Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO3, СаО, цианамид кальция CaCN2 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 + Cr2O3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)
5Са + V2O5 = 5СаО + 2V (950 °C)
Энергично реагирует с водой (с высоким экзо‑эффектом):
Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2↑ + 413 кДж
В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H2SO4 вытесняет водород (за счет Н2O и Н+):
Ca + 2H+ = Са2+ + Н2↑
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 Са2+O2‑. 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, СаС2 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):
СаСO3 = СаО + СO2
Гидроксид кальция Са(ОН)2. Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са2+(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 Са2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO3 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(НСO3)2 (М = Са, Mg) и Fe(HCO3)2. Если количественно определяют содержание ионов HCO3‑, говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са2+, Mg2+ и Fe2+ – 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(НСO3)2 = СаСO3↓ + Н2O + СO2↑
Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2↓ + 2СO2↑
4Fe(HCO3)2 + O2 = 2Fe2O3↓ + 8CO2↑ + 4H2O
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(НСO3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСO3↓ + 2Н2O
Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 = CaMg(CO3)2↓ + 2Н2O
4Fe(HCO3)2 + 8Са(ОН)2 + O2 = 4FeO(OH)↓ + 8СаСO3↓ + 10Н2O
устранение постоянной жесткости:
Ca(NO3)2 + Na2CO3 = СаСO3↓ + 2NaNO3
2MgSO4 + Н2O = Na2CO3 = Mg2CO3(OH)2↓ + СO2↑ + 2Na2SO4
3FeCl2 + 2Na3PO4 = Fe3(PO4)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.
5.5. Алюминий
Алюминий – элемент 3‑го периода и IIIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 13. Электронная формула атома [10Ne]3s23p1, 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 Al2O3, весьма устойчивой и защищающей металл от коррозии; пассивируется в воде и концентрированной HNO3 (образование той же оксидной пленки).
Реакционноспособный, сгорает на воздухе, при комнатной температуре реагирует с галогенами Cl2, Br2 и I2, при нагревании – с фтором, серой:
4Al(порошок) + 3O2(воздух) = 2Al2O3 (700 °C)
2Al(порошок) + ЗЕ2 = 2AlЕ3 (25 °C, Е = CI, Br)
2Al(порошок) + 3I2 = 2AlI3 (25 °C, кат. – капля Н2O)
2Al + 3F2 = 2AlF3 (600 °C)
2Al + 3S = Al2S3 (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 + 6Н2O = 2Al(ОН)3↓ + ЗН2↑ + 836 кДж
Алюминий – сильный (типичный) восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода; вытесняет водород из разбавленных кислот НCl и H2SO4:
2Al + 6Н+ = 2Al3+ + ЗН2↑
и, проявляя амфотерность, из концентрированного раствора щелочей (окислитель – вода):
2Al + 2NaOH + 6Н2O = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2↑ (80 °C)
Реагирует со щелочами в расплаве (также демонстрируя амфотерные свойства):
2Al + 6NaOH(T) = 2NaAlO2 + ЗН2 + 2Na2O (450 °C)
Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой:
Al + 4НNO3(разб.) = Al(NO3)3 + NO↑ + 2Н2O
и восстанавливает Nv до N‑III в реакциях с очень разбавленной азотной кислотой и ее солями:
8Al + З0НNO3(оч. разб.) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2O
8Al + 18Н2O + 5КОН + 3KNO3 = 8К[Al(ОН)4] + 3NH3↑ (кипячение)
(движущей силой этих реакций служит промежуточное выделение атомарного водорода Н0, а во второй реакции – также и образование устойчивого гидроксокомплекса [Al(OH),]‑).
Получение алюминия в промышленности – электролиз Al2O3 в расплаве криолита Na3[AlF6] 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 Al2O3. Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, имеет ионное строение (Al3+)2(O2‑)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 Al2O3 – для изготовления рубиновых лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Cr2O3 (красный цвет), Ti2O3 и Fe2O3 (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 NH3 Н2O, NH4Cl, СO2, SO2 и H2S. 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.) = AlCl3 + ЗН2O
Al(ОН)3 + NaOH(т) = NaAlO2 + 2Н2O (1000 °C)
Al(ОН)3 + NaOH(конц.) = Na[Al(OH)4](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 СO2 через раствор гидроксокомплекса:
[Al(ОН)4]‑ + СO2 = Al(ОН)3↓ + HCO3‑
Тетрагидроксоалюминат(III) натрия Na[Al(OH)4]. 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 Na4[Al(OH)7], Na4[Al4O3(OH)10] и др.). При прокаливании твердые соли разлагаются до диоксоалюмината(III) натрия NaAlO2, 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[Al(OH)4]
AlCl3 + 4NaOH(конц.) = Na[Al(OH)4] + 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
1) барий
2) кальций
3) стронций
4) магний
2. При сжигании магния на воздухе образуются
1) Mg(OH)2
2) MgO
3) Mg(NO3)2
4) Mg3N2
3. Алюминий будет выделять водород из реактива
1) HNO3 (разб.)
2) NaHSO4 (разб.)
3) H2SO4 (конц.)
4) NaOH (конц.)
4. Реакция замещения протекает в растворе между алюминием и
1) Na2SO4
2) BeSO4
3) NiSO4
4) MgSO4
5. Из раствора гидрокарбоната бария выпадает осадок при добавлении реактивов
1) ВаО
2) СO2
3) Ва(ОН)2
4) H2SO4
6. Калий можно получить электролизом на угольных электродах из
1) раствора КCl
2) раствора KNO3
3) расплава КCl
4) расплава смеси КCl и MgCl2
7–8. Если внести каплю раствора
7. поваренной соли
8. хлорида калия
в бесцветное пламя газовой горелки, оно станет
1) красным
2) желтым
3) зеленым
4) фиолетовым
9. Устранение временной жёсткости воды проводится по реакции
1) Са(НСO3)2 + Na3PO4 →…
2) Са(НСO3)2 + Са(ОН)2 →…
3) CaSO4 + Na2CO3 →…
4) СаCl2 + NaHCO3 →…
6. Переходные металлы 4‑го периода. Свойства, способы получения. Общие свойства металлов
6.1. Хром
Хром – элемент 4‑го периода и VIБ‑группы Периодической системы, порядковый номер 24. Электронная формула атома [18Ar]3d54s1, характерные степени окисления +VI, + III и 0.
Шкала степеней окисления хрома:
По электроотрицательности (1,56) хром занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са) и типичными неметаллами (F, О, N. CI, S). Соединения CrIII проявляют амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают у CrII, неметаллические (кислотные) – у CrVI; в соединениях хром чаще находится в составе катионов и реже – в составе анионов. Хром образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе – девятнадцатый по химической распространенности элемент (десятый среди металлов), находится только в виде соединений (минералы, полиметаллические руды). Растворимые соли хрома ядовиты.
Хром Cr. Серый (с голубоватым оттенком) металл, очень твердый, ковкий (технический продукт – хрупкий). Блестящий, хотя покрыт очень тонкой оксидной пленкой, сохраняет блеск даже во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами и гидратом аммиака, пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте и в «царской водке».
В ряду напряжений стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H2SO4 вытесняет водород:
Cr + 2H+ = Cr2+ + Н2↓
Далее катион Cr2+ можно перевести кислотами‑окислителями в катион Cr3+:
Хром реагирует в расплаве с сильными окислителями:
2Cr + КClO3 = Cr2O3 + КCl (500–700 °C)
2Cr + 3KNO3 = Cr2O3 + 3KNO2 (400–550 °C)
Получение хрома в промышленности – алюминотермия:
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3 (800 °C)
и электролиз раствора:
Промышленно важен сплав хрома с железом – феррохром (6O–85 % хрома), его производят восстановлением оксидов, например минерала хромит:
Применяется хром для создания защитных покрытий на других металлах (хромирование), как компонент механически прочных и коррозионно‑стойких сталей.
Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)3. Амфотерный гидроксид. Серо‑зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид CrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо‑голубого и голубовато‑зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака. Применяется для синтеза соединений хрома (III).
Уравнения важнейших реакций:
Получение: осаждение гидратом аммиака из растора солей хрома(III):
Cr3+ + 3(NH3 Н2O) = Cr(OH)3↓ + 3NH4+
Хромат калия К2CrO4. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону CrO42‑), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион CrO42‑ – выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.
Уравнения важнейших реакций:
2К2CrO4 + H2SO4 (30 %) = К2Cr2O7 + K2SO4 + Н2O
2К2CrO4(т) + 16HCl (конц., гор.) = 2CrCl3 + ЗCl3↑ + 8H2O + 4КCl
2К2CrO4 + 2H2O + 3H2S = 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 4KOH
2К2CrO4 + 8H2O + 3K2S = 2K3[Cr(OH)6] + 3S↓ + 4KOH
2К2CrO4 + 2AgNO3 = 2KNO3 + Ag2CrO4 (красн.)↓
Качественная реакция:
К2CrO4 + ВаCl2 = 2КCl + ВаCrO4↓
2BaCrO4(т) + 2HCl (разб.) = ВаCr2O7(р) + ВаCl2 + Н2O
Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:
4(Cr2FeII)O4 + 8К2СO3 + 7O2 = 8К2CrO4 + 2Fe2O3 + 8СO2 (1000 °C)
Дихромат калия К2Cr2O7. Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево‑красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Cr2O72‑). В щелочной среде образует К2CrO4. Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.