Электронная формула атома кальция 20 Са 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Электронная формула его иона 12 Са 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 .
В растворе ионы кальция Са2+ гидратированы и не имеют окраски, однако летучие соединения окрашивают пламя в оранжево-красный цвет.
На воздухе кальций тотчас покрывается пленкой в состав которой могут входить: оксид (СаО), пероксид (СаО 2) и нитрид (Ca 3 N 2). Кальции является очень активным металлом, его электродный потенциал −2,87 В. Поэтому его хранят под слоем керосина или в атмосфере инертного газа.
Кальций реагирует с водой по уравнению:
Са + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2 .
Малая скорость разложения кальцием воды объясняется малой растворимостью гидроксида кальция, образующеюся на поверхности металла. С повышением температуры растворимость Са(ОН) 2 еще больше уменьшается вследствие образования кристаллогидратов.
Обычно оксид кальция СаО получают при термическом разложении карбоната кальция:
СаCO 3 СаO + СО 2 − 178 кДж/моль.
В зависимости от природных форм карбоната кальция (структура, состав, вид и количество примесей) температуры разложения его могут несколько отличаться Полученный термическим разложением природных форм СаCO 3 оксид кальция называют негашеной известью или «кипелкой», которая может содержать примеси.
Оксид кальция энергично реагирует с водой с выделением теплоты, образуя гидроксид кальция:
СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 + 65,3 кДж/моль.
(гашёная известь)
Гидроксид кальция − сильное основание, мало растворимое в воде. Насыщенный раствор гидроксида кальция называется известковой водой и имеет щелочную реакцию (pH>7). На воздухе известковая вода быстро мутнеет из-а поглощения из воздуха оксида углерода (IV) и образования нерастворимого карбоната кальция:
Са(ОН) + СО 2 = CaCO 3 + Н 2 О.
Гашёную известь широко используют в строительстве: для изготовления известкового раствора; при проведении побелки разных помещений; для смягчения жесткой воды; в бетонах невысоких марок, которые используются в сухих помещениях; в производстве кирпича, газосиликатных блоков; для изготовления сухих строительных смесей (штукатурки, затирки, шпатлевки).
При взаимодействии с кислотами оксид и гидроксид кальция образуют соответствующие соли. Соли с анионами Сl − , Br − , I − и хорошо растворимы в воде, напротив, с анионами F − , , и − малорастворимы. Крайне малой растворимостью оксалата кальция СаС 2 О 4 пользуются для обнаружения следов этого элемента, например, в обычной питьевой воде
Если карбонат кальция малорастворимая соль, то гидрокарбонат кальция Са(HCO 3) 2 хорошо растворим в воде. В природных условиях гидрокарбонат кальция получается, когда породы, содержащие СаСО 3 , подвергаются воздействию воды и растворенного в ней оксида углерода (IV):
СаCO 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(HCO 3) 2 .
Присутствие гидрокарбоната кальция в воде вызывает временную жёсткость воды. Реакцию, протекающую в природных условиях, можно воспроизвести и в лабораторных условиях, насыщая известковую воду оксидом углерода (IV). Для карбоната СаCO 3 не характерно образование кристаллогидратов.
Напротив, нитрат кальция выделяется в виде кристаллогидрата Са(NO 3) 2 ∙4Н 2 О. Также в виде кристаллогидрата получается и сульфат кальция СаSO 4 ∙2Н 2 О − гипс. Двухводный гипс способен при нагревании терять (частично или полностью) воду, переходя в СаSO 4 ∙0,5Н 2 О (полуводный гипс, нагрев до 180 °С) и СаSO 4 (растворимая безводная форма – ангидрит, не выше 400 °С).
Полуводный гипс и безводный сульфат кальция способны вновь присоединять воду, образуя СаSO 4 ∙2Н 2 О в виде твердого камневидного тела. На этом основано применение полуводного гипса и ангидрита в качестве вяжущих строительных материалов, а также использование полуводного гипса в медицине (гипсовые повязки).
Продолжение. См. № 1, 3–15, 18, 19, 21, 22, 24–31, 33–35, 37, 40, 43 –48/98; 1–5/99
Пособие для учителей средних школ и преподавателей технических лицеев
Р.А.Лидин
Справочник по общей и неорганической химии
10.1.3. Кальций
Общая характеристика элемента
Элемент 4-го периода и IIа группы периодической системы, порядковый номер 20, относится к щелочно-земельным металлам. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , характерная степень окисления +2. Имеет низкую электроотрицательность. Проявляет металлические (осноRвные) свойства. Многие соли кальция малорастворимы в воде. Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение).
В природе – шестой по химической распространенности элемент. В земной коре (третий – среди металлов) находится в связанном виде, входит в состав многих минералов и горных пород. Присутствует в природных водах и определяет большую часть их «жесткости» (вместе с магнием); 1 л морской соли содержит 0,4 г ионов Ca 2+ .
Жизненно важный элемент для всех организмов. Концентрируется в костях и зубах в виде различных фосфатов, суточная норма для человека составляет ~1г кальция. Ионы Ca 2+ обеспечивают свертываемость крови, недостаток кальция вызывает размягчение костей и рахит. Из карбоната кальция построены кораллы и раковины моллюсков. Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (CaCO 3 , CaO, CaCN 2 и др.).
Физические свойства и получения кальция и его соединений
Химические свойства кальция и его соединений
38. Са – кальций. Простое вещество. Белый, пластичный. Во влажном состоянии покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Весьма реакционноспособный, воспламеняется при нагревании на воздухе. Сильный восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода. Энергично реагирует с водой (с сильным экзоэффектом), кислотами, неметаллами. Катион Са 2+ в растворе – бесцветный аквакомплекс 2+ (протолизу не подвергается).
Применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для восстановления многих металлов из их оксидов.
1) Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 Ї + H 2 (D H 0 = –413 кДж);
2) Ca + 2HCl (разб.) = CaCl 2 + H 2 ;
3) 4Ca + 10HNO 3 (разб.) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O,
4Ca + 10HNO 3 (оч. разб.) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O;
4) Ca + H 2 = CaH 2 (500–700 °С);
5) 2Ca + O 2 (воздух) = 2CaO (300–450 °С),
3Ca + N 2 (воздух) = Ca 3 N 2 (нитрид) (200–450 °С);
6) Ca + Cl 2 = CaCl 2 (200–250 °С),
Ca + S = CaS (150 °С),
Ca + 2C (графит) = CaC 2 (550 °С);
7) Ca + 2MCl = CaCl 2 + 2M (700–800 °С, вак., M = Rb, Cs),
3Ca + Cr 2 O 3 = 3CaO + 2Cr (700–800 °С),
5Ca + V 2 O 5 = 5CaO + 2V (950 °С).
39. СаО – оксид кальция. Основной оксид. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ О 2– . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзоэффектом), образует сильнощелочной раствор (возможен осадок гидроксида). Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов.
Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Ca(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.
1) СаО + H 2 O = Ca(OH) 2 (D H 0 = –64 кДж, «гашение» извести);
2) СаО + 2HCl (разб.) = CaCl 2 + H 2 O;
СаО + SiO 2 = CaSiO 3 (1100–1200 °С);
4) СаО + Al 2 O 3 = (CaAl 2)O 4 (1200–1300 °С),
СаО + TiO 2 = (CaTi)O 3 (900–1100 °С),
СаО + Fe 2 O 3 = (CaFe 2)O 4 (900–1000 °С);
5) СаО + 3C (кокс) = CaC 2 + CO (1000–1200 °С);
6) 4СаО + 2Al = 3Ca + (CaAl 2)O 4 (1200 °С).
40. Са(ОН) 2 – гидроксид кальция . Основный гидроксид. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН –) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает углекислый газ из воздуха. Мало- растворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Реагирует с кислотами, кислотными оксидами. Качественная реакция на ион Са 2+ – см. рубрику 40 6 . Применяется в производстве стекла, вяжущих строительных растворов, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды.
1) Са(ОН) 2 = CaO + H 2 O (520–580 °С);
2) Са(ОН) 2 (насыщ.) = Ca 2+ + 2OH – (pH > 7, «известковая вода»);
3) Са(ОН) 2 + 2HCl (разб.) = CaCl 2 + 2H 2 O;
4) Са(ОН) 2 + H 2 SO 4 (разб.) = CaSO 4 Ї + 2H 2 O,
Са(ОН) 2 + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O,
2Са(ОН) 2 (изб.) + H 2 SO 4 (оч. разб.) = Ca 2 SO 4 (OH) 2 Ї + 2H 2 O;
6) a) Са(ОН) 2 + 2H 3 PO 4 (конц.) = Ca(H 2 PO 4) 2 Ї +2H 2 O,
Б) Са(ОН) 2 + H 3 PO 4 (разб.) = CaHPO 4 Ї + 2H 2 O,
В) 3Са(ОН) 2 + 2H 3 PO 4 (разб.) = Ca 3 (PO 4) 2 Ї + 6H 2 O,
Г) 5Са(ОН) 2 (изб.) + 3H 3 PO 4 (разб.) = Ca 5 (PO 4) 3 OH Ї +9H 2 O;
7) 2Са(ОН) 2 (суспензия) + 2Cl 2 (г.) = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O;
8) Са(ОН) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O (кип.);
9) Са(ОН) 2 (насыщ.) + Na 2 CO 3 = CaCO 3 Ї + 2NaOH.
41. СаСО 3 – карбонат кальция. Оксосоль. Белый, при прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением СО 2 . Нерастворим в воде. Реагирует с кислотами, солями аммония (в горячем растворе), углеродом. Переводится в раствор в водной среде действием избытка углекислого газа с образованием гидрокарбоната Ca(HCO 3) 2 (существует только в растворе), который определяет «временную» жесткость пресной воды (вместе с солями магния и железа). Устранение жесткости (умягчение воды) проводится кипячением или нейтрализацией гашеной известью. Распространенное в природе вещество (минерал кальцит, горная порода известняк и его разновидности – мел, мрамор, мергель, туф).
Применяется для производства СаО, СО 2 , цемента, стекла и минеральных удобрений, как наполнитель бумаги и резины, строительный камень (щебень) и компонент бетона и шифера, в виде осажденного порошка – для изготовления школьных мелков, зубных порошков и паст, при побелке помещений.
1) СаСО 3 = CaO + CO 2 (900–1200 °С, обжиг известняка);
2) СаСО 3 + 2HCl (разб.) = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O;
4) СаСО 3 + 2NH 4 Cl (конц.) = CaCl 2 + 2NH 3 + CO 2 + H 2 O (кип.);
5) СаСО 3 + C (кокс) = CaO + 2CO (800–850 °С).
Натрий – элемент 3-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,93), проявляет только металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли натрия хорошо растворимы в воде.
В природе – пятый по химической распространенности элемент (второй среди металлов), встречается только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.
Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко-желтый цвет (качественное обнаружение).
Натрий Na. Серебристо-белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. С ртутью образует жидкий сплав - амальгаму (до 0,2 % Na).
Весьма реакционноспособный, во влажном воздухе натрий медленно покрывается гидроксидной пленкой и теряет блеск (тускнеет):
Натрий химически активен, сильный восстановитель. Воспламеняется на воздухе при умеренном нагревании (>250 °C), реагирует с неметаллами:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 2Na + H 2 = 2NaH
2Na + Cl 2 = 2NaCl 2Na + S = Na 2 S
6Na + N 2 = 2Na 3 N 2Na + 2C = Na 2 C 2
Очень бурно и с большим экзо -эффектом натрий реагирует с водой:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + Н 2 ^ + 368 кДж
От теплоты реакции кусочки натрия расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться из-за выделения Н 2 . Реакция сопровождается резкими щелчками вследствие взрывов гремучего газа (Н 2 + O 2). Раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет (щелочная среда).
В ряду напряжений натрий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +).
Получение натрия в промышленности:
(см. также ниже получение NaOH).
Натрий применяется для получения Na 2 O 2 , NaOH, NaH, а также в органическом синтезе. Расплавленный натрий служит теплоносителем в ядерных реакторах, а газообразный – используется как наполнитель желтосветных ламп наружного освещения.
Оксид натрия Na 2 O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение (Na +) 2 O 2- . Термически устойчивый, при прокаливании медленно разлагается, плавится под избыточным давлением пара Na. Чувствителен к влаге и углекислому газу в воздухе. Энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, кислородом (под давлением). Применяется для синтеза солей натрия. Не образуется при сжигании натрия на воздухе.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: термическое разложение Na 2 O 2 (см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na 2 O 2:
2Na + 2NaOH = 2Na a O + H 2 (600 °C)
2Na + Na 2 O 2 = 2Na a O (130–200 °C)
Пероксид натрия Na 2 O 2 . Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na +) 2 O 2 2- . При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O 2 . Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O 2 при кипячении - качественная реакция на пероксиды). Сильный окислитель, слабый восстановитель. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO 2), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:
2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 (400–675 °C, вакуум)
Na 2 O 2 + 2Н 2 O = Н 2 O 2 + 2NaOH (на холоду)
2Na 2 O 2 + 2Н 2 O = O 2 ^ + 4NaOH (кипячение)
Na 2 O 2 + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н 2 O 2 (на холоду)
2Na 2 O 2 + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н 2 O + O 2 ^ (кипячение)
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2
Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3
Na 2 O 2 + 4H + + 2I - = I 2 v + 2H 2 O + 2Na +
5Na 2 O 2 + 16H + + 2MnO 4 - = 5O 2 ^ + 2Mn 2+ + 8H 2 O + 10Na +
3Na 2 O 2 + 2 3- = 2CrO 2 4- + 8OH - + 2H 2 O + 6Na + (80 °C)
Получение: сжигание Na на воздухе.
Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na +)(OH -). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO 3). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.
Хорошо растворим в воде (с экзо -эффектом, +56 кДж). Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:
NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (конц.) = NaH 2 PO 4 + H 2 O
2NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O
3NaOH (конц.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2NaOH (T) + M 2 O 3 = 2NaMO 2 + H 2 O (1000 °C, M = Al, Cr)
2NaOH (конц.) + 3H 2 O + AI 2 O 3 = 2Na (кипячение)
2NaOH (T) + M(OH) 2 = Na 2 MO 2 + 2H 2 O (500 °C, M = Be, Zn)
2NaOH (конц.) + Zn(OH) 2 = Na 2
Осаждает нерастворимые гидроксиды:
2NaOH + MCl 2 = 2NaCl + M(OH) 2 v (M = Mg, Cu)
Подвергает дисмутации галогены и серу:
2NaOH (конц., хол.) + Е 2 = NaE + NaEO + H 2 O (Е = Cl, Br)
6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O
Подвергается электролизу в расплаве:
Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO 3), корродирует поверхность алюминия (образуются Na и Н 2).
Получение NaOH в промышленности :
а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:
б) электролиз раствора NaCl на ртутном катоде (амальгамный способ):
(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).
Едкий натр – важнейшее сырье химической промышленности. Используется для получения солей натрия, целлюлозы, мыла, красителей и искусственного волокна; как осушитель газов; реагент в извлечении из вторичного сырья и очистке олова и цинка; при переработке руд алюминия (бокситов).
Калий – элемент 4-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,91), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли калия хорошо растворимы в воде.
В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.
Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида КCl, сульфата K 2 SO 4 и золы растений.
Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет (качественное обнаружение).
Калий К. Серебристо-белый металл, легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Хранят калий под слоем керосина. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму.
По химическим свойствам похож на натрий, но еще более реакционноспособный. Во влажном воздухе тускнеет, покрываясь гидроксидной пленкой.
Калий проявляет сильные восстановительные свойства. Активно сгорает на воздухе до КO 2 , реагирует с водородом (продукт KH), хлором (КCl), серой (K 2 S).
Энергично и с высоким экзо -эффектом калий разлагает воду:
2К + 2H 2 O = 2KOH + Н 2 ^ + 392 кДж,
выделяющийся водород тут же воспламеняется.
В ряду напряжений калий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +), при этом серная кислота частично восстанавливается до SO 2 .
Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.
Применяется калий для синтеза его соединений (КO 2 , KH, соли), в виде расплава (в смеси с Na) – как теплоноситель в ядерных реакторах.
Гидроксид калия КОН. Основный гидроксид, щёлочь, техническое название едкое кали. Белый, имеет ионное строение К + ОН - . Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ (образуется КНСO 3). Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.
Хорошо растворим в воде (с высоким экзо -эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло (образуется K 2 SiO 3).
Важнейшие реакции и методы получения КОН в промышленности аналогичны свойствам и получению NaOH.
Применяется КОН в производстве мыла, как адсорбент газов, дегидратирующий агент, осадитель нерастворимых гидроксидов металлов.
5.3. Кальций
Кальций – элемент 4-го периода и IIA-группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.
Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде.
В природе – шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.
Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO 3 , СаО, цианамид кальция CaCN 2 и др.).
Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение).
Кальций Са. Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .
Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:
Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод - кальцийтержия):
ЗСа + Cr 2 O 3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)
5Са + V 2 O 5 = 5СаО + 2V (950 °C)
Энергично реагирует с водой (с высоким экзо -эффектом):
Са + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + Н 2 ^ + 413 кДж
В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +):
Ca + 2H+ = Са 2+ + Н 2 ^
Получение кальция в промышленности :
Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.
Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ O 2- . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо -эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.
Уравнения важнейших реакций:
Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900-1200 °C):
СаСO 3 = СаО + СO 2
Гидроксид кальция Са(ОН) 2 . Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН -) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.
Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.
Уравнения важнейших реакций:
Получение Са(ОН) 2 в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).
5.4. Жёсткость воды
Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой. В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь – нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временную и постоянную жесткость воды.
Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO 3) 2 (М = Са, Mg) и Fe(HCO 3) 2 . Если количественно определяют содержание ионов HCO 3 - , говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са 2+ , Mg 2+ и Fe 2+ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:
Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 v + Н 2 O + СO 2 ^
Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 v + 2СO 2 ^
4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 v + 8CO 2 ^ + 4H 2 O
Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро-ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.
Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия:
устранение временной жесткости:
Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСO 3 v + 2Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 v + 2Н 2 O
4Fe(HCO 3) 2 + 8Са(ОН) 2 + O 2 = 4FeO(OH)v + 8СаСO 3 v + 10Н 2 O
устранение постоянной жесткости:
Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = СаСO 3 v + 2NaNO 3
2MgSO 4 + Н 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + СO 2 ^ + 2Na 2 SO 4
3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 v + 6NaCl
В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированная вода является мягкой, подобно дождевой воде.
5.5. Алюминий
Алюминий – элемент 3-го периода и IIIA-группы Периодической системы, порядковый номер 13. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 1 , степени окисления + III и 0.
По электроотрицательности (1,47) одинаков с бериллием, проявляет амфотерные (кислотные и основные) свойства. В соединениях может находиться в составе катионов и анионов.
В природе – четвертый по химической распространенности элемент (первый среди металлов), находится в химически связанном состоянии.
Алюминий Al . Серебристо-белый, блестящий, легкий и пластичный металл. На воздухе покрывается матовой защитной пленкой Al 2 O 3 , весьма устойчивой и защищающей металл от коррозии; пассивируется в воде и концентрированной HNO 3 (образование той же оксидной пленки).
Реакционноспособный, сгорает на воздухе, при комнатной температуре реагирует с галогенами Cl 2 , Br 2 и I 2 , при нагревании – с фтором, серой:
4Al(порошок) + 3O 2 (воздух) = 2Al 2 O 3 (700 °C)
2Al(порошок) + ЗЕ 2 = 2AlЕ 3 (25 °C, Е = CI, Br)
2Al(порошок) + 3I 2 = 2AlI 3 (25 °C, кат. – капля Н 2 O)
2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (600 °C)
2Al + 3S = Al 2 S 3 (150–200 °C)
Алюминий восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод - алюминотермия):
Амальгамированный алюминий, т. е. очищенный от оксидной пленки, энергично и с большим экзо -эффектом реагирует с водой:
2Al + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 v + ЗН 2 ^ + 836 кДж
Алюминий – сильный (типичный) восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода; вытесняет водород из разбавленных кислот НCl и H 2 SO 4:
2Al + 6Н+ = 2Al 3+ + ЗН 2 ^
и, проявляя амфотерность, из концентрированного раствора щелочей (окислитель – вода):
2Al + 2NaOH + 6Н 2 O = 2Na + ЗН 2 ^ (80 °C)
Реагирует со щелочами в расплаве (также демонстрируя амфотерные свойства):
2Al + 6NaOH (T) = 2NaAlO 2 + ЗН 2 + 2Na 2 O (450 °C)
Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой:
Al + 4НNO 3 (разб.) = Al(NO 3) 3 + NO^ + 2Н 2 O
и восстанавливает N v до N -III в реакциях с очень разбавленной азотной кислотой и ее солями:
8Al + З0НNO 3 (оч. разб.) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9Н 2 O
8Al + 18Н 2 O + 5КОН + 3KNO 3 = 8К + 3NH 3 ^ (кипячение)
(движущей силой этих реакций служит промежуточное выделение атомарного водорода Н 0 , а во второй реакции – также и образование устойчивого гидроксокомплекса -).
Получение алюминия в промышленности – электролиз Al 2 O 3 в расплаве криолита Na 3 при 950 °C:
Применяется как реагент в алюминотермии для получения редких металлов и термитной сварке стальных конструкций. Алюминий – важнейший конструкционный материал, основа легких коррозионно-стойких сплавов (с магнием - дуралюмин, или дюраль, с медью - желтая алюминиевая бронза, из которой чеканят мелкую разменную монету). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.
Оксид алюминия Al 2 O 3 . Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, имеет ионное строение (Al 3+) 2 (O 2-) 3 . Тугоплавкий, термически устойчивый. Аморфный порошок гигроскопичен и химически активен, кристаллический – очень тверд и химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Переводится в раствор концентрированными кислотами и щелочами, реагирует со щелочами и карбонатом натрия при сплавлении. Применяется как сырье в производстве алюминия, для изготовления огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, особо чистый Al 2 O 3 – для изготовления рубиновых лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Cr 2 O 3 (красный цвет), Ti 2 O 3 и Fe 2 O 3 (голубой цвет).
Уравнения важнейших реакций:
(эта реакция используется для «вскрытия» бокситов)
В природе входит в состав глины и бокситов, образует минерал корунд.
Гидроксид алюминия Al(ОН) 3 . Амфотерный гидроксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Связи Al – ОН преимущественно ковалентные. Разлагается при нагревании без плавления. Практически не растворяется в воде. Реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Не реагирует с NH 3 Н 2 O, NH 4 Cl, СO 2 , SO 2 и H 2 S. Метагидроксид АlO(ОН) химически менее активен, чем Al(ОН) 3 . Промежуточный продукт в производстве алюминия. Применяется для синтеза других соединений алюминия (в том числе криолита), органических красителей, как лекарственный препарат при повышенной кислотности желудочного сока.
Уравнения важнейших реакций:
Термическое разложение
основная и кислотная диссоциация в растворе
(реакции характеризуют очень малую растворимость в воде и амфотерность гидроксида, поставляющего в раствор одновременно ионы ОН и Н + примерно в равной концентрации; гидроксид диссоциирует слабее, чем сама вода)
Амфотерные свойства
Al(ОН) 3 + ЗНСlразб.) = AlCl 3 + ЗН 2 O
Al(ОН) 3 + NaOH (т) = NaAlO 2 + 2Н 2 O (1000 °C)
Al(ОН) 3 + NaOH(конц.) = Na (p)
Для получения осадка Al(ОН) 3 щелочь обычно не используют из-за легкости перехода осадка в раствор (см. выше), а действуют на соли алюминия гидратом аммиака. При комнатной температуре образуется Al(ОН) 3 , а при кипячении – менее активный АlO(ОН):
Удобный способ получения Al(ОН) 3 – пропускание СO 2 через раствор гидроксокомплекса:
СO 2 = Al(ОН) 3 v + HCO 3 -
Тетрагидроксоалюминат(III) натрия Na. Комплексная соль. С таким составом существует при комнатной температуре в концентрированном растворе NaOH. Для твердого состояния состав условный, так как при кристаллизации из раствора он усложняется (выделены Na 4 , Na 4 и др.). При прокаливании твердые соли разлагаются до диоксоалюмината(III) натрия NaAlO 2 , при разбавлении их растворов – до Al(ОН) 3 . По-разному реагируют с сильными и слабыми кислотами, с хлоридом алюминия и карбонатом аммония.
Уравнения важнейших реакций:
Получение : взаимодействие Al(ОН) 3 и солей алюминия с NaOH в концентрированном растворе:
Al(OH) 3 + NaOH(конц.) = Na
AlCl 3 + 4NaOH(конц.) = Na + 3NaCl
Образуется из оксида алюминия (см.) как промежуточный продукт при промышленном «вскрытии» бокситов.
Примеры заданий части А1. Среди металлов главной подгруппы II группы наиболее сильным восстановителем является
2) кальций
3) стронций
2. При сжигании магния на воздухе образуются
3. Алюминий будет выделять водород из реактива
1) HNO 3 (разб.)
2) NaHSO 4 (разб.)
3) H 2 SO 4 (конц.)
4) NaOH (конц.)
4. Реакция замещения протекает в растворе между алюминием и
5. Из раствора гидрокарбоната бария выпадает осадок при добавлении реактивов
6. Калий можно получить электролизом на угольных электродах из
1) раствора КCl
2) раствора KNO 3
3) расплава КCl
4) расплава смеси КCl и MgCl 2
7-8. Если внести каплю раствора
7. поваренной соли
8. хлорида калия
в бесцветное пламя газовой горелки, оно станет
1) красным
3) зеленым
4) фиолетовым
9. Устранение временной жёсткости воды проводится по реакции
1) Са(НСO 3) 2 + Na 3 PO 4 >…
2) Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 >…
3) CaSO 4 + Na 2 CO 3 >…
Калий
Натрий
Материально-техническое обеспечение дисциплины.
Дополнительная литература
Основная литература
Дисциплины
Учебно-методическое и информационное обеспечение
Хаханина Т. И. Химия окружающей среды [Электронный ресурс]: учебное пособие - М.: ЮРАЙТ, 2010. – 129 с. //Университетская библиотека online: сайт. - Режим доступа: http://www.biblioclub.ru
1. Тарасова, Наталия Павловна. Химия окружающей среды: атмосфера: учеб. пособие для студ. вузов / Н. П. Тарасова, В. А. Кузнецов. - М. : Академия, 2007. - 227 с. Есипов, Юрий Вениаминович.
Мониторинг и оценка риска систем "защита-объект-среда" / Ю. В. Есипов, Ф. А. Самсонов, А. И. Черемисин; РАН, Юж. науч. центр. - М. : URSS, 2008. - 136 с.
2. Ларионов Н. М. Промышленная экология. [Электронный ресурс]: Учебник для бакалавров - М.: ЮРАЙТ, 2012. – 496 с. // Университетская библиотека online: сайт. - Режим доступа: http://www.biblioclub.ru
Для выполнения рабочей программы дисциплины «Химия биосферы» кафедра располагает материально-технической базой, обеспечивающей проведение всех видов подготовки, практической и научно-исследовательской работы обучающихся, соответствующим действующим санитарным и противопожарным правилам и нормам. Интерактивные занятия проводятся в аудиториях, оборудованных мультимедийной аппаратурой и доступом к Интернет.
Натрий – элемент 3‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,93), проявляет только металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли натрия хорошо растворимы в воде.
В природе – пятый по химической распространенности элемент (второй среди металлов), встречается только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.
Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко‑желтый цвет (качественное обнаружение).
Натрий Na. Серебристо‑белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму (до 0,2 % Na).
Весьма реакционноспособный, во влажном воздухе натрий медленно покрывается гидроксидной пленкой и теряет блеск (тускнеет):
Натрий химически активен, сильный восстановитель. Воспламеняется на воздухе при умеренном нагревании (>250 °C), реагирует с неметаллами:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 2Na + H 2 = 2NaH
2Na + Cl 2 = 2NaCl 2Na + S = Na 2 S
6Na + N 2 = 2Na 3 N 2Na + 2C = Na 2 C 2
Очень бурно и с большим экзо ‑эффектом натрий реагирует с водой:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + Н 2 + 368 кДж
От теплоты реакции кусочки натрия расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться из‑за выделения Н 2 . Реакция сопровождается резкими щелчками вследствие взрывов гремучего газа (Н 2 + O 2). Раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет (щелочная среда).
В ряду напряжений натрий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +).
Получение натрия в промышленности:
(см. также ниже получение NaOH).
Натрий применяется для получения Na 2 O 2 , NaOH, NaH, а также в органическом синтезе. Расплавленный натрий служит теплоносителем в ядерных реакторах, а газообразный – используется как наполнитель желтосветных ламп наружного освещения.
Оксид натрия Na 2 O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение (Na +) 2 O 2‑ . Термически устойчивый, при прокаливании медленно разлагается, плавится под избыточным давлением пара Na. Чувствителен к влаге и углекислому газу в воздухе. Энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, кислородом (под давлением). Применяется для синтеза солей натрия. Не образуется при сжигании натрия на воздухе.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: термическое разложение Na 2 O 2 (см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na 2 O 2:
2Na + 2NaOH = 2Na a O + H 2 (600 °C)
2Na + Na 2 O 2 = 2Na a O (130–200 °C)
Пероксид натрия Na 2 O 2 . Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na +) 2 O 2 2‑ . При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O 2 . Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O 2 при кипячении – качественная реакция на пероксиды). Сильный окислитель, слабый восстановитель. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO 2), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:
2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 (400–675 °C, вакуум)
Na 2 O 2 + 2Н 2 O = Н 2 O 2 + 2NaOH (на холоду)
2Na 2 O 2 + 2Н 2 O = O 2 + 4NaOH (кипячение)
Na 2 O 2 + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н 2 O 2 (на холоду)
2Na 2 O 2 + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н 2 O + O 2 (кипячение)
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2
Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3
Na 2 O 2 + 4H + + 2I ‑ = I 2 ↓ + 2H 2 O + 2Na +
5Na 2 O 2 + 16H + + 2MnO 4 ‑ = 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O + 10Na +
3Na 2 O 2 + 2 3‑ = 2CrO 2 4‑ + 8OH ‑ + 2H 2 O + 6Na + (80 °C)
Получение: сжигание Na на воздухе.
Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na +)(OH ‑). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO 3). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.
Хорошо растворим в воде (с экзо ‑эффектом, +56 кДж). Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:
NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (конц.) = NaH 2 PO 4 + H 2 O
2NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O
3NaOH (конц.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2NaOH (T) + M 2 O 3 = 2NaMO 2 + H 2 O (1000 °C, M = Al, Cr)
2NaOH (конц.) + 3H 2 O + AI 2 O 3 = 2Na (кипячение)
2NaOH (T) + M(OH) 2 = Na 2 MO 2 + 2H 2 O (500 °C, M = Be, Zn)
2NaOH (конц.) + Zn(OH) 2 = Na 2
Осаждает нерастворимые гидроксиды:
2NaOH + MCl 2 = 2NaCl + M(OH) 2 ↓ (M = Mg, Cu)
Подвергает дисмутации галогены и серу:
2NaOH (конц., хол.) + Е 2 = NaE + NaEO + H 2 O (Е = Cl, Br)
6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O
Подвергается электролизу в расплаве:
Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO 3), корродирует поверхность алюминия (образуются Na и Н 2).
Получение NaOH в промышленности :
а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:
б) электролиз раствора NaCl на ртутном катоде (амальгамный способ):
(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).
Едкий натр – важнейшее сырье химической промышленности. Используется для получения солей натрия, целлюлозы, мыла, красителей и искусственного волокна; как осушитель газов; реагент в извлечении из вторичного сырья и очистке олова и цинка; при переработке руд алюминия (бокситов).
Калий – элемент 4‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,91), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли калия хорошо растворимы в воде.
В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.
Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида КCl, сульфата K 2 SO 4 и золы растений.
Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет (качественное обнаружение).
Калий К. Серебристо‑белый металл, легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Хранят калий под слоем керосина. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму.
По химическим свойствам похож на натрий, но еще более реакционноспособный. Во влажном воздухе тускнеет, покрываясь гидроксидной пленкой.
Калий проявляет сильные восстановительные свойства. Активно сгорает на воздухе до КO 2 , реагирует с водородом (продукт KH), хлором (КCl), серой (K 2 S).
Энергично и с высоким экзо ‑эффектом калий разлагает воду:
2К + 2H 2 O = 2KOH + Н 2 + 392 кДж,
выделяющийся водород тут же воспламеняется.
В ряду напряжений калий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +), при этом серная кислота частично восстанавливается до SO 2 .
Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.
Применяется калий для синтеза его соединений (КO 2 , KH, соли), в виде расплава (в смеси с Na) – как теплоноситель в ядерных реакторах.
Гидроксид калия КОН. Основный гидроксид, щёлочь, техническое название едкое кали. Белый, имеет ионное строение К + ОН ‑ . Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ (образуется КНСO 3). Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.
Хорошо растворим в воде (с высоким экзо ‑эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло (образуется K 2 SiO 3).
Важнейшие реакции и методы получения КОН в промышленности аналогичны свойствам и получению NaOH.
Применяется КОН в производстве мыла, как адсорбент газов, дегидратирующий агент, осадитель нерастворимых гидроксидов металлов.
Кальций – элемент 4‑го периода и IIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.
Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде.
В природе – шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.
Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO 3 , СаО, цианамид кальция CaCN 2 и др.).
Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно‑оранжевый цвет (качественное обнаружение).
Кальций Са. Серебристо‑белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .
Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:
Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – кальцийтержия):
ЗСа + Cr 2 O 3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)
5Са + V 2 O 5 = 5СаО + 2V (950 °C)
Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом):
Са + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + Н 2 + 413 кДж
В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +):
Ca + 2H+ = Са 2+ + Н 2
Получение кальция в промышленности :
Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.
Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ O 2‑ . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.
Уравнения важнейших реакций:
Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900–1200 °C):
СаСO 3 =СаО + СO 2
Гидроксид кальция Са(ОН) 2 . Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН ‑) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из‑за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.
Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.
Уравнения важнейших реакций:
Получение Са(ОН) 2 в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).
5.4. Жёсткость воды
Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой. В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь – нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временную и постоянную жесткость воды.
Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO 3) 2 (М = Са, Mg) и Fe(HCO 3) 2 . Если количественно определяют содержание ионов HCO 3 ‑ , говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са 2+ , Mg 2+ и Fe 2+ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:
Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 ↓ + Н 2 O + СO 2
Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2СO 2
4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 ↓ + 8CO 2 + 4H 2 O
Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро‑ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.
Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия:
устранение временной жесткости:
Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСO 3 ↓ + 2Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 ↓ + 2Н 2 O
4Fe(HCO 3) 2 + 8Са(ОН) 2 + O 2 = 4FeO(OH)↓ + 8СаСO 3 ↓ + 10Н 2 O
устранение постоянной жесткости:
Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = СаСO 3 ↓ + 2NaNO 3
2MgSO 4 + Н 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + СO 2 + 2Na 2 SO 4
3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl
В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированная вода является мягкой, подобно дождевой воде.
Описание:
Смачивая медную пластинку в соляной кислоте и поднося к пламени горелки, замечаем интересный эффект - окрашивание пламени. Огонь переливается красивыми сине-зелеными оттенками. Зрелище довольно впечатляющее и завораживающее.
Медь придает пламени зеленый оттенок. При высоком содержании меди в сгораемом веществе пламя имело бы яркий зеленый цвет. Окислы же меди дают изумрудно-зеленое окрашивание. Например, как видно из ролика, при смачивании меди соляной кислотой пламя окрашивается в голубой цвет с зеленоватым оттенком. А прокаленные медьсодержащие соединения, смоченные в кислоте, окрашивают пламя в лазурно-голубой цвет.
Для справки: Зеленый цвет и его оттенки огню придают также барий, молибден, фосфор, сурьма.
Объяснение:
Почему пламя видимое? Или чем определяется его яркость?
Некоторое пламя почти не видно, а другое наоборот светит очень ярко. Например, водород горит почти совершенно бесцветным пламенем; пламя чистого спирта тоже светит весьма слабо, а свеча и керосиновая лампа горят ярким светящимся пламенем.
Дело в том, что большая или меньшая яркость всякого пламени зависит от присутствия в нем раскаленных твердых частичек.
В топливе в большем или меньшем количестве содержится углерод. Частички углерода, раньше чем сгореть, накаливаются, - оттого-то пламя газовой горелки, керосиновой лампы и свечи светит - т.к. его подсвечивают раскаленные частицы углерода.
Таким образом, можно и несветящееся или слабо светящееся пламя сделать ярким, обогащая его углеродом или раскаляя им негорючие вещества.
Как получить разноцветное пламя?
Для получения цветного пламени к горящему веществу прибавляют не углерод, а соли металлов, окрашивающих пламя в тот или иной цвет.
Стандартный способ окрашивания слабосветящегося газового пламени - введение в него соединений металлов в форме легколетучих солей - обычно, нитратов (соли азотной кислоты) или хлоридов (соли соляной кислоты):
желтое - соли натрия,
красное - соли стронция, кальция,
зеленое - соли цезия (или бора, в виде борноэтилового или борнометилового эфира),
голубое - соли меди (в виде хлорида).
В синий окрашивает пламя селен, а в сине-зеленый - бор.
Этой способностью горящих металлов и их летучих солей придавать определенную окраску бесцветному пламени пользуются для получения цветных огней (например, в пиротехнике).
Чем определяется цвет пламени (научным языком)
Цвет огня определяется температурой пламени и тем, какие химические вещества в нём сгорают. Высокая температура пламени дает возможность атомам перескакивать на некоторое время в более высокое энергетическое состояние. Когда атомы возвращаются в исходное состояние, они излучают свет с определённой длиной волны. Она соответствует структуре электронных оболочек данного элемента.