Неорганическая химия. Учебное пособие

цвета. Пары металлов имеют разную окраску: Li – кирпичный, Na – желтый, K –

фиолетовый, Cs – голубой, Rb – красный. Химические и физические свойства щелочных металлов от Li к Fr изменяются. Возрастает атомная масса, вследствие чего растет плотность,

увеличивается радиус атома – ослабляются силы притяжения между атомами, снижается температура плавления и кипения, уменьшается энергия атомизации атомов и энергия ионизации – сверху вниз ослабевают неметаллические свойства, а усиливаются металлические. Химические свойства: вследствие повышении металлических свойств усиливается химическая активность металлов – они легко отдают один валентный электрон,

имеющийся на внешнем s-подуровне. Все щелочные металлы сильные восстановители. В

куске металла связь металлическая. Вступают во взаимодействие почти со всеми неметаллами. Соединения характеризуются преобладающим наличием ионной связи:

2R + Сl2 = 2RСl

хлорид

nR + С = RnС

карбид

3R + Р = R3Р

фосфид

Легко реагируют с солями, вытесняя другие металлы: 2R + СuSO4 = R2SO4 + Сu

Реагируют с водосодержащими соединениями - со спиртами, образуя алкоголяты:

2R + С2Н5ОН = 2С2Н5ОR + Н2↑ этилат

С кислородом образуют оксиды: 2R + О2 = 2R2О

Оксиды с водой дают основания – щелочи: 2R2О + Н2О = 2RОН

Степень окисления щелочных металлов в соединениях равна +1, валентность – I.

Щелочные металлы вступают в реакцию с водородом, образуя гидриды: 2R + Н2 = 2RН

Водород в гидридах имеет степень окисления -1, являясь окислителем.

Получение щелочных металлов:

1)восстановлением из их оксидов: Si + 2RO = SiO2 + 2R

2)электролизом расплава гидроксидов: 4RОН электролиз 4R+ + Н2О + О2↑

К(-): R+ + е = R

А(+): 4ОН- - 4е = 2Н2О + О2↑

Нахождение в природе: щелочные металлы в силу повышенной активности встречаются в природе в виде хлоридов, алюмосиликатов, сульфатов и др. Наиболее распространенные Na и К, встречающиеся в виде солей в морской воде, а также поваренной соли. Li, Cs, Rb содержатся в незначительных количествах в калиевых и литиевых минералах. К и Rb слабо радиоактивны. Все известные изотопы Fr радиоактивны.

71

53. Натрий и калий

Натрий и калий – щелочные металлы, стоят в 1 группе главной подгруппы.

Физические свойства: схожи по физическим свойствам: легкие серебристо-белые мягкие металлы, с невысокими температурами плавления и кипения, малая плотность. Пары натрия имеют желтый цвет, а пары калия – фиолетовый. Природный натрий состоит из одного изотопа (23), а К из двух изотопов (39) и (41).

Химические свойства: химические свойства натрия и калия очень схожи, калий активнее натрия, так как радиус его атома больше и внешний 1s-электрон калия находится дальше от ядра. Электронная конфигурация Na: 1s22s1; К - 1s22s12р63s1. Они легко отдают 1

электрон, имеющийся на внешнем s-подуровне, превращаясь в положительно заряженные ионы. На воздухе тускнеют и окисляются. Связь между атомами металлическая. Соединения

снатрием и калием носят ионный характер. Высокая химическая активность:

1)Очень бурно реагируют с кислородом: 2Na+ О2 = Na2O2 (пероксид натрия)

при t ниже180ºС: 4Na+ О2 = 2Na2O

Аналогичные реакции идут с калием, но калий образует еще и надпероксид – KO2.

2) .С водой идет бурная реакция: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

У калия данная реакция проходит с воспламенением водорода: 2К + 2H2O = 2KOH +

H2

3) реагируют с водородом при нагревании, образуя солеобразные гидриды: 2Na + H2 =

2NaH

4)Легко взаимодействуют с серой, образуя сульфиды: 2Na + S = Na2S

5)В атмосфере фтора и хлора натрий и калий воспламеняются, сгорают и образуют

соли:

2Na + Cl2 = 2NaCl

6)С жидким натрий пассивно взаимодействует: 2Na + Вr2 = 2NaВr, а калий реагирует со взрывом: 2К + Вr2 = 2 КВr

7)При пропускании над расплавленным натрием и калием газообразного аммиака образуются амиды:

2Na + 2NН3 = 2NaNН2 + Н2↑ 2К + 2NН3 = 2КNН2 + Н2↑

8) Реагируют с водосодержащими соединениями - со спиртами, образуя алкоголяты:

2К + С2Н5ОН = 2С2Н5ОК (этилат калия) + Н2↑

72

Со ртутью калий и натрий образуют амальгамы - твердые сплавы, используемые в лабораторной практике как восстановители вместо чистых металлов.

Получение натрия и калия:

1)восстановлением из их оксидов: Si + 2К2O = SiO2 + 4К

2)электролизом расплава гидроксидов:

4NaОН электролиз 4Na+ + Н2О + О2↑

К(-):Na+ + е = Na

А(+): 4ОН- - 4е = 2Н2О + О2↑

Нахождение в природе: Na и К, встречаются в виде солей в морской воде, а также поваренной соли. Наибольшее значение имеют минералы сильвинит - КCl . NaCl и карналлит

- КCl . МgCl2 . 6Н2О. Натрий и калий – одни из самых распространенных элементов в земной коре.

54. Едкие щелочи

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

Физические свойства: растворы щелочей в воде мылкие на ощупь, они разъедают кожу, ткани, бумагу - едкие щелочи (едкий натр NaOH, едкое кали КОН). На коже они вызывают долго незаживающие раны. Очень гигроскопичны.

Химические свойства: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH. В этом ряду сила и растворимость щелочей возрастает, что связано с увеличением размеров ионов щелочных металлов (катионов) и ослаблением электростатического притяжения с гидроксидной группой (анионом). К щелочам относится гидроксид щелочно-земельного металла бария – Ва(ОН)2.

Щелочи – сильные основания, химически очень активные вещества. При растворении их в воде выделяется большое количество теплоты. В водном растворе идет диссоциация щелочей:

Химические свойства щелочей:

1) Щелочи, вступают в реакцию нейтрализации с кислотами, образуя соль и воду:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

73

2) Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя как средние, так и кислые соли:

NaOH + СО2 = Na2СО3

NaOH + СО2 = NaНСО3 + H2O

в ионной форме:

OH- + СО2 = СО32- + H2O

2OH- + СО2 = НСО3-

3) Вступают со средними солями в реакцию обмена: CuSO4 + KOH = Cu(OH)2 + K2SO4

С кислыми солями (окислительно-восстановительная реакция): NaНSO4 + KOH = Na2SO4 + К2SO3 + H2O

4)растворы щелочей вступают в реакцию 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)Взаимодействуют с галогенами в зависимости от температурных условий – на

холоде:

Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O

при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O

7)Взаимодействуют с некоторыми органическими веществами: С2Н5ОН + NaOH = С2Н5ОNa + Н2О

8)Растворы и расплавы щелочей подвергаются электролизу

электролиз NaOH(раствор) (К-) Н2↑ + (А+)О2↑

4NaОН(расплав) электролиз 4Na+ + Н2О + О2↑

К(-):Na+ + е = Na

А(+): 4ОН- - 4е = 2Н2О + О2↑

Получение:

1)реакция металлов с водой: 2К + 2H2O = 2KOH + H2;

2)реакция оксидов металлов с водой: 2К2О + 2H2O = 2KOH;

3)реакция перекиси с водой: Na2О2 + 2H2O = 4 NaOH + О2↑;

4)электролиз галогенидов металлов: NaCl электролиз NaOH + H2↑ + Cl2↑;

5)разложение алкоголят: С2Н5ОNa + H2O → С2Н5ОН + NaOH.

74

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

55. Соли натрия и калия

Натрий и калий образуют соли со всеми кислотами. Соли натрия и калия очень похоже по химическим свойствам. Характерная особенность этих солей – хорошая растворимость в воде, поэтому доступных качественных реакций на ионы этих элементов нет. Наличие в соединении даже ничтожно малого количества ионов натрия или калия определяют путем внесения этого соединения в бесцветное пламя: в случае натрия пламя окрашивается в желтый цвет, а в случае калия – в розово-фиолетовый. Натрий и калий образует средние, кислые, двойные и комплексные соли. Большинство средних солей натрия и калия термически устойчивые вещества и разлагаются только при очень высоких температурах. При умеренном нагревании разлагаются только соли галогенсодержащих оксокислот, нитраты и некоторые другие соединения:

NaClO4 = NaCl + 2O2;

8КClO3 = 6КClO4 + 2NaCl; 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2; Na2[Zn(OH)4] = Na2ZnO2 + 2H2O.

Кислые соли менее устойчивы, при нагревании все они разлагаются:

2NaHS = Na2S + H2S; 2NaHSO4 = Na2S2O7 + H2O;

2КHCO3 = К2CO3 + H2O + CO2; NaH2PO4 = NaPO3 + H2O; К2HPO4 = К4P2O7 + H2O.

Основных солей эти элементы не образуют. Из солей наибольшее значение имеет хлорид натрия – NaCl - поваренная соль. Это необходимая составная часть пищи,

консервант, сырье для химической промышленности. Из него получают гидроксид натрия,

питьевую соду (NaHCO3), соду (Na2CO3) и многие другие соединения натрия. Многие соли натрия образуют кристаллогидраты. Na2S2O3 . Н2О – тиосульфат натрия, соответствующий

75

тиосерной кислоте: Н2S2O3, применяется в фотографии, для фиксации проявленных бумаг.

. 10H2O – десятиводный сульфат натрия, глауберова соль, используется в сульфатном способе получения соды и в производстве стекла. Na2CO3 . 10H2O – карбонат натрия или кальцинированная сода применяется в стекольной, мыловаренной, целлюлозно-

бумажной, текстильной, нефтяной, химической промышленностях, а также в быту. NaNO3 –

нитрат натрия, натриевая или чилийская селитра используется как минеральное удобрение.

Соли калия – необходимые минеральные удобрения. Na2SiO3 – силикат натрия, используется в производстве стекла. Соли калия выделяются из раствора в основном без кристаллизационной воды. К2CO3 – карбонат калия или поташ, используется в производстве мыла, в производстве тугоплавкого стекла, в фотографии. КNO3 – карбонат калия или калиевая селитра применяется при изготовлении черного пороха. КCl – хлорид калия применяется в качестве удобрения. Многие соли калия встречаются в природе: КCl . Mg Cl .

6Н2О – карналлит; КCl . NaCl – сильвинит. Соли К содержатся в квасцах.

56. Общая характеристика подгруппы бериллия

К подгруппе бериллия относятся: бериллий и щелочноземельные металлы:

магний, стронций, барий, кальций и радий. Наиболее распространены в природе в виде соединений, более всего – магний и кальций. Первые 2 элемента подгруппы занимают в ней несколько обособленное положение – бериллий по свойствам близок к алюминию, а магний

– к цинку. Последний элемент подгруппы – радий имеет радиоактивные изотопы. Кроме бериллия, все элементы подгруппы обладают металлическими свойствами, более твердые по сравнению с щелочными металлами, с высокими температурами плавления. Относятся к легким металлам (кроме радия).

На электронном уровне элементов имеют два электрона (s2), которые они отдают,

образуя соединения со степенью окисления +2. По химической активности щелочноземельные металлы уступают щелочным. Они окисляются на воздухе, вытесняют водород из воды, но бериллий и магний взаимодействуют с ней медленно. У

щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличивается от магния к барию.

Сжигая щелочноземельные металлы можно получить оксиды. Перекиси щелочноземельных металлов менее стойки, чем перекиси щелочных металлов. С водородом образуют гидриды.

76

Способность взаимодействовать с азотом возрастает с увеличением атомного веса, в

результате образуются нитриды. Соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде.

Бериллий - открыт Л. Н. Вокленом в 1798 г. Содержание в земной коре составляет

3,8 ∙10 - 4 %. Используется для изготовления окон к рентгеновским установкам, добавляется к сплавам для увеличения твердости и электропроводности.

Магний - открыт Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 1,87 %.

Используется для получения сплавов (дюралюминия), улучшения качества чугуна, в

качестве восстановителя для получения редких металлов и некоторых неметаллов.

Кальций - открыт Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 3,3 %.

Используется в металлургии для очистки, производстве редких металлов.

Стронций - получен Г. Дэви в 1808 г. Содержание в земной коре составляет 0,034 %.

Соединения используются в пиротехнике, сахарной промышленности.

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

Радий открыт М. и П. Кюри совместно с Ж. Белебном в 1898 г. Содержание в земной коре составляет 10 - 20 % . Обладает естественной радиоактивностью. Соединения используются в исследованиях и для получения радона.

57. Кальций

Кальций (Са) – химический элемент II группы периодической системы, является щелочноземельным элементом. Природный кальций состоит из шести стабильных изотопов. Конфигурация внешней электронной оболочки 4s2; имеет степень окисления +2,

реже +1. Содержание в земной коре составляет 3,38%. Встречается исключительно в виде соединений, в основном солей кислородсодержащих кислот. Большое количество кальция находится в природных водах. Значительное количество кальция содержится в организмах многих животных.

Общие свойства. Кальций - серебристо-белый металл. Существует в двух аллотропных модификациях. На воздухе, имеющем пары воды, кальций быстро образует оксид СаО и гидроксид Са (ОН)2. Вступает в реакцию с кислородом, образуя СаО; при повышении температуры в кислороде и на воздухе воспламеняется. Из воды вытесняет

водород Н2, при этом образуется Са (ОН)2, в холодной воде скорость реакции уменьшается.

77

Взаимодействует с галогенами, образуя СаХ2. СН2 при нагревании кальция дает гидрид СаН2, в котором водород является анионом. Кальций, нагреваемый в атмосфере 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 расплавов солей. Кальций растворим в жидком аммиаке NH3 с образованием синего раствора. Соли получают при взаимодействии кислотных оксидов с оксидом кальция. Они хорошо растворимы, способны образовывать кристаллогидраты.

В водных растворах образуются комплексы преимущественно с кислотосодержащими лигандами, имеющие в своем составе ион Са2+. На основе этих комплексов основано действие умягчителей воды – полифосфатов натрия. Ион Са2+ в неводных растворах образует комплексы с молекулами растворителя.

Получение. Промышленное получение кальция состоит в алюмотермическом восстановлении оксида кальция и электролизе расплава хлорида кальция (75-85%) и хлорида калия. Безводный хлорид кальция получают путем хлорирования его оксида в присутствии угля или обезвоживая кристаллогидрат хлорида кальция. По мере выделения кальция в расплаве в него добавляют хлорид кальция. Электролиз проводят, используя графитовый анод и в качестве катода жидкий расплав кальция (62-65%) и меди.

Применение. Кальций используют при металлотермическом получении U, Th, Ti, Zr, Cs, Rb и некоторых лантаноидов, для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сплавов, обезвоживания органических жидкостей, очистки Аr от примеси N2. используются и соединения кальция например, в качестве вяжущих материалов.

58. Оксид и гидроксид кальция

Оксид кальция (СаO – негашеная или жженая известь) – белое огнестойкое вещество, образованное кристаллами. Кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристаллической решетке. Температура плавления 2627° С, температура кипения 2850° С.

Называется жженой известью из-за способа его получения – обжигание карбоната кальция. Обжиг производят в высоких шахтных печах. В печь закладывают слоями известняк и топливо, а затем разжигают снизу. При накаливании происходит разложение карбоната кальция с образованием оксида кальция: CaCO3 ↔ CaO + CO2 ↑ - 34,6 ккал

Так как концентрации веществ в твердых фазах неизменны, то константу равновесия этого уравнения можно выразить K = [CO2]

78

При этом концентрация газа может быть выражена с помощью его парциального давления, то есть равновесие в системе устанавливается при определенном давлении диоксида углерода.

Давление диссоциации вещества – равновесное парциальное давление газа,

получающееся при диссоциации вещества.

Чтобы спровоцировать образование новой порции кальция, необходимо повысить температуру или удалить часть получившегося CO2, при этом уменьшится парциальное давление. Поддерживая постоянное более низкое парциальное давление, чем давление диссоциации, можно добиться непрерывного процесса получения кальция. Для этого при обжигании извести в печах делают хорошую вентиляцию.

Получение:

1)при взаимодействии простых веществ: 2Ca + O2 = 2CaO;

2)при термическом разложении гидроксида и солей: 2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2↑ +

O2↑

Химические свойства:

1)взаимодействует с водой: СаO + H2O = Са(OH)2;

2)реагирует с оксидами неметаллов: СаO + SO2 = CaSO3;

3)растворяется в кислотах, образуя соли: CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O.

Гидроксид кальция (Ca(OH)2 – гашеная известь, пушонка) – белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в гексагональной кристаллической решетке.

Является сильным основанием, плохо растворимым в воде.

Известковая вода - насыщенный раствор гидроксида кальция, имеющий щелочную реакцию. На воздухе мутнеет в результате поглощения углекислого газа, образуя карбонат кальция.

Получение:

1)образуется при растворении кальция и оксида кальция в воде: CaO + H2O =

Са(OH)2 + 16 ккал4

2)при взаимодействии солей кальция со щелочами: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2

+2NaNO3

Химические свойства:

1)при нагревании до 580°С разлагается: Са(OH)2 = СаO + H2O;

2)реагирует с кислотами: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O;

3)взаимодействует с оксидами неметаллов: Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2;

4)участвует в реакциях обмена:

3Ca(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3 + 3CaCl2

79

Ca(OH)2 + 2NH4Cl = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

59. Жесткость воды и способы ее устранения

Так как кальций широко распространен в природе, его соли в большом количестве содержатся в природных водах. Вода, имеющая в своем составе соли магния и кальция называется жесткой водой. Если соли присутствуют в воде в небольших количествах или отсутствуют, то вода называется мягкой. В жесткой воде мыло плохо пенится, поскольку соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В ней плохо развариваются пищевые продукты. При кипячении 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 + СаСО3v

Перечисленные выше факторы указывают на необходимость удаления из воды солей кальция и магния. Процесс удаления этих солей называется водоумягчением, является одной из фаз обработки воды (водоподготовки).

Водоподготовка – обработка воды, используемая для различных бытовых и технологических процессов.

Жесткость воды подразделяется на:

1)карбонатную жесткость (временную), которая вызывается наличием гидрокарбонатов кальция и магния и устраняется с помощью кипячения;

2)некарбонатную жесткость (постоянную), которая вызывается 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:

Са + 2НСО3 + Са + 2ОН = 2Н2О + 2СаСО3v

Са + SO4 + 2Na + CO3 = 2Na + SO4 + CaCO3v

80