Курс по неорганической химии

8.C водосодержащими соединениями— со спирта-

ми, образуя алкоголяты: 2K + С2Н5ОН = 2С2Н5ОK (этилаткалия) + Н2.

9.Со ртутью K и Na образуют амальгамы.

Получение K и Na:

1) восстановлением из их оксидов: Si + 2K2O =

=SiO2 + 4K;

2) электролизом расплава гидроксидов:

4NaOH 4Na+ + H20 + O2

K иNa образуютсолисовсемикислотами. Особен-

ность этих солей — хорошая растворимость в воде. K и Na образуют средние, кислые, двойные и комплексные соли. При умеренном нагревании разлагаются только соли галогенсодержащих оксокислот, нитраты и некоторые др.: NaClO4 = NaCl + + 2O2;

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2.

Кислые соли менее устойчивы, при нагревании все они разлагаются: 2NaHS = Na2S + H2S; 2KHCO3 = = K2CO3 + H2O + CO2. Основных солей эти элементы

не образуют.

Из солей наибольшее значение имеет NaCl (поваренная соль). Из него получаютгидроксид Na, питьевую соду и др. Многие соли Na образуют кристаллогидраты. Na2SO4 · 10H2O — десятиводный сульфат Na используется в сульфатном способе получения соды, в производстве стекла. Na2CO3 · 10H2O — карбонат Na (кальцинированная сода) применяется в стекольной, мыловаренной, целлюлозно-бумажной, нефтяной, химической промышленностях, в быту. Соли K — необходимые минеральные удобрения. K2CO3 — карбонат K используется в производстве мыла, тугоплавкого стекла.

44 Едкие щелочи

Щелочи образуют гидроксиды щелочных металлов 1 группы главной подгруппы периодической системы при растворении их в воде.

Физические свойства: растворы щелочей в воде мылкие на ощупь, разъедают кожу, ткани, бумагу (едкий натр NaOH, едкий калий KОН). На коже вызываютдолго незаживающие раны. Очень гигроскопичны.

Химические свойства LiOH, NaOH, KОН, RbOH, CsOH. В этом ряду сила и растворимость щелочей возрастает, это связано с увеличением размеров ионов щелочных металлов (катионов) и ослаблением электростатического притяжения с гидроксидной группой (анионом). К щелочам относится гидроксид щелочноземельного металла бария Ва— Ва(ОН)2.

Щелочи — сильные основания, химически очень активные вещества. При растворении их в воде выделяется большое количество теплоты.

В водном растворе идетдиссоциация щелочей: NaOH Na+ + OH.

Химические свойства щелочей:

1)вступают в реакцию нейтрализации с кислотами (образуется соль и вода):

NaOH + HCl = NaCl +H2O;

2)вступают в реакцию с кислотными оксидами (образуются средние и кислые соли):

NaOH + CO2 = Na2CO3;

NaOH + CO2 = NaHCO3+ H2O.

в ионной форме:

OH– +CO2 = CO32– + H2O;

2OH– +CO2 = HCO3–.

3) вступаютвреакциюобменасосреднимисолями: CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4,

с кислыми солями (окислительно-восстановитель- ная реакция):

NaНSO4 + KOH = Na2SO4 + K2SO3 + H2O;

4) растворы щелочей реагируют с амфотерными оксидами (образуются комплексные соли):

Al2O3 + NaOH + 7Н2О = 2Na[Al(ОН)4(Н2О)2];

5)при сплавлении твердых щелочей с оксидами амфотерных металлов образуются двойные безводные соли:

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 (метаалюминат натрия);

6)вступают в реакцию с галогенами в зависимости оттемпературных условий.

На холоде:

Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O;

при нагревании:

3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O;

7)вступаютвреакциюснекоторымиорганическими веществами:

С2Н5ОН + NaOH = С2Н5ОNa + Н2О;

8) растворы и расплавы щелочей подвергаются электролизу:

NaOH(раствор) (K–) H2 +(A+)O2

4NaOH(расплав) 4Na + H2O + O2

K(– ): Na+ + e = Na

A( + ) 4OH– –4e = 2H2O +O2.

Получение:

1) реакция металлов с водой:

2K + 2H2O = 2KOH + H2;

2) реакция оксидов металлов с водой:

2K2О + 2H2O = 2KOH.

Применение: NaOH и KOH используютв производстве мыла, бумаги, в текстильной промышленности и др.

45 Подгруппа бериллия

Подгруппа бериллия: бериллий Be, магний Mg,

стронций Sr, барий Ba, кальций Ca и радий Ra. Распространены в природе в виде соединений, причем

восновном магния Mg и кальция Ca.

Первые два элемента подгруппы бериллий Be и

магний Mg занимают в ней особое положение: бериллий по свойствам близок к алюминию, а магний— к цинку. Упоследнего элемента подгруппы— радия— есть радиоактивные изотопы. Кроме бериллия, все элементы подгруппы имеютметаллические свойства, более твердые (по сравнению с щелочными металлами), с высокими t плавления, относятся к легким металлам (кроме радия).

На электронном уровне элементов имеютдва электрона (s2), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2.

Похимическойактивностищелочноземельныеметаллы уступают щелочным: окисляются на воздухе,

вытесняют водород из воды, но бериллий и магний взаимодействуют с ней медленно. У щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличиваетсяотмагниякбарию. Сжигаящелочноземельные металлы, можно получить оксиды. Перекиси щелочноземельных металлов менее стойки, чем перекиси щелочныхметаллов. Сводородомобразуютгидриды. Способность взаимодействовать с азотом возрастает с увеличением атомного веса, в результате образуютсянитриды. Солищелочноземельныхметалловмалорастворимы в воде.

Бериллий Be открыт Л.Н. Вокленом в 1798 г. Со-

держание в земной коре: 3,8 г/т и увеличивается от ультраосновных (0,2 г/т) к кислым (5 г/т) и щелоч-

ным (70 г/т) породам. Используется для изготовления окон к рентгеновским установкам, добавляется к сплавам для увеличения твердости и электропроводности.

Магний Mg открыт Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре: 1,87 %. Большие количества магния находятся в морской воде. Используетсядля получения сплавов (дюралюминия), улучшения качества чугуна,

вкачестве восстановителя для получения редких металлов и некоторых неметаллов. Используется для изготовления осветительных и сигнальных ракет, трассирующихпульи снарядов, зажигательныхбомб. Кальций Ca открыт Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре: 3,3 %. Используется в металлургиидля очистки, в производстве редких металлов. Оксид кальция применяется в производстве огнеупорных материалов.

Стронций Sr получен Г. Дэви в 1808 г. Содержание

вземной коре: 0,034 %. Соединения используются в пиротехнике, радиоэлектронной промышленности, металлургии, пищевой промышленности.

Барий Ba открыт К.В. Шееле в 1774 г. и Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре: 0,065 %. Соединения используются в лабораторной практике, для получения пероксида водорода, в пиротехнике.

Радий Ra открыт М. и П. Кюри совместно с Ж. Белебном в 1898 г. Обладает естественной радиоактивностью. Соединения используются в исследованиях и для получения радона.

46 Кальций. Оксид и гидроксид кальция

Кальций Са — химический элемент 2-й группы периодической системы, щелочноземельный элемент. Природный Са состоит из 6 стабильных изотопов. Конфигурация внешней электронной оболочки 4s2; степень окисления +2, реже +1. Встречается в виде соединений (соли кислородсодержащих кислот).

Общие свойства. Серебристо-белый металл, существует в двух аллотропных модификациях. Вступает

вреакцию с кислородом, образуя СаО; при повы-

шении t в кислороде и на воздухе воспламеняет-

ся. Из воды вытесняет водород, образуя Са(ОН)2.

Взаимодействует с галогенами. Са, нагреваемый

ватмосфере азота, загорается и образует нитрид

Ca3N2 . С углеродом образует кальция карбид СаС2, с бором — борид СаВ6. Образует соединения с металлами (Ag, Au, Al, Cu, Mg, Rb), вытесняет их из рас-

плавов солей. Са растворим в жидком аммиаке NH3

с образованием синего раствора. Соли получаютпри взаимодействии кислотных оксидов с оксидом Са. Они хорошо растворимы, способны образовывать кристаллогидраты.

Вводных растворах образуются комплексы пре-

имущественно с кислотосодержащими лигандами, имеющие в своем составе ион Са2+. На основе этих комплексов основано действие умягчителей воды— полифосфатов натрия.

Получение. Промышленное: алюмотермическое восстановление оксида Са и электролизе расплава хлорида Са (75–85 %) и хлорида калия. Безводный хлорид Са получаютпутем хлорирования его оксида

вприсутствии угля или обезвоживая кристаллогидрат хлорида Са. По мере выделения Са в расплаве

47 Жесткостьводы. Способы ееустранения

Кальций широко распространен в природе, его соли в большом количестве содержатся в природных водах.

Жесткая вода — вода, которая имеет в своем составе соли магния и кальция. Мягкая вода— вода, в которой соли магния и кальция присутствуют в небольших количествах или отсутствуют.

В жесткой воде мыло плохо пенится, так как соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В жесткой воде плохо развариваются пищевые продукты. При кипячении жесткой воды на стенках паровых котлов образуется накипь, которая плохо проводит теплоту, вызывает увеличение расхода топлива и изнашивание стенок котла. Жесткой водой нельзя пользоваться, проводя ряд технологических процессов (крашение).

Образование накипи:

Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3 . Данные перечисленные выше факторы указывают

на необходимость удаления из воды солей кальция

имагния.

Водоумягчение— процессудалениясолейкальция

имагния, являетсяоднойизфазобработкиводы(водоподготовки).

Водоподготовка — обработка воды, которая используется для различных бытовых и технологических процессов.

Жесткость воды подразделяется:

1)на карбонатную жесткость (временную). Вызы-

вается наличием гидрокарбонатов кальция и магния, устраняется с помощью кипячения;

2)некарбонатную жесткость (постоянную). Вызы-

вается присутствием в воде сульфитов и хлоридов

кальция и магния, которые при кипячении не удаляются, поэтому она называется постоянной жесткостью.

Верна формула:

Общая жесткость = Карбонатная жесткость + Некарбонатная жесткость.

Общую жесткость ликвидируют добавлением химических веществ или при помощи катионитов. Для полного устранения жесткости воду иной раз перегоняют.

При применении химического метода растворимые соли кальция и магния переводят в нерастворимые карбонаты:

Ca + 2HCO3 + Ca + 2OH = 2H2O + 2CaCO3; Ca + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na +SO4 + CaCO3.

Более современный процесс устранения жесткости воды — с помощью катионитов. Катиониты — сложные вещества (природные соединения кремния и алюминия, высокомолекулярные органические соединения), их общая формула Na2R, где R — сложный кислотный остаток.

При пропускании воды через слой катионита происходитобмен ионов (катионов) Na на ионы Са и Mg:

Са + Na2R = 2Na + CaR.

Ионы Са из раствора переходятв катионит, а ионы Na — из катионита в раствор. Для восстановления использованного катионита его необходимо промыть раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс:

2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl.