Elektronska formula atoma kalcija je 20 Ca 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.

Elektronska formula njegovog jona je 12 Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0.

U rastvoru, joni kalcijuma Ca2+ su hidrirani i bezbojni, ali hlapljiva jedinjenja boje plamen narandžasto-crvene boje.

Na zraku, kalcij je odmah prekriven filmom, koji može uključivati: oksid (CaO), peroksid (CaO 2) i nitrid (Ca 3 N 2). Kalcijum je veoma aktivan metal potencijal elektrode−2,87 V. Stoga se čuva ispod sloja kerozina ili u atmosferi inertnog gasa.

Kalcijum reaguje sa vodom prema jednačini:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2.

Niska brzina razgradnje vode kalcijem objašnjava se slabom rastvorljivošću kalcijum hidroksida formiranog na površini metala. Sa povećanjem temperature, rastvorljivost Ca(OH) 2 opada još više zbog stvaranja kristalnih hidrata.

Obično se kalcijum oksid CaO dobija termičkom razgradnjom kalcijum karbonata:

CaCO 3 CaO + CO 2 − 178 kJ/mol.

Ovisno o prirodnim oblicima kalcijevog karbonata (struktura, sastav, vrsta i količina nečistoća), njegove temperature razlaganja mogu se neznatno razlikovati. Kalcijev oksid koji se dobija termičkom razgradnjom prirodnih oblika CaCO 3 naziva se živim vapnom ili “kotao”, koji može sadržavati. nečistoće.

Kalcijum oksid snažno reaguje sa vodom, oslobađajući toplotu, formirajući kalcijum hidroksid:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + 65,3 kJ/mol.

(gašeno vapno)

Kalcijum hidroksid je jaka baza, slabo rastvorljiva u vodi. Zasićena otopina kalcijum hidroksida naziva se krečna voda i alkalna je (pH>7). Na zraku, vapnena voda brzo postaje mutna zbog apsorpcije ugljičnog monoksida (IV) iz zraka i stvaranja nerastvorljivog kalcijum karbonata:

Ca(OH) + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

Gašeno vapno ima široku primenu u građevinarstvu: za proizvodnju krečnog maltera; pri krečenju različitih prostorija; za omekšavanje tvrde vode; u betonima niskog kvaliteta koji se koriste u suhim prostorijama; u proizvodnji cigle, plinskih silikatnih blokova; za proizvodnju suhih građevinskih mješavina (gips, fuga, kit).

U interakciji s kiselinama, kalcijev oksid i hidroksid stvaraju odgovarajuće soli. Soli sa Cl − , Br − , I − i anjonima su visoko rastvorljive u vodi, naprotiv, sa anionima F − , , i − slabo su rastvorljive. Izuzetno niska rastvorljivost kalcijum oksalata CaC 2 O 4 koristi se za otkrivanje tragova ovog elementa, na primer, u običnoj vodi za piće

Ako je kalcijum karbonat slabo rastvorljiva so, tada je kalcijum bikarbonat Ca(HCO 3) 2 veoma rastvorljiv u vodi. IN prirodni uslovi kalcijum bikarbonat se dobija kada se stijene koje sadrže CaCO 3 izlažu vodi i ugljičnom monoksidu (IV) otopljenom u njemu:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.

Prisustvo kalcijum bikarbonata u vodi uzrokuje privremenu tvrdoću vode. Reakcija koja se odvija u prirodnim uvjetima može se reproducirati u laboratoriji zasićenjem krečne vode ugljičnim monoksidom (IV). Karbonatni CaCO 3 nije karakteriziran stvaranjem kristalnih hidrata.

Naprotiv, kalcijum nitrat se oslobađa u obliku kristalnog hidrata Ca(NO 3) 2 ∙4H 2 O. Kalcijum sulfat CaSO 4 ∙2H 2 O se takođe dobija u obliku kristalnog hidrata - gipsa. Dihidratni gips može izgubiti (djelomično ili potpuno) vodu pri zagrijavanju, pretvarajući se u CaSO 4 ∙0,5H 2 O (poluvodeni gips, zagrijan na 180 ° C) i CaSO 4 (rastvorljivi bezvodni oblik - anhidrit, ne veći od 400 °C).

Poluvodeni gips i bezvodni kalcijum sulfat su u stanju da ponovo dodaju vodu, formirajući CaSO 4 ∙ 2H 2 O u obliku čvrstog tela nalik kamenu. Ovo je osnova za upotrebu poluvodenog gipsa i anhidrita kao vezivnog građevinskog materijala, kao i za upotrebu poluvodenog gipsa u medicini (gipsani zavoji).

Nastavak. Vidi br. 1, 3–15, 18, 19, 21, 22, 24–31, 33–35, 37, 40, 43–48/98; 1–5/99

Priručnik za nastavnike srednjih škola i nastavnike tehničkog liceja

R.A. Lidin

Priručnik iz opšte i neorganske hemije

10.1.3. Kalcijum

Opće karakteristike elementa

Element 4. perioda i IIa grupe periodnog sistema, redni broj 20, pripada zemnoalkalnim metalima. Elektronska formula atoma [ 18 Ar]4 s 2, karakteristično oksidacijsko stanje +2. Ima nisku elektronegativnost. Pokazuje metalna (osnovna) svojstva. Mnoge soli kalcijuma su slabo rastvorljive u vodi. Kalcijum, kalcijum katjon i njegovi spojevi boje plamen plinskog plamenika u tamnonarandžastu boju (kvalitativno otkrivanje).

To je šesti najzastupljeniji element u prirodi. U zemljinoj kori (treći među metalima) nalazi se u vezana forma, dio je mnogih minerala i stijena. Prisutan u prirodnim vodama i određuje većinu njihove “tvrdoće” (zajedno sa magnezijumom); 1 litar morske soli sadrži 0,4 g Ca 2+ jona.

Vital važan element za sve organizme. Koncentrisan u kostima i zubima u obliku raznih fosfata, dnevne potrebe ljudi su ~1g kalcijuma. Ca 2+ joni osiguravaju zgrušavanje krvi, a nedostatak kalcija uzrokuje omekšavanje kostiju i rahitis. Koralji i školjke mekušaca građeni su od kalcijum karbonata. Nedostatak kalcijuma u zemljištu nadoknađuje se primenom krečnih đubriva (CaCO 3, CaO, CaCN 2 itd.).

Fizička svojstva i proizvodnja kalcija i njegovih spojeva

Hemijska svojstva kalcijuma i njegovih spojeva

38. Ca – kalcijum. Jednostavna supstanca. Bijela, plastična. Kada je vlažan, prekriven je oksidno-hidroksidnim filmom. Vrlo reaktivan, zapali se kada se zagrije na zraku. Snažan redukcijski agens, u naponskoj seriji nalazi se znatno lijevo od vodonika. Reaguje snažno sa vodom (sa jakim egzotermnim efektom), kiselinama i nemetalima. Ca 2+ kation u rastvoru je bezbojni akva kompleks 2+ (ne podleže protolizi).

Koristi se za uklanjanje nemetalnih nečistoća iz metalnih legura, kao komponenta lakih i antifrikcionih legura, te za obnavljanje mnogih metala iz njihovih oksida.

1) Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 Í + H 2 (D H 0 = –413 kJ);

2) Ca + 2HCl (razrijeđen) = CaCl 2 + H 2­ ;

3) 4Ca + 10HNO 3 (razrijeđeno) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O+ 5H 2 O,

4Ca + 10HNO 3 (ultra dil.) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O;

4) Ca + H 2 = CaH 2 (500–700 °C);

5) 2Ca + O 2 (vazduh) = 2CaO (300–450 °C),

3Ca + N2 (vazduh) = Ca3N2 (nitrid) (200–450 °C);

6) Ca + Cl 2 = CaCl 2 (200–250 °C),

Ca + S = CaS (150 °C),

Ca + 2C (grafit) = CaC 2 (550 °C);

7) Ca + 2MCl = CaCl 2 + 2M (700–800 °C, vac., M = Rb, Cs),

3Ca + Cr 2 O 3 = 3CaO + 2Cr (700–800 °C),

5Ca + V 2 O 5 = 5CaO + 2V (950 °C).

39. CaO – kalcijum oksid. Osnovni oksid. Bijela, vrlo higroskopna. Ima jonsku strukturu: Ca 2+ O 2–. Vatrostalna, termički stabilna, isparljiva kada se zapali. Apsorbuje ugljični dioksid iz zraka. Reaguje snažno sa vodom (sa visokim egzotermnim efektom), stvara jako alkalni rastvor (moguć je talog hidroksida). Reaguje sa kiselinama, oksidima metala i nemetala.

Koristi se za sintezu drugih jedinjenja kalcijuma, u proizvodnji Ca(OH) 2, CaC 2 i mineralnih đubriva, kao fluks u metalurgiji, katalizator u organskoj sintezi i komponenta vezivnih materijala u građevinarstvu.

1) CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 (D H 0 = –64 kJ, “gašenje” kreča);

2) CaO + 2HCl (razblažen) = CaCl 2 + H 2 O;

CaO + SiO 2 = CaSiO 3 (1100–1200 °C);

4) CaO + Al 2 O 3 = (CaAl 2) O 4 (1200–1300 °C),

CaO + TiO 2 = (CaTi)O 3 (900–1100 °C),

CaO + Fe 2 O 3 = (CaFe 2) O 4 (900–1000 °C);

5) CaO + 3C (koks) = CaC 2 + CO (1000–1200 °C);

6) 4CaO + 2Al = 3Ca + (CaAl 2)O 4 (1200 °C).

40. Ca(OH) 2 – kalcijum hidroksid. Bazični hidroksid. Bijela, higroskopna. Ima jonsku strukturu: Ca 2+ (OH –) 2. Raspada se pri umjerenom zagrijavanju. Apsorbuje ugljični dioksid iz zraka. Slabo rastvorljiv u hladnoj vodi (nastaje alkalni rastvor), a još manje rastvorljiv u kipućoj vodi. Reaguje sa kiselinama, kiselim oksidima. Kvalitativna reakcija za Ca 2+ jon - vidi odeljak 40 6. Koristi se u proizvodnji stakla, vezivnih maltera, kreča za beljenje, mineralnih đubriva vapna, za kaustifikaciju sode i omekšavanje svježa voda.

1) Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O (520–580 °C);

2) Ca(OH) 2 (zasićeni) = Ca 2+ + 2OH – (pH > 7, “vapnena voda”);

3) Ca(OH) 2 + 2HCl (razblažen) = CaCl 2 + 2H 2 O;

4) Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 (razblažen) = CaSO 4Í̈ + 2H 2 O,

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 (konc.) = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O,

2Ca(OH) 2 (npr.) + H 2 SO 4 (ultra dil.) = Ca 2 SO 4 (OH) 2Í̈ + 2H 2 O;

6) a) Ca(OH) 2 + 2H 3 PO 4 (konc.) = Ca(H 2 PO 4) 2Í +2H 2 O,

B) Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 (razblažen) = CaHPO 4Í̈ + 2H 2 O,

B) 3Ca(OH) 2 + 2H 3 PO 4 (razrijeđen) = Ca 3 (PO 4) 2Í + 6H 2 O,

D) 5Ca(OH) 2 (spolj.) + 3H 3 PO 4 (razrijeđeno) = Ca 5 (PO 4) 3 OHÍ̈ +9H 2 O;

7) 2Ca(OH) 2 (suspenzija) + 2Cl 2 (g) = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O;

8) Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2NH 3+ 2H 2 O (ključanje);

9) Ca(OH) 2 (zasićeni) + Na 2 CO 3 = CaCO 3Í̈ + 2NaOH.

41. CaCO 3 – kalcijum karbonat. Oxosol. Bijela, pri zagrijavanju se raspada, topi se pod suvišnim pritiskom CO 2. Nerastvorljivo u vodi. Reaguje sa kiselinama, solima amonijuma (u vrućem rastvoru), ugljenikom. Prenosi se u rastvor u vodenoj sredini dejstvom viška ugljen-dioksida uz stvaranje bikarbonata Ca(HCO 3) 2 (postoji samo u rastvoru), koji određuje „privremenu“ tvrdoću slatke vode (zajedno sa magnezijumom i gvožđem). soli). Uklanjanje tvrdoće (omekšavanje vode) vrši se kuhanjem ili neutralizacijom gašenim vapnom. Supstanca uobičajena u prirodi (mineral kalcita, vapnenačka stijena i njegove vrste - kreda, mramor, lapor, tuf).

Koristi se za proizvodnju CaO, CO 2, cementa, stakla i mineralnih đubriva, kao punilo za papir i gumu, građevinski kamen (lomljeni kamen) i komponenta betona i škriljevca, u obliku istaloženog praha - za proizvodnja školske krede, praha i paste za zube, za krečenje prostora.

1) CaCO 3 = CaO + CO 2 (900–1200 °C, pečenje krečnjaka);

2) CaCO 3 + 2HCl (razrijeđen) = CaCl 2 + CO 2+ H 2 O;

4) CaCO 3 + 2NH 4 Cl (konc.) = CaCl 2 + 2NH 3+ CO 2 + H 2 O (ključanje);

5) CaCO 3 + C (koks) = CaO + 2CO (800–850 °C).

Natrijum– element 3. perioda i IA grupe periodnog sistema, redni broj 11. Elektronska formula atoma [ 10 Ne]3s 1, oksidaciona stanja +I i 0. Ima nisku elektronegativnost (0,93), pokazuje samo metalnu (bazičnu) svojstva. Formira (kao kation) brojne soli i binarna jedinjenja. Gotovo sve natrijeve soli su vrlo topljive u vodi.

U prirodi - peti element po hemijskoj zastupljenosti (drugi među metalima), koji se nalazi samo u obliku jedinjenja. Vitalni element za sve organizme.

Natrijum, natrijum kation i njegova jedinjenja boje plamen gasnog plamenika u svetlo žutu ( kvalitativna detekcija).

Natrijum N / A. Srebrno-bijeli metal, lagan, mekan (može se rezati nožem), slabo topljiv. Čuvati natrijum u kerozinu. Formira tečnu leguru sa živom - amalgam(do 0,2% Na).

Vrlo reaktivan, na vlažnom zraku natrijum se polako prekriva hidroksidnim filmom i gubi sjaj (tamni):

Natrijum je hemijski aktivan i snažan redukcioni agens. Pali se na vazduhu pri umerenom zagrevanju (>250 °C), reaguje sa nemetalima:

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

Vrlo burno i odlično exo-efekat natrijum reaguje sa vodom:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ^ + 368 kJ

Od topline reakcije, komadići natrija se tope u kuglice, koje se počinju nasumično kretati zbog oslobađanja H2. Reakcija je praćena oštrim klikovima uslijed eksplozija detonirajućeg plina (H 2 + O 2). Rastvor je grimizno obojen fenolftaleinom (alkalna sredina).

U nizu napona, natrijum je znatno lijevo od vodonika, istiskuje vodonik iz razrijeđenih kiselina HCl i H 2 SO 4 (zbog H 2 O i H +).

Potvrda natrijum u industriji:

(vidi i pripremu NaOH u nastavku).

Natrijum se koristi za proizvodnju Na 2 O 2, NaOH, NaH, kao i u organskoj sintezi. Rastopljeni natrijum služi kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima, a gasoviti natrijum se koristi kao punilo za spoljne lampe sa žutim svetlom.

Natrijum oksid Na 2 O. Osnovni oksid. Bijela, ima jonsku strukturu (Na +) 2 O 2-. Termički stabilan, polako se raspada kada se zagreje, topi se pod pritiskom pare Na. Osjetljiv na vlagu i ugljični dioksid u zraku. Reaguje snažno s vodom (nastaje jako alkalna otopina), kiselinama, kiselim i amfoternim oksidima, kisikom (pod pritiskom). Koristi se za sintezu natrijumovih soli. Ne formira se kada se natrijum sagoreva na vazduhu.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda: termička razgradnja Na 2 O 2 (vidi), kao i fuzija Na i NaOH, Na i Na 2 O 2:

2Na + 2NaOH = 2Na a O + H 2 (600 °C)

2Na + Na 2 O 2 = 2Na a O (130–200 °C)

Natrijum peroksid Na2O2. Binarna veza. Bijela, higroskopna. Ima jonsku strukturu (Na +) 2 O 2 2-. Zagrijavanjem se raspada i topi pod suvišnim pritiskom O 2 . Apsorbuje ugljični dioksid iz zraka. Potpuno se razgrađuje vodom, kiselinama (oslobađanje O 2 tokom ključanja - kvalitativna reakcija za perokside). Jak oksidant, slab redukcioni agens. Koristi se za regeneraciju kiseonika u samostalnim uređajima za disanje (reakcija sa CO 2), kao komponenta izbeljivača za tkanine i papir. Jednačine najvažnijih reakcija:

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 (400–675 °C, vakuum)

Na 2 O 2 + 2H 2 O = H 2 O 2 + 2NaOH (na hladnom)

2Na 2 O 2 + 2H 2 O = O 2 ^ + 4NaOH (ključanje)

Na 2 O 2 + 2NCl (razrijeđeno) = 2NaCl + N 2 O 2 (hladno)

2Na 2 O 2 + 4NCl (razrijeđeno) = 4NCl + 2N 2 O + O 2 ^ (ključanje)

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)

Potvrda: sagorevanje Na u vazduhu.

Natrijev hidroksid NaOH. Osnovni hidroksid, alkalija, tehnički naziv natrijev hidroksid. Bijeli kristali sa jonskom strukturom (Na +)(OH -). Otapa se u zraku, upija vlagu i ugljični dioksid (nastaje NaHCO 3). Topi se i ključa bez raspadanja. Izaziva teške opekotine kože i očiju.

Veoma rastvorljiv u vodi (s exo-efekat, +56 kJ). Reagira s kiselim oksidima, neutralizira kiseline, uzrokuje funkciju kiseline u amfoternim oksidima i hidroksidima:

NaOH (razrijeđen) + H 3 PO 4 (konc.) = NaH 2 PO 4 + H 2 O

2NaOH (razd.) + H 3 PO 4 (razd.) = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

3NaOH (konc.) + H 3 PO 4 (razd.) = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2NaOH (T) + M 2 O 3 = 2NaMO 2 + H 2 O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (konc.) + 3H 2 O + AI 2 O 3 = 2Na (ključanje)

2NaOH (T) + M(OH) 2 = Na 2 MO 2 + 2H 2 O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (konc.) + Zn(OH) 2 = Na 2

Precipitira nerastvorljive hidrokside:

2NaOH + MCl 2 = 2NaCl + M(OH) 2 v (M = Mg, Cu)

Dismutira halogene i sumpor:

2NaOH (konc., hladno) + E 2 = NaE + NaEO + H 2 O (E = Cl, Br)

6NaOH (razd., hor.) + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

Podložno elektrolizi u talini:

Otopina NaOH korodira staklo (nastaje NaSiO 3) i korodira površinu aluminija (nastaje Na i H 2).

Potvrda NaOH u industrija:

a) elektroliza otopine NaCl na inertnoj katodi:

b) elektroliza rastvora NaCl na živinoj katodi (amalgamska metoda):

(oslobođena živa se vraća u elektrolizator).

Kaustična soda je najvažnija sirovina hemijske industrije. Koristi se za proizvodnju natrijevih soli, celuloze, sapuna, boja i umjetnih vlakana; kao plinski sušač; reagens u regeneraciji iz sekundarnih sirovina i prečišćavanju kalaja i cinka; pri preradi aluminijskih ruda (boksita).

Kalijum– element 4. perioda i IA grupe periodnog sistema, redni broj 19. Elektronska formula atoma [ 18 Ar]4s 1, oksidaciona stanja +I i 0. Ima nisku elektronegativnost (0,91), ispoljava metalnu (bazičnu) svojstva. Formira (kao kation) brojne soli i binarna jedinjenja. Gotovo sve kalijeve soli su visoko rastvorljive u vodi.

U prirodi - deveto Po hemijskom obilju, element (šesti među metalima) se nalazi samo u obliku jedinjenja. Vitalni element za sve organizme.

Nedostatak kalijuma u zemljištu nadoknađuje se primenom kalijumovih đubriva - KCl hlorida, K2SO4 sulfata i biljnog pepela.

Kalijum, kalijum katjon i njegova jedinjenja boje plamen gasnog gorionika ljubičasta (kvalitativna detekcija).

Kalijum TO. Srebrno-bijeli metal, lagan, vrlo mekan, niske tačke topljenja. Čuvajte kalijum ispod sloja kerozina. Sa živom formira tečnu leguru - amalgam.

By hemijska svojstva sličan natrijumu, ali još reaktivniji. Na vlažnom zraku blijedi, prekrivajući se hidroksidnim filmom.

Kalijum pokazuje jaka redukciona svojstva. Aktivno gori na zraku do KO 2, reagira sa vodonikom (KH produkt), hlorom (KCl), sumporom (K 2 S).

Energičan i visok exo- dejstvo kalijuma razlaže vodu:

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2 ^ + 392 kJ,

Otpušteni vodonik se odmah zapali.

U nizu napona, kalij se nalazi znatno lijevo od vodonika iz razrijeđenih kiselina HCl i H 2 SO 4 istiskuje vodonik (zbog H 2 O i H +), dok se sumporna kiselina djelimično reducira u SO 2.

Potvrda kalijum u industrija isto kao i dobijanje natrijuma.

Kalijum se koristi za sintezu njegovih jedinjenja (KO 2, KH, soli), u obliku taline (pomešan sa Na) - kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima.

Kalijum hidroksid CON. Osnovni hidroksid, alkalija, tehnički naziv kaustična potaša. Bijela, ima jonsku strukturu K + OH - . Topi se i ključa bez raspadanja. Difundira u zraku i apsorbira ugljični dioksid (nastaje KHCO 3). Izaziva teške opekotine kože i očiju.

Visoko rastvorljiv u vodi (sa visokim exo-efekat), stvara visoko alkalnu sredinu u rastvoru. Neutralisan kiselinama, reaguje sa kiselim oksidima, amfoternim hidroksidima i oksidima. Koncentrovani rastvor korodira staklo (nastaje K 2 SiO 3).

Najvažnije reakcije i metode za proizvodnju KOH u industriji slične su svojstvima i proizvodnji NaOH.

KOH se koristi u proizvodnji sapuna kao adsorbent gasa, sredstvo za dehidrataciju i talog za nerastvorljive metalne hidrokside.

Kalcijum– element 4. perioda i grupe IIA periodnog sistema, redni broj 2O. Elektronska formula atoma [ 18 Ar]4s 2, oksidaciona stanja +II i 0. Odnosi se na zemnoalkalne metale.

Ima nisku elektronegativnost (1,04) i ispoljava metalna (bazna) svojstva. Formira (kao kation) brojne soli i binarna jedinjenja. Mnoge soli kalcijuma su slabo rastvorljive u vodi.

U prirodi - šesto U smislu hemijske zastupljenosti, element (treći među metalima) se nalazi u vezanom obliku. Vitalni element za sve organizme.

Nedostatak kalcijuma u zemljištu nadoknađuje se dodavanjem krečna đubriva(CaCO 3, CaO, kalcijum cijanamid CaCN 2, itd.).

Kalcijum, kalcijum kation i njegova jedinjenja boje plamen gasnog plamenika tamno narandžastom ( kvalitativna detekcija).

Kalcijum Sa. Srebrno-bijeli metal, mekan, duktilan. Na vlažnom zraku blijedi i prekriva se filmom CaO i Ca(OH) 2.

Vrlo reaktivan; zapali se kada se zagrije na zraku, reagira s vodikom, hlorom, sumporom i grafitom:

Smanjuje druge metale iz njihovih oksida (industrijski važna metoda - kalcijumtergijum):

ZCa + Cr 2 O 3 = ZCaO + 2Cr (700–800 °C)

5Ca + V 2 O 5 = 5CaO + 2V (950 °C)

Reaguje energično sa vodom (sa visokim exo-efekat):

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ^ + 413 kJ

U naponskoj seriji nalazi se znatno lijevo od vodonika, istiskuje vodonik iz razrijeđenih kiselina HCl i H 2 SO 4 (zbog H 2 O i H +):

Ca + 2H+ = Ca 2+ + H 2 ^

Potvrda kalcijum u industrija:

Kalcij se koristi za uklanjanje nemetalnih nečistoća iz metalnih legura, kao komponenta lakih i antifrikcionih legura, te za odvajanje rijetkih metala od njihovih oksida.

Kalcijum oksid SaO. Osnovni oksid. Tehnički naziv živog vapna. Bijela, vrlo higroskopna. Ima jonsku strukturu Ca 2+ O 2-. Vatrostalna, termički stabilna, isparljiva kada se zapali. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Reaguje energično sa vodom (sa visokim exo-efekat), formira jako alkalni rastvor (moguć je talog hidroksida), proces se naziva gašenje vapna. Reaguje sa kiselinama, oksidima metala i nemetala. Koristi se za sintezu drugih jedinjenja kalcijuma, u proizvodnji Ca(OH) 2, CaC 2 i mineralnih đubriva, kao fluks u metalurgiji, katalizator u organskoj sintezi i komponenta vezivnih materijala u građevinarstvu.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda CaO in industrija– pečenje krečnjaka (900-1200 °C):

CaCO 3 = Sao+ CO 2

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2. Bazični hidroksid. Tehnički naziv gašeno vapno. Bijela, higroskopna. Ima jonsku strukturu Ca 2+ (OH -) 2. Raspada se pri umjerenom zagrijavanju. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Slabo rastvorljiv u hladnoj vodi (nastaje alkalni rastvor), a još manje rastvorljiv u kipućoj vodi. Transparentno rješenje ( krečna voda) brzo se zamuti zbog taloženja hidroksidnog sedimenta (suspenzija se naziva krečno mleko). Kvalitativna reakcija na ion Ca 2+ - prolazak ugljičnog dioksida kroz krečnu vodu sa pojavom taloga CaCO 3 i njegovim prelaskom u otopinu. Reagira sa kiselinama i kiselim oksidima, ulazi u reakcije ionske izmjene.

Koristi se u proizvodnji stakla, kreča za bijeljenje, mineralnih đubriva vapna, za kaustifikaciju sode i omekšavanje slatke vode, kao i za pripremu vapna minobacači– smjese nalik na tijesto (pijesak + gašeno vapno + voda), koje služe kao vezivni materijal za kamen i zidanje, završna obrada (žbukanje) zidova i druge građevinske namjene. Stvrdnjavanje („stvrdnjavanje“) takvih otopina je zbog apsorpcije ugljičnog dioksida iz zraka.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda Ca(OH) 2 in industrija– kreč za gašenje CaO (vidi gore).

Prirodna voda, prolazeći kroz vapnenačke stijene i tla, obogaćuje se solima kalcija i magnezija (kao i željeza) i postaje tvrd. Prilikom pranja odjeće u tvrdoj vodi potrošnja sapuna se povećava, a tkanina, upijajući soli, postaje žuta i brzo se kvari. Skala – nerastvorljiva jedinjenja kalcijuma i magnezijuma i oksida gvožđa), taložena na unutrašnjim zidovima posuđa, parnih kotlova i cevovoda. Povrće, žitarice i meso se duže kuvaju u tvrdoj vodi. Razlikovati privremeni I konstantan tvrdoća vode.

Privremena tvrdoća je uzrokovana prisustvom hidrokarbonata M(HCO 3) 2 (M = Ca, Mg) i Fe(HCO 3) 2 u vodi. Ako se kvantificira sadržaj HCO 3 - jona, oni govore o tome karbonat tvrdoće, ako je sadržaj jona Ca 2+, Mg 2+ i Fe 2+ oko kalcijum, magnezijum ili gvožđe rigidnost. Privremena tvrdoća je veća, što je veći sadržaj ovih jona u vodi. Tvrdoća vode se naziva privremenom jer se može eliminisati jednostavnim prokuhavanjem:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 v + H 2 O + CO 2 ^

Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 v + 2SO 2 ^

4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 v + 8CO 2 ^ + 4H 2 O

Konstantno tvrdoću uzrokuju druge soli kalcija i magnezija (sulfati, hloridi, nitrati, dihidrogen ortofosfati, itd.). Ova tvrdoća se ne može eliminisati ključanjem vode. Zbog toga, da bi se uklonila većina soli iz tvrde vode, ona se omekšava hemijskim reagensima i posebnim metodama (jonske izmjene). Omekšana voda je pogodna za piće i kuvanje.

Omekšavanje vode postiže se ako se tretira raznim taložnim sredstvima - gašenim vapnom, sodom i natrijum ortofosfatom:

eliminacija privremene krutosti:

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 v + 2H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 v + 2H 2 O

4Fe(HCO 3) 2 + 8Ca(OH) 2 + O 2 = 4FeO(OH)v + 8CaCO 3 v + 10H 2 O

eliminisanje trajne tvrdoće:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 v + 2NaNO 3

2MgSO 4 + H 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + CO 2 ^ + 2Na 2 SO 4

3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 v + 6NaCl

U hemijskim laboratorijama i industriji koristi se potpuno demineralizovana voda (nije pogodna za piće). Za dobijanje demineralizovane vode prirodna voda podvrgnuti destilaciji. Takve destilovan voda je meka, poput kišnice.

Aluminijum– element 3. perioda i IIIA grupe periodnog sistema, redni broj 13. Elektronska formula atoma [ 10 Ne]3s 2 3p 1, oksidaciona stanja + III i 0.

Elektronegativnost (1.47) je ista kao i berilijum i pokazuje amfoterna (kisela i bazična) svojstva. U jedinjenjima se može naći u kationima i anionima.

U prirodi - četvrto u smislu hemijske zastupljenosti, element (prvi među metalima) je u hemijski vezanom stanju.

Aluminijum Al. Srebrno-bijeli, sjajni, lagani i duktilni metal. Na zraku je prekriven mat zaštitnim filmom od Al 2 O 3 koji je vrlo postojan i štiti metal od korozije; pasivira u vodi i koncentriranom HNO 3 (formiranje istog oksidnog filma).

Reaktivan, gori na zraku, na sobnoj temperaturi reagira sa halogenima Cl 2, Br 2 i I 2, kada se zagrije - sa fluorom, sumporom:

4Al (prah) + 3O 2 (vazduh) = 2Al 2 O 3 (700 °C)

2Al (prah) + ZE 2 = 2AlE 3 (25 °C, E = CI, Br)

2Al (prah) + 3I 2 = 2AlI 3 (25 °C, kat. - pad H 2 O)

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (600 °C)

2Al + 3S = Al 2 S 3 (150–200 °C)

Aluminij reducira druge metale iz njihovih oksida (industrijski važna metoda - aluminotermija):

Amalgamirani aluminijum, tj. očišćen od oksidnog filma, snažno i odlično exo-reaguje sa vodom:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 v + ZN 2 ^ + 836 kJ

Aluminijum je jako (tipično) redukciono sredstvo, u nizu napona se nalazi znatno levo od vodonika; istiskuje vodonik iz razrijeđenih kiselina HCl i H2SO4:

2Al + 6N+ = 2Al 3+ + ZN 2 ^

i, pokazujući amfoternost, iz koncentrisanog rastvora lužine (oksidaciono sredstvo - voda):

2Al + 2NaOH + 6N 2 O = 2Na + ZN 2 ^ (80 °C)

Reaguje sa alkalijama u talini (takođe pokazuje amfoterna svojstva):

2Al + 6NaOH (T) = 2NaAlO 2 + ZN 2 + 2Na 2 O (450 °C)

Interagira sa razrijeđen azotna kiselina:

Al + 4HNO 3 (razrijeđen) = Al(NO 3) 3 + NO^ + 2H 2 O

i reducira Nv u N-III u reakcijama sa veoma razblažen dušična kiselina i njene soli:

8Al + 30NNO 3 (ultra razrijeđen) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9N 2 O

8Al + 18H 2 O + 5KOH + 3KNO 3 = 8K + 3NH 3 ^ (ključanje)

(pokretačka snaga ovih reakcija je međuoslobađanje atomskog vodonika H0, au drugoj reakciji i stvaranje stabilnog hidrokso kompleksa -).

Potvrda aluminijum u industrija– elektroliza Al 2 O 3 u rastopljenom kriolitu Na 3 na 950 °C:

Koristi se kao reagens u aluminotermiji za proizvodnju rijetkih metala i termitno zavarivanje čeličnih konstrukcija. Aluminijum je najvažniji konstrukcijski materijal, osnova lakih legura otpornih na koroziju (sa magnezijumom - duralumin, ili duralumin, sa bakrom - žuta aluminijumska bronza, iz kojih se kovaju sitni novčići). Čisti aluminijum unutra velike količine koristi se za pravljenje posuđa i električnih žica.

Aluminijum oksid Al 2 O 3 . Amfoterni oksid, kisela i bazična svojstva su podjednako izražena. Bijela, ima jonsku strukturu (Al 3+) 2 (O 2-) 3. Vatrostalna, termički stabilna. Amorfni prah je higroskopan i hemijski aktivan, kristalni prah je veoma tvrd i hemijski pasivan. Ne reaguje sa vodom, razblaženim kiselinama i alkalijama. Koncentrovanim kiselinama i alkalijama se prenosi u rastvor, a tokom fuzije reaguje sa alkalijama i natrijum karbonatom. Koristi se kao sirovina u proizvodnji aluminijuma, za proizvodnju vatrostalnih, hemijski otpornih i abrazivnih materijala, posebno čistog Al 2 O 3 - za proizvodnju rubin lasera i sintetičkog dragog kamenja (rubina, safira itd. .), obojene primesama oksida drugih metala - Cr 2 O 3 (crveno), Ti 2 O 3 i Fe 2 O 3 (plavo).

Jednačine najvažnijih reakcija:

(ova reakcija se koristi za "otvaranje" boksit)

U prirodi je dio glina I boksit, formira mineral korund.

Aluminijum hidroksid Al(OH) 3 . Amfoterni hidroksid, kisela i bazična svojstva su podjednako izražena. Bijela, amorfna (gelasta) ili kristalna. Al–OH veze su pretežno kovalentne. Raspada se pri zagrevanju bez topljenja. Praktično nerastvorljiv u vodi. Reaguje sa kiselinama, alkalijama u rastvoru i tokom fuzije. Ne reaguje sa NH 3 H 2 O, NH 4 Cl, CO 2, SO 2 i H 2 S. Metahidroksid AlO(OH) je hemijski manje aktivan od Al(OH) 3. Intermedijarni proizvod u proizvodnji aluminijuma. Koristi se za sintezu drugih spojeva aluminija (uključujući kriolit), organske boje poput medicinski proizvod at povećana kiselostželudačni sok.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Termička razgradnja

bazna i kisela disocijacija u rastvoru

(reakcije se odlikuju vrlo slabom rastvorljivošću u vodi i amfoternom prirodom hidroksida, koji istovremeno opskrbljuje OH i H+ ione u otopinu u približno jednakim koncentracijama; hidroksid disocira slabije od same vode)

Amfoterna svojstva

Al(OH) 3 + ZHldil.) = AlCl 3 + ZH 2 O

Al(OH) 3 + NaOH (t) = NaAlO 2 + 2H 2 O (1000 °C)

Al(OH) 3 + NaOH(konc.) = Na (p)

Za primanje Al(OH) 3 precipitat, alkalija se obično ne koristi zbog lakoće prelaska taloga u rastvor (vidi gore), ali deluje na soli aluminijuma sa amonijak hidratom. Na sobnoj temperaturi nastaje Al(OH)3, a pri ključanju manje aktivni AlO(OH):

Pogodan način da se dobije Al(OH) 3 je propuštanje CO 2 kroz rastvor hidrokso kompleksa:

CO 2 = Al(OH) 3 v + HCO 3 -

natrijum tetrahidroksialuminat(III) N / A. Kompleksna sol. Sa ovim sastavom postoji na sobnoj temperaturi u koncentrovanom rastvoru NaOH. Za čvrsto stanje sastav je uslovljen, jer se tokom kristalizacije iz rastvora komplicira (izoluju se Na 4, Na 4 itd.). Kada se kalciniraju, čvrste soli se razlažu do natrijum dioksoaluminata(III) NaAlO 2, a kada se njihovi rastvori razblaže, do Al(OH) 3. Reagujte drugačije sa jakim i slabe kiseline, sa aluminijum hloridom i amonijum karbonatom.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda: interakcija Al(OH) 3 i aluminijevih soli sa NaOH u koncentrovanoj otopini:

Al(OH) 3 + NaOH(konc.) = N / A

AlCl 3 + 4NaOH(konc.) = N / A+ 3NaCl

Nastaje od aluminijum oksida (vidi) kao međuproizvod tokom industrijskog „otvaranja“ boksita.

1. Među metalima glavne podgrupe II grupe najjači redukciono sredstvo je

2) kalcijum

3) stroncijum

2. Kada se magnezijum sagori na vazduhu, on se formira

3. Aluminij će osloboditi vodonik iz reagensa

1) HNO 3 (razm.)

2) NaHSO 4 (razl.)

3) H 2 SO 4 (konc.)

4) NaOH (konc.)

4. Reakcija supstitucije se dešava u rastvoru između aluminijuma i

5. Talog se formira iz rastvora barijum bikarbonata kada se dodaju reagensi

6. Kalijum se može dobiti elektrolizom na ugljenim elektrodama iz

1) rastvor KCl

2) KNO 3 rastvor

3) rastopiti KCl

4) otopiti mješavinu KCl i MgCl 2

7-8. Ako dodate kap rastvora

7. kuhinjska so

8. kalijum hlorid

u bezbojni plamen plinskog gorionika, postaće

1) crvena

3) zelena

4) ljubičasta

9. Otklanjanje privremene tvrdoće vode vrši se prema reakciji

1) Ca(HCO 3) 2 + Na 3 PO 4 >...

2) Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 >...

3) CaSO 4 + Na 2 CO 3 >...

Kalijum

Natrijum

Materijalno-tehnička podrška disciplini.

dodatnu literaturu

Glavna literatura

Discipline

Obrazovna, metodička i informatička podrška

Khakhanina T. I. Hemija okruženje[Elektronski izvor]: tutorial- M.: YURAIT, 2010. – 129 str. // Univerzitetska biblioteka online: web stranica. - Način pristupa: http://www.biblioclub.ru

1. Tarasova, Natalia Pavlovna. Hemija životne sredine: atmosfera: udžbenik. pomoć studentima univerziteti / N. P. Tarasova, V. A. Kuznjecov. - M.: Akademija, 2007. - 227 str. Esipov, Jurij Veniaminovič.
Monitoring i procjena rizika sistema „zaštita-objekat-okruženje” / Yu. V. Esipov, F. A. Samsonov, A. I. Cheremisin; RAS, jug naučnim centar. - M.: URSS, 2008. - 136 str.

2. Larionov N. M. Industrijska ekologija. [Elektronski izvor]: Udžbenik za prvostupnike - M.: YURAYT, 2012. – 496 str. // Univerzitetska biblioteka online: web stranica. - Način pristupa: http://www.biblioclub.ru

Za izvršenje program rada disciplina "Hemija biosfere" odsjek ima materijalno-tehničku bazu koja obezbjeđuje sve vrste nastavnog, praktičnog i istraživačkog rada studenata, u skladu sa važećim sanitarnim i protupožarnim pravilima i propisima. Interaktivna nastava se odvija u učionicama opremljenim multimedijalnom opremom i pristupom internetu.

Natrijum– element 3. perioda i grupe IA periodnog sistema, redni broj 11. Elektronska formula atoma [ 10 Ne]3s 1, oksidaciona stanja +I i 0. Ima nisku elektronegativnost (0,93), pokazuje samo metalnu (bazičnu) svojstva. Formira (kao kation) brojne soli i binarna jedinjenja. Gotovo sve natrijeve soli su vrlo topljive u vodi.

U prirodi - peti element po hemijskoj zastupljenosti (drugi među metalima), koji se nalazi samo u obliku jedinjenja. Vitalni element za sve organizme.

Natrijum, natrijum kation i njegova jedinjenja boje plamen gasnog plamenika u svetlo žutu ( kvalitativna detekcija).

Natrijum N / A. Srebrno-bijeli metal, lagan, mekan (može se rezati nožem), slabo topljiv. Čuvati natrijum u kerozinu. Formira tečnu leguru sa živom - amalgam(do 0,2% Na).

Vrlo reaktivan, na vlažnom zraku natrijum se polako prekriva hidroksidnim filmom i gubi sjaj (tamni):

Natrijum je hemijski aktivan i snažan redukcioni agens. Pali se na vazduhu pri umerenom zagrevanju (>250 °C), reaguje sa nemetalima:

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

Vrlo burno i odlično exo- efekat natrijum reaguje sa vodom:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + 368 kJ

Od topline reakcije, komadići natrijuma se tope u kuglice, koje se počinju nasumično kretati zbog oslobađanja H2. Reakcija je praćena oštrim klikovima uslijed eksplozija detonirajućeg plina (H 2 + O 2). Rastvor je grimizno obojen fenolftaleinom (alkalna sredina).

U nizu napona, natrijum je znatno lijevo od vodonika, istiskuje vodonik iz razrijeđenih kiselina HCl i H 2 SO 4 (zbog H 2 O i H +).

Potvrda natrijum u industriji:

(vidi i pripremu NaOH u nastavku).

Natrijum se koristi za proizvodnju Na 2 O 2, NaOH, NaH, kao i u organskoj sintezi. Rastopljeni natrijum služi kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima, a gasoviti natrijum se koristi kao punilo za spoljne lampe sa žutim svetlom.

Natrijum oksid Na 2 O. Osnovni oksid. Bijela, ima jonsku strukturu (Na +) 2 O 2‑. Termički stabilan, sporo se raspada kada se zagreje, topi se pod pritiskom pare natrijeve viška. Osjetljiv na vlagu i ugljični dioksid u zraku. Reaguje snažno s vodom (nastaje jako alkalna otopina), kiselinama, kiselim i amfoternim oksidima, kisikom (pod pritiskom). Koristi se za sintezu natrijumovih soli. Ne formira se kada se natrijum sagoreva na vazduhu.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda: termička razgradnja Na 2 O 2 (vidi), kao i fuzija Na i NaOH, Na i Na 2 O 2:

2Na + 2NaOH = 2Na a O + H 2 (600 °C)

2Na + Na 2 O 2 = 2Na a O (130–200 °C)

Natrijum peroksid Na 2 O 2. Binarna veza. Bijela, higroskopna. Ima jonsku strukturu (Na +) 2 O 2 2‑. Zagrijavanjem se raspada i topi pod suvišnim pritiskom O 2 . Apsorbuje ugljični dioksid iz zraka. Potpuno se razgrađuje vodom, kiselinama (oslobađanje O 2 tokom ključanja - kvalitativna reakcija za perokside). Jak oksidant, slab redukcioni agens. Koristi se za regeneraciju kiseonika u samostalnim uređajima za disanje (reakcija sa CO 2), kao komponenta izbeljivača za tkanine i papir. Jednačine najvažnijih reakcija:

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 (400–675 °C, vakuum)

Na 2 O 2 + 2H 2 O = H 2 O 2 + 2NaOH (na hladnom)

2Na 2 O 2 + 2H 2 O = O 2 + 4NaOH (ključanje)

Na 2 O 2 + 2NCl (razrijeđeno) = 2NaCl + N 2 O 2 (hladno)

2Na 2 O 2 + 4 HCl (razrijeđeno) = 4 HCl + 2H 2 O + O 2 (ključanje)

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)

Potvrda: sagorevanje Na u vazduhu.

Natrijum hidroksid NaOH. Osnovni hidroksid, alkalija, tehnički naziv natrijev hidroksid. Bijeli kristali sa jonskom strukturom (Na +)(OH ‑). Otapa se u zraku, upija vlagu i ugljični dioksid (nastaje NaHCO 3). Topi se i ključa bez raspadanja. Izaziva teške opekotine kože i očiju.

Veoma rastvorljiv u vodi (s exo-efekat, +56 kJ). Reagira s kiselim oksidima, neutralizira kiseline, uzrokuje funkciju kiseline u amfoternim oksidima i hidroksidima:

NaOH (razrijeđen) + H 3 PO 4 (konc.) = NaH 2 PO 4 + H 2 O

2NaOH (razd.) + H 3 PO 4 (razd.) = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

3NaOH (konc.) + H 3 PO 4 (razd.) = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2NaOH (T) + M 2 O 3 = 2NaMO 2 + H 2 O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (konc.) + 3H 2 O + AI 2 O 3 = 2Na (ključanje)

2NaOH (T) + M(OH) 2 = Na 2 MO 2 + 2H 2 O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (konc.) + Zn(OH) 2 = Na 2

Precipitira nerastvorljive hidrokside:

2NaOH + MCl 2 = 2NaCl + M(OH) 2 ↓ (M = Mg, Cu)

Dismutira halogene i sumpor:

2NaOH (konc., hladno) + E 2 = NaE + NaEO + H 2 O (E = Cl, Br)

6NaOH (razd., hor.) + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

Podložno elektrolizi u talini:

Otopina NaOH korodira staklo (nastaje NaSiO 3) i korodira površinu aluminija (nastaje Na i H 2).

Potvrda NaOH u industrija:

a) elektroliza otopine NaCl na inertnoj katodi:

b) elektroliza rastvora NaCl na živinoj katodi (amalgamska metoda):

(oslobođena živa se vraća u elektrolizator).

Kaustična soda je najvažnija sirovina hemijske industrije. Koristi se za proizvodnju natrijevih soli, celuloze, sapuna, boja i umjetnih vlakana; kao plinski sušač; reagens u regeneraciji iz sekundarnih sirovina i prečišćavanju kalaja i cinka; pri preradi aluminijskih ruda (boksita).

Kalijum– element 4. perioda i IA grupe periodnog sistema, redni broj 19. Elektronska formula atoma [ 18 Ar]4s 1, oksidaciona stanja +I i 0. Ima nisku elektronegativnost (0,91), ispoljava metalnu (bazičnu) svojstva. Formira (kao kation) brojne soli i binarna jedinjenja. Gotovo sve kalijeve soli su visoko rastvorljive u vodi.

U prirodi - deveto Po hemijskom obilju, element (šesti među metalima) se nalazi samo u obliku jedinjenja. Vitalni element za sve organizme.

Nedostatak kalijuma u zemljištu nadoknađuje se primenom kalijumovih đubriva - KCl hlorida, K2SO4 sulfata i biljnog pepela.

Kalijum, kalijum katjon i njegova jedinjenja boje plamen gasnog plamenika u ljubičasto ( kvalitativna detekcija).

Kalijum K. Srebrno-bijeli metal, lagan, vrlo mekan, slabo topljiv. Čuvajte kalijum ispod sloja kerozina. Sa živom formira tečnu leguru - amalgam.

Njegova hemijska svojstva su slična natrijumu, ali još reaktivnija. Na vlažnom zraku blijedi, prekrivajući se hidroksidnim filmom.

Kalijum pokazuje jaka redukciona svojstva. Aktivno gori na zraku do KO 2, reagira sa vodonikom (KH produkt), hlorom (KCl), sumporom (K 2 S).

Energičan i visok exo- dejstvom kalijuma razlaže vodu:

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + 392 kJ,

Otpušteni vodonik se odmah zapali.

U nizu napona, kalij se nalazi znatno lijevo od vodonika iz razrijeđenih kiselina HCl i H 2 SO 4 istiskuje vodonik (zbog H 2 O i H +), dok se sumporna kiselina djelimično reducira u SO 2.

Potvrda kalijum u industrija isto kao i dobijanje natrijuma.

Kalijum se koristi za sintezu njegovih jedinjenja (KO 2, KH, soli), u obliku taline (pomešan sa Na) - kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima.

Kalijum hidroksid KOH. Osnovni hidroksid, alkalija, tehnički naziv kaustična potaša. Bijela, ima jonsku strukturu K + OH - . Topi se i ključa bez raspadanja. Difundira u zraku i apsorbira ugljični dioksid (nastaje KHCO 3). Izaziva teške opekotine kože i očiju.

Visoko rastvorljiv u vodi (sa visokim exo- efekat), stvara visoko alkalnu sredinu u rastvoru. Neutralisan kiselinama, reaguje sa kiselim oksidima, amfoternim hidroksidima i oksidima. Koncentrovani rastvor korodira staklo (nastaje K 2 SiO 3).

Najvažnije reakcije i metode za proizvodnju KOH u industriji slične su svojstvima i proizvodnji NaOH.

KOH se koristi u proizvodnji sapuna kao adsorbent gasa, sredstvo za dehidrataciju i talog za nerastvorljive metalne hidrokside.

Kalcijum– element 4. perioda i grupe IIA periodnog sistema, redni broj 2O. Elektronska formula atoma [ 18 Ar]4s 2, oksidaciona stanja +II i 0. Odnosi se na zemnoalkalne metale.

Ima nisku elektronegativnost (1,04) i ispoljava metalna (bazna) svojstva. Formira (kao kation) brojne soli i binarna jedinjenja. Mnoge soli kalcijuma su slabo rastvorljive u vodi.

U prirodi - šesto U smislu hemijske zastupljenosti, element (treći među metalima) se nalazi u vezanom obliku. Vitalni element za sve organizme.

Nedostatak kalcijuma u zemljištu nadoknađuje se dodavanjem krečna đubriva(CaCO 3, CaO, kalcijum cijanamid CaCN 2, itd.).

Kalcijum, kalcijum kation i njegova jedinjenja boje plamen gasnog plamenika tamno narandžastom ( kvalitativna detekcija).

Calcium Ca. Srebrno-bijeli metal, mekan, duktilan. Na vlažnom zraku blijedi i prekriva se filmom CaO i Ca(OH) 2.

Vrlo reaktivan; zapali se kada se zagrije na zraku, reagira s vodikom, hlorom, sumporom i grafitom:

Smanjuje druge metale iz njihovih oksida (industrijski važna metoda - kalcijumtergijum):

ZCa + Cr 2 O 3 = ZCaO + 2Cr (700–800 °C)

5Ca + V 2 O 5 = 5CaO + 2V (950 °C)

Reaguje energično sa vodom (sa visokim exo-efekat):

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + 413 kJ

U naponskoj seriji nalazi se znatno lijevo od vodonika, istiskuje vodonik iz razrijeđenih kiselina HCl i H 2 SO 4 (zbog H 2 O i H +):

Ca + 2H+ = Ca 2+ + H 2

Potvrda kalcijum u industrija:

Kalcij se koristi za uklanjanje nemetalnih nečistoća iz metalnih legura, kao komponenta lakih i antifrikcionih legura, te za odvajanje rijetkih metala od njihovih oksida.

Kalcijum oksid CaO. Osnovni oksid. Tehnički naziv živog vapna. Bijela, vrlo higroskopna. Ima jonsku strukturu: Ca 2+ O 2‑. Vatrostalna, termički stabilna, isparljiva kada se zapali. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Reaguje energično sa vodom (sa visokim exo‑efekat), formira jako alkalnu otopinu (moguć je talog hidroksida), proces se naziva gašenje vapna. Reaguje sa kiselinama, oksidima metala i nemetala. Koristi se za sintezu drugih jedinjenja kalcijuma, u proizvodnji Ca(OH) 2, CaC 2 i mineralnih đubriva, kao fluks u metalurgiji, katalizator u organskoj sintezi i komponenta vezivnih materijala u građevinarstvu.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda CaO in industrija– pečenje krečnjaka (900–1200 °C):

CaCO 3 = Sao+ CO 2

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2. Bazični hidroksid. Tehnički naziv gašeno vapno. Bijela, higroskopna. Ima jonsku strukturu: Ca 2+ (OH -) 2. Raspada se pri umjerenom zagrijavanju. Apsorbira vlagu i ugljični dioksid iz zraka. Slabo rastvorljiv u hladnoj vodi (nastaje alkalni rastvor), a još manje rastvorljiv u kipućoj vodi. Transparentno rješenje ( krečna voda) brzo postaje mutna zbog taloženja hidroksidnog taloga (suspenzija se naziva krečno mleko). Kvalitativna reakcija na ion Ca 2+ - prolazak ugljičnog dioksida kroz krečnu vodu sa pojavom taloga CaCO 3 i njegovim prelaskom u otopinu. Reagira sa kiselinama i kiselim oksidima, ulazi u reakcije ionske izmjene.

Koristi se u proizvodnji stakla, kreča za bijeljenje, mineralnih đubriva vapna, za kaustifikaciju sode i omekšavanje slatke vode, kao i za pripremu krečnih maltera - smjesa nalik na tijesto (pijesak + gašeno vapno + voda), koji služe kao vezivni materijal za zidanje od kamena i cigle, završnu obradu (žbukanje) zidova i druge građevinske svrhe. Stvrdnjavanje („stvrdnjavanje“) takvih otopina je zbog apsorpcije ugljičnog dioksida iz zraka.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda Ca(OH) 2 in industrija– kreč za gašenje CaO (vidi gore).

5.4. Tvrdoća vode

Prirodna voda, prolazeći kroz vapnenačke stijene i tla, obogaćuje se solima kalcija i magnezija (kao i željeza) i postaje tvrd. Prilikom pranja odjeće u tvrdoj vodi potrošnja sapuna se povećava, a tkanina, upijajući soli, postaje žuta i brzo se kvari. Skala – nerastvorljiva jedinjenja kalcijuma i magnezijuma i oksida gvožđa), taložena na unutrašnjim zidovima posuđa, parnih kotlova i cevovoda. Povrće, žitarice i meso se duže kuvaju u tvrdoj vodi. Razlikovati privremeni I konstantan tvrdoća vode.

Privremena tvrdoća je uzrokovana prisustvom hidrokarbonata M(HCO 3) 2 (M = Ca, Mg) i Fe(HCO 3) 2 u vodi. Ako se kvantificira sadržaj HCO 3 - jona, oni govore o tome karbonat tvrdoće, ako je sadržaj jona Ca 2+, Mg 2+ i Fe 2+ oko kalcijum, magnezijum ili gvožđe rigidnost. Privremena tvrdoća je veća, što je veći sadržaj ovih jona u vodi. Tvrdoća vode se naziva privremenom jer se može eliminisati jednostavnim prokuhavanjem:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O + CO 2

Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2SO 2

4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 ↓ + 8CO 2 + 4H 2 O

Konstantno tvrdoću uzrokuju druge soli kalcija i magnezija (sulfati, hloridi, nitrati, dihidro-ortofosfati, itd.). Ova tvrdoća se ne može eliminisati ključanjem vode. Stoga, kako bi se uklonila većina soli iz tvrde vode, ona se omekšava hemijskim reagensima i posebnim metodama (jonske izmjene). Omekšana voda je pogodna za piće i kuvanje.

Omekšavanje vode postiže se ako se tretira raznim taložnim sredstvima - gašenim vapnom, sodom i natrijum ortofosfatom:

eliminacija privremene krutosti:

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 ↓ + 2H 2 O

4Fe(HCO 3) 2 + 8Ca(OH) 2 + O 2 = 4FeO(OH)↓ + 8CaCO 3 ↓ + 10H 2 O

eliminisanje trajne tvrdoće:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaNO 3

2MgSO 4 + H 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2 + 2Na 2 SO 4

3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

U hemijskim laboratorijama i industriji koristi se potpuno demineralizovana voda (nije pogodna za piće). Da bi se dobila destilirana voda, prirodna voda se podvrgava destilaciji. Takve destilovan voda je meka, poput kišnice.

Opis:

Pokvaseći bakarnu ploču u hlorovodoničnu kiselinu i dovodeći je do plamena gorionika, primećujemo zanimljiv efekat - obojenje plamena. Vatra blista prekrasnim plavo-zelenim nijansama. Spektakl je prilično impresivan i očaravajući.

Bakar daje plamenu zelenu nijansu. Sa visokim sadržajem bakra u zapaljivoj materiji, plamen bi imao jarko zelenu boju. Bakarni oksidi daju smaragdno zelenu boju. Na primjer, kao što se može vidjeti iz videa, prilikom vlaženja bakra hlorovodonične kiseline plamen postaje plav sa zelenkastom nijansom. I kalcinirana jedinjenja koja sadrže bakar natopljena kiselinom boje plamena azurno plava.

Za referenciju: Barijum, molibden, fosfor i antimon takođe daju zelenu boju i njene nijanse vatri.

Objašnjenje:

Zašto je plamen vidljiv? Ili šta određuje njegovu svjetlinu?

Neki plamenovi su gotovo nevidljivi, dok drugi, naprotiv, sijaju vrlo jako. Na primjer, vodonik gori gotovo potpuno bezbojnim plamenom; plamen čistog alkohola također sija vrlo slabo, ali svijeća i petrolejska lampa gore jarkim blistavim plamenom.

Činjenica je da veća ili manja svjetlina bilo kojeg plamena ovisi o prisutnosti vrućih čvrstih čestica u njemu.

Gorivo sadrži ugljik u većim ili manjim količinama. Čestice ugljenika svetle pre nego što izgore, zbog čega sija plamen gasnog gorionika, kerozinske lampe i sveće - jer obasjan je vrućim česticama ugljika.

Tako je moguće učiniti svijetlim nesvijetli ili slabo svijetleći plamen obogaćivanjem ugljikom ili zagrijavanjem negorivih tvari s njim.

Kako dobiti raznobojni plamen?

Da bi se dobio obojeni plamen, gorućoj tvari se ne dodaje ugljik, već soli metala koje boje plamen u jednu ili drugu boju.

Standardna metoda bojenja slabo svijetlećeg plinskog plamena je uvođenje metalnih spojeva u obliku vrlo isparljivih soli - obično nitrata (soli dušične kiseline) ili klorida (soli hlorovodonične kiseline):

žuta- natrijumove soli,

crvena - soli stroncijuma, kalcijuma,

zeleno - cezijeve soli (ili bora, u obliku boronetil ili boronmetil etera),

plavo - bakrene soli (u obliku hlorida).

IN Selen boji plamen plavo, a bor plavo-zelenu boju.

Ova sposobnost sagorevanja metala i njihovih hlapljivih soli da daju određenu boju bezbojnom plamenu koristi se za proizvodnju obojenih svjetala (na primjer, u pirotehnici).

Šta određuje boju plamena (naučnim jezikom)

Boja vatre je određena temperaturom plamena i čime hemijske supstance gore u njemu. Toplota Plamen dozvoljava atomima da neko vrijeme skoče u stanje više energije. Kada se atomi vrate u prvobitno stanje, emituju svjetlost na određenoj talasnoj dužini. Odgovara strukturi elektronskih školjki datog elementa.