Какие химические свойства характерны для кальция и магния
IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами.
Все элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.
Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:
Ме0 – 2e— → Ме+2
Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.
Взаимодействие с простыми веществами
с кислородом
Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.
Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):
2Mg + O2 = 2MgO
2Ca + O2 = 2CaO
2Ba + O2 = 2BaO
Ba + O2 = BaO2
Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me3N2.
с галогенами
Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:
Мg + I2 = MgI2 – иодид магния
Са + Br2 = СаBr2 – бромид кальция
Ва + Cl2 = ВаCl2 – хлорид бария
с неметаллами IV–VI групп
Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.
Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:
Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:
С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):
с водородом
Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.
Взаимодействие со сложными веществами
с водой
Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:
c кислотами-неокислителями
Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:
Ве + Н2SO4(разб.) = BeSO4 + H2↑
Mg + 2HBr = MgBr2 + H2↑
Ca + 2CH3COOH = (CH3COO)2Ca + H2↑
c кислотами-окислителями
− разбавленной азотной кислотой
С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N2O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH4NO3):
4Ca + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
4Mg + 10HNO3(сильно разб.) = 4Mg(NO3)2 + NН4NO3 + 3H2O
− концентрированной азотной кислотой
Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:
Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.
− концентрированной серной кислотой
Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:
Be + 2H2SO4 → BeSO4 + SO2↑+ 2H2O
Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.
Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы происходит преимущественно до сероводорода:
4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S↑ + 4H2O
с щелочами
Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:
Be + 2KOH + 2H2O = H2↑ + K2[Be(OH)4] — тетрагидроксобериллат калия
При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород
Be + 2KOH = H2↑+ K2BeO2 — бериллат калия
с оксидами
Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:
Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.
Источник
Физические и химические свойства.
Магний – серебристо-белый металл, в 5 раз легче меди, в 1, 5 раза легче алюминия. Тпл. = 650 С
Химические свойства:
1) Окисление
t0 C
2 Mg + O2 = 2 MgO
2) Взаимодействует с водой.
Сначала образуется оксид, который затем при гидратации дает гидроксид магния.
Mg + H2O = MgO + H2↑
MgO + H2O = Mg (OH)2
3) Взаимодействует с кислотами, кроме HNO3.
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑
разб.
4) 4 Mg + 10 HNO3 = 4 Mg (NO3)2 + NH4NO3 + H2O
5) Окисляется водородом, образует гидрид.
Mg + H2 = MgH2
Физические и химические свойства кльция.
Кальций – легкий, твердый металл. В свежем разрезе имеет беловато-серый цвет. Кальций можно обтачивать на токарном станке, вытягивать в проволоку, ковать, прессовать.
Химические свойства:
1) Кальций чрезвычайно активен в химическом отношении. Уже на воздухе от быстро покрывается слоем оксида, а если поджечь, то горит ярким красноватым пламенем:
2 Ca + O2 = 2 CaO
2) Энергично реагирует с другими окислителями, например, галогенами; S; P и др.
3) С азотом
t0
3 Ca + N2 = Ca3N2
нитрид кальция
4) В атмосфере подогретого водорода образуется гидрид:
Ca + H2 = CaH2
5) Легко окисляется водой:
Ca + 2 H2O = Ca (OH)2 + H2↑
6) Легко взаимодействует с кислотами:
Ca + 2 HCl = CaCl2 + H2↑
7) С разбавленной HNO3:
4 Ca + 10 HNO3 = 4 Ca(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Выводы:
1.Магний – серебристо-белый металл, в 5 раз легче меди, в 1, 5 раза легче алюминия.
2.Химические свойства:
1) Окисление
2) Взаимодействует с водой.
3) Взаимодействует с кислотами, кроме HNO3.
4) Окисляется водородом, образует гидрид.
3.Кальций – легкий, твердый металл. В свежем разрезе имеет беловато-серый цвет. Кальций можно обтачивать на токарном станке, вытягивать в проволоку, ковать, прессовать.
4.Химические свойства.
1) Кальций чрезвычайно активен в химическом отношении. Уже на воздухе от быстро покрывается слоем оксида, а если поджечь, то горит ярким красноватым пламенем.
2) Энергично реагирует с другими окислителями, например, галогенами; S; P и др.
3) С азотом
4) В атмосфере подогретого водорода образуется гидрид.
5) Легко окисляется водой.
6) Легко взаимодействует с кислотами.
7) С разбавленной HNO3.
5.Свойства соединений магния: оксиды, гидроксиды, сульфаты, карбонаты. Качественная реакция на катион магния.
MgO – белый тугоплавкий порошок, мало растворимый в воде. Обладает основными свойствами – реагирует с кислотами.
MgO + 2 HCl = MgCl2 + H2O
Mg (OH)2 – типичное основание средней силы. В щелочах не растворяется, но растворяется в воде в присутствии солей аммония, вследствие образования малодиссоциирующего гидроксида аммония.
Mg (OH)2 + 2 NH4Cl = MgCl2 + 2 NH4OH
Качественная реакция на Mg2+. Реактивом является Na2HPO4.
Техника выполнения – в пробирку помещают 2 капли раствора MgCl2, 2 капли раствора NH3 и раствор NH4Cl до полного растворения осадка Mg (OH)2. Затем к полученному раствору добавляют 1-2 капли раствора Na2HPO4.
NH4Cl
MgCl2 + Na2HPO4 + NH4OH = MgNH4PO4↓ + 2 NaCl + H2O
Mg2+ + HPO42- + NH4OH = MgNH4PO4↓ + H2O
белый, крист.,
растворимый в минеральных
кислотах и CH3COOH
Выводы:
1.MgO –обладает основными свойствами – реагирует с кислотами.
2.Mg (OH)2 – типичное основание средней силы. В щелочах не растворяется, но растворяется в воде в присутствии солей аммония.
3. Реактивом на Mg2+является Na2HPO4.Образуется осадок белый, крист., растворимый в минеральных кислотах и CH3COOH
6.Свойства соединений кальция: оксиды, гидроксиды, сульфаты, карбонаты.
Качественная реакция на катион кальция.
Соединения кальция.
CaO – оксид кальция, получается термическим разложением CaCO3.
t0
CaCO3 = CaO + CO2↑
Оксид кальция (негашеная известь, жженая известь) реагирует с водой, образуя гашеную известь.
CaO + H2O = Ca(OH)2
Ca(OH)2 относится к числу сильных оснований. В 1 л воды растворяется 1, 56 г Ca(OH)2. Насыщенный раствор ca(OH)2 в воде – известковая вода, имеет щелочную реакцию. Ca(OH)2 – самое распространенное и самое дешевое основание.
Качественные реакции на кальций Ca2+:
1) Летучие соли кальция окрашивают бесцветное газовое пламя в кирпично-красный цвет.
2) С оксалатом аммония (NH4)2C2O4 – на холоду в нейтральных, уксусно-кислых, слабощелочных растворах образуется белый мелкокристаллический осадок оксалата кальция:
CaCl2 + (NH4)2C2O4 = CaC2O4↓ + 2 NH4Cl
Ca2+ + C2O42- = CaC2O4↓
Осадок нерастворим в уксусной кислоте, но легко растворим в минеральных кислотах.
ТВ: к 2 каплям раствора CaCl2 добавляют 2 капли раствора оксалата аммония.
Выводы:
1.CaO – оксид кальция.
2.Оксид кальция (негашеная известь, жженая известь) реагирует с водой, образуя гашеную известь.
3.Ca(OH)2– сильное основание.
4.Насыщенный раствор Сa(OH)2 в воде – известковая вода, имеет щелочную реакцию.
5.Качественные реакции на кальций Ca2+:
1) Летучие соли кальция окрашивают бесцветное газовое пламя в кирпично-красный цвет.
2)С оксалатом аммония (NH4)2C2O4 – на холоду в нейтральных, уксусно-кислых, слабощелочных растворах образуется белый мелкокристаллический осадок оксалата кальция.
Осадок нерастворим в уксусной кислоте, но легко растворим в минеральных кислотах.
Дата добавления: 2016-11-12; просмотров: 1480 | Нарушение авторских прав | Изречения для студентов
Читайте также:
Рекомендуемый контект:
Поиск на сайте:
© 2015-2020 lektsii.org – Контакты – Последнее добавление
Источник
Соединения кальция и магния
Ключевые слова конспекта: соединения кальция, соединения магния и кальция, гашеная известь, негашеная известь, гидрооксид кальция, оксид кальция, сульфат кальция, гипс, алебастр, карбонат кальция, мел, мрамор, известняк, кальцит, фосфорит, фосфоритная мука, хлорид кальция, карбид кальция, ацетилен, жесткость воды.
СОЕДИНЕНИЯ КАЛЬЦИЯ
Перечислим наиболее часто используемые соединения кальция.
Оксид кальция СаО – негашёная известь. При взаимодействии с водой происходит гашение извести, при этом выделяется много тепла:
СаО + H2O = Са(ОН)2
Гидроксид кальция Са(ОН)2– гашёная известь. Раствор гидроксида кальция – известковая вода. Известковая вода поглощает углекислый газ, происходит помутнение вследствие образования нерастворимого карбоната кальция:
Са(ОН)2 + СO2 = СаСO3↓ + H2O
При пропускании избытка углекислого газа помутнение исчезает, образуется растворимый в воде гидрокарбонат кальция:
СаСO3 + H2O + СO2 = Са(НСO3)2
Сульфат кальция двухводный CaSO4 • 2Н2О – гипс, а другой кристаллогидрат сульфата кальция – 2CaSO4 • H2O – алебастр. Гипс и алебастр используются в строительстве, медицине и для изготовления декоративных изделий.
Карбонат кальция СаСО3 – это мел, мрамор, известняк, кальцит (исландский шпат).
Ортофосфат кальция Са3(РO4)2 – фосфорит, фосфоритная мука. Используется как фосфорное удобрение.
Чистый безводный хлорид кальция СаCl2 чрезвычайно гигроскопичен, поэтому широко применяется в лаборатории как осушитель в виде гранул. В медицине используется 10%-й раствор хлорида кальция. Ионы Са2+ способствуют хорошей сворачиваемости крови.
Карбид кальция СаС2 используется для получения ацетилена:
СаС2 + 2H2O = Са(ОН)2 + C2H2↑
Его получают в электропечах при нагревании с углём:
СОЕДИНЕНИЯ КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ
Соединения кальция и магния широко распространены в природе. Наличие ионов Са2+ и Mg2+ в природных водах обусловливает особые свойства воды, которые называют её жёсткостью. В жёсткой воде не мылится мыло (вследствие образования нерастворимых солей кальция и магния – стеаратов кальция и магния), при нагревании жёсткой воды образуется накипь и т. д.
Временная жёсткость воды обусловлена присутствием в качестве катионов – ионов кальция и магния, а в качестве анионов – гидрокарбонат-ионов. Такую жёсткость воды можно устранить даже кипячением: 
Так ионы кальция оказываются связанными с карбонат-ионами в осадке – карбонате кальция. Концентрация ионов кальция в растворе заметно уменьшается, вода становится мягкой.
Другой способ перевода ионов кальция в осадок – добавление к жёсткой воде известковой воды, в этом случае кислая соль переходит в среднюю:
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O
Можно умягчать воду с помощью реакций ионного обмена. При взаимодействии жёсткой воды с раствором соды образуется осадок карбоната кальция:
Са(НСO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaHCO3
Постоянная жёсткость воды обусловлена наличием ионов кальция и магния – в качестве катионов и дигидрофосфат-ионов, хлорид-ионов, нитрат-ионов и др. – в качестве анионов. С таким видом жёсткости воды можно справиться только благодаря реакциям ионного обмена. Надо подобрать такие реакции ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок. Например:
3MgCl2 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 6NaCl
Конспект урока по химии «Соединения кальция и магния». Выберите дальнейшее действие:
- Вернуться к Списку конспектов по химии
- Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
Источник
Металлическое состояние. Магний и кальций — серебристые металлы, существенно более твердые, чем щелочные металлы, но более мягкие и пластичные, чем бериллий. При хранении на воздухе магний сохраняет тусклый металлический блеск, потому что покрывается прочной оксидной пленкой, защищающей его при комнатной температуре от дальнейшего окисления и от взаимодействия с водой. Кальций на воздухе быстро теряет блеск, так как образующийся оксид кальция взаимодействует с парами воды и нс защищает его от окисления. Магний и кальций — сильные восстановители.
Получение. В промышленности магний и кальций получают либо электролизом расплавов обезвоженных хлоридов, либо восстановлением из оксидов при высоких температурах:
Последняя реакция обратима. Для предотвращения протекания обратной реакции смесь паров магния и оксида углерода^) при выходе из зоны реакции быстро охлаждают инертным газом.
Бинарные соединения. Вследствие высокой химической активности магния и кальция подавляющее большинство их бинарных соединений можно получить прямым синтезом из простых веществ (табл. 16.4). Реакции с участием магния протекают менее интенсивно. Бинарные соединения кальция обладают ионными свойствами, а бинарные соединения магния занимают промежуточное положение между ионными и ковалентными соединениями.
Таблица 16.4
Бинарные соединения магния, кальция и их значения A Gy; 298
(кДж/моль)
MgH2(K) -36,7 | ||||
MgB2(K) -100,3 | MgC2(K) -84,5 | Mg3N2(x) -401 | MgO(K) -569 | MgF2(K) -1071 |
Mg2Si(K) -76,2 | Mg3P2(K) -487,5 | MgS(K) -341 | MgCl2(K) -592 | |
СаН2(к) -136 | ||||
СаС2(к) -67 | Ca3N2(K) -369 | СаО(к) -604 | СаГ2(к) -1176 | |
Ca2Si(K) -209 | Са3Р2(к) -543 | CaS(i -477 | СаСЬ(к) -749 | |
Гидриды. Кальций при нагревании реагирует с водородом с образованием ионного гидрида кальция СаН2. Магний тоже взаимодействует с водородом, но очень медленно даже при высокой температуре и повышенном давлении. При этом образуется гидрид магния MgH2, который по свойствам и природе химической связи занимает промежуточное положение между ионными и ковалентными гидридами. Гидрид кальция устойчив при нагревании. Гидрид магния разлагается при нагревании до 280°С:
С водой и другими соединениями, способными отщеплять протон, MgH2 реагирует менее энергично, чем СаН2:
Галогениды. Магний и кальций взаимодействуют с галогенами с образованием галогенидов:
где Г = F, Cl, Br, I. Все галогениды магния и кальция — бесцветные кристаллические вещества.
Фториды магния и кальция — малорастворимые соединения. Их кристаллы нс содержат кристаллизационной воды. Они относятся к числу наиболее тугоплавких и труднолетучих фторидов (табл. 16.5). В парах присутствуют линейные молекулы MgF2 и уголковые молекулы CaF2. В природе фторид кальция образует минерал флюорит (плавиковый шпат), который используют в качестве сырья для получения фторо- водорода и элементного фтора.
Таблица 16.5
Свойства фторидов магния и кальция
Показатель | MgF2 | CaF2 |
Температура плавления, °С | 1263 | 1418 |
Температура кипения, °С | 2272 | 2530 |
Растворимость, моль/1000 г Н20 | 2,1-10 3 | 2,1-ИГ4 |
Хлориды, бромиды и иодиды магния и кальция очень хорошо растворимы в воде. Кристаллизуясь из водных растворов при комнатной температуре, они образуют гексагидраты МГ2-6Н20, например СаС12-6Н20. Кристаллогидраты при нагревании теряют воду. Процесс этот происходит в несколько этапов, например обезвоживание гексагидрата хлорида кальция можно изобразить следующей схемой:
При обезвоживании галогениды частично гидролизуются. Не содержащие кристаллизационной воды галогениды магния и кальция (кроме фторидов) гигроскопичны: поглощают пары воды из воздуха. Безводные галогениды термически устойчивы.
Обезвоженный СаС12 используют для осушки газов и жидкостей. Растворы СаС12 и MgCl2 замерзают при значительно более низких температурах, чем чистая вода; на этом основано использование их в качестве средства против обледенения. Растворы СаС12 используют как лекарство при аллергических заболеваниях, кровотечениях и т.п.
Оксиды. Кальций интенсивно взаимодействует с кислородом при комнатной температуре. При нагревании он сгорает. Магний при обычных условиях защищен от окисления оксидной пленкой. Он сгорает только после ее разрушения при 600°С. При горении на воздухе наряду с оксидами МО образуются нитриды M3N2. В промышленности MgO и СаО получают прокаливанием карбонатов:
Особо чистые оксиды обоих металлов можно получить при прокаливании нитратов. Оксид магния (жженая магнезия) и оксид кальция (негашеная известь) — тугоплавкие бесцветные кристаллы.
Оксиды магния и кальция — основные оксиды. При взаимодействии их с водой образуются гидроксиды:
Реагируя с кислотами, MgO и СаО дают соли:
Оксиды магния и кальция находят широкое применение в химической промышленности и строительстве. Оксид магния применяют в медицине для понижения кислотности желудочного сока.
Сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды и силициды.
Эти бинарные соединения магния и кальция при взаимодействии с водой гидролизуются:
Гидроксиды. Гидроксиды обоих металлов — бесцветные кристаллические вещества, малорастворимые в воде. Гидроксид магния Mg(OH)2 — слабое основание. Гидроксид кальция
Ca(OH)2 — сильное основание лишь по первой ступени диссоциации’.
Диссоциация по второй ступени, т.е. диссоциация катиона СаОН+, происходит по механизму слабого электролита:
При нагревании гидроксиды магния и кальция разлагаются:
Оба гидроксида взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами.
Соли. Соли щелочноземельных металлов и магния, подобно солям щелочных металлов, бесцветны, если окраска не обусловлена анионами. В отличие от солей щелочных металлов многие соли магния и кальция малорастворимы (табл. 16.6): это фториды и соли с двух- и трехзарядными анионами.
Растворимые соли щелочноземельных металлов выделяются из водных растворов почти всегда в виде кристаллогидратов. Многие из них содержат по 6 молекул воды. У других кристаллогидратов число молекул воды иное — 2,4, 8 и даже 12 и может изменяться с температурой.
Таблица 16.6
Растворимость некоторых солей магния и кальция (моль/1000 г Н20) при 25°С
Соли | Растворимость солей | Соли | Растворимость солей | ||
Mg2+ | Са2+ | Mg2+ | Са2+ | ||
Фториды mf2 | О со | 2,2 Ю-4 | Г идрокарбонаты М(11С03)2 | 0,9 | 2,7-10 2 |
Хлориды МС12 | 5,81 | 7,93 | Карбонаты МСОз | 4,5-10 3 | 7,1-10 5 |
Бромиды МВг2 | 5,61 | 7,65 | Сульфаты mso4 | 3,10 | 1,2-10 2 |
Йодиды М12 | 5,25 | 7,35 | Дигидрофосфаты М(П2Р04)2 | 0,6 | 0,6 |
Нитраты М(Ш3)2 | 2,93 | 8,42 | Гидрофосфаты мнро4 | 9,2 -10 4 | 7,9 -10 4 |
Перхлораты М(СЮ4)2 | 4,48 | 7,89 | Фосфаты М3(Р04)2 | 5,9-10 4 | 4,0 -10 6 |
Карбонаты. В природе карбонат кальция образует два минерала, различающихся структурами кристаллических решеток: широко распространенный кальцит и реже встречающийся арагонит. Оба минерала не содержат кристаллизационной воды. Карбонат магния в отличие от СаСОз, кроме безводного минерала магнезита MgC03, образует минералы, в состав которых входит кристаллизационная вода.лансфор- дит MgC03 -5H20 и несквегонит MgC03-3H20. Безводные карбонаты магния и кальция — малорастворимые вещества, причем растворимость СаСОз существенно меньше растворимости MgCC>3. Если вода содержит углекислый газ, обе соли растворяются с образованием гидрокарбонатов, существующих только в водных растворах:
При прокаливании MgC03 и СаСОз разлагаются с образованием оксида соответствующего металла и оксида углеро- да(1У).
Нитраты. Эти соли магния и кальция хорошо растворимы. При обычных условиях они выделяются из растворов в виде кристаллогидратов Mg(N03)2 • 6Н20 и Са(Ы0з)2-4Н20. Безводные соли при нагревании разлагаются с выделением кислорода, оксида азота(1У) и оксида соответствующего металла:
Сульфаты. В природе сульфат магния MgS04 существует в виде нескольких минералов. Все они содержат кристаллизационную воду, как, например, эпсомит (горькая соль) MgSO/, ? 7Н2(). Безводный сульфат магния можно получить из кристаллогидратов при нагревании до 320°С. С некоторыми солями щелочных металлов MgSO/, образует двойные соли, многие из которых встречаются в природе н представляют собой минералы, например карналлит и каинит. Сульфат- ион SO 1~ и катион Mg2+ образуют комплексное соединение, поэтому сульфат магния хорошо растворяется в воде.
Сульфат кальция в отличие от сульфата магния образует в природе не только кристаллогидрат CaS04-2H20 (гипс), но и не содержащий кристаллизационной воды минерал ангидрит. При нагревании до 120°С гипс частично теряет воду и превращается в 2CaS04-H20. Кашица, приготовленная из 2CaS04H20 и воды, быстро затвердевает в результате протекания реакции
Сульфат кальция — малорастворимая соль.
При температурах порядка 1000°С безводные сульфаты обоих металлов разлагаются:
Фосфаты. В сельском хозяйстве в качестве фосфорных удобрений используют фосфаты кальция: ортофосфат Са3(Р04)2, гидроортофосфат СаНР04, дигидроортофосфат Са(Н2Р04)2. В этом ряду увеличивается растворимость солей. Кислые соли могут образовывать кристаллогидраты: СаНР04 • 2Н20 и Са(Н2Р04)2 • Н20.
Фосфаты магния не находят такого широкого применения, как фосфаты кальция, вследствие дороговизны их производства. В небольших количествах в качестве удобрения используют малорастворимый ортофосфат магния-аммония MgNH4P04 • 6Н20, который содержит сразу три питательных элемента: азот, фосфор и магний.
Жесткость воды. Это свойство природной воды, обусловленное присутствием в ней катионов Са2+ и Mg2″.
При использовании жесткой воды в системах горячего водоснабжения образуются осадки нерастворимых солей кальция и магния (накипь). При мойке и стирке в жесткой воде резко возрастает расход моющих средств и мыла, так как они расходуются на образование нерастворимых солей катьция и магния.
Жесткость воды измеряется в миллимолях эквивалента палитр (ммоль/л). Суммарная молярная концентрация эквивалентов катионов Са2+ и Mg2+ (ммоль/л) называется общей жесткостью. Различают воду мягкую (жесткость средней жесткости (жесткость 2—10 ммоль/л) и жесткую (жесткость >10 ммоль/л). Общая жесткость складывается из карбонатной (временной) и некарбонатной (постоянной). Карбонатная жесткость обусловлена присутствием в воде растворимых гидрокарбопатов Са(НС03)2 и Mg(HCO)2. Ее можно устранить кипячением воды. При этом растворимые гидрокарбонаты разлагаются, а кальций и магний выпадают в осадок в виде нерастворимых солей:
Некарбонатная жесткость вызвана наличием сульфатов, хлоридов и нитратов кальция и магния.
Общую жесткость воды обычно устраняют либо использованием реагентов, вызывающих осаждение катионов Са2+
и Mg2+ в виде нерастворимых солей, либо ионным обменом этих катионов на Na+ или Н+ на катионитах.
Для умягчения воды чаще других реагентов используют Са(ОН)2 и №2СОз. При использовании Са(ОН)2 увеличивается pH воды и происходит нейтрализация гидрокарбонат- иона НСО3:
При использовании карбоната натрия (соды) происходят реакции:
При умягчении воды методом ионного обмена используют синтетические катиониты, полимерный каркас которых несет активные сульфогруины —SO3H. При пропускании жесткой воды через слой такого катионита в Н-форме (RH2) катионы Н+ замещаются катионами Са2+ и Mg2+:
Часто используют катиониты в натриевой форме RNa2, т.е. смолы, в которых активные группы вместо катионов Н+ содержат Na+:
В результате этих реакций катионы Са2+ и Mg2′ удаляются из раствора, а их место занимают не вызывающие жесткость воды Na+ или Н+.
Источник