166698 (599211), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

Магний

Магний среди металлов занимает особое место. Его плотность (1.729 г/см³) на ⅓ меньше плотности алюминия, а прочность почти в 2 раза выше. Эти качества обеспечивают сплавам на основе магния ведущее место в авиастроении.

В природе магний широко распространен в виде соединений (восьмое место по содержанию в земной коре, 1.87% по массе). Основные минералы – магнезит MgCO₃, доломит MgCO₃∙CaCO₃.

В химическом отношении магний очень активен, поэтому в свободном состоянии не встречается. На воздухе покрывается оксидной пленкой, дальнейшее окисление возможно лишь при 300-400 С. Тонкую стружку магния легко поджечь. Реакция образования оксида магния сильно экзотермична (при сгорании 20 г Mg 1 л ледяной воды можно нагреть до кипения).

2Mg + O₂ = 2MgO + Q

Магний сильный восстановитель. Он восстанавливает при нагревании даже оксид углерода (IV):

2Mg + CO₂ = 2MgO + C

Поэтому тушить горящий магний углекислотным огнетушителем нельзя – магний продолжает гореть в атмосфере углекислого газа.

Магний реагирует со всеми неметаллами. Реакции протекают примерно также как с кальцием. Металлический магний медленно реагирует с холодной водой:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑

Из кипящей воды и разбавленных кислот магний также вытесняет водород:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Гидроксид магния (как и Са(OH)₂) плохо растворим в холодной воде, гораздо лучше в горячей и полностью в разбавленных кислотах. Это типичное основание:

Mg(ОН)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂О

Все растворимые соли магния бесцветны, горьки на вкус, но не ядовиты.

Магний используется в основном для получения легких сплавов. Прокаленный оксид магния прекрасный огнеупорный материал (до 2800 С). Перхлорат магния (ангидрон) Mg(ClO₄) используют как осушитель газов (Mg(ClO₄)∙6Н₂О). Асбест (природный силикат магния) – прекрасный теплоизолятор.

Кальций

Типичный щелочноземельный металл – кальций. В земной коре содержится 2.96% кальция (по массе), он занимает пятое место. В горных породах кальций встречается преимущественно в виде нерастворимых соединений: алюмосиликата кальция – анортита CaO^.Al₂O₃^.2SiO₂, карбоната кальция CaСO₃ (входящего в состав известняков, мела, мрамора), доломита CaCl₂^.MgСO₃, фторида кальция CaF₂ (плавиковый шпат), фосфата кальция Ca₃(РO₄)₂ в виде фосфорита и апатита, содержащего в своем составе также CaF₂ и CaCl₂. Только сульфат кальция, встречающийся в виде минералов гипса CaSO₄^.2Н₂О и ангидрита CaSO₄. Кальций в виде различных соединений входит в состав многих горных пород осадочного или метаморфического происхождения; доломитизированных известняков, песчаников, сланцев. Кальций содержится в воде океанов, морей, озер и рек, а также в грунтовых водах.

Кальций в нормальных условиях проявляет степень окисления +2. Соединения одновалентного кальция существуют лишь при высоких температурах. Свободный кальций химически активен.

Кальций получают электролизом расплавленного хлористого кальция или восстановлением из из CaO методами металлотермии в вакууме.

СaCl₂ Сa²⁺ + 2Cl^-

1 Ca²⁺ + 2е^- Ca^о

12Cl^- - 2е^- Cl₂^о

Ca²⁺ + 2Сl^{- электролиз} Ca^о + Сl^о₂

CaСl₂ ^{электролиз} Ca + Сl₂

Металлический кальций применяется в качестве восстановителя при получении таких металлов, как торий цирконий, ванадий из их соединений. В небольшом количестве он используется в составе сплавов.

На воздухе кальций при обычной температуре окисляется, покрываясь оксидной пленкой.

Кальций реагирует с водородом, образуя гидрид CaH₂ – стойкое соединение, вступающее во взаимодействие с водой с выделением водорода:

CaH₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + 2H₂↑

Окись кальция получают из карбоната кальция CaCO₃ при его термической диссоциации

CaCO₃ CaO +СО₂ – Q

Эта реакция сопровождается поглощением теплоты, поэтому с повышением температуры равновесие смещается вправо, т.е. диссоциация возрастает.

Химически чистая окись кальция представляет собой бесцветные кристаллы с t_пл.=2600С и плотностью 3,4 г/см³. Она бурно реагирует с водой с выделением тепла:

CaO + H₂O Ca(OH)₂ + 15,6 ккал/моль

Образуется гидроокись кальция которая имеет кристаллическую структуру. Растворимость в воде её невелика и уменьшается с повышением температуры.

Технический продукт, получаемый обжигом известняков, получаемый обжигом известняков, состоит в основном из окиси кальция и называется негашеной известью. В результате взаимодействия её с водой (гашения) образуется гашеная известь, основную массу которой составляет Ca(OH)₂.

При нагревании Ca(OH)₂ диссоциирует на CaO и водяные пары.

Соли кальция. Фторид кальция CaF₂ в природе встречается в виде плавикового шпата. Используется для получения HF и различных фторидов. Хлорид кальция CaCl₂ – белая, чрезвычайно гигроскопичная масса, расплывающаяся на воздухе. Растворение безводного CaCl₂ в воде сопровождается разогреванием. Хлорид кальция применяют в качестве добавки, регулирующей процесс твердения цемента. Нитрат кальция Ca(NO₃)₂ – кальциевая селитра используется как азотное удобрение. Хлорная известь CaOCl₂^.nH₂O применяется как дезинфицирующее средство.

Сульфат кальция при обычных температурах выпадает из водных растворов в форме дигидрата CaSO₄^.2H₂O. Это прозрачные кристаллы способные при нагревании терять частично или полностью воду, переходя в соединения состава CaSO₄^.0,5H₂O и CaSO₄. Дегидратация происходит ступенчато. При умеренном нагревании двухводная соль переходит в полуводный гипс.

Полуводный гипс и растворимая форма безводного сульфата кальция способны присоединять воду, образуя CaSO₄^.2H₂O в виде твердого камневидного тела. На этом основано применение полуводного гипса и ангидрита в качестве вяжущих строительных материалов.

При высокой температуре (t С) наблюдается разложение сульфата кальция:

2CaSO₄ = 2CaО + 2SO₂ + О₂

Этим процессом пользуются для получения серной кислоты. Обычно такое производство комбинируют с производством цемента. Обжигу подвергают смесь глины с гипсом.

В присутствии солей NH₄Cl, KNO₃, Mg(NO₃)₂ или кислот HCl, H₃PO₄ растворимость сульфата кальция возрастает.

Известны две соли угольной кислоты: карбонат CaCO₃ и гидрокарбонат Ca(HCO₃)₂. первая нерастворимая в воде и обладает сравнительно высокой термической устойчивостью, а гидрокарбонат в обычных условиях существует только в водных растворах и обладает малой термической устойчивостью.

Образование гидрокарбоната кальция в природных условиях имеет место, когда породы, содержащие СаСО₃, подвергаются воздействию воды и растворенной в ней СО₂:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Ca(HCO₃)₂

В этой реакции в присутствии твердой фазы СаСО₃ при практически постоянной концентрации воды константа равновесия равна:

Поэтому при постоянной температуре с повышением концентрации СО₂ в газовой фазе и в растворе должна возрастать и концентрация Ca(HCO₃)₂ отвечающая равновесию раствора с твердым СаСО₃. Это увеличение количества Ca(HCO₃)₂ происходит за счет уменьшения количества СаСО₃. таким образом, повышение концентрации СО₂ в растворе вызывает переход соответствующего количества карбоната кальция в гидрокарбонат, что сопровождается понижением концентрации СО₂ до равновесной. Поэтому СО₂, избыточная по отношению к равновесной, носит название агрессивной двуокиси углерода. Если такая повышенная концентрация СО₂ в воде поддерживается за счет поступления из вне, то вода становится агрессивной по отношению к карбонату кальция.

В противоположном случае при понижении давления СО₂ над раствором, гидрокарбонат кальция разлагается с выделением в осадок СаСО₃. В природных условиях процесс происходит когда глубинные воды, насыщенные двуокисью углерода под давлением, выходят на поверхность.

При повышении температуры равновесие реакции смещается влево. При кипячении водного раствора, содержащего гидрокарбонат, разлагается с образованием осадка СаСО₃.

Важным техническим продуктом является карбид кальция СаС₂. Карбид получают из извести и угля в мощных электрических печах при 1900-1980С на основе реакции

СаО + 3С = СаС₂ + СО – 111ккал

Процесс сопровождается поглощением значительного количества теплоты. Химически чистый карбид представляет собой бесцветные кристаллы; технический продукт в зависимости от количества и характера примесей имеет окраску от светло-серого до черной. В числе примесей часто содержатся вредные и опасные сульфиды, фосфиды кальция и других металлов. Карбид кальция служит исходным веществом для получения ацетилена по реакции

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂

Примеси сульфидов арсенидов и фосфидов кальция при взаимодействии с водой образуют H₂S, AsH₃, PH_3, присутствие которых в ацетилене нежелательно из-за их ядовитости резкого запаха и склонности к самовоспламенению (PH₃). Чистый ацетилен запаха не имеет. Карбид кальция в больших количествах расходуется на получение ацетилена, который применяется для резки и сварки металлов и в качестве исходного материала для промышленного синтеза.

Контрольные вопросы

1. Почему щелочные металлы неустойчивы на воздухе и в водных растворах?

2. Напишите электронные формулы Na, Ba²⁺.

3. Изобразите схематически структуру пероксида натрия.

4. Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов щелочных металлов с ростом порядкового номера элементов? Дать объяснение наблюдающимся закономерностям на основе электронного строения атомов.

5. Чем объяснить различную последовательность расположения щелочных металлов в ряду напряжений и периодической системе?

6. Можно ли получить щелочные металлы электролизом? Ответ поясните. Приведите примеры уравнений электродных реакций получения щелочного металла.

7. Почему щелочноземельные металлы неустойчивы на воздухе, а бериллий и магний достаточно устойчивы?

8. В чем отличие оксидов бериллия и оксидов других элементов II группы главной подгруппы? Как изменяются восстановительные свойства элементов II группы главной подгруппы по мере возрастания порядкового номера элемента и почему?

9. Как и почему изменяются основные свойства в ряду LiOH-CsOH?

10. Написать уравнения реакций получения карбоната натрия: а) силиката натрия; б) ацетата натрия; в) нитрата натрия; г) гидросульфата натрия; д) сульфита натрия.

11. Закончить уравнения реакций:

12. а) Na₂O₂ + KI + H₂SO₄ б) Li₃N + H₂O в) К + O_{2(избыток)} г) KNO₃ ^{нагревание}

1.3 р-элементы – металлы

Алюминий

Алюминий - основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Атомный номер 13, относительная атомная масса 26,98154. У алюминия единственный устойчивый изотоп ²⁷А1. Свойства аналогов алюминия-галлия, индия и таллия во многом напоминают свойства алюминия. Этому причина - одинаковое строение внешнего электронного слоя элементов s²p¹, вследствие которого все они проявляют степень окисления +3. Другие степени окисления нехарактерны, за исключением соединений одновалентного таллия, по свойствам близким к соединениям элементов I группы. В связи с этим будут рассмотрены свойства только одного элемента-алюминия и его соединений.

Алюминий - серебристо-белый легкий металл, р - 2,699 г/см³, Т_пл. = 660,24 °С, Т_кип. = 2500 °С. Он очень пластичен, легко прокатывается в фольгу и протягивается в проволоку. Прекрасный проводник электрического тока - его электрическая проводимость сравнима с электрической проводимостью меди. Поверхность металла всегда покрыта очень тонкой и очень плотной пленкой оксида А1₂О₃. Эта пленка оптически прозрачна и сохраняет отражающую способность металла (блеск).

Алюминий весьма активен, если нет защитной пленки А1₂О₃, инертного в химическом отношении вещества. По положению в электрохимическом ряду напряжений металлов алюминий стоит левее железа, однако пленка оксида алюминия практически останавливает дальнейшее окисление металла и препятствует его взаимодействию с водой и некоторыми кислотами. Если удалить защитную пленку химическим способом (например, раствором щелочи), то металл начинает энергично взаимодействовать с водой с выделением водорода:

2А1 + 6Н₂О = 2А1(ОН)₃ + ЗН₂↑

Порошкообразный алюминий сгорает на воздухе с ослепительной вспышкой. Алюминий непосредственно реагирует с галогенами, образуя галогениды:

Характеристики

Список файлов книги