Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

приводит к распариванию s-электронов, вследствие чего валентность повышается до двух.

На предвнешнем уровне у бериллия 2 электрона, а у остальных — по 8.

Атомные радиусы элементов данной подгруппы меньше, чем у соответствующих по периодам щелочных металлов.

Для всех элементов данной подгруппы характерно формирование двухзарядного катиона Ме2+.

Кальций, стронций, барий и радий образуют тесную родственную группу, внутри которой физические и химические свойства закономерно изменяются с увеличением радиусов атомов и ионов. Например, от Са к Ra возрастают электроположительность металлов, термическая устойчивость карбонатов и нитратов, а растворимость сульфатов уменьшается.

Радиусы атомов возрастают от бериллия к радию, в том же порядке увеличивается их металлическая активность.

Элементы подгруппы окисляются кислородом. Наличие прочного слоя оксида на поверхности бериллия и магния предохраняет их от дальнейшего окисления, поэтому эти металлы можно хранить на воздухе в обычных условиях. Способность к окислению остальных металлов возрастает от кальция к радию. Кальций взаимодействует с кислородом более энергично, чем магний, а стронций, барий и радий — еще энергичнее, и поэтому их хранят, подобно щелочным металлам, под слоем керосина.

При высоких температурах все металлы, кроме бериллия, окисляются энергично, остальные элементы подгруппы способны окисляться непосредственно водородом с образованием гидридов:

М+ Н2 = MH2.

Сводой бериллий практически не взаимодействует; магний взаи-

модействует очень медленно, но с повышением температуры скорость реакции возрастает. Такое поведение бериллия и магния объясняется очень малой растворимостью их гидроксидов.

Кальций, стронций и барий реагируют с водой энергично, замещая водород.

Разбавленные кислоты легко реагируют с металлами данной подгруппы, которые замещают водород.

С растворами щелочей взаимодействует только бериллий, так как гидроксид Ве(ОН)2, обладая амфотерными свойствами, взаимодействует с избытком щелочи и образует комплексное соединение:

Be + 2Н2О + 2КОН = K2[Be(OH)4] + H2↑.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Охарактеризуйте строение наружных электронных оболочек элемен-

?тов главной подгруппы второй группы и объясните, почему бериллий и магний не относят к щелочноземельным металлам.

2.В чем сходство и различие магния со щелочноземельными металлами?

3.В чем сходство и различие щелочноземельных и щелочных металлов?

4.Почему магний можно хранить в обычных условиях, а кальций нет?

5.При взаимодействии 1,97 г двухвалентного металла с хлором образовалось 3 г хлорида. Определите относительную атомную массу металла и назовите его.

Ответ: 137; барий.

6.Смесь кальция и бария массой 1,085 г обработали раствором хлороводородной кислоты. Объем выделившегося водорода равен 336 мл. Какова массовая доля компонентов исходной смеси?

Ответ: 36,87% Са; 63,13% Ва.

§2. Кальций

Кальций, как и магний, относится к числу наиболее распространенных элементов. В земной коре содержание кальция достигает 3,5% по массе. Он содержится в горных породах, в морской и речной воде, входит в состав растений и животных организмов.

Наиболее распространенными природными соединениями кальция являются: мел, мрамор, известняк, представляющие собой разновидности карбоната кальция CaCO3; гипс CaSO4 . 2Н2О, фосфориты Са3(РО4)2, а также различные силикаты.

Кальций получают электролизом расплава 6 массовых частей хлорида кальция и 1 массовой части фторида кальция:

Присутствие CaF2 необходимо для снижения температуры плав-

ления.

Физические свойства. Кальций, как и остальные металлы этой подгруппы, представляет собой легкий, твердый металл. В свежем разре-

зе имеет беловато-серый цвет. Кальций можно обтачивать, вытяги-

вать в проволоку, ковать, прессовать.

Химические свойства. Кальций чрезвычайно активен. Уже на воздухе он быстро покрывается слоем оксида, а если поджечь, то горит ярким красноватым пламенем:

2Са + О2 = 2СаО.

Кальций энергично реагирует с другими окислителями, такими как галогены, сера, фосфор и др. Например:

Са + С12 = СаС12; Ca + S = CaS. С водородом кальций образует гидрид:

Са + Н2 = СаН2.

Гидрид кальция, как и остальные гидриды щелочных и шелочноземельных металлов, активно реагирует с водой, образуя гидроксид кальция и водород:

СаН2 + 2НОН = Са(ОН)2 + 2H2↑.

Кальций очень легко окисляется водой и кислотами, восстанавливая из последних водород:

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + H2↑;

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2↑.

Из соединений кальция наибольшее значение имеет оксид кальция СаО. В промышленности его получают термическим разложением карбоната кальция:

СаСО3 = СаО + СО2↑.

Оксид кальция (негашеная известь) относится к основным оксидам; легко взаимодействуя с водой, образует гидроксид кальция (гашеную известь):

СаО + НОН = Са(ОН)2.

Этот процесс называется гашением извести.

При высоких температурах оксид кальция реагирует с коксом, образуя карбид и оксид углерода (II):

СаО +3С = СаС2 + СО↑.

Карбид кальция CaС2 широко используют для получения ацетиле-

на С2Н2.

Гидроксид кальция Са(ОН)2 относится к числу сильных оснований. В 1 л воды растворяется 1,56 г гидроксида кальция. Его насыщенный раствор в воде называется известковой водой и имеет щелочную ре-

акцию. Гидроксид кальция является самым распространенным и самым доступным основанием. Раствор Са(ОН)2 при стоянии на воздухе мутнеет вследствие взаимодействия с СО2:

Са(ОН)2 + СО2 = CaCO3↓ + Н2О.

Карбонат кальция СаСО3 — самое распространенное соединение кальция: нерастворим в воде; карбонат кальция используют для получения оксида кальция СаО:

СаСО3 = СаО +СО2.

Важнейшие соли кальция — сульфат, фосфаты, хлорид — были рассмотрены при описании солей соответствующих кислот.

Значение кальция велико. Организм человека содержит 0,7–1,4% кальция, основная масса которого приходится на костную ткань. Суточная потребность человека в кальции составляет около 1 г.

Кальций совместно с ионами магния, калия и натрия — незаменимые элементы в жизнедеятельности клетки.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Докажите, приведя уравнения реакций, что кальций — щелочнозе-

?мельный металл.

2.Почему гидроксид кальция растворяется в воде хуже, чем гидроксид калия?

3.Как объяснить, что известковая вода при стоянии на воздухе мутнеет, а гидроксид калия — нет?

4.Приведите уравнения реакций, доказывающие, что кальций в электрохимическом ряду напряжений стоит до водорода.

5.Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, доказывающие, что СаО — основный оксид, а Са(ОН)2 — основание.

6.Какой объем СО2 выделится при прокаливании 23 г доломита СаСО3· MgCO3 с массовой долей примесей 20%?

Ответ: 4,48 л.

7.Смесь оксидов кальция и бария массой 2,09 г растворили в воде и в по-

лученный раствор пропустили СО2 до прекращения выделения осадка, масса которого равна 2,97 г. Определите массовую долю (%) состава компонентов смеси.

Ответ: 26,79% СаО; 73,21% ВаО.

8.В 25 мл воды растворили 0,03 г оксида кальция. Определите массовую долю (%) гидроксида кальция в полученном растворе.

Ответ: 0,16 %.

9.Образец известняка массой 2 г прокалили до постоянной массы. Объ-

ем выделившегося СО2 составляет 331 мл. Какова массовая доля (%) СаСО3 в образце известняка?

Ответ: 74%.

§ 3. Жесткость воды, ее причины и способы устранения

Под жесткостью воды понимают свойство природной воды, определяемое главным образом присутствием в ней растворенных солей кальция и магния. Жесткость воды подразделяют на карбонатную (присутствие гидрокарбонатов магния и кальция) и некарбонатную (присутствие солей сильных кислот — хлоридов или сульфатов кальция и магния). Сумма карбонатной и некарбонатной жесткостей определяет общую жесткость воды.

Необходимость в устранении жесткости воды вызвана прежде всего нежелательным действием, обусловленным ее свойствами. Так, при растворении мыла в жесткой воде образуется осадок стеаратов кальция и магния. Этим объясняются незначительное пенообразование и снижение моющего действия мыла.

Термическое воздействие на жесткую воду приводит к образованию накипи на стенках металлических конструкций (паровых котлов, труб и т.д.). Это явление связано с дополнительными энергозатратами, поскольку накипь является плохим проводником теплоты. В жесткой воде значительно быстрее происходят коррозионные процессы.

Карбонатную жесткость называют временной, так как при длительном кипячении воды с такой жесткостью гидрокарбонат разлагается:

Са(НСО3)2 = СаСО3↓+ СО2↑ + Н2О; Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2↓ + 2CO2↑.

Жесткость воды, обусловленную наличием хлоридов или сульфатов магния и кальция, называют постоянной. Постоянная жесткость может быть устранена химическим путем, например добавлением карбоната или гидроксида кальция:

СаSО4(р)+ Na2CO3(р) = CaCO3(т)↓ + Na2SO4(р); Са(НСО3)2(р) +Са(ОН)2(р) = 2СаСО3(т)↓ +2Н2О; MgSO4(р) + Са(ОН)2(р) = Mg(OH)2(т)↓ + CaSO4(р).

Для удаления ионов Са2+ и Mg2+ применяют также фосфаты натрия, буру, карбонат калия и другие соли.

Широкое распространение получил метод устранения жесткости воды путем ионного обмена. Для этого используют высокомолекулярные органические соединения — иониты, которые обменивают входящие в их состав катионы Н+ или анионы ОН– на соответствующие ионы, содержащиеся в растворе. Иониты делят на катиониты и анио-

ниты. Для связывания катионов Са2+ используют катиониты, которые взаимодействуют по схеме:

2[Катионит]Н + Са2+ = [Катионит]2Са + 2Н+.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Почему жесткость воды следует устранять?

?2. Каким образом может возникнуть в природе жесткость воды? Обоснуйте ответ.

3.Как осуществить превращения:

Ca Ca(OH)2 CaCO3 Ca(HCO3)2

CaSO4 CaO CaCl2

CaCO3

4.В раствор, содержащий 2,96 г Са(ОН)2, пропустили 1,5 л СО2. Какая соль и сколько ее образовалось?

Ответ: Са(НСО3)2; 6,48 г.

5.К 10 мл раствора хлорида кальция добавили избыток раствора Nа2СО3. Выделившийся осадок отфильтровали и прокалили до постоянной массы, равной 1,12 г. Вычислите массовую долю (%) соли в анализируемом растворе.

Ответ: 22,2%.

!ПОВТОРИМ И ЗАПОМНИМ

Кглавной подгруппе II группы относятся бериллий, магний, кальций, стронций и барий. Кальций, стронций и барий называ-

ются щелочноземельными металлами.

Кальций является активным металлом, взаимодействует как с простыми веществами, так и с водой и кислотами. Оксид и гидроксид кальция обладают выраженными основными свойствами. При взаимодействии оксида или гидроксида кальция с оксидом углерода (IV) образуется нерастворимый карбонат.

Присутствие в воде карбонатов, гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов магния и кальция определяет жесткость воды.

Различают карбонатную и некарбонатную жесткости, которые удаляют химическими и физико-химическими методами.

ГЛАВА 16 АЛЮМИНИЙ

Изучив главу, следует:

знать электронные конфигурации наружных энергетических уровней элементов подгруппы IIIA; уметь объяснять закономерности в изменениях строения и свойств элементов в подгруппе; знать свойства алюминия и его соединений.

§ 1. Общая характеристика р-элементов III группы

Бор В, алюминий Аl, галлий Ga, индий In и таллий Тl составляют главную подгруппу III группы. Наружные энергетические уровни содержат по 3 электрона; конфигурация ns2np1.

Электронные конфигурации атомов элементов данной подгруппы представлены ниже:

При возбуждении один из s-электронов наружного энергетического уровня переходит на свободную орбиталь р-подуровня. Такое состояние отвечает валентности 3:

Соединения, в которых элементы проявляют степень окисления +3, являются наиболее устойчивыми (В, Al, Ga, In).

Для таллия степень окисления +1 более стабильна, что связано с особенностями строения атома этого элемента.

Внутри подгруппы от бора к таллию металлические свойства увеличиваются.

Бор — неметалл, a Al, Ga, In и Tl — металлы. Бор характеризуется окислительно-восстановительной двойственностью, а остальные элементы данной подгруппы проявляют только восстановительные свойства.

Бор образует три ковалентные связи за счет трех sp2-гибридных орбиталей, располагающихся в одной плоскости под углом 120o.

Во многом бор по своим свойствам аналогичен кремнию (диагональное сходство в ПС).

Элементы подгруппы образуют водородные соединения RH3; ВН3 аналогичен кремневодороду SiH4, гидриды АlН3, GaH3 и InН3 полимерны.

Элементы главной подгруппы III группы образуют оксиды R2O3: кислотный В2О3; амфотерные Аl2О3, Ga2O3 и In2О3; основный Тl2О3. В щелочах легко растворяются В2О3, Аl2О3, Ga3O3, трудно — In2О3, совсем не растворяется Тl2О3. Оксиду В2О3 соответствует слабая кислота Н3ВО3; гидроксиды Аl (ОН)3, Ga2(OH)3, In(OH)3 амфотерны.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Среди элементов Ве, В, Мg, Al, Ga укажите обладающий наибольши-

?ми: а) металлическими; б) неметаллическими свойствами. Ответ обоснуйте.

2.Как и почему изменяются свойства оксидов и гидроксидов элементов подгруппы IIIA?

§2. Алюминий

Алюминий — самый распространенный в природе металл (общее содержание в земной коре составляет около 9%). Он входит в состав силикатов (шпаты, слюда), а также глин, образующихся из полевых шпатов при их естественном разрушении. Из соединений алюминия наибольшее значение имеют: Аl2О3 (корунд, рубин, сапфир), ортоклаз KAlSi3Ol0, альбит NaAlSi3O10, анортит Ca(AlSiO4)2, нефелин

KNaAlSiO4, криолит Na3AlF6, боксит Аl2О3 . Н2О.

Получение. Современный промышленный способ получения алюминия заключается в электролизе оксида алюминия, который имеет высокую температуру плавления (2045 oС) и не проводит электрический ток. Поэтому Al2O3 растворяют в расплавленном криолите Na3AlF6 с одновременной добавкой фторидов (CaF2, MgF2 или AlF3). Эта смесь плавится при температуре около 1000 oС.

318 ЧАСТЬ II НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

При электролизе на катоде выделяется алюминий, а на аноде —

Выделяющийся кислород взаимодействует с угольным анодом, образуя СО и СО2. Так как угольный электрод постоянно расходуется, то его периодически обновляют. Жидкий алюминий собирается на дне

электролизера, откуда его по мере накопления выпускают. Физические свойства. Алюминий — серебристо-белый металл, име-

ющий гранецентрированную решетку. Плотность алюминия 2,7 г/см3. Он относится к легким металлам и обладает высокой электрической

проводимостью и теплопроводностью.

Химические свойства. Для алюминия более характерна степень окисления +3. Обладая большим сродством к кислороду, алюминий очень легко окисляется с образованием оксида Аl2О3:

4Аl + 3О2 = 2Аl2О3.

В результате такого окисления на воздухе на поверхности алюминия образуется прочная защитная пленка оксида, плотно прилегающая к поверхности металла. Этим и объясняется высокая стойкость алюминиевых изделий в атмосферных условиях, по отношению к морской воде и т.д. Пленка оксида предохраняет металл от дальнейшего окисления.

Если снять слой оксида с поверхности металла, то алюминий энергично реагирует с водой, вытесняя водород:

2Аl + 6НOН = 2Аl(OН)3 + 3H2↑.

В концентрированных азотной и серной кислотах на холоде алюминий пассивируется вследствие образования защитной пленки. С другими же минеральными кислотами алюминий взаимодействует очень активно, вытесняя водород:

2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + 3H2↑.

Будучи амфотерным, алюминий легко взаимодействует и с растворами щелочей:

2Аl + 6NaOH + 6Н2О = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2.

С разбавленной серной кислотой алюминий взаимодействует при легком нагревании, вытесняя водород:

2Аl + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑.

Алюминий, лишенный плотного слоя оксида, при нагревании реагирует с концентрированной серной кислотой:

8Аl + 15H2SO4 = 4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12Н2О.

В этих целях обычно используют амальгаму алюминия. Разбавленная азотная кислота, реагируя с алюминием, восстанавливается до оксида азота (II):

Аl + 4HNO3 = Al(NO3)3 + NO↑ + 2Н2О.

Более разбавленная кислота восстанавливается до солей аммония: 8Аl + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О.

При комнатной температуре алюминий реагирует с галогенами, за исключением иода, образуя соли соответствующих галогеноводородных кислот:

2Аl + 3Сl2 = 2АlСl3.

Вприсутствии воды как катализатора алюминий легко реагирует и

сиодом.

Алюминий восстанавливает многие металлы из их оксидов. Это свойство алюминия находит широкое применение для получения металлов из их оксидов (алюминотермия):

3Fe3O4 + 8Al = 4Аl2О3 + 9Fe.

Оксид алюминия Аl2О3 представляет собой белое тугоплавкое вещество, встречается в природе в виде минерала корунда.

Оксид алюминия нерастворим в воде. Имеет амфотерный характер, причем основные свойства более выражены, чем кислотные:

Аl2O3 + 6НСl = 2AlCl3 + 3Н2О.

С растворами щелочей образует гидроксоалюминаты:

Аl2О3 + 6NaOH + 3Н2О = 2Na3[Al(OH)6], Аl2О3 + 2NaOH + 3Н2О = 2Na[Al(OH)4],

а при сплавлении с сухими щелочами — метаалюминаты: Al2O3+ 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О.

Гидроксид алюминия Аl(OН)3 — полимерное соединение, имеющее слоистую кристаллическую решетку. Аl(ОН)3 может быть в двух видоизменениях: в кристаллической форме или в аморфной — в виде белого студенистого осадка, получаемого при осаждении гидроксида из растворов солей алюминия.

Получают гидроксид алюминия действием щелочей на растворы солей алюминия:

АlСl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl.

Al(OH)3 практически нерастворим в воде и является типичным амфотерным гидрокcидом. Взаимодействуя с кислотами, он образует соли, в которых алюминий является катионным компонентом. Под