Tabuľka vlastností kovov alkalických zemín. Kovy alkalických zemín. S inými nekovmi vytvorte binárne zlúčeniny

Kovy alkalických zemín sú prvky, ktoré patria do druhej skupiny periodickej tabuľky. Patria sem látky ako vápnik, horčík, bárium, berýlium, stroncium a rádium. Názov tejto skupiny naznačuje, že vo vode vyvolávajú zásaditú reakciu.

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín, alebo skôr ich soli, sú v prírode veľmi rozšírené. Sú zastúpené minerálmi. Výnimkou je rádium, ktoré sa považuje za pomerne vzácny prvok.

Všetky vyššie uvedené kovy majú niektoré spoločné vlastnosti, ktoré im umožnili spojiť ich do jednej skupiny.

Kovy alkalických zemín a ich fyzikálne vlastnosti

Takmer všetky tieto prvky sú sivasté pevné látky (aspoň za normálnych podmienok a mimochodom, fyzikálne vlastnosti sa mierne líšia - aj keď sú tieto látky dosť perzistentné, ľahko sa na ne pôsobí.

Je zaujímavé, že s poradovým číslom v tabuľke rastie aj taký ukazovateľ kovu, akým je hustota. Napríklad v tejto skupine má vápnik najnižší ukazovateľ, zatiaľ čo rádium má podobnú hustotu ako železo.

Kovy alkalických zemín: chemické vlastnosti

Na začiatok je potrebné poznamenať, že chemická aktivita sa zvyšuje podľa poradového čísla periodickej tabuľky. Napríklad berýlium je pomerne perzistentný prvok. Reaguje s kyslíkom a halogénmi iba pri silnom zahriatí. To isté platí pre horčík. Vápnik je však schopný pomaly oxidovať aj pri izbovej teplote. Ďalší traja zástupcovia skupiny (rádium, bárium a stroncium) rýchlo reagujú s atmosférickým kyslíkom už pri izbovej teplote. Preto sú tieto prvky uložené ich prikrytím vrstvou petroleja.

Aktivita oxidov a hydroxidov týchto kovov sa zvyšuje rovnakým spôsobom. Hydroxid berýlia sa napríklad nerozpúšťa vo vode a považuje sa za amfotérnu látku, ale považuje sa za pomerne silnú zásadu.

Kovy alkalických zemín a ich stručný popis

Berýlium je svetlošedý, trvanlivý kov s vysokou toxicitou. Prvok bol prvýkrát objavený v roku 1798 chemikom Vauquelinom. V prírode existuje niekoľko minerálov berýlia, z ktorých sú za najznámejšie považované tieto: beryl, fenakit, danalit a chrysoberyl. Mimochodom, niektoré izotopy berýlia sú vysoko rádioaktívne.

Je zaujímavé, že niektoré formy berylu sú cennými drahokamami. Patria sem smaragd, akvamarín a heliodor.

Berýlium sa používa na výrobu určitých zliatin. Tento prvok sa používa na spomalenie neutrónov.

Vápnik je jedným z najznámejších kovov alkalických zemín. V čistej forme je to mäkká látka biely so striebristým odtieňom. Prvýkrát bol čistý vápnik izolovaný v roku 1808. V prírode je tento prvok prítomný vo forme minerálov, ako je mramor, vápenec a sadra. Vápnik je široko používaný v moderné technológie... Používa sa ako chemický zdroj paliva a tiež ako materiál spomaľujúci horenie. Nie je žiadnym tajomstvom, že zlúčeniny vápnika sa používajú na výrobu stavebných materiálov a liekov.

Tento prvok sa nachádza aj v každom živom organizme. V zásade je zodpovedný za fungovanie pohybového systému.

Horčík je ľahký a pomerne kujný kov s charakteristickou sivastou farbou. V čistej forme bol izolovaný v roku 1808, ale jeho soli sa stali známymi oveľa skôr. Horčík sa nachádza v mineráloch, ako sú magnezit, dolomit, karnallit, kieserit. Mimochodom, horečnatá soľ poskytuje obrovské množstvo zlúčenín tejto látky, v ktorých sa dá nájsť morská voda.

Prvky podskupiny vápnika sa nazývajú kovy alkalických zemín. Pôvod tohto názvu je spôsobený skutočnosťou, že ich oxidy („zeminy“ alchymistov) dodávajú vode zásaditú reakciu. Kovy alkalických zemín sa častejšie označujú iba ako kovyvápnik , stroncium, bárium, rádium , menej často horčík ... Prvým prvkom tejto podskupiny je berýlium , vo väčšine svojich vlastností je oveľa bližšie k hliníku.

Prevalencia:

Vápnik tvorí 1,5% z celkového počtu atómov v zemskej kôre, zatiaľ čo obsah rádia v ňom je veľmi malý (8-10-12%). Medziprodukty - stroncium (0,008) a bárium (0,005%) - sú bližšie k vápniku. Bárium bolo objavené v roku 1774, stroncium - v roku 1792. Elementárne Ca, Sr a Ba boli prvýkrát získané v roku 1808. vápnik d sa skladá z izotopov s hmotnostnými číslami 40 (96,97%), 42 (0,64), 43 (0,14), 44 (2,06), 46 (0,003), 48 (0,19); stroncium - 84 (0,56%), 86 (9,86), 87 (7,02), 88 (82,56); bárium -130 (0,10%), 132 (0,10), 134 (2,42), 135 (6,59), 136 (7,81), 137 (11,32), 138 (71,66) ... Z izotopov rádium primárny význam má prirodzene sa vyskytujúci 226 Ra (priemerná životnosť atómu je 2340 rokov).

Zlúčeniny vápnika (vápenec, sadra) boli známe a prakticky používané v dávnych dobách. Okrem rôznych silikátových hornín sa Ca, Sr a Ba nachádzajú hlavne vo forme ťažko rozpustných uhličitanových a síranových solí, ktorými sú minerály:

CaCO 3 - kalcit CaS0 4 - an hydrit

SrC0 3 - strontianit SrS0 4 - celestína

BaC0 3 - vädnúť BaS0 4 - ťažký nosník

CaMg (CO 3) 2 - dolomit MgCO 3 - magnezit

Uhličitan vápenatý vo forme vápenca a kriedy tvorí niekedy celé pohoria. Kryštalizovaná forma CaCO 3, mramoru, je oveľa menej bežná. Pre síran vápenatý je najtypickejším nálezom vo forme minerálu sadra (CaSO 4 2H 2 0), ktorej ložiská majú často obrovskú kapacitu. Okrem vyššie uvedeného je dôležitým minerálom vápnika fluorit -CaF2, ktorý sa používa na získanie kyseliny fluorovodíkovej podľa rovnice:

CaF 2 + H 2 SO 4 (koncentr.) → CaSO 4 + HF

V prípade stroncia a bária sú síranové minerály bežnejšie ako oxid uhličitý. Primárne ložiská rádia sú spojené s uránovými rudami (a na 1 000 kg uránu ruda obsahuje iba 0,3 g rádia).

Príjem:

Alumotermická výroba voľných kovov alkalických zemín sa vykonáva pri teplotách asi 1200 ° C podľa nasledujúcej schémy:

ZE0 + 2Al= Al203 + ZE

žhavenie ich oxidov kovovým hliníkom vo vysokom vákuu. V tomto prípade sa kov alkalických zemín oddestiluje a uloží na chladnejšie časti zariadenia. Vo veľkom (asi tisíce ton ročne) sa vyrába iba vápnik, na ktorý používajú aj elektrolýzu roztaveného CaCl 2. Proces alumotermie je komplikovaný skutočnosťou, že zahŕňa čiastočnú fúziu s Al 2 O 3. Napríklad v prípade vápnika reakcia prebieha podľa rovnice:

3СаО + Аl 2 O 3 → Сa 3 (АlO 3) 2

Môže tiež dôjsť k čiastočnej fúzii vytvoreného kovu alkalických zemín s hliníkom.

Elektrolyzér na výrobu kovového vápnika je to pec s vnútorným grafitovým obložením, chladená zospodu tečúcou vodou. Do pece sa vloží bezvodý CaCl2 a ako elektródy sa použije železná katóda a grafitové anódy. Proces sa vykonáva pri napätí 20-30 V, prúdovom prúde až 10 000 ampérov, nízkej teplote (asi 800 ° C). Vzhľadom na posledné uvedené okolnosti zostáva grafitová výstelka pece vždy pokrytá ochrannou vrstvou tuhej soli. Pretože sa vápnik dobre ukladá iba pri dostatočne vysokej prúdovej hustote na katóde (asi 100 A / cm3), katóda sa počas postupu elektrolýzy postupne zvyšuje, takže v tavenine zostáva ponorený iba jej koniec. V skutočnosti je teda katódou samotný kovový vápnik (ktorý je zo vzduchu izolovaný stuhnutou soľnou kôrkou). Jeho čistenie sa zvyčajne vykonáva destiláciou vo vákuu alebo v argónovej atmosfére.

Fyzikálne vlastnosti:

Vápnik a jeho analógy sú kujné, striebristo biele kovy. Z nich je samotný vápnik dosť tvrdý, stroncium a najmä bárium sú oveľa mäkšie. Niektoré z konštánt pre kovy alkalických zemín sú uvedené nižšie:

Hustota, g / cm3
Teplota topenia, ° С
Teplota varu, ° С

Prchavé zlúčeniny kovov alkalických zemín maľujú plameň charakteristickými farbami: Ca - oranžovo -červená (tehla), Sr a Ra - karmínovo červená, Ba - žltkasto zelená. Toto sa používa v chemických analýzach na objavenie príslušných prvkov.

Chemické vlastnosti :

Vo vzduchu je vápnik a jeho analógy potiahnuté filmom spolu s normálnymi oxidmi (EO), ktoré tiež čiastočne obsahujú peroxidy (EO2) a nitridy (E3N2). V sérii napätí sú kovy alkalických zemín umiestnené vľavo od horčíka, a preto ľahko vytesňujú vodík nielen zo zriedených kyselín, ale aj z vody. Pri prechode z Ca na Ra sa interakčná energia zvyšuje. Príslušné prvky sú vo svojich zlúčeninách dvojmocné. Kovy alkalických zemín sa kombinujú s metaloidmi veľmi energicky a s výrazným uvoľňovaním tepla.

Obvykle, keď kovy alkalických zemín (kovov alkalických zemín) interagujú s kyslíkom, je indikovaná tvorba oxidu:

2E + O 2 → 2EO

Je dôležité vedieť triviálne názvy viacnásobné pripojenie:

bielenie, chlór (chlór) - CaCl 2 ∙ Ca (ClO) 2

hasený (vata) - Ca (OH) 2

vápno - zmes Ca (OH) 2, piesku a vody

vápenné mlieko - suspenzia Ca (OH) 2 vo vápennej vode

sóda - zmes tuhého NaOH a Ca (OH) 2 alebo CaO

pálené vápno (varené) - CaO

Interakcia s vodou, napríklad vápnikom a jeho oxidom:

Ca + 2H20 - → Ca (OH) 2 + H2

CaO + H20 → Ca (OH) 2 +16 kcal (hasenie vápna)

Pri interakcii s kyselinami oxidy a hydroxidy kovov alkalických zemín ľahko tvoria zodpovedajúce soli, zvyčajne bezfarebné.

Je to zaujímavé:

Ak pri hasení vápna nahradíte vodu roztokom NaOH, potom sa získa takzvané sodné vápno. Prakticky počas jeho výroby sa drvený CaO pridáva do koncentrovaného roztoku hydroxidu sodného (v hmotnostnom pomere 2: 1 k NaOH). Po premiešaní výslednej hmoty sa odparí do sucha v železných nádobách, slabo kalcinuje a potom sa rozdrví. Sodné vápno je tesná zmes Ca (OH) 2 s NaOH a je široko používaný v laboratóriách na absorpciu oxidu uhličitého.

Spolu s normálnymi oxidmi pre prvky podskupiny vápnika sú známe aj biele peroxidy typu E0 2. Z nich má praktický význam peroxid bárnatý (BaO2), ktorý sa používa najmä ako východiskový produkt na výrobu peroxidu vodíka:

BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2

Technicky sa BaO 2 získava zahriatím BaO v prúde vzduchu na 500 ° C. V tomto prípade sa podľa reakcie pridáva kyslík

2ВаО + O 2 = 2BaO 2 + 34 kcal

Ďalšie zahrievanie naopak vedie k rozkladu BaO2 na oxid bárnatý a kyslík. Preto je spaľovanie kovového bária sprevádzané tvorbou iba jeho oxidu.

Interakcia s vodíkom za vzniku hydridov:

Hydridy EN 2 sa nerozpúšťajú (bez rozkladu) v žiadnom z bežných rozpúšťadiel. S vodou (dokonca aj so svojimi stopami) energicky reagujú podľa nasledujúcej schémy:

EH2 + 2H20 = E (OH) 2 + 2H2

Táto reakcia môže slúžiť ako vhodný spôsob výroby vodíka, pretože na jej uskutočnenie vyžaduje okrem CaH2 (1 kg z toho približne 1 m 3 H 2) iba vodu. Je sprevádzaný tak výrazným uvoľňovaním tepla, že CaH 2 zvlhčený malým množstvom vody sa na vzduchu samovoľne vznieti. Interakcia hydridov EN 2 so zriedenými kyselinami prebieha ešte razantnejšie. Naopak, s alkoholmi reagujú pokojnejšie ako s vodou:

CaH2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2

CaH 2 + 2ROH → 2RH + Ca (OH) 2

3CaH2 + N2 → Ca3N2 + -HH2

CaH2 + O2 → CaO + H20

Hydrid vápenatý sa používa ako účinné sušidlo pre kvapaliny a plyny. Úspešne sa používa aj na kvantitatívne stanovenie obsahu vody v organických kvapalinách, kryštalických hydrátoch atď.

Môžem priamo komunikovať s nekovmi:

Ca + Cl2 → CaCl2

· Interakcia s dusíkom. E 3 N 2 biele žiaruvzdorné telesá. Veľmi pomaly sa tvorí už za normálnych podmienok:

3E + N 2 → E 3 N 2

Rozkladajú sa vodou podľa schémy:

E3N2 + 6H20 - 3Ca (OH) 2 + 2NH3

4E 3 N 2 → N 2 + 3E 4 N 2) (pre subnitridy Ba a Sr)

E4N2 + 8H20 - 4E (OH) 2 + 2NH3 + H2

Ba 3 N 2 + 2 N 2 → 3 Ba N 2 (pernitrid bárnatý)

Pri interakcii so zriedenými kyselinami tieto pernitridy, spolu s dvoma molekulami amoniaku, tiež odštiepili voľnú molekulu dusíka:

E4N2 + 8HCl → 4ESl2 + 2NH3 + H2

E 3 N 2 + ЗСО = 3ЕO + N 2 + ЗС

V opačnom prípade reakcia prebieha v prípade bária:

B a 3 N 2 + 2СО = 2ВаО + Ba (CN) 2

Je to zaujímavé :

E + NH3 (kvapalný) → (E (NH2) 2 + H 2 + ENH + H 2)

4E (NH2) 2 → EN 2 + 2H 2

To je zaujímavéE (NH 3) 6 - amoniak vzniká interakciou prvkov s plynným amoniakom a môže sa rozkladať podľa schémy:

E (NH3) 6 → E (NH2) 2 + 4NH3 + H2

Ďalšie zahrievanie:

E (NH2) 2 → ENH + NH3

3ENH → NH3 + E 3 N 2

Interakcia kovu s amoniakom pri vysokých teplotách prebieha podľa schémy:

6E + 2NH 3 → EH 2 + E 3N. 2

Nitridy sú schopné viazať halogenidy:

E 3 N 2 + EHal 2 → 2E 2 NHal

· Oxidy kovov alkalických zemín a hydroxidy vykazujú základné vlastnosti, s výnimkou berýlia:

CaO+2 HCl→ CaCl 2 + H 2 O

Ca (OH) 2 + 2HCl →CaCl 2 + 2H20

Be + 2NaOH + 2H20 - Na2 + H2

BeO + 2HCl → BuďSl 2 + H20

BeO + 2NaOH → Na 2 BeO 2 + H 2 O

Kvalitatívne reakcie na katióny alkalických kovov. Väčšina publikácií uvádza iba kvalitatívne reakcie na Ca 2+ a Ba 2+. Zvážte ich okamžite v iónovej forme:

Ca 2+ + CO 3 2- → CaCO 3 ↓ (biela zrazenina)

Ca 2+ + SO 4 2- → CaSO 4 ↓ (biela vločkovitá zrazenina)

CaCl2 + (NH4) 2C204 → 2NH4CI + CaC204 ↓

Ca 2+ + C 2 O 4 2- → CaC 2 O 4 ↓ (biela zrazenina)

Plameň natretý Ca 2+ v tehlovej farbe

Ba 2+ + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ (biela zrazenina)

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓ (biela zrazenina)

Ba 2+ + CrO 4 2- → BaCrO 4 ↓ (žltá zrazenina, podobná stronciu)

Ba 2+ + Cr 2 O 7 2- + H 2 O → 2BaCrO 4 + 2H + (žltá zrazenina, podobná stronciu)

Ba 2+ - farbenie plameňa na zeleno.

Aplikácia:

Zlúčeniny uvažovaných prvkov nachádzajú takmer výlučne priemyselnú aplikáciu, ktorej charakteristické vlastnosti určujú oblasti ich použitia. Výnimkou sú soli rádia, ktorých praktická hodnota je spojená s ich spoločnou vlastnosťou - rádioaktivitou. Praktické využitie (hlavne v metalurgii) nachádza takmer výlučne vápnik Dusičnan vápenatý je široko používaný ako minerálne hnojivo obsahujúce dusík. Dusičnany stroncia a bária sa používajú v pyrotechnike na výrobu zlúčenín, ktoré horia červeným (Sr) alebo zeleným (Ba) plameňom. Použitie jednotlivých prírodných odrôd CaCO 3 je rôzne. Vápenec sa priamo používa pri stavebných prácach a slúži aj ako surovina na výrobu najdôležitejších stavebných materiálov - vápna a cementu. Krieda sa používa ako minerálna farba, ako základ pre leštiace hmoty atď. Mramor je vynikajúcim materiálom pre sochy, elektrické rozvádzače a ďalšie. Ako východiskový materiál na výrobu HF sa používa hlavne prírodný CaF 2, ktorý je v keramickom priemysle široko používaný.

Bezvodý CaCl2 sa kvôli svojej hygroskopickosti často používa ako sušiace činidlo. Lekárske aplikácie roztokov chloridu vápenatého (ústami a intravenózne) sú veľmi rozmanité. Chlorid bárnatý sa používa na kontrolu poľnohospodárskych škodcov a ako dôležité činidlo (pre SO 4 2- ióny) v chemických laboratóriách.

Je to zaujímavé:

Ak 1 hmotnosť. vrátane nasýteného roztoku Ca (CH3COO) 2, rýchlo nalejte do nádoby obsahujúcej 17 hmot. vrátane etylalkoholu, potom všetka tekutina okamžite stuhne. „Suchý alkohol“ získaný podobným spôsobom po zapálení pomaly dohorí dymovým plameňom. Takéto palivo je obzvlášť vhodné pre turistov.

Tvrdosť vody.

Obsah vápenatých a horečnatých solí v prírodnej vode sa často odhaduje, keď už hovoríme o jednej alebo druhej o jej „tvrdosti“. Zároveň sa rozlišuje tvrdosť medzi uhličitanom („dočasným“) a nekarbonátom („trvalým“). Prvý je spôsobený prítomnosťou Ca (HC0 3) 2, menej často Mg (HC0 3) 2. Hovorí sa mu dočasný, pretože ho možno odstrániť jednoduchým varom vody: hydrogenuhličitany sa v tomto prípade zničia a nerozpustné produkty ich rozkladu (uhličitany Ca a Mg) sa usadzujú na stenách nádoby vo forme vodného kameňa:

Ca (HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Mg (HCO3) 2 → MgCO3 ↓ + C02 + H20

Konštantná tvrdosť vody je spôsobená prítomnosťou vápenatých a horečnatých solí, ktoré sa počas varu nezrážajú. Najbežnejšie sú sírany a chloridy. Z nich má zvláštny význam málo rozpustný CaS04, ktorý sa usádza vo forme veľmi hustej stupnice.

Keď parný kotol pracuje na tvrdej vode, jeho vyhrievaný povrch je pokrytý vodným kameňom. Pretože kotol nevedie dobre teplo, v prvom rade sa prevádzka kotla stáva neekonomickou: dokonca aj 1 mm hrubá vrstva vodného kameňa zvyšuje spotrebu paliva asi o 5%. Na druhej strane steny kotla, izolované od vody vrstvou vodného kameňa, môžu dosahovať veľmi vysoké teploty. vysoké teploty... V tomto prípade sa železo postupne oxiduje a steny strácajú pevnosť, čo môže viesť k výbuchu kotla. Pretože zariadenia na výrobu pary existujú v mnohých priemyselných podnikoch, otázka tvrdosti vody je v praxi veľmi dôležitá.

Pretože čistenie vody z rozpustených solí destiláciou je príliš drahé, v oblastiach s tvrdou vodou na jej „zmäkčenie“ použite chemické metódy... Uhličitanová tvrdosť sa zvyčajne eliminuje pridaním Ca (OH) 2 do vody v množstve, ktoré presne zodpovedá obsahu hydrogenuhličitanu zistenému analýzou. Navyše podľa reakcie

Ca (HCO3) 2 + Ca (OH) 2 = 2CaCO3 ↓ + 2H20

všetok bikarbonát sa premení na normálny uhličitan a vyzráža sa. Najčastejšie sú zbavené nekarbonátovej tvrdosti pridaním sódy do vody, čo spôsobuje tvorbu zrazeniny reakciou:

СaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4

Voda sa potom nechá usadiť a až potom sa použije na pohon kotlov alebo vo výrobe. Na zmäkčenie malého množstva tvrdej vody (v práčovniach a pod.) Sa do nej zvyčajne pridá malá sóda a nechá sa usadiť. V tomto prípade sa vápnik a horčík úplne vyzrážajú vo forme uhličitanov a sodné soli zostávajúce v roztoku nerušia.

Z vyššie uvedeného vyplýva, že na odstránenie uhličitanovej aj nekarbonátovej tvrdosti je možné použiť sódu. Napriek tomu sa v technológiách stále pokúšajú, pokiaľ je to možné, používať presne Ca (OH) 2, čo je spôsobené oveľa nižšími nákladmi na tento výrobok v porovnaní so sódou

Uhličitanová aj nekarbonátová tvrdosť vody sa odhaduje z celkového počtu miligramových ekvivalentov Ca a Mg (mg-ekv. / L) obsiahnutých v jednom litri. Súčet dočasnej a trvalej tvrdosti určuje celkovú tvrdosť vody. Ten je na tomto základe charakterizovaný nasledujúcimi názvami: mäkký (<4), средне жёсткая (4-8), жесткая (8-12), очень жесткая (>12 mEq / L). Tvrdosť jednotlivých prírodných vôd sa pohybuje vo veľmi širokom rozmedzí. Pri otvorených vodných plochách to často závisí od ročného obdobia a dokonca aj od počasia. Najviac „mäkká“ prírodná voda je atmosférická (dážď, sneh), takmer bez rozpustených solí. Je zaujímavé, že existujú dôkazy o tom, že srdcové choroby sú bežnejšie v oblastiach s mäkkou vodou.

Na úplné zmäkčenie vody sa namiesto sódy často používa Na 3 PO 4, pričom sa vyzráža vápnik a horčík vo forme ťažko rozpustných fosfátov:

2Na 3 PO 4 + 3Ca (HCO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6 NaHCO 3

2Na 3 PO 4 + 3Mg (HCO 3) 2 → Mg 3 (PO 4) 2 ↓ + 6 NaHCO 3

Na výpočet tvrdosti vody existuje špeciálny vzorec:

Kde 20,04 a 12,16 sú ekvivalentné hmotnosti vápnika a horčíka.

Strih: Kharlamova Galina Nikolaevna

Lekcia sa bude zaoberať témou „Kovy a ich vlastnosti. Alkalické kovy. Kovy alkalických zemín. Hliník “. Naučíte sa všeobecné vlastnosti a vzorce prvkov alkalických kovov a kovov alkalických zemín, samostatne študujte chemické vlastnosti kovov alkalických kovov a kovov alkalických zemín a ich zlúčenín. Pomocou chemických rovníc sa bude uvažovať o takom koncepte, akým je tvrdosť vody. Zoznámte sa s hliníkom, jeho vlastnosťami a zliatinami. Dozviete sa o zmesiach, ktoré regenerujú kyslík, ozonidy, peroxid bária a produkciu kyslíka.

Téma: Základné kovy a nekovy

Lekcia: Kovy a ich vlastnosti. Alkalické kovy. Kovy alkalických zemín. Hliník

Hlavná podskupina skupiny I periodickej tabuľky D.I. Mendeleev sú lítium Li, sodík Na, draslík K, rubídium Rb, cézium Cs a francium Fr. Sú uvedené prvky tejto podskupiny. Ich spoločný názov je alkalické kovy.

Kovy alkalických zemín sú v hlavnej podskupine skupiny II D.I. Mendelejev. Ide o horčík Mg, vápnik Ca, stroncium Sr, bárium Ba a rádium Ra.

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín ako typické kovy vykazujú výrazné redukčné vlastnosti. U prvkov hlavných podskupín sa kovové vlastnosti zvyšujú so zvyšujúcim sa polomerom. Zvlášť silné regeneračné vlastnosti sa prejavujú v alkalické kovy... Natoľko, že je prakticky nemožné vykonávať ich reakcie so zriedenými vodnými roztokmi, pretože v prvom rade dôjde k reakcii ich interakcie s vodou. Podobná situácia je aj v prípade kovov alkalických zemín. Interagujú tiež s vodou, ale oveľa menej intenzívne ako alkalické kovy.

Elektronické konfigurácie valenčná vrstva alkalických kovov - ns 1 , kde n je číslo elektrónovej vrstvy. Označujú sa ako s-prvky. Kovy alkalických zemín - ns 2 (s-prvky). Hliník má valenčné elektróny …3 s 2 3p 1(p-prvok). Tieto prvky tvoria zlúčeniny s iónovým typom väzby. Keď sa pre ne vytvoria zlúčeniny, oxidačný stav zodpovedá číslu skupiny.

Detekcia kovových iónov v soliach

Kovové ióny možno ľahko identifikovať podľa zmeny farby plameňa. Ryža. 1.

Lítiové soli - karmínovo červená farba plameňa. Sodné soli sú žlté. Draselné soli - purpurové cez kobaltové sklo. Rubídium je červené, cézium je fialovomodré.

Ryža. 1

Soli kovov alkalických zemín: vápnik - tehlovočervená, stroncium - karmínová červená a bárium - žltkasto zelená. Soli hliníka nemenia farbu plameňa. Na výrobu ohňostrojov sa používajú soli alkalických kovov a kovov alkalických zemín. A môžete ľahko určiť farbu, z ktorej boli použité kovové soli.

Vlastnosti kovu

Alkalické kovy sú striebristo biele látky s charakteristickým kovovým leskom. Vďaka oxidácii sa na vzduchu rýchlo kazia. Ide o mäkké kovy, Na, K, Rb, Cs sú svojou mäkkosťou podobné vosku. Ľahko sa krájajú nožom. Sú ľahké. Lítium je najľahší kov s hustotou 0,5 g / cm3.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

1. Interakcia s nekovmi

Vďaka svojim vysokým redukčným vlastnostiam alkalické kovy prudko reagujú s halogénmi za vzniku zodpovedajúceho halogenidu. Pri zahrievaní reagujú so sírou, fosforom a vodíkom za vzniku sulfidov, hydridov, fosfidov.

2Na + Cl2 → 2NaCl

Lítium je jediný kov, ktorý reaguje s dusíkom aj pri izbovej teplote.

6Li + N2 = 2Li3N, výsledný nitrid lítia prechádza ireverzibilnou hydrolýzou.

Li 3 N + 3H20 - → 3 LiOH + NH3

2. Interakcia s kyslíkom

Len s lítiom sa oxid lítny tvorí okamžite.

4Li + О 2 = 2Li 2 О, a keď kyslík interaguje so sodíkom, vzniká peroxid sodný.

2Na + О 2 = Na 2 О 2. Keď horia všetky ostatné kovy, vznikajú superoxidy.

K + O 2 = KO 2

3. Interakcia s vodou

Reakciou s vodou je možné jasne vidieť, ako sa aktivita týchto kovov v skupine mení zhora nadol. Lítium a sodík pokojne interagujú s vodou, draslík - s bleskom a cézium - už s výbuchom.

2Li + 2H20 - 2LiOH + H2

4.

8K + 10HNO3 (koniec) → 8KNO3 + N20 +5 H20

8Na + 5H2S04 (koncentrovaný) → 4Na2S04 + H2S + 4H20

Získanie alkalických kovov

Vzhľadom na vysokú aktivitu kovov je možné ich získať elektrolýzou solí, najčastejšie chloridov.

Zlúčeniny alkalických kovov sa široko používajú v rôznych priemyselných odvetviach. Pozri Tab. 1.

SPOLOČNÉ ZLÚČENINY ALKALÍNOVÝCH KOVOV
	Lúh sodný (lúh sodný)
	Soľ
	Čílsky soľník
Na2S04 - 10H20	Glauberova soľ
Na2CO3 - 10H20	Kryštálová sóda
	Žieravý draslík
	Chlorid draselný (sylvin)
	Indický soľník

Ich názov je spôsobený skutočnosťou, že hydroxidy týchto kovov sú zásadité a oxidy sa predtým nazývali „zeminy“. Oxid bárnatý BaO je napríklad bárium. Berýlium a horčík nie sú najčastejšie klasifikované ako kovy alkalických zemín. Nebudeme brať do úvahy ani rádium, pretože je rádioaktívne.

Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín.

1. Interakcia snekovy

Сa + Cl2 → 2СaCl2

Ca + H 2 CaH 2

3Ca + 2P Ca 3 P 2-

2. Interakcia s kyslíkom

2Ca + O 2 → 2CaO

3. Interakcia s vodou

Sr + 2H20 - → Sr (OH) 2 + H 2, ale interakcia je pokojnejšia ako s alkalickými kovmi.

4. Interakcia s kyselinami - silné oxidačné činidlá

4Sr + 5HNO 3 (koncentrovaný) → 4Sr (NO 3) 2 + N 2 O + 4H 2 O

4Ca + 10H 2 SO 4 (koncentrovaný) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O

Získanie kovov alkalických zemín

Kovový vápnik a stroncium sa získavajú elektrolýzou roztavených solí, najčastejšie chloridov.

CaCl2 Ca + Cl2

Bárium s vysokou čistotou je možné získať alumotermickou metódou z oxidu bárnatého

3BaO + 2Al 3Ba + Al203

SPOLOČNÉ ZLÚČENINY ALKALÍNSKYCH ZEMÍ KOVOV

Najznámejšie zlúčeniny kovov alkalických zemín sú: CaO - pálené vápno. Ca (OH) 2 - hasené vápno, alebo vápenná voda. Pri prechode oxidu uhličitého vápennou vodou dochádza k zákalu, pretože vzniká nerozpustný uhličitan vápenatý CaCO 3. Je však potrebné pamätať na to, že ďalším prechodom oxidu uhličitého vzniká rozpustný hydrogenuhličitan a zrazenina zmizne.

Ryža. 2

СaO + H20 → Ca (OH) 2

Ca (OH) 2 + C02 → CaCO3 ↓ + H20

CaCO 3 ↓ + H 2 O + CO 2 → Ca (HCO 3) 2

Sadra - sú to CaSO 4 ∙ 2H 2 O, alabaster - CaSO 4 ∙ 0,5H 2 O. Sádra a alabaster sa používajú v stavebníctve, medicíne a na výrobu dekoratívnych predmetov. Ryža. 2.

Uhličitan vápenatý CaCO 3 tvorí mnoho rôznych minerálov. Ryža. 3.

Ryža. 3

Fosforečnan vápenatý Ca 3 (PO 4) 2 - fosforitan, fosforečná múka sa používa ako minerálne hnojivo.

Čistý bezvodý chlorid vápenatý CaCl 2 je hygroskopická látka, preto sa v laboratóriách široko používa ako vysúšadlo.

Karbid vápenatý- CaC 2. Môžete to získať takto:

СaO + 2C → CaC 2 + CO. Jedno z jeho použití je pri výrobe acetylénu.

CaC2 + 2H20 - → Ca (OH) 2 + C2H2

Síran bárnatý BaSO 4 - baryt. Ryža. 4. V niektorých štúdiách sa používa ako biela referenčná hodnota.

Ryža. 4

Tvrdosť vody

Prírodná voda obsahuje vápenaté a horečnaté soli. Ak sú obsiahnuté v znateľných koncentráciách, potom mydlo v takej vode nepení v dôsledku tvorby nerozpustných stearátov. Keď sa varí, tvorí sa vodný kameň.

Dočasná stuhnutosť v dôsledku prítomnosti hydrogenuhličitanov vápenatých a horečnatých Ca (HCO 3) 2 a Mg (HCO 3) 2. Túto tvrdosť je možné odstrániť varom.

Ca (HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Konštantná tvrdosť vody v dôsledku prítomnosti katiónov Ca 2+., Mg 2+ a aniónov H 2 PO 4 -, Cl -, NO 3 -a ďalších. Konštantná tvrdosť vody je eliminovaná iba vďaka iónomeničovým reakciám, v dôsledku ktorých horčík a ióny vápnika budú prenesené do sedimentu.

Domáca úloha

1. č. 3, 4, 5-a (s. 173) Gabrielyan O.S. Chémia. Stupeň 11. Základná úroveň. 2. vydanie, vymazané. - M.: Drop, 2007.- 220 s.

2. Aká je reakcia okolia vodný roztok sulfid draselný? Odpoveď potvrďte rovnicou reakcie hydrolýzy.

3. Určte hmotnostný podiel sodíka v morskej vode, ktorý obsahuje 1,5% chloridu sodného.

Druhá skupina periodický systém DI Mendeleev obsahuje skupinu prvkov, ktoré sú svojimi vlastnosťami veľmi podobné alkalickým kovom, ale svojou aktivitou sú nižšie. Obsahuje berýlium a horčík, ako aj vápnik, stroncium, bárium a rádium. Súhrnne sú známe ako prvky alkalických zemín. V našom článku sa zoznámime s ich distribúciou v prírode a ich aplikáciou v priemysle, ako aj študujeme najdôležitejšie chemické vlastnosti kovov alkalických zemín.

všeobecné charakteristiky

Všetky atómy vyššie uvedených prvkov obsahujú vo vonkajšej vrstve energie dva elektróny. V interakcii s inými látkami sa vždy vzdajú svojich negatívnych častíc a prechádzajú do stavu katiónov s nábojom 2+. Pri redoxných reakciách sa prvky správajú ako silné redukčné činidlá. S rastúcim nábojom jadra sa zvyšujú chemické vlastnosti kovov alkalických zemín a ich aktivita. Vo vzduchu rýchlo oxidujú a na svojom povrchu vytvárajú oxidový film. Všeobecný vzorec pre všetky oxidy je RO. Zodpovedajú hydroxidom vzorca R (OH) 2. Ich základné vlastnosti a rozpustnosť vo vode sa zvyšujú aj s rastom radového čísla prvku.

Špeciálne vlastnosti berýlia a horčíka

V niektorých svojich vlastnostiach sa prví dvaja zástupcovia hlavnej podskupiny druhej skupiny trochu líšia od ostatných prvkov alkalických zemín. To sa prejavuje najmä počas ich interakcie s vodou. Chemické vlastnosti berýlia sú napríklad také, že vôbec nereaguje s H20. Horčík naopak interaguje s vodou iba vtedy, keď sa zahrieva. Ale všetky prvky alkalických zemín s ním ľahko reagujú pri bežných teplotách. Aké látky sa v tomto prípade tvoria?

Zásady kovov alkalických zemín

Vápnik, bárium a ďalší členovia skupiny, ktoré sú aktívnymi prvkami, rýchlo vytesňujú vodík z vody, čo vedie k ich hydroxidom. Interakcia kovov alkalických zemín s vodou je prudká a dochádza k uvoľňovaniu tepla. Roztoky zásad vápnika, bária a stroncia sú na dotyk mydlové a pri kontakte s pokožkou a sliznicami očí spôsobujú vážne popáleniny. Prvou pomocou v takýchto prípadoch bude ošetrenie povrchu rany slabým roztokom kyseliny octovej. Neutralizuje alkálie a znižuje riziko nekrózy poškodených tkanív.

Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín

Interakcia s kyslíkom, vodou a nekovmi je hlavným zoznamom vlastností kovov zaradených do druhej skupiny periodického systému. chemické prvky... Napríklad vápnik, aj za normálnych podmienok, reaguje s halogénmi: fluórom, chlórom, brómom a jódom. Pri zahrievaní sa kombinuje so sírou, uhlíkom a dusíkom. Tvrdá oxidácia - spaľovanie, končí tvorbou oxidu vápenatého: 2Ca + O 2 = 2 CaO. Interakcia kovov s vodíkom vedie k tvorbe hydridov. Sú to biele žiaruvzdorné látky s iónovými kryštálovými mriežkami. Medzi dôležité chemické vlastnosti kovov alkalických zemín patrí ich interakcia s vodou. Ako už bolo uvedené, produktom tejto substitučnej reakcie bude hydroxid kovu. Všimnite si tiež, že v hlavnej podskupine druhej skupiny zaujíma vápnik najvýznamnejšie miesto. Pozrime sa preto podrobnejšie na jeho vlastnosti.

Vápnik a jeho zlúčeniny

Obsah položky v zemská kôra je až 3,5%, čo naznačuje jeho široké rozloženie v zložení minerálov ako vápenec, krieda, mramor a kalcit. Prírodný vápnik obsahuje šesť typov izotopov. Nachádza sa aj v prírodných vodných zdrojoch. V kurze sú podrobne študované zlúčeniny alkalických kovov anorganická chémia... Napríklad v 9. ročníku sa študenti dozvedia, že vápnik je ľahký, ale pevný strieborno-biely kov. Jeho teplota topenia a varu je vyššia ako teplota zásaditých prvkov. Hlavnou výrobnou metódou je elektrolýza zmesi roztavených solí chloridu vápenatého a fluoridu. Medzi jeho hlavné chemické vlastnosti patria reakcie s kyslíkom, vodou a nekovmi. Zo zlúčenín alkalických kovov najvyššia hodnota pre priemysel majú oxid vápenatý a zásadu. Prvá zlúčenina sa získava z kriedy alebo vápenca ich spálením.

Hydroxid vápenatý sa ďalej tvorí z oxidu vápenatého a vody. Ich zmes s pieskom a vodou sa nazýva malta. Naďalej sa používa ako omietka a na spájanie tehál pri kladení stien. Roztok hydroxidu vápenatého, nazývaný vápenná voda, sa používa ako činidlo na detekciu oxidu uhličitého. Pri prechode oxidu uhličitého cez priehľadný vodný roztok Ca (OH) 2 sa pozoruje jeho zákal v dôsledku tvorby nerozpustnej zrazeniny uhličitanu vápenatého.

Horčík a jeho vlastnosti

Chémia kovov alkalických zemín študuje vlastnosti horčíka so zameraním na niektoré jeho vlastnosti. Je to veľmi ľahký, strieborno-biely kov. Horčík roztavený v atmosfére s vysokou vlhkosťou aktívne absorbuje molekuly vodíka z vodnej pary. Po vychladnutí ich kov takmer úplne uvoľní späť do vzduchu. S vodou reaguje veľmi pomaly v dôsledku tvorby zle rozpustnej zlúčeniny - hydroxidu horečnatého. Zásady na magnézium vôbec nepôsobia. Kov nereaguje s niektorými kyselinami: koncentrovaným síranom a fluorovodíkom v dôsledku jeho pasivácie a vytvorenia ochranného filmu na povrchu. Väčšina minerálnych kyselín rozpúšťa kov, čo je sprevádzané prudkým vývojom vodíka. Horčík je silné redukčné činidlo a nahrádza mnoho kovov z ich oxidov alebo solí:

BeO + Mg = MgO + Be.

Kov spolu s berýliom, mangánom a hliníkom sa používa ako legujúca prísada do ocele. Zvlášť cenné vlastnosti majú zliatiny obsahujúce horčík - elektróny. Používajú sa v leteckej a automobilovej výrobe, ako aj v častiach optickej technológie.

Úloha prvkov v živote organizmov

Uveďme príklady kovov alkalických zemín, ktorých zlúčeniny sú v prírode veľmi rozšírené. Horčík je centrálnym atómom molekúl chlorofylu v rastlinách. Zúčastňuje sa na procese fotosyntézy a je súčasťou aktívnych centier zeleného pigmentu. Atómy horčíka zachytávajú svetelnú energiu a potom ju premieňajú na energiu chemické väzby Organické zlúčeniny: glukóza, aminokyseliny, glycerín a mastné kyseliny. Dôležitú úlohu hrá prvok ako nevyhnutná zložka enzýmov, ktoré regulujú metabolizmus v ľudskom tele. Vápnik je makroživina, ktorá poskytuje efektívny priechod elektrické impulzy nervové tkanivo... Tvrdosť a pevnosť im dodáva prítomnosť jeho fosfátových solí v zložení kostí a zubnej sklovine.

Berýlium a jeho vlastnosti

Kovy alkalických zemín tiež zahrnujú berýlium, bárium a stroncium. Zvážte berýlium. Tento prvok nie je v prírode rozšírený, nachádza sa predovšetkým v zložení minerálov, napríklad berylu. Jeho odrody, obsahujúce viacfarebné nečistoty, tvoria drahé kamene: smaragdy a akvamaríny. Fyzikálnymi vlastnosťami sú krehkosť a vysoká tvrdosť. Charakteristickou črtou atómu prvku je prítomnosť na druhom vonkajšom povrchu energetická hladina nie osem, ako všetky ostatné kovy alkalických zemín, ale iba dva elektróny.

Polomer atómu a iónu je preto neúmerne malý, ionizačná energia je veľká. To určuje vysokú pevnosť kryštálovej mriežky kovu. Chemické vlastnosti berýlia ho tiež odlišujú od ostatných prvkov druhej skupiny. Reaguje nielen s kyselinami, ale aj s alkalickými roztokmi, vytesňuje vodík a vytvára hydroxyberylláty:

Be + 2NaOH + 2H20 = Na2 + H2.

Kov má množstvo jedinečných vlastností. Vďaka svojej schopnosti prenášať röntgenové lúče sa používa na výrobu röntgenových trubíc. V jadrovom priemysle je prvok považovaný za najlepšieho moderátora a reflektora neutrónov. V metalurgii sa používa ako cenná legujúca prísada, ktorá zvyšuje antikorózne vlastnosti zliatin.

Stroncium a bárium

Tieto prvky sú v prírode celkom bežné a podobne ako horčík kovu alkalických zemín sú súčasťou minerálov. Nazvime ich: baryt, celestín, strontianit. Bárium je strieborno-biely plastový kov. Rovnako ako vápnik je zastúpený niekoľkými izotopmi. Vo vzduchu aktívne interaguje so svojimi zložkami - kyslíkom a dusíkom, pričom vytvára oxid bárnatý a nitrid. Z tohto dôvodu je kov uložený pod vrstvou parafínu alebo minerálneho oleja, pričom sa vyhýbajte kontaktu so vzduchom. Oba kovy pri zahrievaní na 500 ° C tvoria peroxidy.

Z nich má praktickú aplikáciu peroxid bárnatý používaný ako bielidlo v tkaninách. Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín, bária a stroncia, sú podobné vlastnostiam vápnika. Ich interakcia s vodou je však oveľa aktívnejšia a výsledné zásady sú silnejšie ako hydroxid vápenatý. Bárium sa používa ako prísada do kvapalných kovových chladív, ktoré znižujú koróziu v optike, pri výrobe vákuových elektronických zariadení. Stroncium je žiadané pri výrobe solárnych článkov a fosforov.

Kvalitatívne reakcie s použitím iónov kovov alkalických zemín

Zlúčeniny bária a stroncia sú príkladmi kovov alkalických zemín široko používaných v pyrotechnike kvôli ich jasnému iónovému zafarbeniu plameňov. Síran alebo uhličitan strontnatý dáva karmínovo červenú žiaru plameňa a zodpovedajúce zlúčeniny bária-žltozelenú. Na detekciu iónov vápnika v laboratóriu sa niekoľko zŕn chloridu vápenatého naleje na plameň horáka, plameň sa zmení na tehlovočervený.

Roztok chloridu bárnatého sa používa v analytická chémia na detekciu iónov kyslého zvyšku kyseliny sulfátovej v roztoku. Ak sa pri vypúšťaní roztokov tvorí biela zrazenina síranu bárnatého, znamená to, že v nej boli častice SO 4 2-.

V našom článku sme študovali vlastnosti kovov alkalických zemín a uviedli sme príklady ich použitia v rôznych priemyselných odvetviach.

Kovy alkalických zemín zahrnujú kovy skupiny IIa: berýlium, horčík, vápnik, stroncium, bárium a rádium. Vyznačujú sa ľahkosťou, jemnosťou a silnou reaktivitou.

všeobecné charakteristiky

Od Be do Ra (zhora nadol v periodická tabuľka) dochádza k nárastu: atómový polomer, kovový, zásaditý, redukčné vlastnosti, reaktivita. Znižuje elektronegativitu, ionizačnú energiu, afinitu elektrónov.

Elektronické konfigurácie týchto prvkov sú podobné, pretože sú v rovnakej skupine (hlavná podskupina!), Všeobecný vzorec je ns 2:

• Buď - 2 s 2
• Mg - 3 s 2
• Ca - 4 s 2
• Sr - 5s 2
• Ba - 6 s 2
• Ra - 7 s 2

Prírodné zlúčeniny

V prírode sa kovy alkalických zemín nachádzajú vo forme nasledujúcich zlúčenín:

• Be - BeO * Al 2 O 3 * 6SiO 2 - beryl
• Mg - MgCO 3 - magnezit, MgO * Al 2 O 3 - spinel, 2MgO * SiO 2 - olivín
• Ca - CaCO 3 - krieda, mramor, vápenec, kalcit, CaSO 4 * 2H 2 O - sadra, CaF 2 - fluorit

Príjem

Ide o aktívne kovy, ktoré nie je možné získať elektrolýzou roztoku. Na ich získanie sa používa elektrolýza tavenín, aluminotermia a ich vytesnenie zo solí inými aktívnejšími kovmi.

MgCl 2 → (t) Mg + Cl 2 (elektrolýza z taveniny)

CaO + Al → Al 2 O 3 + Ca (aluminotermia je metóda získavania kovov redukciou ich oxidov hliníkom)

MgBr 2 + Ca → CaBr 2 + Mg

Chemické vlastnosti

Oxidy kovov alkalických zemín

Majú všeobecný vzorec RO, napríklad: MgO, CaO, BaO.

Príjem

Oxidy kovov alkalických zemín je možné získať rozkladom uhličitanov a dusičnanov:

MgCO 3 → (t) MgO + CO 2

Ca (NO 3) 2 → (t) CaO + O 2 + NO 2

Chemické vlastnosti

Ukážte hlavne základné vlastnosti, všetky okrem BeO - amfotérneho oxidu.

Hydroxidy kovov alkalických zemín

Ukážte základné vlastnosti, s výnimkou hydroxidu berýlia, amfotérneho hydroxidu.

Príjem

Hydroxidy sa získavajú reakciou zodpovedajúceho oxidu kovu a vody (všetky okrem Be (OH) 2)

CaO + H20 - Ca (OH) 2

Chemické vlastnosti

Základné vlastnosti väčšiny hydroxidov vedú k reakcii s kyselinami a kyslými oxidmi.

Ba (OH) 2 + H2S04 → BaS04 ↓ + H20

Ca (OH) 2 + H20 + C02 → Ca (HCO3) 2 + H20

Ca (HCO3) 2 + Ca (OH) 2 → CaCO3 + H20 + C02

Ca (OH) 2 + C02 → CaCO3 ↓ + H20

K reakcii so soľami (a nielen) dochádza vtedy, ak je soľ rozpustná a v dôsledku reakcie sa uvoľňuje plyn, tvorí sa zrazenina alebo sa tvorí slabý elektrolyt (voda).

Ba (OH) 2 + Na2S04 → BaS04 ↓ + NaOH

Hydroxid berýlia je amfotérny: vykazuje dve vlastnosti a reaguje s kyselinami aj zásadami.

Be (OH) 2 + HCl → BeCl2 + H20

Buď (OH) 2 + NaOH → Na 2

Tvrdosť vody je kombináciou vlastností vody, v závislosti od prítomnosti hlavne vápenatých a horečnatých solí: uhľovodíkov, síranov a chloridov.

Rozlišujte medzi dočasnou (uhličitanovou) a trvalou (nekarbonátovou) tvrdosťou.

Tvrdosť vody pravdepodobne veľa riešite doma, dovolím si tvrdiť - každý deň. Dočasná tvrdosť vody je eliminovaná obvyklým varom vody v kanvici a vápno na jej stenách - CaCO 3 - je nesporným dôkazom odstránenia tvrdosti:

Ca (HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Dočasnú tvrdosť je možné tiež odstrániť pridaním Na2CO3 do vody:

Ca (HCO3) 2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + NaHCO3

Je zbytočné bojovať proti konštantnej tvrdosti varom: sírany a chloridy sa počas varu nezrážajú. Konštantná tvrdosť vody sa eliminuje pridaním Na2CO3 do vody:

CaCl 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + NaCl

MgS04 + Na2CO3 + H20 - 2 CO3 ↓ + C02 + Na2S04

Tvrdosť vody možno určiť pomocou rôznych testov. Príliš vysoká tvrdosť vody vedie k rýchlej tvorbe vodného kameňa na stenách kotlov, potrubí, kanvice.

© Bellevich Jurij Sergejevič

Tento článok napísal Jurij Sergejevič Bellevič a je jeho duševným vlastníctvom. Kopírovanie, distribúcia (vrátane kopírovania na iné stránky a zdroje na internete) alebo akékoľvek iné použitie informácií a predmetov bez predchádzajúceho súhlasu držiteľa autorských práv je trestné podľa zákona. Ak chcete získať materiály k článku a povolenie na ich použitie, pozrite sa na