Оксид кальция, Гидроксид кальция

ЭЛЕМЕНТЫ IIА ГРУППЫ

 

Общая характеристика группы

Бериллий и его соединения

Магний

Соединения магния

Кальций и карбонат кальция

Оксид кальция, гидроксид кальция

Сульфат кальция, карбид кальция и др. соединения

Жесткость воды

Стронций, барий, радий и их соединения

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Элементы и их символы: бериллий Ве, магний Мg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Rа, последний элемент радиоактивен. Групповое назва­ние — щелочноземельные металлы — относится только к Са, S, Ва и Rа. Свойства (табл. 1).

Несколько более тяжелые и твердые, плавящиеся при более высокой температуре и менее реакционноспособные металлы по сравнению со щелочными металлами. Химическая активность увеличивается с повышением порядкового номера. Так, бериллий и магний устойчивы по отношению к воде, а щелочноземельные металлы реагируют с ней: Ме + 2Н₂О = Ме(ОН)₂ + Н₂  (Ме = Са – Rа)

Все металлы этой группы обладают большим сродством к кислороду и образуют устойчивые оксиды.

Гидроксиды проявляют основные свойства за исключением гидроксида бериллия, который амфотерен. Гидроксид бария вследствие его хорошей растворимости в воде относят к щелочам.

Соли (карбонаты, сульфиты, сульфаты и соли других кислородсодержа­щих кислот) легче и при более низких температурах разлагаются на соот­ветствующие оксиды, чем соли щелочных элементов. Растворимость в воде солей элементов IIА группы различна, есть хорошо растворимые соли – хлориды, бромиды, иодиды, сульфиды (Са — Rа), нитраты, нитриты, цианиды (Мg – Rа), ацетаты (Мg – Rа) и малорастворимые и практически нерас­творимые соли — фториды (кроме Ве), сульфаты (кроме Ве и Мg), ортофосфаты, карбонаты, силикаты и бораты.

Катионы металлов IIА группы бесцветны в кристаллах и в водном рас­творе (окраска некоторых солей объясняется цветом аннона). Восстановле­ние катионов М²⁺ до металла можно провести электролизом в водном рас­творе с применением только ртутного катода, в неводной среде или в рас­плаве.

Таблица 1

Свойства элементов II а группы

	Бериллий Ве	Магний Mg		Кальций Ca		Стронций Sr		Барий Ba		Радий Ra
Порядковый номер	4	12		20		38		56		88
Относительная атомная масса	9,012	24,305		40,078		87,62		137,328		226,025
Содержание в земной коре, %	5,3*10-4	1,95		3,38		1,4*10-2		2,6*10-2		–
Температура плавления, °С	1280	650		851		770		710		»700
Температура кипения, °С	2967	1102		1437		1365		1637		1140
Плотность, г/см3	1,86	1,75		1,55		2,64		3,61		»6
Твердость	Возрастание ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾
Степень окисления	+2	+2		+2		+2		+2		+2
Реакционная способность	Возрастание ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®
Металлические свойства	Возрастание ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®
Растворимость в воде
Гидроксидов	Возрастание ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®
сульфатов	Возрастание ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾
Температура разложения карбонатов	Возрастание ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®
Окраска пламени	–		–		Темно-оранж.		Темно-красная		Светло-зеленая		Темно-красная

БЕРИЛЛИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Открытие. Бериллий Ве как элемент открыт в 1798 г. (Воклен, Франция); в виде металла получен в 1828 г. (Вёлер, Германия).

Распространение в природе. Очень редкий элемент, встречается только в связанном виде.

Минералы: берилл Ве₃А1₂(Si₆О₁₈); изумруд — зеленая разновидность бе­рилла (0,3 % Сr₂О₃); аквамарин — зелено-голубая разно­видность берилла (примесь Fе).

Получение.

1. Электролиз расплава галогенидных комплексов бериллия, например тетрафторобериллата (II) натрия Nа₂[ВеF₄].

2. Термическое восстановление фторида бериллия ВеF₂ кальцием в ва­кууме.

Свойства. Светло-серый металл, очень твердый, при наличии примесей — хрупкий. Устойчив в сухом воздухе. Реагирует с горячей водой. В раствор переводится кислотами-неокислителями, кислотами-окисли­телями (НNО₃ при нагревании) и концентрированными растворами щелочей.

Применение. Бериллий используется для изготовления деталей и устройств атомных реакторов (замедлитель и отражатель нейтронов), как легирующая добавка специальных сплавов, например входит в состав бериллиевой брон­зы, из которой изготавливаются безыскровые контакты, служит материалом для «окошек» рентгеновских трубок (по сравнению с алюминием лучшая проницаемость для рентгеновых лучей).

Соединения. Все соединения бериллия ядовиты.

Гидроксид бериллия Ве(ОН)₂ амфотерен:

Ве(ОН)₂ + 2Н₃O⁺ = [Ве(Н₂О)₄]²⁺

Оксид бериллия ВеО используется как огнеупорный материал, например для изготовления камер сгорания космических ракет. При спекании с графитом оксид бериллия переходит в карбид бериллия Ве₂С — тугоплавкое ве­щество, полностью гидролизующееся в воде:

Ве₂С + 4Н₂О = 2Ве(ОН)₂ + СН₄

В лабораторий Ве₂С можно использовать в качестве твердого источника химически чистого метана.)

МАГНИЙ

Открытие. Магний Мg впервые получен в 1808 г. (Дэви, Англия).

Распространение в природе. Магний — восьмой элемент по распростра­ненности в литосфере Земли. Химически связанный магний входит в состав многих минералов. Ионы Мg²⁺ содержатся в морской воде (до 1,27 г Мg²⁺ в 1 л воды) и живых организмах. Наличие ионов Мg²⁺ в пресной воде обусловливает ее жесткость. Хлорофилл зеленых растений является комплексным соединением магния.

Минералы: шпинель (благородная) (МgА1₂)О₄; магнезиохромит (МgСr₂)О₄; магнезиоферрит (МgFе₂)О₄; доломит СаМg(СО₃)₂ магнезит МgСО₃; оливин (Мg, Fе)₂SiO₄; сепиолит (морская пенка) Мg₄(Si₆О₁₅)(ОН)₂*6Н₂О; серпентин (хризотил-асбест) Мg₆ (Si₄О₁₁)(ОН)₆*Н₂О; тальк (стеатит) Мg₃Si₄О₁₁(ОН)₂; энстатит Мg₂Si₂О_6.

Получение. Электролиз расплава МgС1₂ (в смеси с другими хлоридами) при 740°С с применением стального катода и угольного анода. Реакция на катоде: Мg²⁺ + 2е = Мg. Образующийся магний всплывает на поверхность расплава.

Свойства. Серебристо-белый металл, очень легкий (легчайший конструкционный металл), мягкий и пластичный; плохо под­дается литью, сварке и пайке. На воздухе поверхность металла покрывается защитным слоем оксидной пленки. При поджигании сгорает яркой вспышкой (УФ-излучение) и образует оксид МgО. Возгорание магния возможно даже при обработке резанием (следует соблюдать меры предосторожности!). Го­рящий магний тушат мелкой железной стружкой, но не водой или песком, так как водяной пар и диоксид кремния активно реагируют с магнием: Мg + Н₂O_(г) = МgO + Н₂;  2Мg+ SiO₂ = 2МgО+ Si

Кипящая вода также восстанавливается магнием: Мg + 2Н₂O = Мg(ОН)₂ + Н₂.

При прокаливании магния на воздухе, кроме оксида, образуется нитрид магния Мg₃N₂. Кислоты, даже слабые, окисляют магний; щелочи на него не действуют.

Магний относится к самым неблагородным металлам, и поэтому он электролитически осаждается из водного раствора.

Сплавы магния имеют хорошие деформационные и литейные свойства. Например, сплав магния с алюминием и цинком (до 10 % А1 и 3 % 2п) отличается легкостью и высокой механической прочностью.

Применение. Компонент конструкционных сплавов, применяемых в авиации автомобилестроении. Используется в пиротехнике, в органических синтезах, для изготовления растворимых анодов, применяемых для электрохимической защиты от коррозии.

СОЕДИНЕНИЯ МАГНИЯ

Оксид магния (жженая магнезия) МgО — белый порошок или спеченная бе­лая масса, т. пл. 2800°С. Получают прокаливанием карбоната магния при 800 — 900°С или по реакции хлорида магния с горячим водяным паром: MgCO₃ = MgO + CO₂; MgCl₂ + Н₂О = MgO + 2HCl.

Применяют в производстве огнеупорных конструкционных материалов, для изготовления керамической химической посуды. Используется в меди­цине как мягкое нейтрализующее средство (при повышенной кислотности желудочного сока).

Оксид магния — компонент магнезиального цемента. Его готовят переме­шиванием МgО с концентрированным раствором МgС1₂. Полученная глинообразная масса через несколько часов затвердевает (с поглощением воды) в прочный, твердый как мрамор монолит, химический состав которого отвечает гидроксиду-хлориду магния МgС1(ОН). Часто в магнезиальный цемент вводят наполнители (опилки, стружки и др.) и используют его как легкий строительный материал.

Сульфат магния МgSО₄ кристаллизуется из горячей воды в виде МgSО₄*Н₂О, из холодной — в виде МgSО₄*7Н₂О. Кристаллогидрат МgSО₄*Н₂О (минералогическое название — кизерит) используется как компонент минеральных удобрений. Кристаллогидрат МgSО₄*7Н₂О (тривиальное назва­ние — английская соль) хорошо растворяется в воде в отличие от сульфатов щелочноземельных металлов, горький на вкус; применяется в медицине.

Гидроксид магния Mg(ОН)₂— белый порошок. В воде очень мало раство­рим. Выпадает в виде хлопьевидного осадка из растворов солей магния при добавлении щелочей, например:

МgSО₄ + 2NаОН = Мg(ОН)₂ + Nа₂SО₄

Соли аммония (растворы которых имеют рН<7 вследствие гидролиза) препятствуют осаждению гидроксида магния, а выпавший ранее осадок переходит в раствор.

Карбонат магния МgСО₃ встречается в природе в виде минерала маг­незита. При нагревании дает МgО. Из водного раствора солей магния, на­пример МgSО₄, при добавлении карбонатов (Na₂СО₃, К₂СО₃) осаждается гидроксид-карбонат магния примерного состава 4МgСО₃*Мg(ОН)₂*4Н₂О. Он представляет собой белый, очень рыхлый, сыпучий и легкий порошок, который используют в парфюмерии (вводят в состав пудры, зубного по­рошка), медицине (медицинский цемент), а также как средство для чистки металлических изделий и наполнитель в производстве бумаги и каучука.

Хлорид магния МgС1₂ кристаллизуется из водного раствора в виде МgС1₂*6Н₂О. Кристаллогидрат — белый, очень гигроскопичный кристалличе­ский порошок. Безводный МgС1₂ получают из МgСО₃ путем его прокалива­ния и последующего спекания образовавшегося оксида магния с углем в токе хлора (восстановительное хлорирование):

МgО + С + С1₂ = МgСl₂ + СО

Хлорид магния применяют для получения магния, магнезиального це­мента и холодильных смесей.

Природный двойной хлорид — карналлит КМgС1₃*6Н₂О — важнейшее сырье для производства магния, используется также как удобрение. В виде синтетического препарата применяется в медицине (входит в состав лечебных ванн) и в городском быту как средство для оттаивания снега и льда.

КАЛЬЦИЙ и карбонат кальция

Открытие. Кальций Са в виде металла впервые получен в 1808 г. (Дэви, Англия).

Распространение в природе. Кальций — пятый элемент по распространен­ности в литосфере Земли. Входит в состав многих горных пород и минералов. Содержится в почвах, живых организмах и природных водах (0,4 г ионов Са²⁺ в 1 л морской воды).

Жесткость пресной воды создается в основном также ионами Са²⁺.

Минералы: кальцит (известковый шпат, известняк, мрамор, мел) СаСО₃ доломит СаМg(СО₃)₂; ангидрит СаSO₄; гипс СаSО₄*2Н₂O; фторид флюорит (плавиковый шпат) СаF₂; силикаты анортит (известковый полевой шпат) СаА1₂Si₂O₈; гидроксилапатит (фосфорит) Са₅(РО₄)₃(ОН) и фторхлорапатит (обычно апатит) * Са₅(РО₄)₃(С1, F).

Получение. Электролиз расплава смеси хлорида кальция с хлоридом калия при 850 °С с применением железного катода.

Свойства. Серебристо-белый вязкий металл, ножом не режется. Расплывается на воздухе в результате образования гидроксида и карбоната. При нагревании на воздухе горит светло-красным пламенем и переходит в смесь оксида СаО и нитрида кальция Са₃N₂. В отличие от магния с водой вступает в интенсивную реакцию: Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н_2.

Образующийся прозрачный ненасыщенный раствор гидроксида каль­ция — известковая вода — быстро мутнеет из-за насыщения раствора и вы­падения 'малорастворимого гидроксида Са(ОН)₂.

Кальций менее летуч, чем К, Rb и Сs, поэтому их можно получать при нагревании соответствующих соединений с кальцием, например: 2CsCl + Ca = CaCl₂ + 2Cs.

Применение. Кальций входит в состав сплавов, например антифрикцион­ного металла (0,73% Са, 0,55% Nа, 0,04% Li, остальное Rb). Используется для получения редких металлов в качестве поглотителя кислорода и азота при выделении благородных газов из воздуха.

Карбонат кальция СаСО₃

Распространение в природе. Карбонат кальция — очень распространенное при­родное вещество. Он образует ряд минералов и осадочных горных пород: кальцит (известковый шпат) — минерал, содержащий очень чистый СаСО₃; шпат — чистая и прозрачная разновидность кальцита; известняк — осадочная горная порода СаСО₃ с примесью глины мрамор — разновидность известняка, кристаллическая горная порода; мел — тонкозернистая разновидность известняка известковый туф (травертин) — порода, образовавшаяся в ре­зультате осаждения СаСО₃ из горячих углекислотных источников в присутствии органических остатков растений; мергель — осадочная горная порода СаСО₃ с примесью глины (до 50 — 70%), разновидность известняка.

Выветривание горных пород. Под воздействием колебаний температуры, дождя ч почвенных вод развивается процесс изменения химического состава известняков и их разрушения. Из известняков кальций постепенно переходит в раствор в результате образования растворимого гидрокарбоната: СаСО₃ + Н₂O + СO₂=Са(НСО₃)₂.

Известняки растрескиваются, растворимые соли вымываются и в толще пород возникают карстовые пещеры. Известковые породы, как правило, обеднены водой, поскольку дождевая вода проходит через их пустоты и трещины.

Свойства. Чистый карбонат кальция — твердое белое вещество. Очень мало растворим в воде. При 900°С разлагается на оксид кальция и диоксид углерода: СаСO_3(т)=СаО_(т)+СO_2(г).

Реагирует с кислотами с выделением СО₂ и образованием соответствующих солей.

Применение. Природный карбонат кальция — известняк — используется в производстве строительных материалов, азотных минеральных удобрений, в металлургии, в химической промышленности. Основные области примене­ния известняка: производство цемента, стекла, селитры и разных солей.

Соли

Исландский шпат служит для получения поляризованного света в приз­мах Николя. Известняк и известковый туф используются непосредственно как строительные камень и щебень, для добавки в бетон и в виде пластин как кровельный шифер. Мрамор — материал для изготовления скульптур и как источник диоксида углерода в лаборатории. Отмученный мел потреб­ляется в побелке для стен, потолков и как компонент оконной замазки (85% СаСО₃ +15% олифы), осажденный мел (мелкодисперсный однород­ный порошок) входит в состав зубных порошков и паст, а также применя­ется как наполнитель в производстве бумаги.

Оксид кальция, Гидроксид кальция

Тривиальное название: оксида кальция СаО негашеная известь.

Получение. Прокаливание карбоната кальция; в технике этот процесс на­зывается обжигом известняка. Кусковой известняк загружают в шахтную, кольцевую или вращающуюся печь и прокаливают при 1100°С в токе воз­духа или горючего газа.

Свойства. Белый порошок, плавящийся при »2500°С. При прокалива­нии излучает почти белый свет. Неочищенный технический продукт (для строительных работ) — серый или коричневый пористый кусковой материал. С водой протекает сильно экзотермическая реакция (гашение извести): СаО + Н₂О = Са(ОН)₂ + 179 кДж, так что часть воды даже испаряется.

Применение. Оксид кальция — важнейшее промышленное сырье, из него получают гашеную известь, карбид кальция и известковые удобрения.

Обожженный, чистый доломит СаО + МgО (венская известь) использу­ется для полировки и обезжиривания металлических поверхностей, например в гальванотехнике.

Тривиальные названия гидроксида кальция Са(ОН)₂: гашеная известь; прозрачный (почти насыщенный) водный раствор Са(ОН)₂ — известковая вода, водная суспензия Са(ОН)₂— известковое молоко.

Получение. Взаимодействие оксида кальция с водой (гашение извести).

Свойства. Белый порошок. Мало растворим в воде (0,16 г в 100 г воды). Известковая вода имеет щелочную реакцию и мутнеет на воздухе в резуль­тате взаимодействия с диоксидом углерода с выпадением осадка карбоната кальция: Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃ + Н₂О.

При пропускании диоксида углерода в известковую воду получающийся вначале осадок СаСО₃ затем полностью исчезает, поскольку малорастворимый карбонат переходит в хорошо растворимый гидрокарбонат кальция: СаСОз + СО(г) + Н₂О = Са(НСО₃)₂.

При нагревании раствора вновь осаждается СаСО₃, термическая устойчи­вость которого намного выше, чем у гидрокарбоната Са(НСО₃)₂.

Применение. Основные области применения гашеной извести: приготов­ление известкового строительного раствора, производство хлорной извести (смесь Са(С1О)₂, СаС1₂ и Са(ОН)₂) и других соединений кальция, известко­вых удобрений и защитных средств для растений (известково-серный отвар), каустификация соды Nа₂СО₃ и поташа К₂СО₃, умягчение воды, дубление кож, нейтрализация сточных вод, выделение органических солей кальция из растительных соков и получение самих органических кислот по обменной реакции с серной кислотой.

---

Дата добавления: 2018-10-25; просмотров: 519; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!