Текст книги "Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ"
Автор книги: Ростислав Лидин
Жанры:
Химия
,сообщить о нарушении
Текущая страница: 2 (всего у книги 14 страниц) [доступный отрывок для чтения: 6 страниц]
Na 2EO 3+ ЕO 2+ H 2O = 2NaHEO 3(Е = С, S)
При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:
NaHSO 4+ NaOH = Na 2SO 4+ Н 2O
Pb(HSO 4) 2+ Pb(OH) 2= 2PbSO 4↓ + 2H 2O
Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСO 3= К ++ HCO 3 -).
Оснóвные солисодержат гидроксогруппы ОН, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO 3(OH), Ca 2SO 4(OH) 2, Cu 2CO 3(OH) 2, образуются при действии на кислотные гидроксиды избыткаосновного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:
Со(ОН) 2+ HNO 3= CoNO 3(OH)↓ + Н 2O
2Ni(OH) 2+ H 2SO 4= Ni 2SO 4(OH) 2↓ + 2H 2O
2Cu(OH) 2+ H 2CO 3= Cu 2CO 3(OH) 2↓ + 2H 2O
Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:
CoNO 3(OH) + HNO 3= Co(NO 3) 2+ Н 2O
Ni 2SO 4(OH) 2+ H 2SO 4= 2NiSO 4+ 2H 2O
Большинство основных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:
2MgCl 2+ Н 2O + 2Na 2CO 3= Mg 2CO 3(OH) 2↓ + СO 2↑ + 4NaCl
Двойные солисодержат два химически разных катиона; например: CaMg(CO 3) 2, KAl(SO 4) 2, Fe(NH 4) 2(SO 4) 2, LiAl(SiO 3) 2. Многие двойные соли образуются (в виде кристаллогидратов) при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:
K 2SO 4+ MgSO 4+ 6Н 2O = K 2Mg(SO 4) 26Н 2O↓
Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.
Бинарные соединения– это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескислородных анионов (реальных или условных).
Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация проводится по виду аниона.
Примеры:
а) галогениды:OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4Cl, BrF 3, IF 7
б) хальгогениды:H 2S, Na 2S, ZnS, As 2S 3, NH 4HS, K 2Se, NiSe
в) нитриды:NH 3, NH 3H 2O, Li 3N, Mg 3N 2, AlN, Si 3N 4
г) карбиды:CH 4, Be 2C, Al 4C 3, Na 2C 2, CaC 2, Fe 3C, SiC
д) силициды:Li 4Si, Mg 2Si, ThSi 2
е) гидриды:LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4
ж) пероксидьг.H 2O 2, Na 2O 2, СаO 2
з) надпероксиды:HO 2, КO 2, Ва(O 2) 2
По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:
ковалентные:OF 2, IF 7, H 2S, P 2S 5, NH 3, H 2O 2
ионные:Nal, K 2Se, Mg 3N 2, CaC 2, Na 2O 2, KO 2
Встречаются двойные(с двумя разными катионами) и смешанные(с двумя разными анионами) бинарные соединения, например: KMgCl 3, (FeCu)S 2и Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2O 2, As(O)F 3.
Все ионные комплексные соли (кроме гидроксокомплексных) также относятся к этому классу сложных веществ (хотя обычно рассматриваются отдельно), например:
[Cu(NH 3) 4]SO 4K 4[Fe(CN) 6] Na 3[AlF 6]
[Ag(NH 3) 2]Cl K 3[Fe(NCS) 6] K 2[SiF 6]
К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например [Fe(CO) 5] и [№(СО) 4].
По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).
Бескислородные кислотысодержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н +и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространенные бескислородные кислоты – это HF, НCl, HBr, HI, HCN и H 2S, из них HF, HCN и H 2S – слабые кислоты, а остальные – сильные.
Примерыреакций солеобразования:
2HBr + ZnO = ZnBr 2+ Н 2O
2H 2S + Ва(ОН) 2= Ba(HS) 2+ 2Н 2O
2HI + Pb(OH) 2= Pbl 2↓ + 2Н 2O
Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами НCl, НВr и HI (в общем виде НГ) в разбавленном растворе и вытесняют из них водород (приведены реально протекающие реакции):
М + 2НГ = МГ 2+ Н 2↑ (М = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 6НГ = 2МГ 3+ H 2↑ (M = Al, Ga)
Бескислородные солиобразованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH 4 +) и анионами (остатками) бескислородных кислот; примеры: AgF, NaCl, KBr, PbI 2, Na 2S, Ba(HS) 2, NaCN, NH 4Cl. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.
Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F 2, Cl 2, Br 2и I 2(в общем виде Г 2) и серой S (приведены реально протекающие реакции):
2М + Г 2= 2МГ (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)
M + Г 2= МГ 2 (М = Be, Mg, Са, Sr, Ва, Zn, Mn, Со)
2М + ЗГ 2= 2МГ 3 (М = Al, Ga, Cr)
2М + S = M 2S (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)
M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 3S = M 2S 3 (M = Al, Ga, Cr)
Исключения:
а) Cu и Ni реагируют только с галогенами Cl 2и Br 2(продукты МCl 2, МBr 2)
б) Cr и Mn реагируют с Cl 2, Br 2и I 2(продукты CrCl 3, CrBr 3, CrI 3и MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)
в) Fe реагирует с F 2и Cl 2(продукты FeF 3, FeCl 3), с Br 2(смесь FeBr 3и FeBr 2), с I 2(продукт FeI 2)
г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu 2S и CuS
Прочие бинарные соединения– все вещества этого класса, кроме выделенных в отдельные подклассы бескислородных кислот и солей.
Способы получения бинарных соединений этого подкласса разнообразны, самый простой – взаимодействие простых веществ (приведены реально протекающие реакции):
а) галогениды:
S + 3F 2= SF 6, N 2+ 3F 2= 2NF 3
2P + 5Г 2= 2РГ 5(Г = F, CI, Br)
С + 2F 2= CF 4
Si + 2Г 2= Sir 4 (Г = F, CI, Br, I)
б) халькогениды:
2As + 3S = As 2S 3
2E + 5S = E 2S 5 (E = P, As)
E + 2S = ES 2 (E = C, Si)
в) нитриды:
3H 2+ N 2
2NH 3
6M + N 2= 2M 3N (M = Li, Na, K)
3M + N 2= M 3N 2 (M = Be, Mg, Ca)
2Al + N 2= 2AlN
3Si + 2N 2= Si 3N 4
г) карбиды:
2M + 2C = M 2C 2 (M = Li, Na)
2Be + С = Be 2C
M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)
4Al + 3C = Al 4C 3
Si + С = SiC
д) силициды:
4Li + Si = Li 4Si
2M + Si = M 2Si (M = Mg, Ca)
е) гидриды:
2M + H 2= 2MH (M = Li, Na, K)
M + H 2= MH 2 (M = Mg, Ca)
ж) пероксиды, надпероксиды:
2Na + O 2= Na 2O 2(сгорание на воздухе)
M + O 2= МО 2(М = К, Rb, Cs; сгорание на воздухе)
Многие из этих веществ полностью реагируют с водой (чаще гидролизуются без изменения степеней окисления элементов, но гидриды выступают как восстановители, а надпероксиды вступают в реакции дисмутации):
РCl 5+ 4Н 2O = Н 3РO 4+ 5НCl
SiBr 4+ 2Н 2O = SiO 2↓ + 4НBr
P 2S 5+ 8Н 2O = 2Н 3РO 4+ 5H 2S↑
SiS 2+ 2Н 2O = SiO 2↓ + 2H 2S
Mg 3N 2+ 8H 2O = 3Mg(OH) 2↓ + 2(NH 3H 2O)
Na 3N + 4H 2O = 3NaOH + NH 3H 2O
Be 2C + 4H 2O = 2Be(OH) 2↓ + CH 4↑
MC 2+ 2H 2O = M(OH) 2+ C 2H 2↑ (M = Ca, Sr, Ba)
Al 4C 3+ 12H 2O = 4Al(OH) 3↓ + 3CH 4↑
MH + H 2O = MOH + H 2↑ (M = Li, Na, K)
MgH 2+ 2H 2O = Mg(OH) 2↓ + H 2↑
CaH 2+ 2H 2O = Ca(OH) 2+ H 2↑
Na 2O 2+ 2H 2O = 2NaOH + H 2O 2
2MO 2+ 2H 2O = 2MOH + H 2O 2+ O 2↑ (M = K, Rb, Cs)
Другие вещества, наоборот, устойчивы по отношению к воде, среди них SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3N 4, SiC, Li 4Si, Mg 2Si и Ca 2Si.
Примеры заданий частей А, В, С
1. Простые вещества – это
1) фуллерен
2) этилен
3) ацетон
4) озон
2. В формульных единицах продуктов реакций
Si + CF1 2→…, Si + O 2→…, Si + Mg →…
общая сумма числа атомов всех элементов равна
1) 8
2) 9
3) 10
4) 11
3. В металлсодержащих продуктах реакций
Na + Н 2O →…, Са + Н 2O →…, Al + НCl (р-р) →…
общая сумма числа атомов всех элементов равна
1) 6
2) 8
3) 10
4) 12
4. Оксид кальция может реагировать (по отдельности) со всеми веществами набора
1) СO 2, NaOH, NO
2) HBr, SO 3, NH 4Cl
3) BaO, SO 3, KMgCl 3
4) O 2, Al 2O 3, NH 3
5. Будет протекать реакция между оксидом серы (IV) и
1) SiO 2
2) КCl
3) LiOH
4) NaNO 3
6. Соль МAlO 2образуется при сплавлении
1) Al и ZnO
2) Al 2O 3и КОН
3) Al и Са(ОН) 2
4) Al 2O 3и Fe 2O 3
7. В молекулярном уравнении реакции
ZnO + HNO 3→ Zn(NO 3) 2+…
сумма коэффициентов равна
1) 4
2) 5
3) 6
4) 7
8. Продукты реакции N 2O 5+ NaOH →… – это
1) Na 2O, HNO 3
2) NaOH, NH 3
3) NaNO 3, H 2O
4) NaNO 2, N 2, H 2O
9. Набор оснований – это
1) NaOH, LiOH, ClOH
2) NaOH, Ba(OH) 2, Cu(OH) 2
3) Ca(OH) 2, KOH, BrOH
4) Mg(OH) 2, Be(OH) 2, NO(OH)
10. Гидроксид калия реагирует в растворе (по отдельности) с веществами набора
1) СО, CuSO 4
2) SO 2, Ag
3) Al, Ba(OH) 2
4) SO 3, FeCl 3
11–12.Остаток, отвечающий кислоте с названием
11. Серная
12. Азотная
имеет формулу
1) NO 2 -
2) SO 4 2-
3) NO 3 -
4) SO 3 2-
13. Из соляной и разбавленной серной кислот не выделяетгаз только металл
1) ртуть
2) цинк
3) магний
4) хром
14. Амфотерный гидроксид – это
1) Ва(ОН) 2
2) CsOH
3) Ni(OH) 2
4) Cr(OH) 3
15-16. По заданным формулам гидроксидов
15. H 3PO 4, РЬ(ОН) 2
16. Cr(OH) 3, HNO 3
выводится формула средней соли
1) РЬ 3(РO 4) 2
2) РЬ 3РO 4
3) Cr 2NO 3
4) Cr(NO 3) 3
17. После пропускания избытка H 2S через раствор гидроксида бария в конечном растворе будет содержаться соль
1) Ba(HS) 2
2) (BaOH) 2S
3) BaS
4) BaSO 3
18. Возможно протекание реакций:
1) CaSO 3+ H 2SO 4 →…
2) Ca(NO 3) 2+ HNO 3 →…
3) NaHCOg + K 2SO 4→…
4) Al(HSO 4) 3+ NaOH →…
19. В уравнении реакции (СаOН) 2СO 3(т) + Н 3РO 4→ СаНРO 4↓ +…
сумма коэффициентов равна
1) 6
2) 5
3) 9
4) 8
20. Установите соответствие между формулой вещества и группой, к которой оно относится.
21. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакций.
22. В схеме превращений
вещества А и Б указаны в наборе
1) NaNO 3, Н 2O
2) HNO3, КОН
3) N 2O, NaOH
4) HNO 3, Н 2O
23. Составьте уравнения возможных реакций по схеме
FeS → H 2S + PbS → PbSO 4→ Pb(HSO 4) 2
24. Составьте уравнения четырех возможных реакций между веществами:
1) азотная кислота (конц.)
2) углерод (графит или кокс)
3) оксид кальция
4) оксид железа(II)
5. Металлы главных подгрупп I–III групп
5.1. Натрий
Натрий– элемент 3-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [ 10Ne]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 – пятыйпо 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 2O 22Na + H 2= 2NaH
2Na + Cl 2= 2NaCl 2Na + S = Na 2S
6Na + N 2= 2Na 3N 2Na + 2C = Na 2C 2
Очень бурно и с большим экзо-эффектом натрий реагирует с водой:
2Na + 2H 2O = 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 2SO 4вытесняет водород (за счет Н 2O и Н +).
Получениенатрия в промышленности:
(см. также ниже получение NaOH).
Натрий применяется для получения Na 2O 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 2O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение (Na +) 2O 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 2O 2(см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na 2O 2:
2Na + 2NaOH = 2Na aO + H 2 (600 °C)
2Na + Na 2O 2= 2Na aO (130–200 °C)
Пероксид натрияNa 2O 2. Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na +) 2O 2 2-. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O 2. Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O 2при кипячении – качественная реакцияна 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 2O 2= 2Na 2O + O 2 (400–675 °C, вакуум)
Na 2O 2+ 2Н 2O = Н 2O 2+ 2NaOH (на холоду)
2Na 2O 2+ 2Н 2O = O 2↑ + 4NaOH (кипячение)
Na 2O 2+ 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н 2O 2 (на холоду)
2Na 2O 2+ 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н 2O + O 2↑ (кипячение)
2Na 2O 2+ 2CO 2= Na 2CO 3+ O 2
Na 2O 2+ CO = Na 2CO 3
Na 2O 2+ 4H ++ 2I -= I 2↓ + 2H 2O + 2Na +
5Na 2O 2+ 16H ++ 2MnO 4 -= 5O 2↑ + 2Mn 2++ 8H 2O + 10Na +
3Na 2O 2+ 2[Cr(OH) 6] 3-= 2CrO 2 4-+ 8OH -+ 2H 2O + 6Na + (80 °C)
Получение:сжигание Na на воздухе.
Гидроксид натрияNaOH.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 3PO 4(конц.) = NaH 2PO 4+ H 2O
2NaOH (разб.) + H 3PO 4(разб.) = Na 2HPO 4+ 2H 2O
3NaOH (конц.) + H 3PO 4(разб.) = Na 3PO 4+ 3H 2O
2NaOH (T)+ M 2O 3= 2NaMO 2+ H 2O (1000 °C, M = Al, Cr)
2NaOH (конц.) + 3H 2O + AI 2O 3= 2Na[Al(OH) 4] (кипячение)
2NaOH (T)+ M(OH) 2= Na 2MO 2+ 2H 2O (500 °C, M = Be, Zn)
2NaOH (конц.) + Zn(OH) 2= Na 2[Zn(OH) 4]
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 2O (Е = Cl, Br)
6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na 2S + Na 2SO 3+ 3H 2O
Подвергается электролизу в расплаве:
Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO 3), корродирует поверхность алюминия (образуются Na[Al(OH) 4] и Н 2).
ПолучениеNaOH 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).
5.2. Калий
Калий– элемент 4-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [ 18Ar]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 – девятыйпо 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 2SO 4и золы растений.
Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет ( качественное обнаружение).
КалийК.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 2S).
Энергично и с высоким экзо-эффектом калий разлагает воду:
2К + 2H 2O = 2KOH + Н 2↑ + 392 кДж,
выделяющийся водород тут же воспламеняется.
В ряду напряжений калий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2SO 4вытесняет водород (за счет Н 2O и Н +), при этом серная кислота частично восстанавливается до SO 2.
Получениекалия в промышленностиодинаково 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 калияКОН.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 2SiO 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.
5.3. Кальций
Кальций– элемент 4-го периода и IIA-группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [ 18Ar]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 – шестойпо 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 2и др.).
Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет ( качественное обнаружение).
КальцийСа.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 2O 3= ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)
5Са + V 2O 5= 5СаО + 2V (950 °C)
Энергично реагирует с водой (с высоким экзо-эффектом):
Са + 2Н 2O = Са(ОН) 2+ Н 2↑ + 413 кДж
В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H 2SO 4вытесняет водород (за счет Н 2O и Н +):
Ca + 2H+ = Са 2++ Н 2↑
Получениекальция 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 кальцияСаО.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 2и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.
Уравнения важнейших реакций:
ПолучениеСаО в промышленности– обжиг известняка (900—1200 °C):
СаСO 3= СаО+ СO 2
Гидроксид кальцияСа(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 реакцияна ион Са 2+– пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO 3и 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:
ПолучениеСа(ОН) 2в промышленности– гашение извести СаО (см. выше).
