Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Учебное пособие-2
.pdf
Элемент II группы магний широко распространен
природе, встречаясь в виде карбонатов (MgCO
MgCO
⋅ СаСО
3
– доломит). Сульфат и хлорид магния входят
3
в состав калийных минералов – бишофита MgCl
нита KCl
⋅MgSO4 ⋅ 3H
O и карналлита KCl⋅MgСl
2
– магнезит и
3
⋅ 6H
2
⋅ 6H
O, каи-
2
O, он
2
2
также содержится в морской воде. Из минералов кальция
широко распространены мел, известняк и мрамор, представляющие собой различные разновидности карбоната кальция
(СаСО
); гипс (СаSO
3
4
⋅ 2H
O), фосфориты (Са3(РО4)2) и раз-
2
личные содержащие кальций силикаты. Стронций и барий
встречаются в природе главным образом в виде сульфатов и
карбонатов.
Природные соединения кальция применяются в производстве
вяжущих материалов. К ним относятся цемент,
гипс, известь и др. Это порошкообразные вещества, которые
при смешивании с водой образуют пластичную массу, затвердевающую со временем. Вяжущие материалы применяются в строительном деле для изготовления бетона и приготовления строительных растворов.
Жёсткость воды
За счет вымывания осадочных горных пород природные воды содержат растворенные соли кальция и магния, которые придают воде
содержания растворенных солей Ca
стоянную жесткость
жёсткость. Жёсткость воды – мера
2+
и Mg
2+
. Различают по-
, временную жёсткость и общую жёст-
кость воды.
Гидрокарбонаты кальция и магния Са(НСО
Mg(НСО
обусловливают гидрокарбонатную (временную,
3)2
устранимая) жёсткость воды (Ж
). Она легко удаляется
врем
3)2
и
за счет разложения гидрокарбонатов при кипячении воды:
0
Са(НСО
3)2
t
СаСО3↓ + СО2↑ + Н2О
⎯→⎯
121
0
t
Mg(НСО3)2
⎯→⎯
MgСО3↓ + СО2↓ + Н2О,
при этом жесткая вода умягчается. Обычно гидрокарбонатная жесткость составляет 70–80% от общей жесткости.
Постоянная жёсткость воды (Ж
личием в воде: MgSO
, MgCl2, CaCl2. Эта жёсткость воды
4
) связана с на-
пост
удаляется только обменными реакциями, приводящими к образованию осадков или с помощью ионообменных смол, обменивающих ионы водорода или натрия на ионы магния и
кальция:
Са(НСО
+ Na2CO
3)2
Mg(НСО3)2 + Na2CO
⎯→⎯
3
3
CaCO3↓ + 2 NaHCO
⎯→⎯
MgCO3↓ + 2 NaHCO
3
3
Общее содержание солей кальция и магния в воде носит название
общей жёсткости воды (Ж
). Общая жёст-
общ
кость определяется суммой постоянной и временной жёсткости:
Ж
общ
= Ж
пост
+ Ж
врем
.
Количественно жёсткость может быть рассчитана по
формуле
Ж = С
·1000 = C
N
N (Ca2+)
·1000 + C
N (Mg2+)
·1000.
Рекомендованная единица СИ для измерения жёсткости воды – моль/м³, однако чаще используется ммоль/л. По
величине общей жёсткости различают воду мягкую
(до 2 ммоль/л), средней жёсткости (2–10 ммоль/л) и жёсткую
(более 10 мммоль/л).
Для устранения жёсткости используют следующие
методы: а) обратный осмос; б) электродиализ; в) термический; г) реагентное умягчение; д) катионирование.
СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП
Все элементы побочных подгрупп Периодической
системы химических элементов Д.И. Менделеева проявляют
металлические свойства. Металлы побочных подгрупп с недостроенными d- и f-орбиталями называются «переходными». Такое название связано с тем, что в периодах они
встраиваются между s- и р-элементами.
Электронная конфигурация их атомов – два электрона
на внешнем электронном уровне (ns2). Поэтому для переходных элементов характерна низшая степень окисления, равная +2. Однако металлы побочных подгрупп отличаются от
рассмотренных выше элементов главных подгрупп многообразием валентных состояний, что также связано с электронной конфигурацией их атомов: незавершенный d-подуровень
предвнешнего электронного слоя содержит от 1 до 8 электронов. Особенности строения электронных оболочек атомов
определяют некоторые специфические свойства переходных
металлов: парамагнетизм, ферромагнетизм, антиферромагнетизм, сверхпроводимость, склонность к образованию комплексов.
Многообразие валентных состояний объясняет существование большого числа химических соединений у металлов побочных подгрупп по сравнению с остальными металлами Периодической системы. Оксиды и гидроксиды, в которых эти металлы имеют низшую степень
окисления, проявляют обычно основные свойства, в то время как высшие
оксиды и гидроксиды характеризуются амфотерными или
чаще кислотными свойствами.
123
Соединения переходных металлов в низших степенях
окисления могут быть восстановителями в химических реакциях:
4Fe(OH)
+ O2 + 2H
2
O → 4Fe(OH)
2
,
3
а соединения, содержащие эти металлы в высших степенях
окисления, обычно сильные окислители:
2KMnO
+ 3K2S + 4H
4
O → 2MnO
2
+ 3S + 8KOH.
2
Понятие о комплексных соединениях
Неспецифическое свойство переходных металлов –
образовывать
координационные (комплексные) соединения,
в которых валентность (число химических связей, образуемых металлом) больше, чем его степень окисления:
CuSO
+ 4NH
4
→
[Cu(NH3)4]SO
3
сульфат гексаамминомеди
4
По координационной теории Вернера комплексное
соединение состоит из
внутренней и внешней сферы. При
написании химических формул комплексных соединений
внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки (в приведенном выше примере внутренняя сфера – это ион
[Cu(NH
]2+, а внешняя – ион SO
3)4
2–
).
4
Центральный атом внутренней сферы комплексного
соединения, связанный донорно-акцепторной связью с ионами или молекулами, называется
образователем
(в нашем случае это ион Cu2+). Типичными
комплексообразователями могут быть Cu, Fe
ионом-комплексо-
2+
, Fe3+, Co, Ni
и т.д. Ионы и молекулы, непосредственно связанные с комплексообразователем, называются
–
F
, OH–,CO
NH
. Число лигандов в комплексном соединении называется
3
2–
, CN–, NO
3
2–
, …. В нашем случае это молекулы
3
лигандами, например:
124
координационным числом. Координационные числа раз-
личных комплексообразователей имеют значения от 2 до 12.
Дентатность – число донорных атомов лиганда, непосред-
ственно связанных с комплексообразователем.
В зависимости от заряда внутренней сферы различают
катионные ([Cu(NH
]SO4, [Co(H2O)6]Cl2), анионные
3)4
(Na2[Zn(OH)4], K3[Co(NO2)6]) и нейтральные ([Fe(CO)5])
комплексы.
Внешняя и внутренняя сферы комплексного соединения связаны между собой ионной связью, поэтому молекулы
комплексных соединений – сильные электролиты и в водных
растворах полностью диссоциируют на ионы (
первичная
диссоциация комплексного соединения):
[Cu(NH
]SO4 → [Cu(NH3)4]2+ + SO
3)4
2–
.
4
Комплексный ион, образованный донорноакцепторной связью (ковалентного типа), представляет собой
слабый электролит, диссоциирующий обратимо и ступенчато
вторичная диссоциация комплексного соединения):
(
[Cu(NH
3)4
2+
]
Cu2+ + 4NH3.
Для каждой ступени комплексного иона константа,
характеризующая его способность распадаться на исходные
ионы или молекулы, называется
константой нестойкости.
Общая константа нестойкости равна произведению сту-
пенчатых констант нестойкости – характеристика прочности
К
комплекса. Чем меньше
, тем прочнее комплекс. Чем
нест
меньше константа нестойкости, тем устойчивее комплексное
соединение.
СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ
К неметаллам относятся элементы главных подгрупп,
преимущественно находящиеся в верхней правой части Периодической системы элементов. Валентными у них являются внешние
s и р-электроны (электронное строение ns2np
1–6
).
При участии в образовании химических связей всех валентных электронов элементы проявляют высшую положительную степень окисления, которая численно равна номеру
группы, в которой находится элемент. Характерной особенностью неметаллов является большее число электронов на
внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет
их большую способность к присоединению дополнительных
электронов и
проявлению более высокой окислительной ак-
тивности, чем у металлов.
Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, большую электроотрицательность и высокий окислительно-восстановительный потенциал.
В свободном виде неметаллы бывают в газообразном
(фтор, хлор, кислород и т.д.), твёрдом (йод, астат, сера и т.д.)
и жидком состояниях (бром). В
ства, как N
, O2 и S, встречаются в молекулярной форме. Ча-
2
природе такие простые веще-
ще неметаллы находятся в химически связанном виде.
У некоторых неметаллов проявляется
аллотропия –
существование одного и того же химического элемента в виде двух или нескольких простых веществ, различных по
свойствам и строению. Например, газообразный кислород
существует в таких аллотропных модификациях – кислород
(O
) и озон (O3).
2
За счёт возможности атома переходить в возбужденное состояние у элементов III периода и выше возможно распаривание электронов на свободные
d-орбитали. При этом
элементы чётных групп, имеющие чётное число валентных
126
электронов, проявляют чётные степени окисления, а элементы нечётных групп – нечётные. Например, сера (элемент
VI группы имеет положительные степени окисления +4 и +6,
а хлор (VII группа – +1, +3, +5, +7).
При увеличении номера группы, в которой находится
неметалл, устойчивость высшей степени окисления уменьшается. Это происходит за счёт увеличения разности энергий
s- и р-подуровней валентного уровня, а следовательно,
уменьшения возможности участия
s-электронов в гибридиза-
ции и образовании химических связей. Одновременно увеличивается окислительная активность кислородсодержащих
анионов неметаллов в максимальных степенях окисления.
Например, в ряду
SiO
4–
4
PO
3–
4
SO
4
2–
ClO
–
4
тьустойчивосяуменьшаетсиьспособностнаяокислительвозрастает
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
Высокие значения электроотрицательностей неметаллов приводят к тому, что их атомы при образовании химических связей оттягивают на себя общие пары электронов,
приобретая отрицательные степени окисления, например:
Fe + S
→ Fe
2+S2–
.
Положительные степени окисления неметаллов реализуются
в соединениях с неметаллами:
S + O
Si + 2F
→ S
2
2
→ Si
O
4+
;
2
–
F
.
4
2–
4+
Оксиды неметаллов в невысоких степенях окисления
(+1, +2), например, CO, N
O, NO, SiO, не проявляют кислот-
2
но-основных свойств, то есть не способны к образованию
солей при взаимодействии с оксидами металлов (
безразлич-
ные оксиды). Оксиды в более высоких, и особенно высших
степенях окисления, являются
СO
+ СаО → СаСО
2
кислотными оксидами:
.
3
127
Для ряда кислородсодержащих анионов (например,
2–
SiO
) характерно объединение в цепочки (полимерные
3
структуры) в которых атомы кремния и кислорода чередуются друг с другом:
|
|
|
|
|
−−−−−−− OSiOSiOSi
|
При растворении таких частиц образуются особые типы растворов – коллоидные растворы.
Понятие о коллоидных растворах (золях)
Системы, в которых составные части равномерно распределены в объёме и которые практически не смешиваются
и не реагируют друг с другом, называются
дисперсными.
Основные типы дисперсных систем
Дисперсная
фаза
Жидкость Газ ж/г Туман, облака, аэрозоли
Твёрдое тело Газ т/г Дым, пыль,
Газ Жидкость г/ж Пены, газовые эмульсии
Жидкость Жидкость ж/ж Эмульсии (молоко, латекс)
Твёрдое тело Жидкость т/ж Суспензии, коллоидные
Газ Твёрдое тело г/т Твёрдые пены,
Жидкость Твёрдое тело ж/т Жемчуг, опал
Твёрдое тело Твёрдое тело т/т Цветные стекла, сплавы
Дисперсионная
среда
Условное
обозначение
Примеры
дисперсных систем
твёрдые аэрозоли
растворы, гели, пасты
(пенопласты, силикагель,
пемза)
Составная часть, которая распределена в мелкораздробленном состоянии, называется
дисперсной фазой. Часть
системы, в которой распределена дисперсная фаза, называется
дисперсионной средой. В зависимости от размера частиц
128
дисперсной фазы системы делятся на крупнодисперсные
(взвеси), коллоидные (золи) и истинные растворы. В круп-
нодисперсных системах диаметр частиц дисперсной фазы
–7
–5
см, в коллоидных (золях) – диаметр
см.
превышает 10
–5
10
–10–7 см. В истинных растворах диаметр частиц не пре-
вышает 10
За счёт сил притяжения частицы дисперсной фазы окружаются ионами дисперсионной среды (растворителя) и
приобретают одноименный заряд, мешающий коагуляции
коллоида – объединению мелких в более крупные.
Коллоидные частицы имеют сложное строение. Они
состоят из ядер, адсорбированных и притянутых ионов.
Например, строение коллоидной частицы кремниевой
кислоты, которая образовалась в результате взаимодействия
очень разбавленных растворов силиката натрия и соляной
кислоты (Na
SiО3 + 2HCl → H2SiО3 + 2NaCl). Если Na2SiО3
2
находится в избытке, то кремниевая кислота не выпадает в
осадок, а образуется прозрачный коллоидный раствор
H
SiО3. Ядро коллоидной частицы нейтрально, оно состоит
2
из
m молекул H
ионов SiО
3
SiО3. На поверхности ядра адсорбируются n
2
2–
, это потенциалопределяющие ионы, так как они
обуславливают заряд частицы коллоидного раствора.
Адсорбированные потенциалопределяющие ионы
притягивают из раствора ионы противоположного знака.
В данном случае это ионы Na
сорбируется на частице. Адсорбированные ионы SiО
сте с ионами Na
часть противоионов 2
+
образуют адсорбционный слой. Другая
xNa
+
, причём часть их 2(n – х) ад-
+
находится в жидкой фазе и обра-
2–
3
вме-
зует подвижный диффузный слой.
Соединение, образующее
коллоидный раствор
H2SiO
3
AgI mAgI Ag+ или I
Sb2S
3
Fe(OH)
3
Ядро коллоидной
частицы
mH2SiO
mFe(OH)
mSb2S
3
3
3
Зарядообразующие
2–
S
Fe3+, Fe(OH)
ионы
2–
SiO
3
или HS
2+
или Fe(OH)
–
–
+
2
129
Ядро коллоидной частицы вместе с адсорбционным
слоем называется гранулой или
коллоидной частицей.
В нашем примере гранула заряжена отрицательно, так как
адсорбция ионов SiО
2–
происходит сильнее, чем ионов Na+.
3
Коллоидная частица и гидратированные противоионы
называют
мицеллой. Это отдельная структурная частица
коллоидного раствора.
Например, мицеллу коллоидного раствора иодида серебра можно отразить следующей схемой:
+
−
x 0
+
OyHNOxnnAgAgIm
44444443444444421
−
}])()({[ ⋅+⋅−
OzHxNO
2323
частицаколлоидная
44444444443444444444421
мицелла
При длительном стоянии коллоидные растворы (
переходят в
гели. Гели – гомогенные дисперсные системы,
золи)
имеющие структуру. Структура гелей придаёт им механические свойства твёрдых тел, при этом мицеллы не разрушаются, а связываются друг с другом. Гель можно высушить, превратив в твёрдый коллоид.
При добавлении в коллоидный раствор сильных электролитов или при пропускании электрического тока происходит нарушение одноименного
заряда коллоидных частиц и
гидратной оболочки. В результате коллоидные частицы начинают слипаться, увеличиваясь в размерах (происходит
коагуляция). Когда размеры коллоидных частиц достигают
–5
10
см, начинается процесс образования осадка – седимен-
тация.
Коллоидные растворы обладают специфическими
электрическими и оптическими свойствами: при пропускании постоянного электрического тока через коллоидную систему (
электрофорез) все коллоидные частицы движутся к
одному электроду, а противоионы – к другому. Коллоидные
растворы рассеивают свет и часто опалесцируют при боковом освещении (эффект Тиндаля).
130
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]