatakse karbonaatseks ehk mööduvaks kareduseks ja mittekarbonaatseks ehk jäävaks kareduseks. Karbonaatne karedus on põhjustatud kaltsium- ja magneesiumvesinikkarbonaadi esinemisest vees.
Vee karbonaatset karedust on võimalik kõrvaldada vee kuumutamisel või keetmisel . Selle tagajärjel vesinikkarbonaadid lagunevad ja moodustuvad rasklahustuvad ühendid, mis sadestuvad katlakivina anumate, aurukatelde, radiaatorite , küttekehade põhja, seintele ja sisepindadele. Ca(HCO3)2 _ CaCO3 + CO2 + H2O, Mg(HCO3)2 _ MgCO3 + CO2 + H2O, Mg(HCO3)2 _ Mg(OH)2 + 2CO2.
Katlakivikiht on sageli valkjas kollakas, aga ka pruunikas või hoopis hall. Katlakivi peamine koostisosa on CaCO3, ent pruuni värvusega katlakivi kiht sisaldab ka raud(III)oksiidi - Fe2O3. Katlakivikiht rikub kuumutus - ja keetmisnõusid, halvendades nende soojusjuhtivust.
Eriti kahjulikult mõjub see suurtele kateldele ja veeboileritele, kuna see põhjustab nendeülekuumenemist ja energiakulu suurenemist . Veetorustikes võib rohke katlakivikiht tekitada ohtlikke ummistusi. Katlakiviga kaetud küttekeha ja toru sisepind Mittekarbonaatset ehk jäävat karedust põhjustavad teised magneesiumi ja kaltsiumi vees lahustuvad soolad, nagu näiteks kloriidid , sulfaadid jm. Niisugune karedus ei kao vee kuumutamisel ega keetmisel.
2.7.2 Vee pehmendamine
Vees esinevate karedust põhjustavate kaltsium- ja magneesiumioonide sisalduse vähenamist vees nimetatakse vee pehmendamiseks.
Mööduvat karedust saab kõrvaldada vee pikemaajalisel keetmisel. Nii mööduvat kui ka jäävat karedust saab eemaldada vee destilleerimisel. Destilleeritud vesi ei sisalda peaaegu üldse lahustunud soolasid. Kuna see ettevõtmine on energiakulukas, siis selline meetod ei ole sobilik suuremate veekoguste pehmendamiseks.
Vee destilleerimine Vee pehmendamiseks kasutatakse rohkem fosfaatmenetlust, kus vees sisalduvad kaltsium- ja magneesiumioonid sadestatakse fosfaatide abil vähelahustuvate ühenditena välja. Selleks lisatakse vette näiteks naatriumfosfaadi lahust, mille tagajärjel vees lahustunud Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, CaSO4 jt kaltsiumi- ja magneesiumiühendid reageerivad naatriumfosfaadiga. Reaktsioonide tagajärjel
tekivad rasklahustuvad kaltsium- ja magneesiumfosfaat, mis eralduvad sademetena. Nii saadaksegi pehme vesi, mis ei sisalda enam vees lahustunud kaltsiumi- ega magneesiumiühendeid. 2+ + 3Ca + 2Na3PO4 _ Ca3(PO4)2 + 6Na
Üha laialdasemalt kasutatakse tänapäeval vee pehmendamiseks ioniite ehk ioonvaheteid. Enamik ioniite on tahked teralised või kuulikeste taolised ained, mis vees praktiliselt ei lahustu. Ioniidid seovad vees lahustunud ioone ja vahetavad need välja oma koostisesse kuuluvate ioonide vastu. Neid ioniite, mis vahetavad katioone, nimetatakse kationiitideks ja neid ioniite, mis vahetavad anioone, nimetatakse anioniitideks.
Juhtides looduslikku vett läbi kationiidi asenduvad vees lahustunud kaltsium- ja magneesiumioonid näiteks naariumioonide vastu, mille tulemusena lahusesse satuvad kaltsium- ja magneesiumioonide asemel naatriumioonid. Viimased ei põhjusta vee karedust ja nii saadaksegi pehme vesi.
Kui looduslikku vett juhtida läbi anioniidi, siis asenduvad vees sisalduvad
vesinikkarbonaat -, kloriid-, sulfaatioonid ja teised negatiivsed ioonid hüdroksiidioonide vastu. Seega on ioniitide abil võimalik saada täielikult sooladest vabastatud vett ehk demineraliseeritud vett.
Lisaks kasutatakse ioniite näiteks veel merevee muutmisel joogiveeks, mereveest metallide ja isegi sealt kulla eraldamiseks, taimemahladest mürk- ja raviainete kättesaamiseks, reovee puhastamisel kahjulikest ühenditest jne.
2.8 II A rühma elementide biotoimed
II A rühma elementide mõju elusorganismile on erinev. Kaltsium on inimorganismi levinumaks biometalliks. Magneesium omab suurt rolli biometallina nii taim- kui ka loomorganismides . Berüllium ja baarium on ohtlikud mürkmetallid. Väga ohtlik on strontsiumi radioaktiivne isotoop Sr-90 ja radioaktiivne element raadium, mis põhjustavad leukeemiat ja teisi vähkkasvajaid ning vähktõve vorme.
2.8.1 Berülliumi biotoime
Berüllium on mürkmetall, mis ei ole elutegevuseks vajalik. Berülliumiühendid on mürgised, allergilised ja kantserogeensed , mis põhjustavad kopsu- ja luuvähki, alandavad vererõhku ja kehatemperatuuri. Nad mõjuvad nahale ja limasnahkadele ärritavalt ja avaldavad sööbivat mõju.
Berülliumioonid blokeerivad organismi ensüümsüsteeme. Luudes asendab berüllium kaltsiumi. Selle tulemusena tekib lahustuv berülliumfosfaat ja luud deformeeruvad.
Berülliumiühendeid leidub kivisöes, mis lenduvad lendtuha ja põlemisgaasidega keskkonda. Kui need reageerivad happesademetega, siis tekivad lahustuvad berülliumühendid, mis võivad sattuda keskkonda. Inimene võib berülliumiühenditega rohkem kokkupuutuda suitsetamise tagajärjel, kuna tubakalehtedesse kogunenud berülliumühendid satuvad suitsetamisel kopsudesse ja õhku.
Berüllium kuulub mikroelemendina mõnede toiduainete koostisesse, mistõttu päevas saab inimene toiduga umbes 0,01 mg berülliumit.
2.8.2 Magneesiumi biotoime
Magneesium on tähtis biometall nii taim- kui ka loomorganismis. Roheliste taimede klorofüllid sisaldavad magneesiumit. Täiskasvanud inimorganism sisaldab umbes 19-30 g magneesiumit. Umbes 65 % sellest paikneb raskelt lahustuvate sooladena luukoes ja 20 % lihaskoes . Päevas saadakse toiduga umbes 350 mg magneesiumit. Magneesiumi ohutuks päevanormiks peetakse 600-700 mg.
Magneesium koos kaltsiumi ja fosforiga võtab osa luude moodustamisest ja annab neile tugevuse. Samuti on magneesium koos kaltsiumiga munakoore koostiselement. Mida rohkem sisaldab munakoor magneesiumit, seda tugevam ta on. Lisaks osaleb magneesium lihaste sealhulgas südame töös, närviimpulsi
ülekandes, valkude biosünteesis, vere hüübimises, ensüümide talitlustes, süsivesikute, valkude, lipiitide, nukleiinhapete ainevahetuses ja võtab osa paljudest teistest bioprotsessidest. Spordis on magneesiumil eriti tähtis roll lihaste seisundi reguleerimises ja lihaskrampide ärahoidmises.
Magneesiumil on rahustav ja stressi maandav ning veresooni laiendav toime. Magneesium reguleerib organismis kaltsiumitasakaalu ning avaldab mõju D-vitamiini, paljude hormoonide toimele ja kaltsiumi omastamisele.
Normaalse ja tasakaalustatud toitumise tagajärjel magneesiumi puudust organismis tekkida ei saa. Magneesiumi võimalikule vaegusele inimorganismis viitavad järgmised tundemärgid: silmade tõmblemine, jäsemete tuimaks muutumine ja krampi kiskumine , „sipelgate“ jooksmine jalgatel ja kätel, teravad valud rinnus , küünte murdumine , unetus, depressioon , osteoporoos , peavalu, koordinatsioonihäired, südame rütmihäired. Seega võib magneesiumi puudust seostada südameinfarktiga.
Magneesiumi puuduse kujunemisele aitavad kaasa pikaajaline kõhulahtisus, oksendamine , mõned neeruhaigused , rasvumine, diabeet jne. Ka alkoholi pidev liigtarbimine süvendab magneesiumi puudust, kuna liigne alkohol viib organismist magneesiumi välja.
Magneesiumi omastamist rakkudes soodustavad C-, D ja B6- vitamiin . Magneesiumi omastamine sõltub ka kaltsiumi ja magneesiumi vahekorrast. Soodne on selline suhe, kus kaltsiumit on 2-3 korda rohkem magneesiumist. Magneesiumi imendumist ja omastamist pidurdavad tselluloosirikkad toiduained (nisukliid, pähklid, oder ), suured kogused valku, fosforit sisaldavad toiduained. Seega osad magneesiumirikkad toiduained sisaldavad paratamatult ka selliseid aineid, mis magneesiumi imendumist takistavad. Magneesiumi kestva liigtarbimise esmasteks mürgitunnusteks on oksendamine, kõhulahtisus, kuumahood, naha punetus , unisus, vererõhu langus ja meeleelundite talitluse häired. Ülisuured magneesiumikogused võivad viia koomasse.
Tuntumad magneesiumi toiduallikateks on teraviljad, köögiviljad (eriti oad, herned , kapsas, kartul , sibul, peet ), puuviljad (eriti aprikoosid), päevalillseseened, nisukliid, mandlid , maapähklid, kakaopulber. Päevalilleseemned, brasiilia ehk parapähklid ja kaunviljad sisaldavad ohtralt magneesiumi
2.8.3 Kaltsiumi biotoime
Kaltsium on inimorganismis kõige levinuim metalne element ja biometall. Täiskasvanud inimorganismis on kaltsiumit ligikaudu 1 kg. Umbes 99% organismi kaltsiumivarudest paikeb luudes, kõhredes ja hammastes. Organismi päevaseks kaltsiumivajaduseks on 0,6-1,4 g, mis kaetakse toidu ja joogiga . Ohutuks kaltsiumi päevadoosiks peetakse 1,5-1,8 g.
Kaltsium on raua järel tähtsuselt teine bioelement . Kaltsium on selgroogsete organismide skeletimetall, mis esineb seal karbonaatide ja fosfaatidena. Peale luude esineb veel kaltsiumit hammastes, veres, lümfis ja biovedelikes. Lindudel on kiire ainevahetus . Seetõttu on neil vaja saada rohkem kaltsiumit, sest kaltsiumiühendid kuuluvad munakoore koostisesse.
Kaltsium tagab koos fosfori ja teiste elementidega luude, hammaste tugevuse,
vere hüübimisomadused, närviimpulsside edastuskiiruse, osaleb D-vitamiini ainevahetuses, organismi energiavahetuses, mõjutab veresoonte läbilaskvust, lihaste funktsioone, reguleerib südametegevust, kolesteroolitaset, täiskasvanul ka insuliini eritumist, vahendab hormoonide toimet, aktiviseerib ensüümide toimet.
Hammaste ja luude tugevus sõltub kaltsiumirikka toidu tarbimisest Kõige rohkem omastab organism kaltsiumi imikueas . Vanuse kasvades imendumine pisut väheneb. Kaltsiumi omastamiseks on vajalik D- vitamiin ning omastamist soodustab magneesium ja laktoos .
Kaltsiumi imendumist ja omastamist pidurdavad oksaalhape, fütaat, aga ka rohke aspiriini tarbimine.
Oksaalhapet leidub spinatis, rabarbris. Fütaate näiteks kliirikastes toitudes. Kaltsium on vajalik eriti kasvueas, kuna ta muudab luud pikemaks, laiemaks ning tihedamaks.
Maksimaalse luu tugevuse saavutab inimene 20-ndate lõpuks ja 30-ndate alguseks, seejärel hakkavad luud hõrenema. Kaltsiumi vaegusel hakkab organism seda võtma luudest ja tekib luude hõrenemine ehk osteoporoos. Kaltsiumi pideval puudusel luud pehmenevad, deformeeruvad ja lähevad kõveraks ning inimese kasv pidurdub või väheneb. Kaltsiumi võimaliku vaeguse tunnused: osteoporoos, lihaskrambid, südamepekslemine, kõrge vererõhk, unetus, jalalihaste nõrkus, kõhukinnisus, liigesevalu, rahhiit (luu ainevahetushaigus, mida põhjustab D-vitamiini puudus).
Kaltsiumivaeguse kujunemist soodustavad rohke musta kohvi, hapude mahlade joomine, marineeritud toiduanete ja alkoholiga liialdamine, kuna need viivad kaltsiumi uriiniga organismist välja. Samutikasvatab suitsetamine organismi kaltsiumivajadust. Luu tiheduse mõõtmine densitomeetri abil, millega saab diagnoosida osteoporoosi.
Kaltsiumi üleküllust esineb harva. See võib tekkida näiteks D-vitamiini preparaatide liigtarbimisel. Sel juhul koguneb kaltsium organismi ja hakkab ladestuma neerudesse, südamesse, kudedesse jt.
Lahustumatud kaltsiumisoolad on sel juhul ka kuseteedes häirides uriini moodustumist ja eritumist. Kaltsiumi kestev liig häirib närvikoe talitlusi, mis väljendub väsimuses, kontsentreerumisraskustes, depressioonis. Lisaks kaltsiumi liig kiirendab ülearu vere hüübimist, häirib lihaskoe talitlusi, pidurdab luukoerakkude tsingi omastamist. Vananedes võivad kaltsiumiühendid ladestuda ning põhjustada
ateroskleroosi. Kaltsiumi põhilisteks toiduallikateks on piim ja piimatooted (120 mg Ca/100 g piimas!), kalad ja kalajahu sisaldavad tooted, seesamiseemned, mandlid, juust, piimašokolaad, tumerohelised köögiviljad (spargelkapsad, petersell , hernes , roheline sibul) ja muud aedviljad ning puuviljad. Piim ja piimatooted on olulised kaltsiumiallikad
2.8.4 Strontsiumi biotoime
Strontsiumi biofunktsioonidest teatakse vähe. Näiteks on teada, et ta võtab osa luudes ja hammastes kulgevatest ainevahetusprotsessidest. Strontsiumühendeid on kasutatud luuhõrenemise ja hambakaariese ravil.
Strontsiumiühendite mürgisus inim- ja loomorganismidele on väike. Mullast ja veest toiduainetesse ja nii inimorganismi jõudnud strontsiumiühendid põhjustavad siiski ainevahetushäireid ja luudefekte, sest ta hakkab asendama luudes kaltsiumi. Selle tagajärjel luud muutuvad pehmemaks ja luumurrud sagenevad.
Täiskasvanud inimorganismis on 320 mg strontsiumit. Päevas saab inimene toiduga umbes 0,8-5 mg strontsiumit.17 Inimorganismile on eriti ohtlik strontsiumi radioaktiivne isotoop Sr-90, mis tekib tuumapommi plahvatusel või tuumareaktoris. Radiostrontsium on beeta-kiirguse allikas ning see põhjustab leukeemiat ja mitmesuguseid vähktõve vorme. Ka 1986. aastal Tšernobõli tuumaelektrijaama avarii puhul sattus keskkonda Sr-90 aatomeid.
2.8.5 Baariumi biotoime
Baarium on mürkmetall, kusjuures mürgised on ka kõik vees lahustuvad baariumiühendid. Baarium ei ole biometall, sest ei ole teada seni ühtegi tema biofunktsiooni, kus ta osaleks.
Täiskasvanud inimorganism sisaldab 22 mg baariumit, mis on peamiselt koondunud luudesse. Toiduga saab inimene keskmiselt päevas 0,6-1,7 mg baariumit. Tugev mürgitus tekib 0,2-0,5 g baariumkloriidi BaCl2 sissevõtmisel, surmavaks annuseks peetakse 0,8-0,9 g BaCl2. Vees rasklahustuva baariumkarbonaadi BaCO3 surmavaks annuseks hinnatakse 3,5 g. Baariumkloriidist suurem annuse kogus on tingitud sellest, et BaCO3 reageerib maos aeglaselt seal sisalduva soolhappega, moodustades lahustuva baariumkloriidi. Baariumkarbonaat kuulub ka rotimürgi
koostisesse.
Baariumiühendite sissevõtmisel tekkiva mürgituse tunnusteks on süljevool, valud maos, oksendamine, korrapäratu pulss , külm higi, südametegevuse, närvisüsteemi ja ajutegevuse häired. Ägeda mürgituse puhul on baariumiühendite esimeseks tunnuseks äge mao- ja peensoolepõletik, mis võib umbes ühe tunni jooksul lõppeda surmaga. Baariumiühendite mürgituse puhul tuleb kannatanule kiiresti vastumürgiks anda 1 %-list Na2SO4 või MgSO4 lahust Antud reaktsiooni tagajärjel mürgised baariumioonid muudetakse sulfaatiooniga lahustumatuks baariumsulfaadiks BaSO4, mis ei ole mürgine.
12