Malashonok_Neorganicheskaya_khimia_2014

BeO + H2O ≠ ;

BeO + SiO2 = BeSiO3;

Качественная реакция на катионы металлов II А группы – окрашиваниепламени: кальций – в оранжевый цвет; барий – в зеленый.

Катион Ba2+ можно обнаружить обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl;

Ba2+ + SO 24 = BaSO4 .

Сульфат бария BaSO4 – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

Физические свойства оксидов и гидроксидов металлов

II группы главной подгруппы. Все соединения щелочноземельных металлов имеют ионный характер. Оксиды – белые тугоплавкие вещества. ВеО в воде не растворим, MgO растворяется только при нагревании. Остальные оксиды достаточно хорошо растворимы в воде с образованием соответствующих щелочей.

Гидроксиды – белые порошкообразные вещества, гигроскопичны, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов. Растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера элемента.

Химические свойства оксидов и гидроксидов металлов II группы главной подгруппы. С увеличением металлических свойств элементов усиливается основный характер их оксидов и гидроксидов:

BeO	MgO	CaO	SrO	BaO
Be(OН)2	Mg(OН)2	Ca(OН)2	Sr(OН)2	Ba(OН)2
	Основные свойства усиливаются

Химические свойства оксидов

BeO – амфотерный оксид, проявляет как кислотные, так и основные свойства, в воде нерастворим:

BeO + Na2O = Na2BeO2; BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O; BeO + 2NaOH t Na2BeO2 + H2O; BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4].

Oстальные оксиды – основные. С увеличением основности возрастает растворимость в воде:

MgO + H2O t Mg(OH)2; CaO + H2O = Ca(OH)2.

201

Все оксиды легко растворимы в кислотах, взаимодействуют с кислотными оксидами:

CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O;

CaO + SO3 = CaSO4.

Химические свойства гидроксидов

Be(OН)2 – амфотерный гидроксид:

Be(OН)2 + SiO2 = BeSiO3 + H2O;

Be(OН)2 + Na2O = Na2BeO2 + H2O;

Be(OН)2 + 2HNO3 = Be(NO3)2 + 2H2O; Be(OН)2 + 2NaOH t Na2BeO2 + 2H2O; Be(OН)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4].

Остальные гидроксиды – типичные основания. Mg(OH)2 – слабое основание. Ca(OН)2, Sr(OН)2, Ba(OН)2, Ra(OН)2 – сильные основания (щелочи). Щелочи взаимодействуют:

С амфотерными элементами:

Zn + 2H2O + Ca(OН)2 = Сa[Zn(OH)4] + H2;

Zn + Ca(OН)2 t СаZnO2 + H2.

С некоторыми неметаллами:

2 Ca(OН)2 + 2Cl2 = СaCl2 + Сa(ClO)2 + 2H2O;

белильная известь

6Ca(OН)2 + 6Cl2 t 5СaCl2 + Сa(ClO3)2 + 6H2O.

С кислотами (реакция нейтрализации): Ca(OН)2 + 2HCl = СaCl2 + 2H2O.

С кислотными и амфотерными оксидами: Ca(OН)2 + SiO2 = СaSiO3 + H2O; Ca(OН)2 + ZnO = СaZnO2 + H2O.

С амфотерными гидроксидами:

Ca(OН)2 + Zn(OH)2 = СaZnO2 + 2H2O.

202

С кислыми, основными солями:

Ca(OН)2 + Ca(НCO3)2 = 2СaCO3 + 2H2O;

2CuOНCl + Ca(OН)2 = 2Cu(OН)2 + CaCl2.

Со средними солями, если в результате образуется осадок: Ca(OН)2 + Na2SO4 = СaSO4 + 2NaOH.

Гидроксидытермическинеустойчивы, принагреванииразлагаются:

Ca(OН)2 t СaO + H2О.

Способы получения оксидов металлов II A группы. Промыш-

ленный способ – прокаливание известняка:

CaCO3 t CaO + CO2.

Лабораторныеспособы. Окислениеметалловкислородомвоздуха: 2Ca + O2 = 2CaO.

Термическое разложение солей – нитратов и карбонатов: 2Mg(NO3)2 t 2MgO + 4NO2 + O2;

CaCO3 t CaO + CO2.

Способы получения гидроксидов металлов II A группы. В про-

мышленности щелочи получают электролизом растворов хлоридов данных металлов:

Электролиз	+ H2	+ Cl2.
CaCl2 + 2H2O Са(ОН)2

ВлабораторииВе(ОН)2 иMg(OH)2 получаютпообменнойреакции:

MgCl2 + 2NaOH Mg(OH)2 + 2NaCl;

BeCl2 + 2NaOH(нед) Be(OH)2 + 2NaCl.

Гидроксиды остальных металлов получают взаимодействием оксидов с водой:

СаО + Н2О Са(ОН)2.

Жесткость воды

Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь на котлах, которая приводит к коррозии стенок котлов и выходу из строя оборудования,

203

существенно повышает расход топлива. Жесткая вода не пригодна для стирки, моющие средства в ней не дают пены. В ней не развариваются пищевые продукты, а очень жесткая вода непригодна для питья.

Единицы измерения жесткости воды в системе СИ – число молей эквивалентов ионов Са2+ и Mg2+, содержащихся в 1 м3 воды (или число миллимолей эквивалентов ионов Са2+ и Mg2+, содержащихся в 1 дм3 Н2О). Жесткость выражается в градусах жесткости (°Ж). 1°Ж соответствует концентрации щелочноземельного элемента, численно равной 1/2 его моля на 1 м3 воды (или 1/2 его миллимоля на 1 дм3 воды).

Принято классифицировать жесткость воды следующим образом:

–мягкая вода – 4,0°Ж и менее;

–средняя жесткость – 4,0–8,0°Ж;

–жесткая вода – свыше 8,0°Ж.

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.

Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной. Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+.

Видыжесткостиводыиспособыееустраненияприведенывтабл. 6.2.

				Таблица 6.2
	Видыжесткостии способы ее устранения
Вид	Соли, обуслов-
	ливающие		Способы устранения жесткости воды
жесткости
	жесткость воды
Карбонат-	Сa(HCO3)2,	1.	Кипячение:	t
ная (вре-	Mg(HCO3)2		Сa(HCO3)2
				CaCO3↓ + CO2 + H2O;
менная)			Mg(HCO3)2	t
				MgCO3↓ + CO2 + H2O.
		2.	Добавление известкового молока:
			Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O.
		3.	Добавление соды:
			Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaHCO3.
		4.	Добавление растворимых фосфатов:
		3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓+ 6NaHCO3.
		5. Пропускание через ионнообменную смолу:
		а) катионный обмен:
			2RH + Ca2+ = R2Ca + 2H+;
		б) анионный обмен:
			2ROH + SO 42 = R2SO4 + 2OH–,
		где R – сложный органический радикал.

204

			Окончание табл. 6.2
Вид	Соли, обуслов-
	ливающие		Способы устранения жесткости воды
жесткости
	жесткость воды
Некарбо-	CaSO4,	1.	Добавление соды:
натная (по-	MgSO4,		CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3↓ + Na2SO4;
стоянная)	CaCl2,
			MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3↓ + 2NaCl.
	MgCl2
		2.	Добавление растворимых фосфатов:
			3CaSO4+ 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓+ 3Na2SO4;
			3MgCl2 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2↓+ 6NaCl.
		3.	Пропускание через ионнообменную смолу

Задача. Сколько граммов гидроксида кальция необходимо добавить к 1000 л воды, чтобы удалить временную жесткость, равную

2,86°Ж?

Решение. Жесткость воды равна 2,86 моль-экв/м3. Из закона эквивалентов следует, что число молей гидроксида кальция равно числу молей ионов щелочноземельного металла (их факторы эквивалентности одинаковы). Молярная масса эквивалента гидроксида кальция:

Мэкв(Ca(OH)2) = 0,5М(Ca(OH)2) = 0,5 · 74 = 37 г/моль.

Следовательно, небходимая масса гидроксида кальция равна произведению числа молей эквивалентов на молярную массу эквивалента гидроксида кальция:

2,86 · 37 = 105,82 г.

Биогенная роль элементов II А группы

Кальций – микроэлемент. Кальцию принадлежит исключительно важная биогенная роль. Он необходим организмам для скелетообразования, костной ткани, зубов, сердечной и нервной деятельности.

Кальций играет большую роль в процессах фотосинтеза, образования белков различных органических кислот. В животных организмах его присутствие необходимо для свертывания крови, осаждения казеина (сложного белка) при действии сычужного фермента. Избыток ионов кальция подавляет возбудимость мышечной ткани и нервных волокон, повышает тонус сердечной мышцы, действие нервной системы.

205

Радиоактивный изотоп кальция (45Са) широко используется

вбиологии и медицине при изучении процессов минерального обмена

вживых организмах, процессов усвоения кальция растениями. Многие растения являются кальцефильными, например, европейская лиственница, европейская пихта, пушистый дуб. Для своего развития они

требуют повышенные концентрации кальция в почвах с нейтральной или слабощелочной средой. Ион Са2+ – антагонист иона Mg2+: Ca2+,

вотличие от Mg2+, является внеклеточным катионом. При поступлении избытка солей Mg наблюдается усиленное выделение кальция из костной ткани.

Основная масса кальция находится в костной и зубной тканях. кальций, вводимый с пищей, только на 50% всасывается в кишечнике. Плохое всасывание является следствием образования труднораство-

римого Са3(РО4)2. Кальций не используется внутри клетки, он выступает в ка-честве строительного материала в организме, в костях, зубах. Скелет – основное хранилище кальция в организме.

Нарушение нормального обмена веществ приводит к отложениям кальциевых солей в различных органах (образование «камней», глаукомы, артериосклеротические изменения сосудов и др.). Ионы кальция участвуют в обмене веществ, они поддерживают в норме свертываемость крови. Ежедневная нормальная доза кальция для здорового человека составляет 1 г. Кальций содержат шпинат, молочные продукты, сыр, абрикосы.

Са – почвообразующий элемент. Почвы с высоким содержанием кальция отличаются хорошей структурой и высоким плодородием. Почвы, бедные кальцием, наоборот, имеют высокую кислотность.

Магний – необходимая часть молекулы хлорофилла растений, без которого не могут происходить процессы фотосинтеза и развитие растительного мира.

Магниевое микроудобрение – доломит MgCO3 CaCO3.

В растениях магний участвует также в превращениях фосфорных соединений, в образовании жиров, в синтезе и распаде углеводов. При недостатке магния в почвах у растений возникает заболевание – хлороз (разрушение хлорофилла, обесцвечивание хлоропласта), у животных – мышечные судороги, наблюдается остановка роста конечностей. Белое вещество мозга содержит магния больше, чем серое; спинной мозг – больше, чем головной. Богаты магнием абрикосы, персики, цветная капуста, картофель, помидоры. Магний содержат орехи, мед, морские продукты, хлеб из обойной муки, фасоль, горох, овсяная и гречневая крупы.

206

Стронций концентрируется в костях, частично заменяя кальций. Радиоактивный изотоп 9038 Sr вызывает лучевую болезнь. Он поражает

костную ткань, и в особенности костный мозг. Накопление 9038 Sr

в атмосфере и в организме способствует развитию лейкемии и рака костей. Применение ЭДТА для удаления 9038 Sr приводит к дополни-

тельному вымыванию кальция из костей. Поэтому используют не кислоту, а Na2CaЭДТА – комплекс.

Избыток стронция вызывает ломкость костей, стронциевый рахит и др. Причина – замена кальция костного вещества стронцием: ион стронция легко вымывается из костей, и наступает их разрушение.

Применение соединений элементов II А группы

BeO, MgO используются для производства огнеупорных материалов, МgO – жженая магнезия, применяется для нейтрализации при отравлении кислотами, входит в состав зубных порошков.

Магнезиальный цемент – смесь оксида магния с концентрированным водным раствором хлорида магния:

MgO + MgCl2 + H2O = 2MgOHCl.

Смесь затвердевает, образуя плотную, белую, мелкопористую массу. Основная соль полимеризуется в цепи:

HO–(Mg–O–Mg–O–Mg–)Cl.

СаО – негашеная известь. Са(ОН)2 – гашеная известь (известковое молоко), дешевое растворимое основание.

СаСО3 – карбонат кальция, главная составная часть известняка, мела, мрамора. Служит для производства негашеной, гашеной и хлорной извести.

BaO2 используется для производства Н2О2 и как отбеливающее средство.

Гипсовые материалы. CaSO4 0,5H2O – жженый гипс или але-

бастр, применяется в строительстве, используют для штукатурных работ, в медицине для изготовления отливочных форм и слепков, наложения повязок при переломах. Его получают обжигом гипса

CaSO4 2H2O при 150–180°С:

207

2(CaSO4 · 2H2O) t 2(CaSO4 · 0,5H2O) + 3H2O.

При замешивании алебастра с водой происходит отвердевание массы – вновь образуется гипс:

2(CaSO4 · 0,5H2O) + 3H2O = 2(CaSO4 · 2H2O).

На этом основано применение гипса для изготовления плит и панелей, слепков с предметов.

CaCl2 – широкоприменяетсявмедицинедлявнутреннихинъекций.

MgSO	7H2O	применяются в медицине (слабительные).
MgCl24	6H2O

Раствор Ва(ОН)2 – баритовая вода, лабораторный реактив для открытия СО2.

Ba(NO3)2 используется в пиротехнике.

208

Тема 7. s ЭЛЕМЕНТЫ I А ГРУППЫ.

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Общая характеристика элементов

К щелочным относятся металлы I группы главной подгруппы:

литий Li, натрийNa, калийK, рубидийRb, цезийCs, францийFr. Полные электронные формулы этих элементов:

3Li: 1s22s1;

11Na: 1s22s22p63s1; 19K: 1s22s22p63s23p64s1;

37Rb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1;

55Cs: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s1;

87Fr: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1.

Сокращенная электронная конфигурация: ns1. Электронно-гра- фическая схема:

n s				n p

На внешнем электронном уровне атомов 1 неспаренный электрон. В соединениях щелочные металлы проявляют единственную степень окисления +1. Основные характеристики s-элементов I группы представлены в таблице.

Основные характеристики щелочных металлов

Характеристика					Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
Металлический радиус ато-					0,155	0,189	0,236	0,248	0,268	0,28
ма, нм										0
Энергия	ионизации			I1,	520,2	495,8	418,8	403,0	375,7	380
кДж/моль
Сродство	к		электрону		59,63	52,86	48,39	46,88	45,50	44,4
Ее_, кДж/моль
Температураплавленияtпл, °С					180,5	97,8	63,5	39,31	28,5	27
Температура кипения tкип, °С					1342	882,9	759	688	671	675
Электроотрицательность					0,98	0,93	0,82	0,82	0,79	0,7
(по шкале Полинга)						Уменьшение
Плотность ρ, г/см3					0,531	0,97	0,859	1,53	1,88	1,87
Стандартный			электродный		–3,04	–2,71	–2,93	–2,98	–3,026	–2,9
потенциал ЕЭo			Э , В

209

Как видно из представленных данных, в ряду Li – Cs наблюдается закономерное увеличение радиусов атомов. При переходе от лития к цезию металлические свойства и восстановительная способность элементов усиливаются.

Для всех атомов щелочных металлов характерны наиболее низкие среди всех элементов значения относительных электроотрицательностей. Поэтому химическая связь в большинстве соединений s-элементов I группы преимущественно носит ионный характер.

Распространение в природе: Na – 2,5 масс. %, K – 2,5 масс. %.

Остальные щелочные металлы встречаются в природе в виде примесей к солям Na и K. В свободном состоянии щелочные металлы не существуют. Важнейшие минералы, содержащие щелочные металлы:

Li

Na

K

Li2O Al2O3 4SiO2 – сподумен; NaCl – каменная соль;

Na2SO4 10H2O – глауберова соль (мирабилит); NaNO3 – чилийская селитра;

KCl – сильвин;

KCl NaCl – сильвинит;

KCl MgCl2 6H2O – карналлит; KNO3 – калийная селитра.

Получение. Все щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений, являются сильными восстановителями, и их получение требует высоких энергетических затрат.

Литий получают электролизом расплава хлорида лития, который образуется при переработке сподумена. Переработка сподумена – процесс довольно сложный, сернокислотный метод включает стадии получения сульфата лития, карбоната лития и далее хлорида лития:

Li2O Al2O3 4SiO2 + H2SO4 t Li2SO4 + Al2O3 + 4SiO2 H2O; Li2SO4 + Na2CO3 = Li2CO3 + Na2SO4;

Li2CO3 + 2HCl = 2LiCl + CO2 + H2O.

Сульфатный метод:

Li2O Al2O3 4SiO2 + K2SO4 t Li2SO4 + K2O Al2O3 4SiO2.

Известковый способ включает стадии получения алюмината лития, гидроксида лития, хлорида лития:

Li2O Al2O3 4SiO2 + 4CaCO3 t Li2O Al2O3 + 4(CaO SiO2) + CO2 ;

210