Главная Дети Ионы кальция окрашивают пламя в цвет. Химические и физические свойства кальция, его взаимодействие с водой

Ионы кальция окрашивают пламя в цвет. Химические и физические свойства кальция, его взаимодействие с водой

Кальций - элемент 4-го периода и ПА-группы Периодической системы, порядковый номер 20. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +2 и 0. Относится к щелочноземельным металлам. Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде. В природе — шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаС0 3 , СаО, цианамид кальция CaCN 2 и др.). Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение ).

Кальций Са

Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод — кальцийтермия ):

Получение кальция в промышленности :

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО

Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Ca 2+ O 2- . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо- эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности — обжиг известняка (900-1200 °С):

СаСО3 = СаО + СО2

Гидроксид кальция Са(ОН) 2

Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН —) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше — в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ — пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаС0 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена. Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов — тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Модульный урок по химии в 9 классе.

Комбинированная дидактическая цель(КДЦ) : изучение свойств металлов IA-IIIA-групп периодической таблицы химических элементов Менделеева.

Интегрирующая дидактическая цель(ИДЦ) : расширить и углубить знания о щелочноземельных металлах и образуемых ими простых и сложных веществах на примере кальция; показать области применения кальция его основных соединений; изучить его физико-химические свойства; учить записывать уравнения химических реакций;

Частные дидактические цели(ЧДЦ):

1.Положение кальция в периодической таблице химических элементов, строение его атома.

2.Нахождение в природе.

3.Получение.

4.Физико-химические свойства.

5.Применение.

6.Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

7.Решение экспериментальных задач.

Ход урока:

1.Организационный момент:

Постановка целей и задач урока.

Ознакомление учащихся с учебными элементами модуля.

Работа ученика: записать число и тему урока.

2.Учебная деятельность:

Учебный элемент-0(УЭ-0)

Входной контроль:

1. Вспомнить, что такое металлы?

2.Где находятся металлы в ПСХЭ?

3.Кем являются металлы? Окислителями или восстановителями?

4.Характерные химические свойства металлов?

5.Какой тип связи характерен для металлов? Их соединений?

Цель: знать положение кальция в ПСХЭ, схему строения атома, распределение электронов по орбиталям, степень окисления, которую проявляет кальций.

Провести опрос учащихся о ЩЗМ и заполнить таблицу:

Работа ученика:

Цель: знать нахождение кальция в природе.

Рассказ учителя:Кальций принадлежит к числу самых распространённых в природе элементов. В земной коре его содержится приблизительно 3% (масс.). Из-за своей химической активности в чистом виде кальций в природе не встречается, встречается только в виде соединений (солей).

Задание 1: с помощью учебника заполнить таблицу(§41,стр.120)

Задание 2: составьте уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия карбоната кальция с раствором соляной кислоты.

Работа ученика: Из-за высокой химической активности, кальций в природе встречается только в виде соединений:

Промежуточный контроль:

Вызвать ученика к доске по желанию для заполнения таблицы и написания реакций.

Рассказ учителя:

Кальций (его минеральные соли) является основным компонентом костей скелета и зубов животных и человека, обеспечивает правильное развитие костной ткани. Недостаток кальция в организме на фоне нарушения фосфорно-кальциевого обмена приводит к развитию рахита. Из карбоната кальция построен скелет кораллов и моллюсков (раковины). Ионы кальция стимулируют сердечную деятельность. В виде солей лимонной и фосфорной кислот кальций входит в состав сыворотки крови и обеспечивает ее свертываемость. Многие соли кальция плохо растворимы в воде, при старении организма они осаждаются из крови на стенках сосудов, что приводит к развитию различных заболеваний (желчекаменной болезни, катаракты и др.).

Цель: знать получение кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить получение кальция (§41,стр.120).

Работа ученика: кальций в промышленности получают путем электролиза расплавов хлоридов.

Цель: знать физико-химические свойства кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить физико-химические свойства кальция (§41,стр.120).

Работа ученика: кальций-металл серебристо-белого цвета,очень легкий, плотность=1,555 г/см 3 ,температура плавления=851 о С.

Является сильным восстановителем.

Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет. Как и щелочные металлы хранят под слоем керосина.

Цель: знать применение кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить применение кальция (§41, стр.120).

Работа ученика: металлический кальций из-за большой химической активности применяют для восстановления некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий и др.) из их оксидов. Используют также в производстве стали и чугуна.

Промежуточный контроль:

Ответить на вопросы 3-6 стр.125.

Цель: знать важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

Рассказ учителя:

Оксид кальция. СаО - негашеная известь, жженая известь. Белое тугоплавкое вещество, очень гигроскопичное.

Получают в виде рыхлого аморфного порошка прокаливанием известняка, мрамора:

При температуре: 800°С

СаСОз = СаО + С02|

Типичный основный оксид, взаимодействует с водой, образуя щелочь:

СаО + Н20 = Са(ОН)2 (гашеная известь, известковое молоко, известковая вода)

Как основный оксид, реагирует с кислотными оксидами и кислотами:

СаО + С02| = СаС03; СаО + S03 = CaS04

Сплавление: СаО + Si02 = CaSi03

СаО + 2НС1 = СаС12 + Н20

Практически значимой реакцией является взаимодействие с коксом:

СаО + ЗС = СаС2 + CO2 (карбид кальция СаС2)

СаО, или негашеная известь, применяется для освобождения газов одновременно от воды и С02.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 - гашеная известь.

Пылеобразный аморфный порошок белого цвета («пушонка»), малорастворимый в воде (1,7 г в 1 л Н20 при 18 °С). Получают растворением жженой извести в воде (гашение извести). Насыщенный раствор Са(ОН)2 в воде называют известковой водой, а взвесь его в воде носит название «известковое молоко. В присутствии солей щелочных металлов, и особенно NH4CI, растворимость Са(ОН)2 увеличивается.

Известковая вода - реактив для обнаружения С02, при пропускании которого раствор сначала мутнеет из-за образования нерастворимого СаСОз, а потом становится прозрачным из-за образования кислой соли Са(НС03)2:

Са(ОН)2 + С02 = СаСОз! + Н20

Гидроксид кальция - сильное основание (щелочь). В растворе практически полностью диссоциирует:

Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН -

Как сильное основание, проявляет все характерные для этого класса соединений свойства:

1)реагирует с кислотными оксидами:

Са(ОН)2 + С02 = СаС03| + Н20

(избыток карбоната кальция)

Са(ОН)2 + 2С02 = Са(НС03)2 гидрокарбонат кальция

2) реагирует с кислотами:

Са(ОН)2 + H2S04 = CaS04 + 2H20

3) реагирует с растворимыми солями металлов, гидроксиды, которых нерастворимы в Н20, например:

FeCl2 + Са(ОН)2 = Fe(OH)2 + СаС12

Гипс. Различают следующие виды гипса: природный – CaSO4 ∙ 2H2O, жженый(полуводный, алебастр) – (CaSO4)2 ∙ H2O, безводный – CaSO4.

Если смешать порошок алебастра с водой, то образуется полужидкая пластическая масса, которая быстро твердеет. Процесс затвердевания объясняется присоединением воды:

(CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O → 2

Свойство жженого гипса затвердевать используют на практике. Так, например, алебастр в смеси с известью, песком и водой применяют в качестве штукатурки. Из чистого алебастра изготавливают художественные изделия, а в медицине его используют для накладывания гипсовых повязок.

Если природный гипс CaSO4 ∙ 2H2O нагревать при более высокой температуре, то выделяется вся вода:

CaSO4 ∙ 2H2O → CaSO4 + 2H2O

Образовавшийся безводный гипс CaSO4 уже не способен присоединить воду, и поэтому его назвали мертвым гипсом.

Выходной контроль:

4. В какой цвет соединения кальций окрашивают

пламя горелки?

а) зеленый

б) фиолетовый

в) голубой

г) кирпично-красный

Решение экспериментальных задач.

В четырех пробирках для двух вариантов даны следующие кристаллические вещества: А. а) хлорид кальция; б) гидроксид натрия; в) карбонат калия; г) хлорид стронция. Б. а) карбонат кальция; б) нитрат стронция; в) сульфат натрия; г) хлорид калия. Опытным путем определите, в какой пробирке находится какое вещество. Пользуясь таблицей 3 (с. 14-15), напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

2. Проделайте следующие превращения:

а) СаС12 - Са(ОН)2 -* СаСОз - Са(НСОз)2 -* СаСОз -*■ СэС12

Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

Домашнее задание: письменно ответить на вопросы 7-12, задачи 1-2 (стр. 125), §40-41, стр.119-123.

Калий

Натрий

Материально-техническое обеспечение дисциплины.

Дополнительная литература

Основная литература

Дисциплины

Учебно-методическое и информационное обеспечение

Хаханина Т. И. Химия окружающей среды [Электронный ресурс]: учебное пособие - М.: ЮРАЙТ, 2010. – 129 с. //Университетская библиотека online: сайт. - Режим доступа: http://www.biblioclub.ru

1. Тарасова, Наталия Павловна. Химия окружающей среды: атмосфера: учеб. пособие для студ. вузов / Н. П. Тарасова, В. А. Кузнецов. - М. : Академия, 2007. - 227 с. Есипов, Юрий Вениаминович.
Мониторинг и оценка риска систем "защита-объект-среда" / Ю. В. Есипов, Ф. А. Самсонов, А. И. Черемисин; РАН, Юж. науч. центр. - М. : URSS, 2008. - 136 с.

2. Ларионов Н. М. Промышленная экология. [Электронный ресурс]: Учебник для бакалавров - М.: ЮРАЙТ, 2012. – 496 с. // Университетская библиотека online: сайт. - Режим доступа: http://www.biblioclub.ru

Для выполнения рабочей программы дисциплины «Химия биосферы» кафедра располагает материально-технической базой, обеспечивающей проведение всех видов подготовки, практической и научно-исследовательской работы обучающихся, соответствующим действующим санитарным и противопожарным правилам и нормам. Интерактивные занятия проводятся в аудиториях, оборудованных мультимедийной аппаратурой и доступом к Интернет.

Натрий – элемент 3‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,93), проявляет только металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли натрия хорошо растворимы в воде.

В природе – пятый по химической распространенности элемент (второй среди металлов), встречается только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко‑желтый цвет (качественное обнаружение).

Натрий Na. Серебристо‑белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму (до 0,2 % Na).

Весьма реакционноспособный, во влажном воздухе натрий медленно покрывается гидроксидной пленкой и теряет блеск (тускнеет):

Натрий химически активен, сильный восстановитель. Воспламеняется на воздухе при умеренном нагревании (>250 °C), реагирует с неметаллами:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 2Na + H 2 = 2NaH

2Na + Cl 2 = 2NaCl 2Na + S = Na 2 S

6Na + N 2 = 2Na 3 N 2Na + 2C = Na 2 C 2

Очень бурно и с большим экзо ‑эффектом натрий реагирует с водой:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + Н 2 + 368 кДж

От теплоты реакции кусочки натрия расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться из‑за выделения Н 2 . Реакция сопровождается резкими щелчками вследствие взрывов гремучего газа (Н 2 + O 2). Раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет (щелочная среда).

В ряду напряжений натрий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +).

Получение натрия в промышленности:

(см. также ниже получение NaOH).

Натрий применяется для получения Na 2 O 2 , NaOH, NaH, а также в органическом синтезе. Расплавленный натрий служит теплоносителем в ядерных реакторах, а газообразный – используется как наполнитель желтосветных ламп наружного освещения.

Оксид натрия Na 2 O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение (Na +) 2 O 2‑ . Термически устойчивый, при прокаливании медленно разлагается, плавится под избыточным давлением пара Na. Чувствителен к влаге и углекислому газу в воздухе. Энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, кислородом (под давлением). Применяется для синтеза солей натрия. Не образуется при сжигании натрия на воздухе.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: термическое разложение Na 2 O 2 (см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na 2 O 2:

2Na + 2NaOH = 2Na a O + H 2 (600 °C)

2Na + Na 2 O 2 = 2Na a O (130–200 °C)

Пероксид натрия Na 2 O 2 . Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na +) 2 O 2 2‑ . При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O 2 . Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O 2 при кипячении – качественная реакция на пероксиды). Сильный окислитель, слабый восстановитель. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO 2), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 (400–675 °C, вакуум)

Na 2 O 2 + 2Н 2 O = Н 2 O 2 + 2NaOH (на холоду)

2Na 2 O 2 + 2Н 2 O = O 2 + 4NaOH (кипячение)

Na 2 O 2 + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н 2 O 2 (на холоду)

2Na 2 O 2 + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н 2 O + O 2 (кипячение)

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3

Na 2 O 2 + 4H + + 2I ‑ = I 2 ↓ + 2H 2 O + 2Na +

5Na 2 O 2 + 16H + + 2MnO 4 ‑ = 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O + 10Na +

3Na 2 O 2 + 2 3‑ = 2CrO 2 4‑ + 8OH ‑ + 2H 2 O + 6Na + (80 °C)

Получение: сжигание Na на воздухе.

Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na +)(OH ‑). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO 3). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с экзо ‑эффектом, +56 кДж). Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:

NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (конц.) = NaH 2 PO 4 + H 2 O

2NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

3NaOH (конц.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2NaOH (T) + M 2 O 3 = 2NaMO 2 + H 2 O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (конц.) + 3H 2 O + AI 2 O 3 = 2Na (кипячение)

2NaOH (T) + M(OH) 2 = Na 2 MO 2 + 2H 2 O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (конц.) + Zn(OH) 2 = Na 2

Осаждает нерастворимые гидроксиды:

2NaOH + MCl 2 = 2NaCl + M(OH) 2 ↓ (M = Mg, Cu)

Подвергает дисмутации галогены и серу:

2NaOH (конц., хол.) + Е 2 = NaE + NaEO + H 2 O (Е = Cl, Br)

6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

Подвергается электролизу в расплаве:

Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO 3), корродирует поверхность алюминия (образуются Na и Н 2).

Получение NaOH в промышленности :

а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:

б) электролиз раствора NaCl на ртутном катоде (амальгамный способ):

(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).

Едкий натр – важнейшее сырье химической промышленности. Используется для получения солей натрия, целлюлозы, мыла, красителей и искусственного волокна; как осушитель газов; реагент в извлечении из вторичного сырья и очистке олова и цинка; при переработке руд алюминия (бокситов).

Калий – элемент 4‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,91), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли калия хорошо растворимы в воде.

В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида КCl, сульфата K 2 SO 4 и золы растений.

Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет (качественное обнаружение).

Калий К. Серебристо‑белый металл, легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Хранят калий под слоем керосина. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму.

По химическим свойствам похож на натрий, но еще более реакционноспособный. Во влажном воздухе тускнеет, покрываясь гидроксидной пленкой.

Калий проявляет сильные восстановительные свойства. Активно сгорает на воздухе до КO 2 , реагирует с водородом (продукт KH), хлором (КCl), серой (K 2 S).

Энергично и с высоким экзо ‑эффектом калий разлагает воду:

2К + 2H 2 O = 2KOH + Н 2 + 392 кДж,

выделяющийся водород тут же воспламеняется.

В ряду напряжений калий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +), при этом серная кислота частично восстанавливается до SO 2 .

Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.

Применяется калий для синтеза его соединений (КO 2 , KH, соли), в виде расплава (в смеси с Na) – как теплоноситель в ядерных реакторах.

Гидроксид калия КОН. Основный гидроксид, щёлочь, техническое название едкое кали. Белый, имеет ионное строение К + ОН ‑ . Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ (образуется КНСO 3). Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с высоким экзо ‑эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло (образуется K 2 SiO 3).

Важнейшие реакции и методы получения КОН в промышленности аналогичны свойствам и получению NaOH.

Применяется КОН в производстве мыла, как адсорбент газов, дегидратирующий агент, осадитель нерастворимых гидроксидов металлов.

Кальций – элемент 4‑го периода и IIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде.

В природе – шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO 3 , СаО, цианамид кальция CaCN 2 и др.).

Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно‑оранжевый цвет (качественное обнаружение).

Кальций Са. Серебристо‑белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .

Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – кальцийтержия):

ЗСа + Cr 2 O 3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V 2 O 5 = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом):

Са + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + Н 2 + 413 кДж

В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +):

Ca + 2H+ = Са 2+ + Н 2

Получение кальция в промышленности :

Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ O 2‑ . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900–1200 °C):

СаСO 3 =СаО + СO 2

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 . Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН ‑) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из‑за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение Са(ОН) 2 в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).

5.4. Жёсткость воды

Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой. В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь – нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временную и постоянную жесткость воды.

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO 3) 2 (М = Са, Mg) и Fe(HCO 3) 2 . Если количественно определяют содержание ионов HCO 3 ‑ , говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са 2+ , Mg 2+ и Fe 2+ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:

Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 ↓ + Н 2 O + СO 2

Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2СO 2

4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 ↓ + 8CO 2 + 4H 2 O

Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро‑ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.

Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия:

устранение временной жесткости:

Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСO 3 ↓ + 2Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 ↓ + 2Н 2 O

4Fe(HCO 3) 2 + 8Са(ОН) 2 + O 2 = 4FeO(OH)↓ + 8СаСO 3 ↓ + 10Н 2 O

устранение постоянной жесткости:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = СаСO 3 ↓ + 2NaNO 3

2MgSO 4 + Н 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + СO 2 + 2Na 2 SO 4

3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированная вода является мягкой, подобно дождевой воде.

Натрий – элемент 3-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,93), проявляет только металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли натрия хорошо растворимы в воде.

Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко-желтый цвет (качественное обнаружение).

Натрий Na. Серебристо-белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. С ртутью образует жидкий сплав - амальгаму (до 0,2 % Na).

2Na + O 2 = Na 2 O 2 2Na + H 2 = 2NaH

2Na + Cl 2 = 2NaCl 2Na + S = Na 2 S

6Na + N 2 = 2Na 3 N 2Na + 2C = Na 2 C 2

Очень бурно и с большим экзо -эффектом натрий реагирует с водой:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + Н 2 ^ + 368 кДж

От теплоты реакции кусочки натрия расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться из-за выделения Н 2 . Реакция сопровождается резкими щелчками вследствие взрывов гремучего газа (Н 2 + O 2). Раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет (щелочная среда).

Получение натрия в промышленности:

(см. также ниже получение NaOH).

Оксид натрия Na 2 O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение (Na +) 2 O 2- . Термически устойчивый, при прокаливании медленно разлагается, плавится под избыточным давлением пара Na. Чувствителен к влаге и углекислому газу в воздухе. Энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, кислородом (под давлением). Применяется для синтеза солей натрия. Не образуется при сжигании натрия на воздухе.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: термическое разложение Na 2 O 2 (см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na 2 O 2:

2Na + 2NaOH = 2Na a O + H 2 (600 °C)

2Na + Na 2 O 2 = 2Na a O (130–200 °C)

Пероксид натрия Na 2 O 2 . Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na +) 2 O 2 2- . При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O 2 . Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O 2 при кипячении - качественная реакция на пероксиды). Сильный окислитель, слабый восстановитель. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO 2), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 (400–675 °C, вакуум)

Na 2 O 2 + 2Н 2 O = Н 2 O 2 + 2NaOH (на холоду)

2Na 2 O 2 + 2Н 2 O = O 2 ^ + 4NaOH (кипячение)

Na 2 O 2 + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н 2 O 2 (на холоду)

2Na 2 O 2 + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н 2 O + O 2 ^ (кипячение)

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3

Na 2 O 2 + 4H + + 2I - = I 2 v + 2H 2 O + 2Na +

5Na 2 O 2 + 16H + + 2MnO 4 - = 5O 2 ^ + 2Mn 2+ + 8H 2 O + 10Na +

3Na 2 O 2 + 2 3- = 2CrO 2 4- + 8OH - + 2H 2 O + 6Na + (80 °C)

Получение: сжигание Na на воздухе.

Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na +)(OH -). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO 3). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с экзо -эффектом, +56 кДж). Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:

NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (конц.) = NaH 2 PO 4 + H 2 O

2NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

3NaOH (конц.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2NaOH (T) + M 2 O 3 = 2NaMO 2 + H 2 O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (конц.) + 3H 2 O + AI 2 O 3 = 2Na (кипячение)

2NaOH (T) + M(OH) 2 = Na 2 MO 2 + 2H 2 O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (конц.) + Zn(OH) 2 = Na 2

Осаждает нерастворимые гидроксиды:

2NaOH + MCl 2 = 2NaCl + M(OH) 2 v (M = Mg, Cu)

Подвергает дисмутации галогены и серу:

2NaOH (конц., хол.) + Е 2 = NaE + NaEO + H 2 O (Е = Cl, Br)

6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

Подвергается электролизу в расплаве:

Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO 3), корродирует поверхность алюминия (образуются Na и Н 2).

Получение NaOH в промышленности :

а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:

б) электролиз раствора NaCl на ртутном катоде (амальгамный способ):

(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).

Калий – элемент 4-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,91), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли калия хорошо растворимы в воде.

Калий К. Серебристо-белый металл, легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Хранят калий под слоем керосина. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму.

Энергично и с высоким экзо -эффектом калий разлагает воду:

2К + 2H 2 O = 2KOH + Н 2 ^ + 392 кДж,

выделяющийся водород тут же воспламеняется.

Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.

Гидроксид калия КОН. Основный гидроксид, щёлочь, техническое название едкое кали. Белый, имеет ионное строение К + ОН - . Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ (образуется КНСO 3). Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с высоким экзо -эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло (образуется K 2 SiO 3).

Важнейшие реакции и методы получения КОН в промышленности аналогичны свойствам и получению NaOH.

5.3. Кальций

Кальций – элемент 4-го периода и IIA-группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение).

Кальций Са. Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод - кальцийтержия):

ЗСа + Cr 2 O 3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V 2 O 5 = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо -эффектом):

Са + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + Н 2 ^ + 413 кДж

Ca + 2H+ = Са 2+ + Н 2 ^

Получение кальция в промышленности :

Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ O 2- . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо -эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900-1200 °C):

СаСO 3 = СаО + СO 2

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 . Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН -) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Уравнения важнейших реакций:

Получение Са(ОН) 2 в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).

5.4. Жёсткость воды

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO 3) 2 (М = Са, Mg) и Fe(HCO 3) 2 . Если количественно определяют содержание ионов HCO 3 - , говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са 2+ , Mg 2+ и Fe 2+ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:

Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 v + Н 2 O + СO 2 ^

Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 v + 2СO 2 ^

4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 v + 8CO 2 ^ + 4H 2 O

Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро-ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.

устранение временной жесткости:

Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСO 3 v + 2Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 v + 2Н 2 O

4Fe(HCO 3) 2 + 8Са(ОН) 2 + O 2 = 4FeO(OH)v + 8СаСO 3 v + 10Н 2 O

устранение постоянной жесткости:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = СаСO 3 v + 2NaNO 3

2MgSO 4 + Н 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + СO 2 ^ + 2Na 2 SO 4

3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 v + 6NaCl

5.5. Алюминий

Алюминий – элемент 3-го периода и IIIA-группы Периодической системы, порядковый номер 13. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 1 , степени окисления + III и 0.

По электроотрицательности (1,47) одинаков с бериллием, проявляет амфотерные (кислотные и основные) свойства. В соединениях может находиться в составе катионов и анионов.

В природе – четвертый по химической распространенности элемент (первый среди металлов), находится в химически связанном состоянии.

Алюминий Al . Серебристо-белый, блестящий, легкий и пластичный металл. На воздухе покрывается матовой защитной пленкой Al 2 O 3 , весьма устойчивой и защищающей металл от коррозии; пассивируется в воде и концентрированной HNO 3 (образование той же оксидной пленки).

Реакционноспособный, сгорает на воздухе, при комнатной температуре реагирует с галогенами Cl 2 , Br 2 и I 2 , при нагревании – с фтором, серой:

4Al(порошок) + 3O 2 (воздух) = 2Al 2 O 3 (700 °C)

2Al(порошок) + ЗЕ 2 = 2AlЕ 3 (25 °C, Е = CI, Br)

2Al(порошок) + 3I 2 = 2AlI 3 (25 °C, кат. – капля Н 2 O)

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (600 °C)

2Al + 3S = Al 2 S 3 (150–200 °C)

Алюминий восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод - алюминотермия):

Амальгамированный алюминий, т. е. очищенный от оксидной пленки, энергично и с большим экзо -эффектом реагирует с водой:

2Al + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 v + ЗН 2 ^ + 836 кДж

Алюминий – сильный (типичный) восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода; вытесняет водород из разбавленных кислот НCl и H 2 SO 4:

2Al + 6Н+ = 2Al 3+ + ЗН 2 ^

и, проявляя амфотерность, из концентрированного раствора щелочей (окислитель – вода):

2Al + 2NaOH + 6Н 2 O = 2Na + ЗН 2 ^ (80 °C)

Реагирует со щелочами в расплаве (также демонстрируя амфотерные свойства):

2Al + 6NaOH (T) = 2NaAlO 2 + ЗН 2 + 2Na 2 O (450 °C)

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой:

Al + 4НNO 3 (разб.) = Al(NO 3) 3 + NO^ + 2Н 2 O

и восстанавливает N v до N -III в реакциях с очень разбавленной азотной кислотой и ее солями:

8Al + З0НNO 3 (оч. разб.) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9Н 2 O

8Al + 18Н 2 O + 5КОН + 3KNO 3 = 8К + 3NH 3 ^ (кипячение)

(движущей силой этих реакций служит промежуточное выделение атомарного водорода Н 0 , а во второй реакции – также и образование устойчивого гидроксокомплекса -).

Получение алюминия в промышленности – электролиз Al 2 O 3 в расплаве криолита Na 3 при 950 °C:

Применяется как реагент в алюминотермии для получения редких металлов и термитной сварке стальных конструкций. Алюминий – важнейший конструкционный материал, основа легких коррозионно-стойких сплавов (с магнием - дуралюмин, или дюраль, с медью - желтая алюминиевая бронза, из которой чеканят мелкую разменную монету). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.

Оксид алюминия Al 2 O 3 . Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, имеет ионное строение (Al 3+) 2 (O 2-) 3 . Тугоплавкий, термически устойчивый. Аморфный порошок гигроскопичен и химически активен, кристаллический – очень тверд и химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Переводится в раствор концентрированными кислотами и щелочами, реагирует со щелочами и карбонатом натрия при сплавлении. Применяется как сырье в производстве алюминия, для изготовления огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, особо чистый Al 2 O 3 – для изготовления рубиновых лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Cr 2 O 3 (красный цвет), Ti 2 O 3 и Fe 2 O 3 (голубой цвет).

Уравнения важнейших реакций:

(эта реакция используется для «вскрытия» бокситов)

В природе входит в состав глины и бокситов, образует минерал корунд.

Гидроксид алюминия Al(ОН) 3 . Амфотерный гидроксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Связи Al – ОН преимущественно ковалентные. Разлагается при нагревании без плавления. Практически не растворяется в воде. Реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Не реагирует с NH 3 Н 2 O, NH 4 Cl, СO 2 , SO 2 и H 2 S. Метагидроксид АlO(ОН) химически менее активен, чем Al(ОН) 3 . Промежуточный продукт в производстве алюминия. Применяется для синтеза других соединений алюминия (в том числе криолита), органических красителей, как лекарственный препарат при повышенной кислотности желудочного сока.

Уравнения важнейших реакций:

Термическое разложение

основная и кислотная диссоциация в растворе

(реакции характеризуют очень малую растворимость в воде и амфотерность гидроксида, поставляющего в раствор одновременно ионы ОН и Н + примерно в равной концентрации; гидроксид диссоциирует слабее, чем сама вода)

Амфотерные свойства

Al(ОН) 3 + ЗНСlразб.) = AlCl 3 + ЗН 2 O

Al(ОН) 3 + NaOH (т) = NaAlO 2 + 2Н 2 O (1000 °C)

Al(ОН) 3 + NaOH(конц.) = Na (p)

Для получения осадка Al(ОН) 3 щелочь обычно не используют из-за легкости перехода осадка в раствор (см. выше), а действуют на соли алюминия гидратом аммиака. При комнатной температуре образуется Al(ОН) 3 , а при кипячении – менее активный АlO(ОН):

Удобный способ получения Al(ОН) 3 – пропускание СO 2 через раствор гидроксокомплекса:

СO 2 = Al(ОН) 3 v + HCO 3 -

Тетрагидроксоалюминат(III) натрия Na. Комплексная соль. С таким составом существует при комнатной температуре в концентрированном растворе NaOH. Для твердого состояния состав условный, так как при кристаллизации из раствора он усложняется (выделены Na 4 , Na 4 и др.). При прокаливании твердые соли разлагаются до диоксоалюмината(III) натрия NaAlO 2 , при разбавлении их растворов – до Al(ОН) 3 . По-разному реагируют с сильными и слабыми кислотами, с хлоридом алюминия и карбонатом аммония.

Уравнения важнейших реакций:

Получение : взаимодействие Al(ОН) 3 и солей алюминия с NaOH в концентрированном растворе:

Al(OH) 3 + NaOH(конц.) = Na

AlCl 3 + 4NaOH(конц.) = Na + 3NaCl

Образуется из оксида алюминия (см.) как промежуточный продукт при промышленном «вскрытии» бокситов.

Примеры заданий части А

1. Среди металлов главной подгруппы II группы наиболее сильным восстановителем является

2) кальций

3) стронций

2. При сжигании магния на воздухе образуются

3. Алюминий будет выделять водород из реактива

1) HNO 3 (разб.)

2) NaHSO 4 (разб.)

3) H 2 SO 4 (конц.)

4) NaOH (конц.)

4. Реакция замещения протекает в растворе между алюминием и

5. Из раствора гидрокарбоната бария выпадает осадок при добавлении реактивов

6. Калий можно получить электролизом на угольных электродах из

1) раствора КCl

2) раствора KNO 3

3) расплава КCl

4) расплава смеси КCl и MgCl 2

7-8. Если внести каплю раствора

7. поваренной соли

8. хлорида калия

в бесцветное пламя газовой горелки, оно станет

1) красным

3) зеленым

4) фиолетовым

9. Устранение временной жёсткости воды проводится по реакции

1) Са(НСO 3) 2 + Na 3 PO 4 >…

2) Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 >…

3) CaSO 4 + Na 2 CO 3 >…

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – кальцийтержия):

ЗСа + Cr 2 O 3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V 2 O 5 = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом):

Са + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + Н 2 + 413 кДж

Ca + 2H+ = Са 2+ + Н 2

Получение кальция в промышленности :

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900–1200 °C):

СаСO 3 =СаО + СO 2

Уравнения важнейших реакций:

Получение Са(ОН) 2 в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).

5.4. Жёсткость воды

Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 ↓ + Н 2 O + СO 2

Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2СO 2

4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 ↓ + 8CO 2 + 4H 2 O

устранение временной жесткости:

Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСO 3 ↓ + 2Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 ↓ + 2Н 2 O

4Fe(HCO 3) 2 + 8Са(ОН) 2 + O 2 = 4FeO(OH)↓ + 8СаСO 3 ↓ + 10Н 2 O

устранение постоянной жесткости:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = СаСO 3 ↓ + 2NaNO 3

2MgSO 4 + Н 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + СO 2 + 2Na 2 SO 4

3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Распространенные элементы. строение атомов. Электронные оболочки. Орбитали
Химический элемент – определенный вид атомов, обозначаемый названием и символом и характеризуемый порядковым номером и относительной атомной массой. В табл. 1 перечи

В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов
Один электрон на орбитали называется неспаренным, два электрона – электронной парой:

Свойства элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера
Периодически повторяющийся характер изменения состава электронной оболочки атомов элементов объясняет периодическое изменение свойств элементов при движении по периодам и группам Пе

Молекулы. Химическая связь. Строение веществ
Химические частицы, образованные из двух или нескольких атомов, называются молекулами (реальными или условными формульными единицами многоатомных веществ). Атомы в мол

Алюминий
Алюминий – элемент 3‑го периода и IIIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 13. Электронная формула атома 3s23p1,

Марганец
Марганец – элемент 4‑го периода и VIIB‑группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома 3d54s2;

Общие свойства металлов. Коррозия
Элементы с металлическими свойствами расположены вIA – VIA группах Периодической системы (табл. 7).

Водород
Водород – первый элемент Периодической системы (1‑й период, порядковый номер 1). Не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами и не принадлежит ни к како

Хлор. Хлороводород
Хлор – элемент 3‑го периода и VII А‑группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома 3s23p5, ха

Хлориды
Хлорид натрия NaCl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно раствори

Гипохлориты. Хлораты
Гипохлорит кальция Са(СlO)2. Соль хлорноватистой кислоты HClO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (обр

Бромиды. Иодиды
Бромид калия КBr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, ч

Кислород
Кислород – элемент 2‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 8, относится к халькогенам (но чаще рассматривается отдельно). Электронная фо

Сера. Сероводород. Сульфиды
Сера – элемент 3‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам. Электронная формула атома 3s

Диоксид серы. Сульфиты
Диоксид серы SO2. Кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: S(O)2] (sр

Серная кислота. Сульфаты
Серная кислота H2SO4. Оксокислота. Бесцветная жидкость, очень вязкая (маслообразная), весьма гигроскопичная. Молек

Азот. Аммиак
Азот – элемент 2‑го периода и VA‑группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома 2s22p3, характе

Оксиды азота. Азотная кислота
Монооксид азота NO. Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ‑связь (N=O), в твердом состоянии димер N2

Нитриты. Нитраты
Нитрит калияKNO2. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуется бесцв

Углерод в свободном виде
Углерод – элемент 2‑го периода и IVA‑группы Периодической системы, порядковый номер 6. Химия углерода – это в основном химия органических соединений; неорганическ

Оксиды углерода
Монооксид углерода СО. Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ, без запаха, легче воздуха. Молекула слабополярна, содержит ковалентную тройную σππ

Карбонаты
Карбонат натрия Na2CO3. Оксосоль. Техническое название кальцинированная сода. Белый, при нагревании плавится и разлагается. Чувстви

Кремний
Кремний – элемент 3‑го периода и IVA‑группы Периодической системы, порядковый номер 14. Электронная формула атома 3s23p2. Х

Алканы. Циклоалканы
Алканы (парафины) – это соединения углерода с водородом, в молекулах которых атомы углерода соединены между собой одинарной связью (предельные углеводоро

Алкены. Алкадиены
Алкены (олефины) – это углеводороды, в молекулах которых содержатся атомы углерода, соединенные между собой двойной связью (непредельные углеводороды ряд

Спирты. Простые эфиры. Фенолы
Спирты – производные углеводородов, содержащие функциональную группу ОН (гидроксил). Спирты, в которых имеется одна группа ОН, называются одноат

Альдегиды и кетоны
Альдегиды и кетоны – это производные углеводородов, содержащие функциональную карбонильную группу СО. В альдегидах карбонильная группа связана с а

Карбоновые кислоты. Сложные эфиры. Жиры
Карбоновые кислоты – это производные углеводородов, содержащие функциональную группу СООН (карбоксил). Формулы и названия некоторых распространенных ка

Углеводы
Углеводы (сахара) – важнейшие природные соединения, состоящие из углерода, водорода и кислорода. Углеводы подразделяются на моносахариды, дисахариды и полис

Нитросоединения. Амины
Очень важны в народном хозяйстве азотсодержащие органические вещества. Азот может входить в органические соединения в виде нитрогруппы NO2, аминогруппы NH2 и а

Аминокислоты. Белки
Аминокислоты – органические соединения, содержащие в своем составе две функциональные группы – кислотную СООН и аминную NH2

Скорость реакций
Количественной характеристикой быстроты течения химической реакции А + B → D + E является ее скорость, т. е. скорость взаимодействия частиц реагентов А

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагентов
если для реакции необходимо столкновение двух реагирующих молекул. Эта зависимость носит название кинетического закона действующих масс (К. Гулльберг, П. Вог

Энергетика реакций
Любая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в форме теплоты. В исходных веществах химические связи разрываются, и на это энергия затрачивается (т. е. она при это

Обратимость реакций
Химическая реакция называется обратимой, если в данных условиях протекает не только прямая реакция (→), но также и обратная реакция т. е. из исходных веществ образуются

При воздействии на равновесную систему химическое равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию
Рассмотрим подробнее влияние таких факторов, как температура, давление, концентрация, на смещение равновесия. 1. Температура. Повышение температуры сме

Растворимость веществ в воде
Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.

Электролитическая диссоциация
Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещест

Диссоциация воды. Среда растворов
Сама вода – это очень слабый электролит:

Реакции ионного обмена
В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов. При этом все элементы реагентов могут сохра

Гидролиз солей
Гидролиз соли – это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа (ниже

Окислители и восстановители
Окислительно‑восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов:

Подбор коэффициентов методом электронного баланса
Метод состоит из нескольких этапов. 1. Записывают схему реакции; находят элементы, повышающие и понижающие свои степени окисления, и выпи

Ряд напряжений металлов
В ряду напряжений металлов стрелка отвечает уменьшению восстановительной способности металлов и увеличению окислительной способности их катионов в водном растворе (кислотная среда):

Электролиз расплава и раствора
Электролизом называется окислительно‑восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или

Массовая доля растворенного вещества. Разбавление, концентрирование и смешивание растворов
Массовая доля растворенного вещества В (ω в) – это отношение массы вещества В (т в) к массе раствора (m (р)

Объемное отношение газов
Для химической реакции a A + b B = c C + d D выполняется соотношение

Масса (объем, количество вещества) продукта по реагенту в избытке или с примесями
Избыток и недостаток реагентов. Количества, массы и объемы (для газов) реагентов не всегда берутся стехиометрическими, т. е. в соответствии с уравнениями реакции. Ч

Нахождение молекулярной формулы органического соединения
При выведении формул веществ, особенно в органической химии, часто используют относительную плотность газа. Относительная плотность газа X – отношение абсолютной пло

Ионы кальция окрашивают пламя в цвет. Химические и физические свойства кальция, его взаимодействие с водой

Кальций Са

Оксид кальция СаО

Гидроксид кальция Са(ОН) 2

Что будем делать с полученным материалом:

Все темы данного раздела:

Рекомендуем другие статьи

Математические рабочие тетради KUMON: «Сложение» и «Вычитание