Страница:
Катодные ингибиторы– сульфаты цинка, бикарбонат натрия.
Лучший эффект достигается в сочетании с катодными ингибиторами. В кислых средах применяют органические ингибиторы. Существуют ингибиторы-пассиваторы – переводят металл в пассивное состояние (окислители пероксидного типа, соединения благородных металлов).
Агрессивность атмосферы зависит от ее влажности и района (промышленный, сельский и др.). Влияние атмосферы зависит от гигроскопичности продуктов коррозии металла и пылевых частиц на поверхности. Гигроскопичность продуктов коррозии стали уменьшают легированием медью в небольших количествах. Коррозионная агрессивность почвы обусловливается содержанием в ней О2, влажностью, электрической проводимостью, рН.
51. Общая характеристика подгруппы лития
52. Натрий и калий
53. Едкие щелочи
54. Соли натрия и калия
55. Общая характеристика подгруппы бериллия
56. Кальций
57. Оксид и гидроксид кальция
58. Жесткость воды и способы ее устранения
59. Общая характеристика подгруппы бора
60. Алюминий. Применение алюминия и его сплавов
Лучший эффект достигается в сочетании с катодными ингибиторами. В кислых средах применяют органические ингибиторы. Существуют ингибиторы-пассиваторы – переводят металл в пассивное состояние (окислители пероксидного типа, соединения благородных металлов).
Агрессивность атмосферы зависит от ее влажности и района (промышленный, сельский и др.). Влияние атмосферы зависит от гигроскопичности продуктов коррозии металла и пылевых частиц на поверхности. Гигроскопичность продуктов коррозии стали уменьшают легированием медью в небольших количествах. Коррозионная агрессивность почвы обусловливается содержанием в ней О2, влажностью, электрической проводимостью, рН.
51. Общая характеристика подгруппы лития
Подгруппа лития– 1 группа, главная подгруппа – включает щелочные металлы: Li – литий, Na – натрий, K – калий, Cs – цезий, Rb – рубидий, Fr – франций. Общая электронная конфигурация – ns1.
Физические свойства: невысокие температуры плавления и кипения, малая плотность, все металлы мягкие, легко режутся, кристаллизуются в объемной кристаллической решетке. Металлы серебристо-белые, только цезий золотисто-желтого 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:
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:
2) электролизом расплава гидроксидов:
Нахождение в природе:щелочные металлы в силу повышенной активности встречаются в природе в виде хлоридов, алюмосиликатов, сульфатов и др. Наиболее распространены 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.
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:
52. 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, малой плотностью. 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 находится дальше от ядра. Электронная конфигурация Na: 1s22s1; К: 1s22s12р63s1. Они легко отдают один электрон, имеющийся на внешнем s-подуровне, превращаясь в положительно заряженные ионы. На воздухе тускнеют и окисляются. Связь между атомами металлическая. Соединения с натрием и калием носят ионный характер. Высокая химическая активность.
1. Очень бурно реагируют с кислородом: 2Na + О2 = Na2O2 (пероксид натрия) при t ниже180 °C: 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 бромом натрий пассивно взаимодействует: 2Na + Вr2 = 2NaВr, а калий реагирует со взрывом: 2К + Вr2 = 2КВr.
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?.
Со ртутью калий и натрий образуют амальгамы – твердые сплавы – восстановители вместо чистых металлов.
Получениенатрия и калия:
1) восстановлением из их оксидов: Si + 2К2O = SiO2 + 4К;
2) электролизом расплава гидроксидов:
Нахождение в природе:Na и К встречаются в виде солей в морской воде, а также в виде 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.
Физические свойства: схожи по физическим свойствам: легкие серебристо-белые мягкие металлы, с невысокими температурами плавления и кипения, малой плотностью. 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 находится дальше от ядра. Электронная конфигурация Na: 1s22s1; К: 1s22s12р63s1. Они легко отдают один электрон, имеющийся на внешнем s-подуровне, превращаясь в положительно заряженные ионы. На воздухе тускнеют и окисляются. Связь между атомами металлическая. Соединения с натрием и калием носят ионный характер. Высокая химическая активность.
1. Очень бурно реагируют с кислородом: 2Na + О2 = Na2O2 (пероксид натрия) при t ниже180 °C: 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 бромом натрий пассивно взаимодействует: 2Na + Вr2 = 2NaВr, а калий реагирует со взрывом: 2К + Вr2 = 2КВr.
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?.
Со ртутью калий и натрий образуют амальгамы – твердые сплавы – восстановители вместо чистых металлов.
Получениенатрия и калия:
1) восстановлением из их оксидов: Si + 2К2O = SiO2 + 4К;
2) электролизом расплава гидроксидов:
53. 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, едкий калий 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:
2) взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя как средние, так и кислые соли:
в ионной форме:
3) вступают со средними солями в реакцию обмена: CuSO4 + KOH = Cu(OH)2 + K2SO4, с кислыми солями: NaНSO4 + KOH = Na2SO4 + К2SO3 + H2O (окислительно-восстановительная);
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
Получение:
1) реакция металлов с водой: 2К + 2H2O = 2KOH + H2;
2) реакция оксидов металлов с водой: 2К2О + 2H2O = 2KOH.
Применение:NaOH и KOH используют в производстве мыла, бумаги, в текстильной промышленности и др.
Физические свойства:растворы щелочей в воде мылкие на ощупь, они разъедают кожу, ткани, бумагу – едкие щелочи(едкий натр NaOH, едкий калий 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:
1) щелочи вступают в реакцию нейтрализации с кислотами, образуя соль и воду:
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
1) реакция металлов с водой: 2К + 2H2O = 2KOH + H2;
2) реакция оксидов металлов с водой: 2К2О + 2H2O = 2KOH.
Применение:NaOH и KOH используют в производстве мыла, бумаги, в текстильной промышленности и др.
54. Соли натрия и калия
Натрий и калий образуют соли со всеми кислотами. Соли натрия и калия очень похожи 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:
Кислые соли менее устойчивы, при нагревании все они разлагаются:
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 тиосерной кислоте Н2S2O3,применяется в фотографии, для фиксации проявленных бумаг. Na2SO4?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?MgCl?6Н2О – карналлит; КCl?NaCl – сильвинит. Соли Ксодержатся в квасцах.
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 тиосерной кислоте Н2S2O3,применяется в фотографии, для фиксации проявленных бумаг. Na2SO4?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?MgCl?6Н2О – карналлит; КCl?NaCl – сильвинит. Соли Ксодержатся в квасцах.
55. 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, причем в основном магния и кальция. Первые два 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. Способность взаимодействовать с азотом возрастает с увеличением атомного веса, в результате образуются нитриды. Соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде.
Бериллий– открыт Л. Н. Вокленомв 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. Дэвив 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. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 3,3 %. Используется в металлургии для очистки, в производстве редких металлов.
Стронций– получен Г. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 0,034 %. Соединения используются в пиротехнике, сахарной промышленности.
Барий– открыт К. В. Шеелев 1774 г.и Г. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 0,065 %. Соединения используются в лабораторной практике, для получения пероксида водорода, пиротехнике.
Радийоткрыт М. и П. Кюрисовместно с Ж. Белебномв 1898 г.Содержание в земной коре составляет 10–10%. Обладает естественной радиоактивностью. Соединения используются в исследованиях и для получения радона.
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. Способность взаимодействовать с азотом возрастает с увеличением атомного веса, в результате образуются нитриды. Соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде.
Бериллий– открыт Л. Н. Вокленомв 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. Дэвив 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. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 3,3 %. Используется в металлургии для очистки, в производстве редких металлов.
Стронций– получен Г. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 0,034 %. Соединения используются в пиротехнике, сахарной промышленности.
Барий– открыт К. В. Шеелев 1774 г.и Г. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 0,065 %. Соединения используются в лабораторной практике, для получения пероксида водорода, пиротехнике.
Радийоткрыт М. и П. Кюрисовместно с Ж. Белебномв 1898 г.Содержание в земной коре составляет 10–10%. Обладает естественной радиоактивностью. Соединения используются в исследованиях и для получения радона.
56. Кальций
Кальций (Са) –химический элемент 2-й 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 СаОи 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. Взаимодействует с галогенами, образуя СаХ2. СН 2при 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 NH3с 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 ме-таллотермическом получении U, Th, Ti, Z r, 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.
Общие свойства.Кальций – серебристо-белый металл. Существует в двух аллотропных модификациях. На воздухе, имеющем пары воды, кальций быстро образует оксид СаОи 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. Взаимодействует с галогенами, образуя СаХ2. СН 2при 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 NH3с 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 ме-таллотермическом получении U, Th, Ti, Z r, 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.
57. 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 °C, температура кипения – 2850 °C.
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:
Так как концентрации веществ в твердых фазах неизменны, то константу равновесия этого уравнения можно выразить так:
K =[CO2].
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 вводе.
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 вводе: CaO + H2O = Са(OH)2 + 16 ккал;
2) при взаимодействии солей кальция со щелочами: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3.
Химические свойства:
1) при нагревании до 580 °C разлагается: Са(OH)2 = СаO + H2O;
2) реагирует с кислотами: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O.
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:
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 вводе.
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 вводе: CaO + H2O = Са(OH)2 + 16 ккал;
2) при взаимодействии солей кальция со щелочами: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3.
Химические свойства:
1) при нагревании до 580 °C разлагается: Са(OH)2 = СаO + H2O;
2) реагирует с кислотами: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O.
58. 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 теп-лоту, вызывает увеличение расхода топлива и изнашивание стенок котла. Жесткой водой нельзя пользоваться, проводя ряд технологических процессов (крашение).
Образование накипи:Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3?.
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 катиони-тов. Для полного устранения жесткости воду иной раз перегоняют.
При применении химического метода растворимые соли кальция и магния переводят в нерастворимые карбонаты:
Более модернизированный процесс устранения жесткости воды – при помощи
катионитов.
Катиониты– сложные вещества (природные соединения кремния и алюминия, высокомолекулярные органические соединения), общая формула которых – Na2R, где R –сложный кислотный остаток.
При пропускании воды через слой катионита происходит обмен ионов (катионов) Na на ионы Са и Mg: Са + Na2R = 2Na + CaR.
Ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na переходят из катионита в раствор. Чтобы восстановить использованный катионит, его необходимо промыть раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: 2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl.
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 катиони-тов. Для полного устранения жесткости воду иной раз перегоняют.
При применении химического метода растворимые соли кальция и магния переводят в нерастворимые карбонаты:
Катиониты– сложные вещества (природные соединения кремния и алюминия, высокомолекулярные органические соединения), общая формула которых – Na2R, где R –сложный кислотный остаток.
При пропускании воды через слой катионита происходит обмен ионов (катионов) Na на ионы Са и Mg: Са + Na2R = 2Na + CaR.
Ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na переходят из катионита в раствор. Чтобы восстановить использованный катионит, его необходимо промыть раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: 2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl.
59. Общая характеристика подгруппы бора
Внешняя электронная конфигурация у всех элементов подгруппы – s2p1. Характерным свойством
подгруппы IIIAявляется полное отсутствие металлических свойств у бора и типичные металлические свойства у таллия. Элементы, стоящие между ними в подгруппе, проявляют промежуточные свойства.
Получение. Наиболее важным является алюминий. Проявляет характерные свойства металла – отражательная способность, проводимость, прочность, деформируемость. Алюминий образует ион в степени окисления +3, гидроксид проявляет свойства кислоты и основания (амфотерность). Алюминий получают из природного минерала боксита (Al2O3), подвергаемого обогащению или очистке. Полученный оксид добавляют к расплаву криолита Na3AlF6 в электролизной стальной ванне (катод), футерованной графитом. Анод-стержни из углерода. По этой технологии ( процесс Холла—Эру) получают алюминий чистотой 98 %. Дальнейшую очистку проводят электролизом методом Хупса.
Бор в виде аморфного коричневатого порошка получают восстановлением B2O3 активным металлом (щелочным или магнием). При получении загрязняется примесями боридов, например Mg3B2. Более чистый бор получают восстановлением из BBr3. Другие элементы этой подгруппы получают восстановлением их из оксидов.
Химические свойства:
1) элементы подгруппы IIIA образуют оксиды и гидроксиды со степенью окисления III. Свойства их в ряду от алюминия до таллия изменяются от кислотных к основным;
2) галогениды всех элементов этой подгруппы имеют состав MеX3, а таллий, кроме того, образует TlCl, во многом сходный с AgCl;
3) элементы и их соединения взаимодействуют с водой;
4) гидроксиды элементов подгруппы IIIA все, кроме таллия, взаимодействуют со щелочами.
Применение.Бор используют как добавку к цветным сплавам и стали, как противокоррозийное средство, получают из него буру, используемую в производстве глазури, эмали, стекла, сварке, паянии, как удобрение.
Галогениды элементов подгруппы IIIA применяются в отраслях промышленности и в лабораторных исследованиях. На основе алюминия производят множество сплавов. Применяют при изготовлении химической аппаратуры, проводов, конденсаторов, для алитирования, для получения искусственных рубинов, сапфиров и наждака.
Галлий используют для наполнения кварцевых термометров, добавляют к алюминию для получения сплавов, поддающихся горячей обработке. Индий используют для покрытия рефлекторов, вкладышей подшипников и для изготовления плавких предохранителей. Таллий используется в оптических приборах, работающих в оптической области спектра, в фотоэлементах.
Получение. Наиболее важным является алюминий. Проявляет характерные свойства металла – отражательная способность, проводимость, прочность, деформируемость. Алюминий образует ион в степени окисления +3, гидроксид проявляет свойства кислоты и основания (амфотерность). Алюминий получают из природного минерала боксита (Al2O3), подвергаемого обогащению или очистке. Полученный оксид добавляют к расплаву криолита Na3AlF6 в электролизной стальной ванне (катод), футерованной графитом. Анод-стержни из углерода. По этой технологии ( процесс Холла—Эру) получают алюминий чистотой 98 %. Дальнейшую очистку проводят электролизом методом Хупса.
Бор в виде аморфного коричневатого порошка получают восстановлением B2O3 активным металлом (щелочным или магнием). При получении загрязняется примесями боридов, например Mg3B2. Более чистый бор получают восстановлением из BBr3. Другие элементы этой подгруппы получают восстановлением их из оксидов.
Химические свойства:
1) элементы подгруппы IIIA образуют оксиды и гидроксиды со степенью окисления III. Свойства их в ряду от алюминия до таллия изменяются от кислотных к основным;
2) галогениды всех элементов этой подгруппы имеют состав MеX3, а таллий, кроме того, образует TlCl, во многом сходный с AgCl;
3) элементы и их соединения взаимодействуют с водой;
4) гидроксиды элементов подгруппы IIIA все, кроме таллия, взаимодействуют со щелочами.
Применение.Бор используют как добавку к цветным сплавам и стали, как противокоррозийное средство, получают из него буру, используемую в производстве глазури, эмали, стекла, сварке, паянии, как удобрение.
Галогениды элементов подгруппы IIIA применяются в отраслях промышленности и в лабораторных исследованиях. На основе алюминия производят множество сплавов. Применяют при изготовлении химической аппаратуры, проводов, конденсаторов, для алитирования, для получения искусственных рубинов, сапфиров и наждака.
Галлий используют для наполнения кварцевых термометров, добавляют к алюминию для получения сплавов, поддающихся горячей обработке. Индий используют для покрытия рефлекторов, вкладышей подшипников и для изготовления плавких предохранителей. Таллий используется в оптических приборах, работающих в оптической области спектра, в фотоэлементах.
60. Алюминий. Применение алюминия и его сплавов
Алюминий расположен в 3-й группе главной подгруппы, в 3 периоде. Порядковый номер 13. Атомная масса ~27. Р-элемент. Электронная конфигурация:
1s22s22p63s23p1.На внешнем уровне
3s23p1находятся 3 валентных электрона. Степень окисления +3, валентность – III.
Физические свойства:алюминий – металл серебристо-белого цвета, мягкий, механически прочный, тепло– и электропроводный, легко вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкую фольгу, легко образует сплавы.
Химические свойства:
1) при обычной температуре реагирует с кислородом, образую окисную пленку, препятствуя дальнейшему окислению металла: 4Аl + 3О2 = 2Аl2О3;
2) алюминий, лишенный защитной оксидной пленки, взаимодействует с водой: 2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3? + 3Н2?;
3) алюминий энергично взаимодействует с растворами щелочей:
4) при нагревании алюминий взаимодействует с галогенами, с азотом, с углеродом, с серой, а также с аммиаком:
Получение.В промышленности алюминий получают электролизом раствора Аl2О3 в расплавленном криолите Na3AlF6 с добавлением СаF2. Алюминий выделяется на катоде.
Нахождение в природе:алюминий – один из наиболее распространенных элементов в земной коре – до 250 руд, содержащих алюминий: боксит – Аl2О3?хH2O – содержит от 32–60 % Аl2О3 (глинозема); корунд – Аl2О3 – кристаллическая модификация глинозема; рубин и сапфир – драгоценные камни; нефелин – (К, Na)2О?Аl2О3?2SiО2 – одна из важнейших алюминиевых руд; каолин – Аl2О3?2SiО2?2H2O – составляет основу всех глин; алунит – К2SO4?Аl2(SO4)3?2Аl2О3?6H2O – относятся к важнейшим алюминиевым рудам; криолит Na3[AlF6]; шпинель Мg(АlО2)2 и метаалюминаты типа шпинели Zn(АlО2)2. Сплавы алюминия: дюралюминий – 94 % Аl, 4 % Сu, по 0,5 % Мg, Мn, Fe и Si; силумин – Аl + ~13 % Si; магналий – Аl с содержанием Мg – 0,5—11,5 %.
Физические свойства:алюминий – металл серебристо-белого цвета, мягкий, механически прочный, тепло– и электропроводный, легко вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкую фольгу, легко образует сплавы.
Химические свойства:
1) при обычной температуре реагирует с кислородом, образую окисную пленку, препятствуя дальнейшему окислению металла: 4Аl + 3О2 = 2Аl2О3;
2) алюминий, лишенный защитной оксидной пленки, взаимодействует с водой: 2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3? + 3Н2?;
3) алюминий энергично взаимодействует с растворами щелочей:
Нахождение в природе:алюминий – один из наиболее распространенных элементов в земной коре – до 250 руд, содержащих алюминий: боксит – Аl2О3?хH2O – содержит от 32–60 % Аl2О3 (глинозема); корунд – Аl2О3 – кристаллическая модификация глинозема; рубин и сапфир – драгоценные камни; нефелин – (К, Na)2О?Аl2О3?2SiО2 – одна из важнейших алюминиевых руд; каолин – Аl2О3?2SiО2?2H2O – составляет основу всех глин; алунит – К2SO4?Аl2(SO4)3?2Аl2О3?6H2O – относятся к важнейшим алюминиевым рудам; криолит Na3[AlF6]; шпинель Мg(АlО2)2 и метаалюминаты типа шпинели Zn(АlО2)2. Сплавы алюминия: дюралюминий – 94 % Аl, 4 % Сu, по 0,5 % Мg, Мn, Fe и Si; силумин – Аl + ~13 % Si; магналий – Аl с содержанием Мg – 0,5—11,5 %.