Σ-στοιχεία. Χημεία s-στοιχείων Γενικά χαρακτηριστικά s-στοιχείων Χημεία s-στοιχείων γενικά χαρακτηριστικά

Γενική θεώρηση.

Τα στοιχεία s είναι τα στοιχεία των κύριων υποομάδων των ομάδων I και II του Περιοδικού Πίνακα, καθώς και το ήλιο. Όλα αυτά, εκτός από το υδρογόνο και το ήλιο, είναι μέταλλα. Τα μέταλλα της ομάδας Ι ονομάζονται αλκαλιμέταλλα επειδή όλα αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν αλκάλια. Τα μέταλλα της ομάδας II, με εξαίρεση το βηρύλλιο, ονομάζονται συνήθως μέταλλα αλκαλικών γαιών. Η εμφάνιση αυτού του όρου συνδέεται με το αρχαίο όνομα των οξειδίων αυτών των μετάλλων - αλκαλικές γαίες. Το φράγκιο, που συμπληρώνει την ομάδα Ι, και το ράδιο, που συμπληρώνει την ομάδα II, είναι ραδιενεργά στοιχεία. Το μόνο φυσικό ισότοπο έχει μικρό χρόνο ημιζωής, επομένως είναι Χημικές ιδιότητεςΑ, δεν είναι πολλά γνωστά.

Όλα τα μέταλλα έχουν ένα ή δύο ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα των ατόμων τους. Αυτά τα μέταλλα μπορούν εύκολα να δωρίσουν τα -ηλεκτρόνια τους, σχηματίζοντας ιόντα με σταθερές διαμορφώσεις ηλεκτρονίων ευγενών αερίων.

Όλα τα μέταλλα s βρίσκονται σε στερεή κατάσταση υπό κανονικές συνθήκες· κανένα από αυτά δεν σχηματίζει αλλοτροπικές τροποποιήσεις. Τα μέταλλα της ομάδας Ι είναι πολύ μαλακά και έχουν χαμηλή πυκνότητα σε σύγκριση με άλλα μέταλλα. Το λίθιο, το νάτριο και το κάλιο είναι ελαφρύτερα από το νερό και επιπλέουν στην επιφάνειά του, αντιδρώντας μαζί του. Τα μέταλλα της ομάδας ΙΙ είναι σκληρότερα από τα μέταλλα της ομάδας Ι. Έχουν συγκριτικά μεγαλύτερη πυκνότητα, αν και είναι πολύ μικρότερη από αυτή των μετάλλων μετάπτωσης.

Χημικές ιδιότητες μετάλλων.

Όλα τα μέταλλα έχουν γυαλιστερή επιφάνεια όταν φρεσκοκομμένα, αλλά όταν έρχονται σε επαφή με το οξυγόνο του αέρα, οξειδώνονται έντονα και γίνονται γρήγορα θαμπά. Επομένως, όλα τα μέταλλα s, με εξαίρεση το βηρύλλιο και το μαγνήσιο, πρέπει να αποθηκεύονται κάτω από ένα στρώμα κηροζίνης ή υγρής παραφίνης για να αποτραπεί η επαφή τους με τον αέρα. Το βηρύλλιο και το μαγνήσιο σχηματίζουν ένα προστατευτικό στρώμα οξειδίου στην επιφάνεια και ως εκ τούτου διαβρώνονται σχετικά αργά.

Όλα τα μέταλλα s καίγονται σε ατμόσφαιρα αέρα, σχηματίζοντας οξείδια ενός ή περισσότερων τύπων - κανονικά οξείδια σύνθεσης (Ομάδα Ι) και (ΙΙ Ομάδα), υπεροξείδια σύνθεσης (Ομάδα Ι) και (ΙΙ Ομάδα), υπεροξείδια σύνθεσης (Ομάδα I) και (II ομάδα).

Για παράδειγμα, μόνο το λίθιο καίγεται στον αέρα για να σχηματίσει ένα οξείδιο

και το νάτριο σχηματίζει ένα μείγμα υπεροξειδίου και υπεροξειδίου

Οξείδια νατρίου και καλίου μπορούν να ληφθούν μόνο εάν Ειδικές καταστάσεις, για παράδειγμα, όταν θερμαίνεται ένα μείγμα υπεροξειδίου με περίσσεια μετάλλου απουσία οξυγόνου:

Όλα τα μέταλλα των ομάδων I και II συνδυάζονται με υδρογόνο όταν θερμαίνονται, σχηματίζοντας υδρίδια, για παράδειγμα:

Επίσης, όλα τα μέταλλα, όταν θερμαίνονται, αντιδρούν με αλογόνα, θείο, άζωτο, φώσφορο και άνθρακα, σχηματίζοντας αλογονίδια

Όλα τα μέταλλα των ομάδων I και II ανάγουν το κρύο νερό σε υδροξείδια και υδρογόνο:

Η αντιδραστικότητά τους αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω της ομάδας. Έτσι, το λίθιο αντιδρά με το νερό σχετικά αργά, ενώ το κάλιο αντιδρά εκρηκτικά με το νερό, αναφλέγοντας αυθόρμητα και καίγοντας με μια βιολετί φλόγα στην επιφάνεια του νερού.

Η δραστηριότητα των μετάλλων των ομάδων I και II προς τα οξέα αυξάνεται επίσης από πάνω προς τα κάτω στην ομάδα

Όλα τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν εκρηκτικά με οξέα, επομένως τέτοιες αντιδράσεις συνήθως δεν πραγματοποιούνται σε εργαστήρια.

Ενώσεις s-μετάλλων.

Αναφέρθηκε παραπάνω ότι - τα μέταλλα σχηματίζουν τρεις τύπους οξειδίων, τα οποία έχουν τυπικές βασικές ιδιότητες. Με εξαίρεση τα οξείδια του βηρυλλίου και του μαγνησίου, τα οξείδια, τα υπεροξείδια και τα υπεροξείδια άλλων στοιχείων αντιδρούν εύκολα με το νερό, σχηματίζοντας έντονα αλκαλικά διαλύματα, για παράδειγμα:

Τα υδροξείδια KOH και NaOH είναι τα πιο σημαντικά χημικές ενώσειςαλκαλιμέταλλα. Στη βιομηχανία λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση διαλυμάτων χλωρίου.

Σ-στοιχεία

1. Χαρακτηριστικά των s-στοιχείων

Το μπλοκ των στοιχείων s περιλαμβάνει 13 στοιχεία, κοινό στα οποία είναι η οικοδόμηση ενός εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου στα άτομα του υποεπίπεδου s.

Αν και το υδρογόνο και το ήλιο ταξινομούνται ως στοιχεία s, λόγω της ειδικής φύσης των ιδιοτήτων τους, θα πρέπει να εξεταστούν χωριστά. Το υδρογόνο, το νάτριο, το κάλιο, το μαγνήσιο, το ασβέστιο είναι ζωτικά στοιχεία.

Οι ενώσεις των στοιχείων s παρουσιάζουν γενικά μοτίβα στις ιδιότητες, γεγονός που εξηγείται από την ομοιότητα ηλεκτρονική δομήτα άτομα τους. Όλα τα εξωτερικά ηλεκτρόνια είναι ηλεκτρόνια σθένους και συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικών δεσμών. Επομένως, η μέγιστη κατάσταση οξείδωσης αυτών των στοιχείων στις ενώσεις είναι ίση με αριθμός ηλεκτρόνια στο εξωτερικό στρώμα και είναι αντίστοιχα ίσος με τον αριθμό της ομάδας στην οποία βρίσκεται το στοιχείο. Η κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων του στοιχείου s είναι πάντα θετική. Ένα άλλο χαρακτηριστικό είναι ότι μετά τον διαχωρισμό των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας, παραμένει ένα ιόν με κέλυφος ευγενούς αερίου. Όταν αυξάνεται σειριακός αριθμόςστοιχείο, ατομική ακτίνα, η ενέργεια ιονισμού μειώνεται (από 5,39 eV y Li σε 3,83 eV y Fr) και η αναγωγική δραστηριότητα των στοιχείων αυξάνεται.

Η συντριπτική πλειονότητα των ενώσεων των στοιχείων s είναι άχρωμες (σε αντίθεση με τις ενώσεις των στοιχείων d), αφού αποκλείεται η μετάβαση των d-ηλεκτρονίων από χαμηλά επίπεδα ενέργειας σε υψηλότερα επίπεδα ενέργειας, που προκαλεί χρώμα.

Οι ενώσεις των στοιχείων των ομάδων ΙΑ - ΙΙΑ είναι τυπικά άλατα· σε ένα υδατικό διάλυμα διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα και δεν υπόκεινται σε υδρόλυση κατιόντων (εκτός από τα άλατα Be 2+ και Mg 2+).

υδρογόνο ιοντικό ομοιοπολικό

Η συμπλοκοποίηση δεν είναι τυπική για τα ιόντα του στοιχείου s. Κρυσταλλικά σύμπλοκα s - στοιχείων με συνδέτες H 2 O - κρυσταλλικές ένυδρες ενυδρίες είναι γνωστές από την αρχαιότητα, για παράδειγμα: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-βόρακας, KAl (SO 4) 2 12H 2 O- alum. Τα μόρια νερού σε κρυσταλλικούς υδρίτες ομαδοποιούνται γύρω από το κατιόν, αλλά μερικές φορές περιβάλλουν πλήρως το ανιόν. Λόγω του μικρού φορτίου ιόντων και της μεγάλης ακτίνας ιόντων, τα αλκαλιμέταλλα είναι λιγότερο επιρρεπή στο σχηματισμό συμπλεγμάτων, συμπεριλαμβανομένων των υδάτινων συμπλεγμάτων. Τα ιόντα λιθίου, βηρυλλίου και μαγνησίου δρουν ως παράγοντες συμπλοκοποίησης σε σύνθετες ενώσεις χαμηλής σταθερότητας.

2. Υδρογόνο. Χημικές ιδιότητες του υδρογόνου

Το υδρογόνο είναι το ελαφρύτερο στοιχείο s. Η ηλεκτρονική του διαμόρφωση στη βασική κατάσταση είναι 1S 1. Ένα άτομο υδρογόνου αποτελείται από ένα πρωτόνιο και ένα ηλεκτρόνιο. Η ιδιαιτερότητα του υδρογόνου είναι ότι το ηλεκτρόνιο σθένους του βρίσκεται απευθείας στη σφαίρα δράσης ατομικό πυρήνα. Το υδρογόνο δεν έχει ενδιάμεσο στρώμα ηλεκτρονίων, επομένως το υδρογόνο δεν μπορεί να θεωρηθεί ηλεκτρονικό ανάλογο αλκαλικών μετάλλων.

Όπως τα αλκαλικά μέταλλα, το υδρογόνο είναι αναγωγικός παράγοντας και εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης +1. Τα φάσματα του υδρογόνου είναι παρόμοια με τα φάσματα των αλκαλικών μετάλλων. Αυτό που κάνει το υδρογόνο παρόμοιο με τα αλκαλικά μέταλλα είναι η ικανότητά του να παράγει ένα ενυδατωμένο, θετικά φορτισμένο ιόν Η+ σε διαλύματα.

Όπως ένα αλογόνο, στο άτομο του υδρογόνου λείπει ένα ηλεκτρόνιο. Αυτό καθορίζει την ύπαρξη του ιόντος Η-υδριδίου.

Επιπλέον, όπως τα άτομα αλογόνου, τα άτομα υδρογόνου χαρακτηρίζονται από υψηλή ενέργεια ιονισμού (1312 kJ/mol). Έτσι, το υδρογόνο κατέχει ιδιαίτερη θέση στον Περιοδικό Πίνακα Στοιχείων.

Το υδρογόνο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στο σύμπαν, αντιπροσωπεύοντας έως και τη μισή μάζα του ήλιου και τα περισσότερα αστέρια.

Στον ήλιο και σε άλλους πλανήτες, το υδρογόνο βρίσκεται σε ατομική κατάσταση, στο διαστρικό μέσο με τη μορφή μερικώς ιονισμένων διατομικών μορίων.

Το υδρογόνο έχει τρία ισότοπα. πρωτίου 1 Η, δευτέριο 2 D και τρίτιο 3 Τ, και το τρίτιο είναι ένα ραδιενεργό ισότοπο.

Τα μόρια υδρογόνου διακρίνονται από υψηλή αντοχή και χαμηλή πολικότητα, μικρό μέγεθος και χαμηλή μάζα και έχουν υψηλή κινητικότητα. Επομένως, το υδρογόνο έχει πολύ χαμηλές θερμοκρασίεςτήξη (-259,2 o C) και βρασμός (-252,8 o C). Λόγω της υψηλής ενέργειας διάστασης (436 kJ/mol), η διάσπαση των μορίων σε άτομα συμβαίνει σε θερμοκρασίες πάνω από 2000 o C. Το υδρογόνο είναι ένα άχρωμο αέριο, άοσμο και άγευστο. Έχει χαμηλή πυκνότητα - 8,99·10 -5 g/cm Σε πολύ υψηλές πιέσεις, το υδρογόνο μετατρέπεται σε μεταλλική κατάσταση. Πιστεύεται ότι σε μακρινούς πλανήτες ηλιακό σύστημα- Στον Δία και τον Κρόνο, το υδρογόνο βρίσκεται σε μεταλλική κατάσταση. Υπάρχει η υπόθεση ότι η σύνθεση του πυρήνα της γης περιλαμβάνει επίσης μεταλλικό υδρογόνο, όπου βρίσκεται σε εξαιρετικά υψηλή πίεση που δημιουργείται από τον μανδύα της γης.

Χημικές ιδιότητες. Στο θερμοκρασία δωματίουΤο μοριακό υδρογόνο αντιδρά μόνο με φθόριο, όταν ακτινοβολείται με φως - με χλώριο και βρώμιο, όταν θερμαίνεται με O 2, S, Se, N 2, C, I 2.

Οι αντιδράσεις του υδρογόνου με το οξυγόνο και τα αλογόνα προχωρούν με ριζικό μηχανισμό.

Η αλληλεπίδραση με το χλώριο είναι ένα παράδειγμα μιας μη διακλαδισμένης αντίδρασης όταν ακτινοβολείται με φως (φωτοχημική ενεργοποίηση) ή όταν θερμαίνεται (θερμική ενεργοποίηση).

Сl+ H2 = HCl + H (ανάπτυξη αλυσίδας)

H+ Cl 2 = HCl + Cl

Η έκρηξη ενός εκρηκτικού αερίου - ενός μείγματος υδρογόνου-οξυγόνου - είναι ένα παράδειγμα διαδικασίας διακλαδισμένης αλυσίδας, όταν η εκκίνηση της αλυσίδας περιλαμβάνει όχι ένα, αλλά πολλά στάδια:

H 2 + O 2 = 2OH

H+ O 2 = OH+O

O+ H 2 = OH+ H

OH + H 2 = H 2 O + H

Μια διαδικασία έκρηξης μπορεί να αποφευχθεί εάν εργάζεστε με καθαρό υδρογόνο.

Δεδομένου ότι το υδρογόνο χαρακτηρίζεται από μια θετική (+1) και αρνητική (-1) κατάσταση οξείδωσης, το υδρογόνο μπορεί να εμφανίσει τόσο αναγωγικές όσο και οξειδωτικές ιδιότητες.

Οι αναγωγικές ιδιότητες του υδρογόνου εκδηλώνονται όταν αλληλεπιδρά με αμέταλλα:

H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g),

2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g),

Οι αντιδράσεις αυτές προχωρούν με την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας, η οποία υποδηλώνει την υψηλή ενέργεια (αντοχή) των δεσμών H-Cl, H-O. Επομένως, το υδρογόνο εμφανίζει αναγωγικές ιδιότητες σε πολλά οξείδια και αλογονίδια, για παράδειγμα:

Αυτή είναι η βάση για τη χρήση του υδρογόνου ως αναγωγικού παράγοντα για την παραγωγή απλών ουσιών από οξείδια αλογονιδίων.

Ένας ακόμη ισχυρότερος αναγωγικός παράγοντας είναι το ατομικό υδρογόνο. Σχηματίζεται από μοριακή εκκένωση ηλεκτρονίων υπό συνθήκες χαμηλής πίεσης.

Το υδρογόνο έχει υψηλή αναγωγική δράση τη στιγμή της απελευθέρωσης κατά την αλληλεπίδραση ενός μετάλλου με ένα οξύ. Αυτό το υδρογόνο μειώνει το CrCl 3 σε CrCl 2:

2CrCl 3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 +H 2 ^

Η αλληλεπίδραση του υδρογόνου με το οξείδιο του αζώτου (II) είναι σημαντική:

2NO + 2H2 = N2 + H2O

Χρησιμοποιείται σε συστήματα καθαρισμού για την παραγωγή νιτρικού οξέος.

Ως οξειδωτικός παράγοντας, το υδρογόνο αλληλεπιδρά με ενεργά μέταλλα:

Σε αυτή την περίπτωση, το υδρογόνο συμπεριφέρεται σαν αλογόνο, σχηματίζοντας παρόμοια με τα αλογονίδια υδρίδια.

Τα υδρίδια των s-στοιχείων της ομάδας Ι έχουν ιοντική δομή τύπου NaCl. Χημικά, τα ιοντικά υδρίδια συμπεριφέρονται σαν βασικές ενώσεις.

Τα ομοιοπολικά υδρίδια περιλαμβάνουν υδρίδια μη μεταλλικών στοιχείων που είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικά από το ίδιο το υδρογόνο, για παράδειγμα, υδρίδια της σύνθεσης SiH 4, BH 3, CH 4. Από χημική φύση, τα μη μεταλλικά υδρίδια είναι όξινες ενώσεις.

Ένα χαρακτηριστικό γνώρισμα της υδρόλυσης των υδριδίων είναι η απελευθέρωση υδρογόνου· η αντίδραση προχωρά μέσω ενός οξειδοαναγωγικού μηχανισμού.

Βασικό υδρίδιο

Υδρίδιο οξέος

Λόγω της απελευθέρωσης υδρογόνου, η υδρόλυση προχωρά πλήρως και μη αναστρέψιμα (ΔΗ<0, ?S>0). Στην περίπτωση αυτή, τα βασικά υδρίδια σχηματίζουν ένα αλκάλιο και τα όξινα υδρίδια σχηματίζουν ένα οξύ.

Το τυπικό δυναμικό του συστήματος είναι Β. Επομένως, το ιόν Η είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας.

Στο εργαστήριο, το υδρογόνο παράγεται με αντίδραση ψευδαργύρου με θειικό οξύ 20% σε μια συσκευή Kipp.

Ο τεχνικός ψευδάργυρος περιέχει συχνά μικρές ακαθαρσίες αρσενικού και αντιμονίου, οι οποίες μειώνονται από το υδρογόνο τη στιγμή της απελευθέρωσης σε δηλητηριώδη αέρια: αρσίνη SbH 3 και stabine SbH Αυτό το υδρογόνο μπορεί να σας δηλητηριάσει. Με τον χημικά καθαρό ψευδάργυρο, η αντίδραση εξελίσσεται αργά λόγω υπέρτασης και δεν μπορεί να επιτευχθεί καλό ρεύμα υδρογόνου. Ο ρυθμός αυτής της αντίδρασης αυξάνεται με την προσθήκη κρυστάλλων θειικού χαλκού· η αντίδραση επιταχύνεται με το σχηματισμό ενός γαλβανικού ζεύγους Cu-Zn.

Περισσότερο καθαρό υδρογόνο σχηματίζεται από τη δράση του αλκαλίου στο πυρίτιο ή το αλουμίνιο όταν θερμαίνεται:

Στη βιομηχανία, το καθαρό υδρογόνο παράγεται με ηλεκτρόλυση νερού που περιέχει ηλεκτρολύτες (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).

Μια μεγάλη ποσότητα υδρογόνου παράγεται ως παραπροϊόν κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου με ένα διάφραγμα που διαχωρίζει τους χώρους καθόδου και ανόδου,

Η μεγαλύτερη ποσότητα υδρογόνου λαμβάνεται με αεριοποίηση στερεού καυσίμου (ανθρακίτη) με υπέρθερμο ατμό νερού:

Ή με μετατροπή φυσικού αερίου (μεθάνιο) με υπέρθερμο ατμό:

Το μείγμα που προκύπτει (αέριο σύνθεσης) χρησιμοποιείται στην παραγωγή πολλών οργανικών ενώσεων. Η απόδοση του υδρογόνου μπορεί να αυξηθεί περνώντας αέριο σύνθεσης πάνω από τον καταλύτη, ο οποίος μετατρέπει το CO σε CO 2 .

Εφαρμογή.Μεγάλη ποσότητα υδρογόνου καταναλώνεται στη σύνθεση αμμωνίας. Για να ληφθεί υδροχλώριο και υδροχλωρικού οξέος, για υδρογόνωση φυτικών λιπών, για ανάκτηση μετάλλων (Mo, W, Fe) από οξείδια. Η φλόγα υδρογόνου-οξυγόνου χρησιμοποιείται για συγκόλληση, κοπή και τήξη μετάλλων.

Το υγρό υδρογόνο χρησιμοποιείται ως καύσιμο πυραύλων. Το καύσιμο υδρογόνο είναι φιλικό προς το περιβάλλονκαι πιο ενεργοβόρα από τη βενζίνη, οπότε στο μέλλον μπορεί να αντικαταστήσει τα πετρελαϊκά προϊόντα. Ήδη, αρκετές εκατοντάδες αυτοκίνητα στον κόσμο κινούνται με υδρογόνο. Τα προβλήματα της ενέργειας του υδρογόνου σχετίζονται με την αποθήκευση και τη μεταφορά του υδρογόνου. Το υδρογόνο αποθηκεύεται σε υπόγεια βυτιοφόρα σε υγρή κατάσταση υπό πίεση 100 atm. Η μεταφορά μεγάλων ποσοτήτων υγρού υδρογόνου εγκυμονεί σοβαρούς κινδύνους.

3. Υδρίδια. Υπεροξείδιο του υδρογόνου

Τα υδρίδια είναι ενώσεις στοιχείων με υδρογόνο. Ανάλογα με τη φύση του δεσμού, διακρίνονται ιοντικά, ομοιοπολικά και μεταλλικά υδρίδια.

Τα ιοντικά (ή άλατα) υδρίδια σχηματίζονται από μέταλλα αλκαλίων ή αλκαλικών γαιών και λαμβάνονται με θέρμανση του μετάλλου σε ατμόσφαιρα υδρογόνου.

Πρόκειται για λευκές κρυσταλλικές ουσίες, η δομή των οποίων είναι κατασκευασμένη από ιόντα Η; και κατιόντα μετάλλων.

Τα ιοντικά υδρίδια είναι ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες. Όταν διαλυθούν στον αέρα, τα ακόλουθα αναφλέγονται:

CaH 2 + O 2 = CaO + H 2 O.

Αποσυντίθενται εύκολα από το νερό και μπορούν να χρησιμοποιηθούν για την παραγωγή μικρών ποσοτήτων υδρογόνου:

CaH2 + 2H2O = Ca (OH) 2 + H2 ^.

Τα ομοιοπολικά υδρίδια αποτελούνται από μόρια. Τα μη μεταλλικά υδρίδια (HCk, H 2 S, NH 3, CH 4, H 2 Se ) έχουν μοριακή δομή.

Τα υδρίδια του βηρυλλίου, του μαγνησίου και του αργιλίου έχουν δομή πολυμερούς. Εδώ, τα άτομα μετάλλου ενώνονται σε αλυσίδες και στρωματοποιημένα ιόντα υδριδίου, τα οποία σχηματίζουν τρικεντρικούς δεσμούς δύο ηλεκτρονίων με τα άτομα μετάλλου, για παράδειγμα, το AlHAl.

Τα στοιχεία μετάπτωσης d και f σχηματίζουν μεταλλικά υδρίδια.

Όταν μετακινούνται από αριστερά προς τα δεξιά σε μια περίοδο, οι ιδιότητες των υδριδίων αλλάζουν από ουδέτερες (SiH 4) σε βασικές (PH 3) και όξινες (HCl).

Σε σύμπλοκα υδρίδια, ιόντα Η; παίζουν το ρόλο των προσδεμάτων. Ένα παράδειγμα είναι τα υδρίδια αλουμινίου; και βοροϋδρίδια [ВH4]; .

Τα βοροϋδρίδια είναι αρκετά σταθερές ενώσεις, ενώ τα υδρίδια του αργιλίου αποσυντίθενται εύκολα από το νερό, απελευθερώνοντας υδρογόνο:

4H 2 O = Al (OH) 3) + OH; + 4Η 2.

Αυτή η αντίδραση χρησιμοποιείται για την παραγωγή υδρογόνου. Τα υδρίδια αλουμινίου χρησιμοποιούνται επίσης για την παρασκευή υδριδίων άλλων στοιχείων:

GeCl 4 + Li > GeH4 + LiCl + AlCl.

Το υπεροξείδιο του υδρογόνου (υπεροξείδιο) H 2 O 2 έχει τη μεγαλύτερη πρακτική σημασία. Ενέργεια O-O επικοινωνίες(210 kJ/mol) είναι σημαντικά χαμηλότερη από την ενέργεια του δεσμού Ο-Η (468 kJ/mol). Λόγω της ασύμμετρης κατανομής Συνδέσεις N-Oτο μόριο H 2 O 2 είναι εξαιρετικά πολικό (m = 0,7·10 -29 C m). Ένας ισχυρός δεσμός υδρογόνου εμφανίζεται μεταξύ των μορίων του υπεροξειδίου του υδρογόνου, που οδηγεί στη συσχέτισή τους. Επομένως, υπό κανονικές συνθήκες, το υπεροξείδιο του υδρογόνου είναι ένα άχρωμο, παχύρρευστο, διαφανές υγρό με υψηλό σημείο βρασμού (150,2 o C) Το υπεροξείδιο του υδρογόνου αναμιγνύεται με το νερό με οποιονδήποτε τρόπο, λόγω του σχηματισμού νέων δεσμών υδρογόνου. Στο εργαστήριο χρησιμοποιούνται συνήθως διαλύματα H 2 O 2 3% και 30% (το τελευταίο ονομάζεται υπερυδρόλη).

Σε υδατικά διαλύματα, το υπεροξείδιο του υδρογόνου είναι ένα ασθενές οξύ:

ιόν υδροϋπεροξειδίου

Σε χημικές αντιδράσεις, η ρίζα υπεροξειδίου μπορεί να μετατραπεί σε άλλες ενώσεις χωρίς να αλλάξει:

H 2 O 2 + 2NaOH = Na 2 O 2 + 2H 2 O

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

Πιο συχνά συμβαίνουν αντιδράσεις που συνοδεύονται από καταστροφή του δεσμού O-O ή αλλαγή στο φορτίο του ιόντος O 2 2 -. Η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου στο H 2 O 2 είναι - 1, επομένως το υπεροξείδιο του υδρογόνου μπορεί να εμφανίσει τόσο τις ιδιότητες ενός αναγωγικού παράγοντα όσο και τις ιδιότητες ενός οξειδωτικού παράγοντα.

Ένα παράδειγμα αντίδρασης στην οποία το υπεροξείδιο του υδρογόνου δρα ως οξειδωτικός παράγοντας είναι:

Όταν αλληλεπιδρά με έναν πολύ ισχυρό οξειδωτικό παράγοντα, για παράδειγμα με PbO 2, το υπεροξείδιο δρα ως αναγωγικός παράγοντας:

αναγωγικό μέσο

Οι οξειδωτικές ιδιότητες του υπεροξειδίου είναι πιο έντονες σε όξινο και ουδέτερο περιβάλλον. Και μειώνοντας - σε αλκαλικά:

Cl 2 + H 2 O 2 + 2naCl = 2NaCl + 2H 2 O + O 2 ^.

Το υπεροξείδιο του υδρογόνου χαρακτηρίζεται από αποσύνθεση ανάλογα με τον τύπο της δυσαναλογίας:

Αυτή η αποσύνθεση επιταχύνεται από την παρουσία ακαθαρσιών, φωτός και θέρμανσης. Τα διαλύματα 30-60% είναι σταθερά. Το υπεροξείδιο του υδρογόνου αποθηκεύεται σε σκοτεινό δοχείο και στο κρύο.

Η αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου επιταχύνεται παρουσία αλάτων βαριά μέταλλα. Η καταλυόμενη από μεταλλικά ιόντα αποσύνθεση του H 2 O 2 μπορεί να οδηγήσει στο σχηματισμό ριζών, οι σημαντικότερες από τις οποίες είναι το υδροξείδιο HO και το υδροϋπεροξείδιο HO 2. Για παράδειγμα, υπό την επίδραση του Fe 2+, οι δεσμοί - O-O- σπάνε:

Fe 2+ + H 2 O 2 > Fe 3+ + OH - + HO

Οι ρίζες που προκύπτουν είναι πολύ τοξικόςγια το κελί. Το υπεροξείδιο του υδρογόνου χρησιμοποιείται σε ιατρική πρακτικήως εξωτερικός βακτηριοκτόνος παράγοντας, και διαλύματα Η2Ο2 χρησιμοποιούνται ως απολυμαντικό. Το υπεροξείδιο του υδρογόνου χρησιμοποιείται για τη λεύκανση χαρτιού, δέρματος και υφασμάτων.

4. Χημεία του νερού

Το νερό είναι η κύρια ένωση υδρογόνου, η οποία έχει μοναδικές ιδιότητες και είναι ζωτικής σημασίας.

Η δομή του νερού.Το νερό είναι μια από τις πιο κοινές ουσίες στη φύση. Η συνολική του ποσότητα είναι 1,4 10 18 τόνοι, καλύπτει περίπου τα τέσσερα πέμπτα της επιφάνειας της γης. Το νερό είναι συστατικό πολλών ορυκτών, πετρωμάτων και εδάφους. Παίζει εξαιρετικά σημαντικό ρόλο στη φύση, στη ζωή των φυτών, των ζώων και των ανθρώπων. Το νερό αντιπροσωπεύει περίπου το 1/3 του ανθρώπινου σωματικού βάρους. Πολλά τρόφιμα (λαχανικά, φρούτα, γάλα, αυγά, κρέας) αποτελούνται από 95-65% νερό.

Υπάρχουν εννέα καθιερωμένα ισότοπα νερού, από τα οποία το H 16 2 O είναι 99,73% (mol κλάσμα) και το H 18 2 O είναι 0,2%. Μια μικρή ποσότητα οφείλεται στο βαρύ νερό D 2 O. Το νερό περιέχει μια μικρή ποσότητα ραδιενεργού ισοτόπου (T 2 O).

Είναι δύσκολο να υπερεκτιμηθεί ο ρόλος του νερού στην τεχνολογία, γεωργία, ιατρική, καθώς και σε τεχνολογικές διαδικασίεςδιάφορες βιομηχανίες Εθνική οικονομία. Στους σταθμούς καυσίμων και πυρηνικής ενέργειας, το νερό, για παράδειγμα, είναι η κύρια ουσία εργασίας - το ψυκτικό υγρό, και στους υδροηλεκτρικούς σταθμούς είναι ο φορέας της μηχανικής ενέργειας. Ο αποκλειστικός ρόλος του νερού στη φύση και την τεχνολογία οφείλεται στις ιδιότητές του. Το νερό είναι μια θερμοδυναμικά σταθερή ένωση. Η τυπική ενέργεια Gibbs σχηματισμού υγρού νερού σε θερμοκρασία 298 K είναι 237,57 kJ/mol, υδρατμοί είναι 228,94 kJ/mol. Κατά συνέπεια, η σταθερά διάστασης των υδρατμών κατά την αποσύνθεση σε υδρογόνο και οξυγόνο είναι πολύ μικρή:

Η σταθερά διάστασης προσεγγίζει τη μονάδα μόνο σε θερμοκρασίες πάνω από 4000K.

Φυσικές ιδιότητεςνερό. Το σημείο τήξης του νερού είναι 0 o C, το σημείο βρασμού είναι 100 o C. Η πυκνότητα στους 20 o C είναι 0,998 g/cm Οι ιδιότητες του νερού διαφέρουν σημαντικά από τις ιδιότητες των ενώσεων υδρογόνου των στοιχείων της ομάδας IV (H 2 S, H 2 Se, H2 Te). Το νερό υπό κανονικές συνθήκες βρίσκεται σε υγρή κατάσταση, ενώ αυτές οι ενώσεις είναι αέρια. Η θερμοκρασία κρυστάλλωσης και εξάτμισης του νερού είναι σημαντικά υψηλότερη από τη θερμοκρασία κρυστάλλωσης και εξάτμισης των ενώσεων υδρογόνου των στοιχείων της ομάδας IV. Το νερό έχει τη μέγιστη πυκνότητά του σε θερμοκρασία 4 o C. Αυτό είναι επίσης ασυνήθιστο. Σε αντίθεση με άλλες ενώσεις, η πυκνότητα του νερού δεν αυξάνεται κατά την κρυστάλλωση, αλλά μειώνεται. Το νερό έχει πολύ υψηλή διηλεκτρική σταθερά. Έτσι, στους 298 Κ η διηλεκτρική του σταθερά είναι 78,5, ενώ για το H 2 S είναι μικρότερη από 10. Το νερό είναι καλός διαλύτης για πολικά υγρά και ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς.

Το νερό σχηματίζει κρυσταλλικούς υδρίτες με πολλές ενώσεις. Για παράδειγμα, CH4nH2O, C2H5Cl mH2O (clathrates ή ενώσεις εγκλεισμού).

Οι ασυνήθιστες ιδιότητες του νερού οφείλονται σε τρεις λόγους: την πολική φύση των μορίων, την παρουσία μοναχικών ζευγών ηλεκτρονίων στα άτομα οξυγόνου και το σχηματισμό δεσμών υδρογόνου. Το μόριο του νερού έχει γωνιακό σχήμα με γωνία HOH 104,5°, κοντά στο τετραεδρικό· στην κορυφή υπάρχει ένα άτομο οξυγόνου συνδεδεμένο με δύο άτομα υδρογόνου (πρωτόνια) με έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Δύο ζεύγη ηλεκτρονίων μοιράζονται μεταξύ των πρωτονίων και του ατόμου οξυγόνου, δύο ζεύγη μονά ηλεκτρονίων προσανατολίζονται στην άλλη πλευρά του οξυγόνου. Το μόριο του νερού είναι πολικό. Λόγω της πολικότητας του, το νερό διαλύει καλά πολικά υγρά και ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς. Η παρουσία μεμονωμένων ζευγών ηλεκτρονίων στο οξυγόνο και η μετατόπιση των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων από το άτομο υδρογόνου στο άτομο οξυγόνου καθορίζουν το σχηματισμό δεσμών υδρογόνου μεταξύ οξυγόνου και υδρογόνου.

Αν και οι δεσμοί υδρογόνου είναι ασθενέστεροι από τους ομοιοπολικούς και ιοντικούς δεσμούς, είναι πολύ ισχυρότεροι από τους δεσμούς van der Waals και καθορίζουν τη συσχέτιση των μορίων του νερού στην υγρή κατάσταση και ορισμένες ανώμαλες ιδιότητες του νερού, ιδίως υψηλές θερμοκρασίες τήξης και εξάτμισης, υψηλή διηλεκτρική σταθερά, μέγιστη πυκνότητα στους 4 o C, καθώς και ειδική δομή πάγου. Στους κρυστάλλους πάγου, ένα μόριο νερού σχηματίζει τέσσερις δεσμούς υδρογόνου με γειτονικά μόρια νερού (λόγω των δύο μεμονωμένων ζευγών ηλεκτρονίων και δύο πρωτονίων του οξυγόνου), γεγονός που δημιουργεί την τετραεδρική κρυσταλλική δομή του πάγου.

Στο υγρό νερό, τα μόρια συνδέονται, δηλ. συνδυάζονται σε μεγαλύτερα σωματίδια. Επιπλέον, δημιουργείται μια ισορροπία μεταξύ των μορίων του νερού που είναι συνδεδεμένα σε συνεργάτες και των ελεύθερων μορίων νερού. Η παρουσία συνεργατών αυξάνει τη θερμοκρασία κρυστάλλωσης και εξάτμισης του νερού και τη διηλεκτρική σταθερά. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η αναλογία των ελεύθερων μορίων αυξάνεται.

Όταν το νερό εξατμίζεται, οι συσχετισμοί καταστρέφονται και οι υδρατμοί σε χαμηλές πιέσεις αποτελούνται από ελεύθερα μόρια H2O. Ωστόσο, καθώς αυξάνεται η πίεση, τα μόρια του νερού πλησιάζουν και σχηματίζουν δεσμούς υδρογόνου. Συμβαίνει μια συσχέτιση μορίων. Καθώς η πίεση αυξάνεται, ο ατμός προσεγγίζει τη δομή του σε υγρή κατάσταση. Αυτό προκαλεί αύξηση της διαλυτότητας των ενώσεων με ιοντικούς δεσμούς στον ατμό.

Χημικές ιδιότητες του νερού.Το νερό διασπάται μερικώς σε ιόντα υδρογόνου και υδροξειδίου (K d.298 = 2·10 -16).

Ένα πρωτόνιο αλληλεπιδρά με το H 2 O, σχηματίζοντας H 3 O +. Νερό - αμφοτερική ένωση, δηλ. ίσως σαν οξύ

και η βάση

Το νερό μπορεί να είναι και οξειδωτικό και αναγωγικό παράγοντα. Η δυαδικότητα οξειδοαναγωγής σχετίζεται με την πιθανότητα εμφάνισης δύο διεργασιών:

(1) οξείδωση υδρογόνου H 2 O + e?SN 2 + OH -, E 0 (pH = 7) = - 0,410 V

(2) μείωση του οξυγόνου O 2 + 4H + + 4e = 4H 2 O, E 0 (pH = 7) = 0,815 V.

Ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες το οξειδώνουν, απελευθερώνοντας οξυγόνο:

H 2 O + F 2 = 2HF + SO 2

Ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες το μειώνουν με την απελευθέρωση υδρογόνου, για παράδειγμα:

2H 2 O + Ca = Ca (OH) 2 + H 2

Σε υψηλές θερμοκρασίες, οι υδρατμοί αλληλεπιδρούν με CO (σε καταλύτη Fe), μεθάνιο (σε Na- ή συν-καταλύτη):

CO + H 2 O = CO 2 + H 2

CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2

Το νερό είναι ένας συνδέτης και συντονίζεται τόσο από κατιόντα [M (H 2 O) m ] n + και από ανιόντα [A (H 2 O) m ] n - .

Το νερό καταλύει πολλές αντιδράσεις. Για παράδειγμα, τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν σε θερμοκρασία δωματίου ακόμη και με την παρουσία ιχνών νερού. Δεδομένου ότι τα μόρια του νερού είναι πολικά, διαλύουν καλά πολλές πολικές ενώσεις που διασπώνται σε ιόντα. Ουσίες που σχηματίζουν δεσμούς υδρογόνου με το νερό (SO 2 , NH 3 , C 2 H 5 OH , κ.λπ.) είναι πολύ διαλυτές στο νερό. Η διαλυτότητα στο νερό των ουσιών χαμηλής πολικότητας είναι χαμηλή.

4.1 Σύνθεση φυσικά νερά

Η ανθρωπότητα χρησιμοποιεί ευρέως το φυσικό νερό για τις ανάγκες της. Τα συνολικά αποθέματα νερού στη Γη είναι τεράστια. Ωστόσο, το μεγαλύτερο μέρος του νερού προέρχεται από τον Παγκόσμιο Ωκεανό. Σύμφωνα με την UNESCO (1970), τα αποθέματα νερού κατανέμονται ως εξής: ωκεανοί - 97,2%, παγετώνες και παγοκαλύμματα - 2,15%, υπόγεια ύδατα - 0,625%, φρέσκες λίμνες και ποτάμια - 9·10 - 3%, αλμυρές λίμνες και εσωτερικές θάλασσες - 8·10 - 3%, ατμόσφαιρα - 10 - 3%, ποτάμια - 10 - 4%, αποθέματα γλυκού νερού που είναι διαθέσιμα για χρήση αντιπροσωπεύουν μόνο το 0,15% του όγκου της υδρόσφαιρας (περίπου 0,2 εκατομμύρια km 3).

Στη φύση υπάρχει ένας συνεχής κύκλος του νερού. Το νερό, εξατμιζόμενο, εισέρχεται στην ατμόσφαιρα και στη συνέχεια πέφτει σε βροχόπτωση πάνω από τον ωκεανό (65-75%) και τη γη (35-25%). Το φυσικό νερό βρίσκεται σε συνεχή αλληλεπίδραση με το περιβάλλον. Αντιδρά με την ατμόσφαιρα, το έδαφος, τη βλάστηση, τα ορυκτά και τα διάφορα πετρώματα. Σε αυτή την περίπτωση, το νερό διαλύει οργανικές και ανόργανες ενώσεις. Η σύνθεση των φυσικών υδάτων καθορίζεται από τη φύση αυτής της αλληλεπίδρασης.

Όλες οι ακαθαρσίες στα φυσικά νερά μπορούν να χωριστούν σε τρεις ομάδες ανάλογα με το μέγεθος των σωματιδίων: πραγματικά διαλυμένες, κολλοειδείς και αιωρούμενες. Οι πραγματικές διαλυμένες ουσίες έχουν τη μορφή ιόντων και μορίων και έχουν μεγέθη μικρότερα από 1 nm. Τα κολλοειδή σωματίδια έχουν μεγέθη από 1 έως 200 nm. Τα αιωρούμενα ή χονδροειδή σωματίδια έχουν μεγέθη μεγαλύτερα από 0,1 μικρά. Με χημική σύνθεσηΟι προσμίξεις χωρίζονται σε οργανικές και ανόργανες. Οι πρώτοι συνήθως έχουν πολύ σύνθετη σύνθεσηκαι βρίσκονται σε κολλοειδή ή πραγματικά διαλυμένη κατάσταση. Οι ανόργανες ακαθαρσίες βρίσκονται κυρίως με τη μορφή ιόντων: Na +, Ca 2+, Mg 2+, K +, Cl-, SO 4 2 -, HCO 3 -. Το άζωτο, το οξυγόνο, το διοξείδιο του άνθρακα και άλλα αέρια διαλύονται στο νερό. Μεταξύ ανθρακικό οξύκαι τα ανιόντα του δημιουργούν μια ισορροπία που ονομάζεται διοξείδιο του άνθρακα:

Με την αύξηση του pH, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό ανθρακικών ιόντων, τα οποία κυριαρχούν σε pH>10. Όταν το pH μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό H 2 CO 3, το οποίο επικρατεί στο pH<6. Вода, у которой угольная кислота, гидрокарбонат - и карбонат-ионы находятся в равновесии, называется стабильной. При сдвиге равновесия в сторону образования угольной кислоты вода становится агрессивной, при этом повышается её коррозионная активность. При сдвиге равновесия в сторону образования карбонат-ионов из воды выпадает малорастворимый карбонат кальция.

Για να ληφθεί νερό κατάλληλο για πόσιμο, τα φυσικά νερά καθαρίζονται. Τα κύρια στάδια επεξεργασίας νερού περιλαμβάνουν:

1. Διαχωρισμός μεγάλων μηχανικών ακαθαρσιών περνώντας μέσα από ένα στρώμα άμμου ποταμού, ένα φίλτρο και σήτες τυμπάνων.

2. Διαύγαση (Επεξεργασία νερού με θειικό αλουμίνιο με σκοπό την προσρόφηση ορυκτών και οργανικών ακαθαρσιών που προκαλούν χρώμα από το υδροξείδιο του αργιλίου που προκύπτει).

Απολύμανση (χλωρίωση ή οζονισμό).

4. Μαλάκωμα.

Το διαυγαστικό νερό σάς επιτρέπει να απαλλαγείτε από κολλοειδείς ακαθαρσίες και ιόντα βαρέων μετάλλων. Όταν το θειικό αλουμίνιο εισέρχεται στο νερό, αντιδρά με τα υδρογονανθρακικά που περιέχει:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Ca (HCO 3) 2 = 3CaSO 4 v + Al (OH) 3 + 6CO 2

Σχηματίζεται ένα ξεφλουδισμένο άμορφο υδροξείδιο Al (OH) 3 με πολύ ανεπτυγμένη επιφάνεια.

Τα θετικά φορτισμένα ιόντα αλουμινίου εξουδετερώνουν τα αρνητικά φορτία των κολλοειδών σωματιδίων, κολλούν μεταξύ τους και περικλείονται σε νιφάδες Al (OH) Οι υδροξοομάδες που βρίσκονται στην επιφάνεια του ιζήματος δεσμεύουν τα ιόντα βαρέων μετάλλων που υπάρχουν στο διάλυμα.

Η σύνθεση των φυσικών νερών χαρακτηρίζεται από ορισμένους τεχνολογικούς δείκτες, όπως η σκληρότητα, η περιβαλλοντική αντίδραση, η αλκαλικότητα, η αλατότητα και η οξείδωση. Η σκληρότητα του νερού αντανακλά την περιεκτικότητα σε ιόντα ασβεστίου και μαγνησίου σε αυτό. Εκφράζεται σε mmol/l: F = ( + ). Υπάρχουν ανθρακική και μη ανθρακική σκληρότητα. Ανθρακικό άλαςονομάζεται σκληρότητα που προκαλείται από όξινο ανθρακικό ασβέστιο και μαγνήσιο. Μη ανθρακικόσκληρότητα είναι η διαφορά μεταξύ ολικής και ανθρακικής σκληρότητας.

ΑλκαλικότηςΤο νερό εκφράζεται με το άθροισμα των συγκεντρώσεων των ιόντων υδροξειδίου και των ανιόντων ασθενούς οξέος HCO - ; CO 3 2- .

Το νερό χαρακτηρίζεται περιεκτικότητα σε αλάτι, που ισούται με τη συνολική συγκέντρωση αλατιού. Η σύνθεση των φυσικών νερών εξαρτάται από τον τύπο τους και τη θέση της δεξαμενής ή της πηγής νερού. Τα νερά των ποταμών έχουν συνήθως χαμηλή περιεκτικότητα σε αλάτι: 0,5-0,6 g/l. Τα υπόγεια ύδατα έχουν υψηλότερη περιεκτικότητα σε αλατότητα. Η περιεκτικότητα σε αλάτι στα νερά των ωκεανών και των ανοιχτών θαλασσών είναι περίπου η ίδια και ανέρχεται σε 35 g/l, με κύρια ιόντα Na + και Cl -. Η περιεκτικότητα σε αλάτι των εσωτερικών θαλασσών είναι χαμηλότερη από αυτή των ωκεανών. Για παράδειγμα, η περιεκτικότητα σε αλάτι της Κασπίας Θάλασσας είναι 3-23 g/l και της Μαύρης Θάλασσας είναι 17-18 g/l.

Οξειδωσιμότητααντανακλά την περιεκτικότητα σε ακαθαρσίες που μπορούν να αλληλεπιδράσουν με οξειδωτικά μέσα.

Βιοχημική ζήτηση οξυγόνου (BOD)) καθορίζει την κατανάλωση οξυγόνου για την αποσύνθεση οργανικών ουσιών μέσω οξείδωσης από βακτήρια. Καθορίζεται από τη μεταβολή της συγκέντρωσης οξυγόνου στο νερό πριν και μετά τη διατήρησή του στο σκοτάδι για πέντε ημέρες στους 20 0 C (BOD 5). Το BOD χρησιμοποιείται για να κρίνει τον βαθμό ρύπανσης του νερού. Το νερό με BOD έως 30 mg/l θεωρείται πρακτικά καθαρό, με BOD 30-80 mg/l - ελαφρώς μολυσμένο και με BOD>80 - πολύ μολυσμένο.

Χρήση νερού. Τα γλυκά φυσικά νερά χρησιμοποιούνται στη γεωργία (περίπου 82%), κυρίως για άρδευση, στην καθημερινή ζωή (περίπου 10%), στη βιομηχανία (περίπου 8%) για ψύξη, αλλά και ως ενεργειακός φορέας, όχημα, διαλύτης.

Πίνακας 4

Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση ιόντων σε πόσιμο νερό(με μέγιστο, mg/l)

Άλατα σκληρότητας και άλλες κακώς διαλυτές ακαθαρσίες των βιομηχανικών νερών εναποτίθενται στα τοιχώματα των λεβήτων και άλλων συσκευών, μειώνοντας την απόδοση αυτών των συσκευών. Το χλωριούχο νάτριο και κάποιες άλλες ακαθαρσίες στους λέβητες μετατρέπονται σε ατμό και, στη συνέχεια, εναποτίθενται στα πτερύγια του στροβίλου, αλλάζουν το προφίλ τους και κατά συνέπεια μειώνουν την απόδοση των σταθμών παραγωγής ενέργειας. Το οξυγόνο, το διοξείδιο του άνθρακα, τα ιόντα σιδήρου και τα ιόντα νιτρώδους διαλυμένα στο νερό προκαλούν διάβρωση των μετάλλων.

Επομένως, τα φυσικά νερά καθαρίζονται από σημαντικό μέρος ακαθαρσιών πριν από τη χρήση.

4.2 Βασικές χημικές και φυσικοχημικές μέθοδοι επεξεργασίας νερού

Η επιλογή της μεθόδου για την απομάκρυνση των ακαθαρσιών από το νερό καθορίζεται από τη φύση και τις ιδιότητες των ακαθαρσιών. Έτσι, οι αιωρούμενες ακαθαρσίες απομακρύνονται πιο εύκολα από το νερό με διήθηση, οι κολλοειδείς ακαθαρσίες με πήξη. Εάν οι ιοντικές ακαθαρσίες μπορούν να σχηματίσουν μια ελάχιστα διαλυτή ένωση, τότε μπορούν να μετατραπούν σε αυτήν την ένωση, οι οξειδωτικές ακαθαρσίες μπορούν να εξαλειφθούν με αναγωγή και οι αναγωγικές ακαθαρσίες μπορούν να εξαλειφθούν με οξείδωση. Η προσρόφηση χρησιμοποιείται ευρέως για την απομάκρυνση των ακαθαρσιών, με τις αφόρτιστες ακαθαρσίες να προσροφούνται σε ενεργό άνθρακα ή άλλους προσροφητές και τα ιόντα στους εναλλάκτες ιόντων. Οι φορτισμένες ακαθαρσίες μπορούν επίσης να αφαιρεθούν με ηλεκτροχημικές μεθόδους. Έτσι, η γνώση της σύνθεσης και των ιδιοτήτων των ακαθαρσιών σας επιτρέπει να επιλέξετε μια μέθοδο καθαρισμού του νερού.

Για κακώς διαλυτά άλατα σε σταθερή θερμοκρασία, παρατηρείται η σταθερότητα των προϊόντων δραστηριότητας ιόντων (PR).

Η συγκέντρωση ενός ιόντος σε μια ελάχιστα διαλυτή ένωση μπορεί να μειωθεί αυξάνοντας τη συγκέντρωση ενός ιόντος με το αντίθετο πρόσημο στην ίδια ένωση. Για παράδειγμα, η συγκέντρωση των ιόντων Ca 2+ και Mg 2+ μπορεί να μειωθεί αυξάνοντας τη συγκέντρωση των ιόντων CO 3 2 - και OH - αντίστοιχα.

Η μέθοδος καθίζησης των κακώς διαλυτών ενώσεων χρησιμοποιείται για τον καθαρισμό του νερού, για παράδειγμα, για να μαλακώσει (μείωση σκληρότητας). Για τη μείωση της ανθρακικής σκληρότητας, χρησιμοποιείται η μέθοδος ασβεστοποίησης, στην οποία εισάγεται ασβέστης Ca (OH) 2 στο επεξεργασμένο νερό. Σαν άποτέλεσμα ηλεκτρολυτική διάστασηάσβεστος:

Ca (OH) 2 > Ca 2+ + 2OH -

Το pH του νερού αυξάνεται, γεγονός που οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας του διοξειδίου του άνθρακα προς το σχηματισμό ανθρακικών ιόντων:

Ως αποτέλεσμα, επιτυγχάνεται το προϊόν της διαλυτότητας του ανθρακικού ασβεστίου με την επακόλουθη καθίζηση:

Ca 2+ + CO 3 2 - > CaCO 3 v

Επιπλέον, με αύξηση της συγκέντρωσης των ιόντων υδροξειδίου, επιτυγχάνεται το προϊόν της διαλυτότητας του υδροξειδίου του μαγνησίου, ακολουθούμενο από καθίζηση:

Mg 2+ + 2ОH - > Mg (ΟH) 2 v

Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν όταν προστίθεται ασβέστης μπορούν να γραφτούν σε μοριακή μορφή από τις εξισώσεις:

Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 = 2CaCO 3 + 2H 2 O

Mg (HCO 3) 2 + 2Ca (OH) 2 =Mg (OH) 2 + 2CaCO 3 + 2H 2 O

H 2 CO 3 + Ca (OH) 2 = CaCO 3 + 2H 2 O

Όπως μπορείτε να δείτε, με την εισαγωγή του ασβέστη, η συγκέντρωση των ιόντων Ca 2+ και Mg 2+ μειώνεται (μαλάκωμα), HCO 3 - (μειωμένη αλκαλικότητα) και H 2 CO

Η μέθοδος ασβεστοποίησης δεν είναι κατάλληλη για τη μείωση της μη ανθρακικής σκληρότητας. Για τους σκοπούς αυτούς, είναι απαραίτητο να εισαχθεί ένα πολύ διαλυτό άλας που περιέχει καρβικά ιόντα. Συνήθως, για αυτό χρησιμοποιείται σόδα Na 2 CO 3, η οποία, όταν διαχωρίζεται, δίνει ιόντα CO 3 2 -:

Na 2 CO 3 > 2Na + + CO 3 2 - ; CO 3 2 - +Ca 2+ >CaCO 3 v

Η εξίσωση διοξειδίου του άνθρακα μπορεί επίσης να μετατοπιστεί προς τα δεξιά όταν θερμαίνεται:

Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση των ανθρακικών ιόντων αυξάνεται και επιτυγχάνεται το προϊόν διαλυτότητας του ανθρακικού ασβεστίου, το οποίο κατακρημνίζεται.

Για τον καθαρισμό των φυσικών νερών από ακαθαρσίες, χρησιμοποιούνται ευρέως μέθοδοι κατιονισμού, ανιονισμού και χημικής αφαλάτωσης.

Η απομάκρυνση κατιόντων (Mg 2+, Ca 2+, Na +, κ.λπ.) πραγματοποιείται με χρήση κατιονανταλλακτών και ανιόντων (Cl-, SO 4 2, HCO 3 -, κ.λπ.) - χρησιμοποιώντας εναλλάκτες ανιόντων.

Για παράδειγμα, τα ιόντα σκληρότητας απομακρύνονται με κατιονισμό Na.

Τα ανιόντα μπορούν να αφαιρεθούν με ανιονισμό ΟΗ.

όπου ο δείκτης(οι) υποδηλώνει την ιοντοανταλλακτική ρητίνη.

Εάν πραγματοποιήσετε ανιονισμό ΟΗ και αφαιρέσετε ανιόντα από το διάλυμα και κατιονισμό Η για να αφαιρέσετε κατιόντα από το διάλυμα

τότε ιόντα H + και OH - θα περάσουν στο διάλυμα, τα οποία εξουδετερώνονται, σχηματίζοντας νερό:

Έτσι, ως αποτέλεσμα των αντιδράσεων ανταλλαγής ιόντων, τα κατιόντα και τα ανιόντα απομακρύνονται από το διάλυμα, δηλ. αλάτι, ή με άλλα λόγια, συμβαίνει χημική αφαλάτωση. Για την απομάκρυνση των αλάτων από το θαλασσινό νερό χρησιμοποιείται και η μέθοδος ηλεκτρόλυσης, η οποία παράγεται σε ηλεκτρόλυση πολλαπλών θαλάμων. Κάθε θάλαμος έχει μια μεμβράνη στη μία πλευρά που είναι διαπερατή μόνο από ανιόντα. Ως αποτέλεσμα της ηλεκτρόλυσης θαλασσινό νερόσε μερικούς θαλάμους εμπλουτίζεται με άλατα (λαμβάνεται άλμη), σε άλλους θαλάμους εξαντλείται σε άλατα (γίνεται καθαρισμός του νερού).

Απολύμανση. Για την καταστροφή παθογόνων βακτηρίων, ιών και μικροοργανισμών. Το νερό που προκαλεί βιολογική ρύπανση αγωγών και εξοπλισμού επεξεργάζεται με οξειδωτικά μέσα. Η πιο κοινή χλωρίωση του νερού είναι το υγρό ή αέριο χλώριο, οι υποχλωριώτες NaClO ή Ca (ClO) 2. Η βακτηριοκτόνος δράση του χλωρίου προκαλείται κυρίως από το υποχλωριώδες οξύ, το οποίο σχηματίζεται όταν το χλώριο αντιδρά με το νερό:

Όταν το χλώριο αλληλεπιδρά με οργανικές ουσίεςη εμφάνιση μικρών ποσοτήτων τοξικών ουσιών, για παράδειγμα CHCl 3, είναι πιθανή, επομένως η επεξεργασία του νερού με όζον O 3 (οζονισμός) παρουσιάζει αυξανόμενο ενδιαφέρον.

5. Στοιχεία ΙΑ ομάδας

S - στοιχεία της πρώτης ομάδας (λίθιο, νάτριο, κάλιο, ρουβίδιο, καίσιο, φράγκιο) - αλκαλικά μέταλλα. Μερικές πληροφορίες σχετικά με αυτά τα στοιχεία δίνονται στον πίνακα.

Τα άτομα των εν λόγω στοιχείων έχουν ένα μόνο ηλεκτρόνιο σθένους. Σε σύγκριση με στοιχεία άλλων υποομάδων, έχουν τις χαμηλότερες ενέργειες ιονισμού, τα μεγέθη των ατόμων και των ιόντων είναι τα μεγαλύτερα και έχουν έντονα μεταλλικά χαρακτηριστικά. Σε ατομική και συμπυκνωμένη κατάσταση, αυτοί είναι αναγωγικοί παράγοντες άνευ όρων. Τα τυπικά δυναμικά ηλεκτροδίων αυτών των μετάλλων είναι πολύ χαμηλά, γεγονός που υποδηλώνει την υψηλή αναγωγική τους δράση.

Φυσικός πόροι . Οι ενώσεις νατρίου και καλίου είναι πολύ κοινές και το Li, το Rb και το Cs είναι σπάνια στοιχεία. Τα Rb και Cs ταξινομούνται ως ιχνοστοιχεία, οι ενώσεις τους είναι δορυφόροι ορυκτών καλίου. Η Γαλλία είναι αμελητέα μικρή στη φύση (ένα από τα ισότοπα Fr είναι προϊόν της διάσπασης του ακτινίου).

Στην ελεύθερη κατάσταση, τα αλκαλικά μέταλλα δεν βρίσκονται, αλλά βρίσκονται με τη μορφή ενώσεων: Na 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - άστριος νατρίου, K 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - άστριος κάλιο, NaCI - αλίτης ή πετρώδες άλας , KS1-sylvite, KS1MgCl2 6H2O-καρναλλίτης. Το πάχος των στρωμάτων αλατιού μπορεί να είναι μεγαλύτερο από ένα χιλιόμετρο. Στη στάχτη φυτά γηςπεριέχει K 2 CO 3, στη τέφρα φυκιών Na 2 CO Το λίθιο βρίσκεται με τη μορφή αργιλοπυριτικών και αργιλοφωσφορικών, από τα οποία προέρχονται οι άλλες ενώσεις του.

Πίνακας 5

Ιδιότητες στοιχείων ΙΑ ομάδας

Ιδιότητες
Ατομική μάζα
ηλεκτρόνια σθένους
Ατομική ακτίνα, nm
Ακτίνα ιόντων, nm
Ενέργεια ιονισμού, eV
στον φλοιό της γης, %
Πρότυπο δυναμικό ηλεκτροδίου, ΣΕ

Παραλαβή . Το μέταλλο λιθίου παράγεται με ηλεκτρόλυση τήγματος LiCl και KC1.

Το λίθιο λαμβάνεται επίσης με αναγωγή των οξειδίων του:

Si + 2Li 2 O 4Li + SiO 2.

Το νάτριο λαμβάνεται με ηλεκτρόλυση τήγματος που περιέχουν χλωριούχο νάτριο, καθώς και με ηλεκτρόλυση τήγματος NaOH:

Άνοδος: Κάθοδος:

4OH - 4eO 2 +2H 2 O Na + +leNa

Λόγω υψηλής αντιδραστικότητακάλιο, έχουν αναπτυχθεί διάφορες μέθοδοι για την παραγωγή του:

1) αναγωγή του καλίου από τηγμένο ΚΟΗ ή KC1 με νάτριο.

2) ηλεκτρόλυση μίγματος τήγματος KS1 και K 2 CO 3 (κάθοδος - υγρός μόλυβδος) ακολουθούμενη από απόσταξη από το κράμα με μόλυβδο. Μια βολική μέθοδος για τη λήψη ρουβιδίου και καισίου είναι η θερμική αναγωγή από τα χλωρίδια Μεχρησιμοποιώντας ασβέστιο σε κενό:

2CsC?+ Ca CaC? 2+2C,

2RbC; + CaC; 2 + 2 Rb.

Το εξαιρετικά πτητικό ρουβίδιο και το καίσιο απομακρύνονται με απόσταξη. Τα Na, K, Rb, Cs καθαρίζονται με απόσταξη υπό κενό.

Τα μεταλλικά Li, Na, K αποθηκεύονται σε σφραγισμένα σιδερένια δοχεία, τα Rb και Cs σε σφραγισμένες γυάλινες αμπούλες. Μικρές ποσότητες Li, Na, K αποθηκεύονται σε κηροζίνη στα εργαστήρια λόγω της υψηλής χημικής τους δράσης.

Ιδιότητες . Σε στερεή κατάσταση απουσία υγρασίας και αέρα, τα Li, Na, K, Rb έχουν μεταλλική λάμψη και ασημί-λευκό χρώμα και Cs-χρυσοκίτρινο. Στον αέρα, η μεταλλική λάμψη εξαφανίζεται γρήγορα και η μεταλλική επιφάνεια καλύπτεται με ένα φιλμ οξειδίου. Τα αλκαλιμέταλλα έχουν υψηλή συμπιεστότητα και υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα. Αυτά είναι ελαφρά μέταλλα, το λίθιο είναι το ελαφρύτερο από τα στερεά. Η εργασία με αλκαλικά μέταλλα απαιτεί μεγάλη προσοχή, γιατί αναφλέγονται εύκολα και αντιδρούν βίαια με νερό και άλλες ουσίες. Μετά την εργασία, τα υπόλοιπα αλκαλικά μέταλλα καταστρέφονται ρίχνοντάς τα σε μικρές μερίδες σε αιθανόλη, η οποία παράγει αλκοξείδιο του νατρίου

2Na + 2C 2 H 5 ON2C 2 H 5 ONa + H 2 .

Συνδέσεις . Τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν με ξηρό υδρογόνο, σχηματίζοντας υδρίδια ΕΝ:

2Na + H 2 = 2NaH,

2K + N 2 = 2KN.

Τα υδρίδια αλκαλιμετάλλων είναι στερεές κρυσταλλικές ουσίες που έχουν ένα ιοντικό πλέγμα. Η θερμική σταθερότητα των υδριδίων μειώνεται με τη σειρά από LiH σε CsH. Τα υδρίδια αλκαλιμετάλλων είναι ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες. Αντιδρούν έντονα με το νερό, απελευθερώνοντας υδρογόνο:

EN + H 2 OEON + H 2,

NaH + H 2 ONaOH + H 2 .

Αλληλεπίδραση με το διοξείδιο του άνθρακα:

NaH + CO 2 NaCOOH.

μυρμηκικό νάτριο

Η αντιδραστικότητα των υδριδίων αυξάνεται όταν πηγαίνουν από το LiH στο CsH.

Όλα τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν έντονα με το οξυγόνο, σχηματίζοντας οξείδια, υπεροξείδια, υπεροξείδια:

4Li + O 2 2Li 2 O (οξείδιο λιθίου),

2Na + O 2 Na 2 O 2 (υπεροξείδιο του νατρίου).

Κάλιο, ρουβίδιο, καίσιο με οξυγόνο σχηματίζουν υπεροξείδια:

Rb + O 2 = RbO 2 (υπεροξείδιο του ρουβιδίου),

Cs + O 2 = CsO 2 (υπεροξείδιο καισίου).

Τα οξείδια αλκαλιμετάλλων Ε 2 Ο μπορούν να ληφθούν με έλλειψη οξυγόνου. Οξείδια Li 2 O, Na 2 O - άχρωμα. K 2 O, Rb 2 O - κίτρινο; Cs 2 O - πορτοκαλί (καθώς αυξάνεται το μέγεθος του ιόντος και επομένως η πολωσιμότητά του, οι ενώσεις χρωματίζονται). Το υπεροξείδιο KO 2 έχει ένα κρυσταλλικό πλέγμα τύπου KSa, στο οποίο το ιόν υπεροξειδίου O 2 - βρίσκεται στη θέση των ιόντων χλωρίου. Τα υπεροξείδια είναι άλατα του υπεροξειδίου του υδρογόνου H 2 O 2 . Ιδιότητες οξέοςΤο H 2 O 2 εκφράζεται ασθενώς και τα υπεροξείδια, όταν διαλύονται στο νερό, υφίστανται σχεδόν πλήρη υδρόλυση:

Na 2 O 2 + 2HOpNaOH + H 2 O 2 .

Η υδρόλυση των υπεροξειδίων παράγει H 2 O 2 και O 2, 2KO 2 + 2HOpKOH + 2H 2 O 2 + O 2.

Τα υπεροξείδια και τα υπεροξείδια των αλκαλικών μετάλλων είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες.

Τα οξείδια των αλκαλικών μετάλλων αντιδρούν έντονα με το νερό, σχηματίζοντας υδροξείδια:

E 2 O + H 2 O 2EON,

Na 2 O + H 2 O2NaOH.

Τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν ακόμη πιο ενεργά με το νερό:

2Cs + 2H 2 O2CsOH + H 2 (η αντίδραση προχωρά εκρηκτικά).

Χημική ουσία ιδιότητες . Τα υδροξείδια αλκαλιμετάλλων είναι άχρωμες κρυσταλλικές ουσίες. Είναι εύτηκτα και πολύ διαλυτά στο νερό (με εξαίρεση το NaOH). Αυτά είναι αλκάλια (τα αλκάλια είναι βάσεις που είναι πολύ διαλυτές στο νερό). Στην πράξη χρησιμοποιούνται NaOH και KOH (καυστική σόδα και καυστική ποτάσα - τεχνικές ονομασίες). Τα αλκάλια απορροφούν άπληστα την υγρασία και το CO 2 από τον αέρα:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

NaOH + H 2 O = NaOH; H 2 O (κρυσταλλικό ένυδρο NaOH)

Κατά την τήξη, τα αλκάλια καταστρέφουν το γυαλί και την πορσελάνη:

2NaOH (k) + SiO 2 (k) = Na 2 SiO 3 (k) + H 2 O (g).

Όταν εκτίθενται στο οξυγόνο, τα αλκάλια καταστρέφουν την πλατίνα· λιώνουν σε δοχεία από ασήμι, νικέλιο ή σίδηρο και αποθηκεύονται σε δοχεία πολυαιθυλενίου. Τα στερεά αλκάλια και τα συμπυκνωμένα διαλύματά τους καταστρέφουν τον ζωντανό ιστό, επομένως η εργασία με αυτά απαιτεί προφυλάξεις (λαστιχένια γάντια, γυαλιά ασφαλείας). Από τα αλκάλια, το NaOH έχει μεγαλύτερη πρακτική σημασία· λαμβάνεται:

1) ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος NaCI:

2NaCl + 2H 2 OCl 2 + H 2 + 2NaOH

2) θέρμανση ενός διαλύματος σόδας με γάλα ασβέστη:

Na 2 CO 3 + Ca (OH) 2 CaCO 3 + 2 NaOH.

Όλα τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν με οξέα για να σχηματίσουν άλατα:

2E + 2NS1N 2 + 2ES1.

Αλληλεπίδραση με αλογόνα:

2Na + Cl 2 2NaCl,

και επίσης με χαλκογόνα:

2NaOH + H 2 SNa 2 S + 2H 2 O (αντίδραση εξουδετέρωσης),

NaOH + H 2 S NaHS + H 2 O.

Τα αλκαλικά μέταλλα με πολυβασικά οξέα σχηματίζουν μέτρια άλατα (Na 2 CO 3, KNO 3, K 2 SO 4, K 3 PO 4, κ.λπ.) και όξινα άλατα (NaHCO 3, KHSO 3, K 2 HPO 4, NaH 2 PO 4, NaHSO 4, κ.λπ.). Τα άλατα των αλκαλιμετάλλων και των ασθενών οξέων (CH 3 COOH, HCN, H 2 CO 3 κ.λπ.) υδρολύονται, υδατικά διαλύματαέχουν αλκαλική αντίδραση:

Τα άλατα αλκαλιμετάλλων (με εξαίρεση τα άλατα Li) είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Από τα άλατα αλκαλιμετάλλων, πρακτική σημασία έχει το ανθρακικό νάτριο Na 2 CO 3 (ανθρακικό νάτριο). Λαμβάνεται με τη μέθοδο της αμμωνίας:

NH 3 + H 2 O + CO 2 NH 4 HCO 3, διττανθρακικό αμμώνιο

NH 4 HCO 3 + NaC; NaHCO 3 + NH 4 C;,

2NaHCO 3 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

Το CO 2 που απελευθερώνεται επιστρέφεται στη διαδικασία. Όταν θερμαίνονται, τα νιτρικά αλκαλιμέταλλα αποσυντίθενται:

4LiNO 3 2Li 2 O + 4NO 2 + O 2, 2KNO 3 2KNO 2 + O 2.

Εφαρμογή . Από τα αλκαλικά μέταλλα, το νάτριο χρησιμοποιείται περισσότερο· χρησιμοποιείται για την παραγωγή υπεροξειδίου του νατρίου, σε οργανικές συνθέσεις, στη μεταλλοθερμία, ως ψυκτικό σε πυρηνικούς αντιδραστήρες και για ξήρανση οργανικών διαλυτών. Το κάλιο χρησιμοποιείται στη μεταλλοθερμία· το υπεροξείδιο KO 2 λαμβάνεται από κάλιο, χρησιμοποιείται σε υποβρύχια και διαστημόπλοιαγια απορρόφηση CO 2 και αναγέννηση οξυγόνου:

4KO 2 + 2CO 2 2K 2 CO 3 + 3O 2.

Το υπεροξείδιο του νατρίου χρησιμοποιείται για τον ίδιο σκοπό:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 2Na 2 CO 3 + O 2 .

Το λίθιο είναι πρόσθετο σε ορισμένα κράματα· χρησιμοποιείται σε πηγές χημικής ενέργειας για την παραγωγή υδριδίου λιθίου αργιλίου. Στην αεροπορία χρησιμοποιείται το υλικό κατασκευής A1-Li. Το καίσιο χρησιμοποιείται σε φωτοβολταϊκά στοιχεία. Τα άλατα αλκαλιμετάλλων χρησιμοποιούνται ευρέως. Το NaCl είναι καρύκευμα και συντηρητικό τροφίμων Βιομηχανία τροφίμων, και χρησιμοποιείται επίσης στην παραγωγή σαπουνιού και οργανικών βαφών. Το KS1 χρησιμοποιείται ως λίπασμα. Το NaOH χρησιμοποιείται για την παραγωγή τεχνητών ινών και τον καθαρισμό προϊόντων πετρελαίου. Υπεροξείδιο του νατρίου - για λεύκανση, απολύμανση. Τα άλατα Na 2 SO 4, K 2 CO 3 χρησιμοποιούνται για την παραγωγή γυαλιού, KNO 3 - για την παραγωγή λιπασμάτων, Na 2 CO 3 χρησιμοποιούνται για την παραγωγή αλουμινίου, γυαλιού και στη σαπωνοποιία. Το NaHCO 3 χρησιμοποιείται στη βιομηχανία τροφίμων. Li 2 O - είναι μέρος ειδικών τύπων γυαλιού με χαμηλό σημείο τήξης.

6. Βιολογικός ρόλος στοιχείων ΙΑ ομάδας

Ο βιολογικός ρόλος του λιθίου ως ιχνοστοιχείου δεν έχει ακόμη αποσαφηνιστεί πλήρως. Έχει αποδειχτεί ότι σε επίπεδο κυτταρικές μεμβράνεςΤα ιόντα λιθίου (σε επαρκή συγκέντρωση) ανταγωνίζονται τα ιόντα νατρίου όταν εισέρχονται στα κύτταρα. Η αντικατάσταση των ιόντων νατρίου από ιόντα λιθίου στα κύτταρα σχετίζεται με μεγαλύτερη ομοιοπολικότητα των ενώσεων λιθίου, με αποτέλεσμα να είναι καλύτερα διαλυτές στα φωσφολιπίδια.

Νάτριοείναι το κύριο εξωκυττάριο ιόν. Το ανθρώπινο σώμα περιέχει νάτριο με τη μορφή των διαλυτών αλάτων του - χλωριούχα, φωσφορικά, διττανθρακικά. Το νάτριο εισέρχεται στο ανθρώπινο σώμα με τη μορφή επιτραπέζιου αλατιού. Η ημερήσια απαίτηση σε νάτριο είναι 1 γρ. Αν και η μέση κατανάλωση αυτού του στοιχείου είναι 4-7 γρ. Η υπερβολική κατανάλωση νατρίου συμβάλλει στην ανάπτυξη υπέρτασης. Το χλωριούχο νάτριο χρησιμοποιείται για την παρασκευή υπερτονικών διαλυμάτων. Σε περίπτωση δηλητηρίασης από νιτρικό άργυρο, το στομάχι πλένεται με διάλυμα NaCl 2-5%.

Το διττανθρακικό νάτριο NaHCO 3 (σόδα) χρησιμοποιείται για ασθένειες που σχετίζονται με υψηλή οξύτητα. Θειικό νάτριο (άλας Glauber) NaSO 4 · 10H 2 O χρησιμοποιείται ως καθαρτικό.

Κάλιοείναι το κύριο ενδοκυτταρικό ανιόν, αντιπροσωπεύοντας τα 2/3 του συνολικού αριθμού ενεργών κυτταρικών ανιόντων.

Τα ιόντα καλίου παίζουν σημαντικό ρόλο στις φυσιολογικές διεργασίες - τη φυσιολογική λειτουργία της καρδιάς, τη συστολή των μυών και τη συμπεριφορά των νευρικών ερεθισμάτων. Το κάλιο είναι ανταγωνιστής του νατρίου. Τα ιόντα καλίου και νατρίου συμμετέχουν στη βιοκατάλυση. Για την εξάντληση του καλίου, πάρτε χλωριούχο κάλιο KCl 4-5 φορές την ημέρα, 1 γρ.

Ρουβίδιο και καίσιοανήκουν σε μικροστοιχεία. Ένα συνεργιστικό καλίου, το ρουβίδιο ενεργοποιεί πολλά από τα ίδια ένζυμα με το κάλιο.

Ραδιομετάδοση 127 Cs και 87 Rbχρησιμοποιείται στην ακτινοθεραπεία κακοήθων όγκων.

Γαλλία -Είναι ένα ραδιενεργό χημικό στοιχείο που παράγεται τεχνητά. Το φράγκιο είναι σε θέση να συσσωρεύεται επιλεκτικά στους όγκους στα αρχικά στάδια της ανάπτυξής τους, κάτι που είναι χρήσιμο στη διάγνωση του καρκίνου.

7. Στοιχεία ομάδας ΙΙΑ

Η κύρια υποομάδα της ομάδας II περιλαμβάνει τα στοιχεία: βηρύλλιο, μαγνήσιο, ασβέστιο. στρόντιο, βάριο και ράδιο. Όλα αυτά τα στοιχεία, εκτός από το βηρύλλιο, έχουν έντονο μεταλλικές ιδιότητες. στην ελεύθερη κατάσταση είναι ασημόλευκες ουσίες. Πιο συμπαγές. Από τα αλκαλικά μέταλλα, με αρκετά υψηλό σημείο τήξης. Όσον αφορά την πυκνότητα, όλα, εκτός από το ράδιο, ανήκουν σε ελαφρά μέταλλα. Οι πιο σημαντικές ιδιότητές τους δίνονται στον Πίνακα 6. Το στοιχείο δεύτερης περιόδου βηρύλλιο βηρύλλιο διαφέρει στις ιδιότητές του από άλλα στοιχεία αυτής της υποομάδας. Έτσι, το ιόν Be 2+, λόγω της πολύ μικρής ιοντικής ακτίνας του (0,027 nm), της υψηλής πυκνότητας φορτίου και των υψηλών ενεργειών ιονισμού, είναι σταθερό μόνο στην αέρια φάση σε υψηλές θερμοκρασίες. Επομένως, ο χημικός δεσμός σε δυαδικές ενώσεις βηρυλλίου ακόμη και με τα πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία (BeO, BeF 2) έχει υψηλό βαθμό ομοιοπολικότητας.

Για μέταλλα αλκαλικών γαιών(Ca, Sr, Ba, Ra) χαρακτηριστικός σχηματισμός ιοντικούς δεσμούςκαι υψηλούς αριθμούς συντονισμού. Το μαγνήσιο καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση, αφού αφενός είναι παρόμοιο με την αλκαλική γη, κυρίως με ιοντικές ενώσεις, το σχηματισμό του ιόντος 2+ και σε μια σειρά από ιδιότητες (διάλυση από ελιές, βασικότητα υδροξειδίου) - με το βηρύλλιο. Ο βαθμός ιοντικότητας του δεσμού στα άλατα και τα υδροξείδια είναι μικρότερος από ότι στις ενώσεις αλκαλιμετάλλων. Σε πολλές περιπτώσεις, οι δεσμοί στην κρυσταλλική δομή είναι τόσο ακριβείς που τα αλκαλικά άλατα (θειικά, ανθρακικά, ορθοφωσφορικά) αποδεικνύονται ελάχιστα διαλυτά.

Το Mg και το Ca είναι ευρέως διαδεδομένα στη φύση, τα Sr και Ba σπάνια, το Be είναι σπάνιο στοιχείο, το Ra σε αμελητέες ποσότητες συνοδεύει το ουράνιο, κατά τη διάσπαση του οποίου σχηματίζεται.

Στοιχεία της υποομάδας ΙΙ Α δεν βρίσκονται σε ελεύθερη κατάσταση (το φυσικό μαγνήσιο βρίσκεται σε πολύ μικρές ποσότητες). Το Mg και το Ca είναι μέρος φυσικών πυριτικών, αργιλοπυριτικών και ανθρακικών:

2МgОSiО 2 (ολιβίνη); MgOAI 2 O 3 (σπινέλιο); MgС1 2 6Н 2 O (δισχοφίτης); MgCO 3 (μαγνησίτης); CaCO3 (ασβεστόλιθος, μάρμαρο, κιμωλία). CaCO 3 MgCO3 (δολομίτης), CaF 2 (φθορίτης).

Παρόμοια έγγραφα

Θέση του υδρογόνου στον περιοδικό πίνακα χημικά στοιχείακαι τα δομικά χαρακτηριστικά του ατόμου του. Ιδιότητες του αερίου, επικράτηση και εμφάνιση στη φύση. Χημικές αντιδράσεις για την παραγωγή υδρογόνου στη βιομηχανία και στο εργαστήριο και μέθοδοι εφαρμογής.

παρουσίαση, προστέθηκε 13/02/2011


γενικά χαρακτηριστικάΣτοιχεία της ομάδας Ι, οι χημικές και φυσικές τους ιδιότητες, ιστορία ανακάλυψης και χαρακτηριστικά των μεθόδων παραγωγής. Το λίθιο και οι ενώσεις του. Κανονισμοί στη δομή των ατόμων αλκαλιμετάλλων. Κανόνες για την αποθήκευση ορισμένων στοιχείων αυτής της ομάδας.

παρουσίαση, προστέθηκε 30/11/2012


Οργανομεταλλικές ενώσεις. Αλκαλιμέταλλα της πρώτης υποομάδας. ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣλίθιο, μέθοδοι παραγωγής, χημικές ιδιότητες. Αλληλεπίδραση αλκυλιθίου με καρβονυλικές ενώσεις. Στοιχεία της δεύτερης ομάδας. Οργανομαγνήσιο ενώσεις.

περίληψη, προστέθηκε 12/03/2008


Μεταβατικά μέταλλα- στοιχεία δευτερευουσών υποομάδων του περιοδικού συστήματος των χημικών στοιχείων. Στοιχεία ομάδας VIIB και VIIB: χημικές και φυσικές ιδιότητες. Ενώσεις μαγγανίου. Εφαρμογή υπερμαγγανικού καλίου. Ενώσεις κοβαλτίου και νικελίου και οι ιδιότητές τους.

παρουσίαση, προστέθηκε 05/02/2013


Γενικά χαρακτηριστικά χημικών στοιχείων της ομάδας IV του περιοδικού πίνακα, η εμφάνισή τους στη φύση και ενώσεις με άλλα αμέταλλα. Παρασκευή γερμανίου, κασσίτερου και μολύβδου. Φυσικοχημικές ιδιότητες μετάλλων της υποομάδας τιτανίου. Τομείς εφαρμογής του ζιρκονίου.

παρουσίαση, προστέθηκε 23/04/2014


Ο Άγγλος φυσιοδίφης, φυσικός και χημικός Henry Cavendish είναι ο ανακάλυψε το υδρογόνο. Φυσικές και χημικές ιδιότητες του στοιχείου, το περιεχόμενό του στη φύση. Βασικές μέθοδοι παραγωγής και εφαρμογές υδρογόνου. Ο μηχανισμός δράσης μιας βόμβας υδρογόνου.

παρουσίαση, προστέθηκε 17/09/2012


Ισότοπα υδρογόνου ως ποικιλίες ατόμων του χημικού στοιχείου υδρογόνο, με διαφορετική περιεκτικότητα νετρονίων στον πυρήνα, γενικά χαρακτηριστικά. Η ουσία της έννοιας του "ελαφρύ νερού". Εισαγωγή στα κύρια πλεονεκτήματα του νερού πρωτίου, ανάλυση μεθόδων παραγωγής.

εργασία μαθήματος, προστέθηκε 31/05/2013


Περιοδικός πίνακας χημικών στοιχείων. Η δομή των ατόμων και των μορίων. Βασικές διατάξεις της θεωρίας συντονισμού. Φυσικές και χημικές ιδιότητες των αλογόνων. Σύγκριση ιδιοτήτων ενώσεων υδρογόνου. Ανασκόπηση των ιδιοτήτων των ενώσεων p-, s- και d-στοιχείων.

διάλεξη, προστέθηκε 06/06/2014


Γενικά χαρακτηριστικά των στοιχείων p της ομάδας III, οι βασικές φυσικές και χημικές τους ιδιότητες. Περιγραφή των πιο κοινών στοιχείων: υποομάδα βόριο, αλουμίνιο, γάλλιο. Ο βιολογικός τους ρόλος, εφαρμογή και επικράτηση. Αιτίες του φαινομένου του θερμοκηπίου.

διατριβή, προστέθηκε 08/08/2015


Φυσικές ιδιότητες στοιχείων της κύριας υποομάδας της ομάδας III. Γενικά χαρακτηριστικά αλουμινίου και βορίου. Φυσικές ανόργανες ενώσεις άνθρακα. Χημικές ιδιότητες του πυριτίου. Αλληλεπίδραση άνθρακα με μέταλλα, αμέταλλα και νερό. Ιδιότητες των οξειδίων.

Γενικά χαρακτηριστικά s - στοιχεία IA-ομάδα: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr αλκαλιμέταλλα IIA-ομάδα: Be, Mg; Ca, Sr, Ba, Ra μέταλλα αλκαλικών γαιών Γενικός ηλεκτρονικός τύπος: […] ns 1 2 np 0 […] ns 1 M+I […] ns 2 …ns 1 np 1 M+II Η ύπαρξη των M+ και M 2 + ιόντα είναι χαρακτηριστικό

Στοιχεία ομάδας IA Στοιχείο Li Na K Rb Cs Fr z 3 11 19 37 55 87 Ar 6, 9 22, 99 39, 1 85, 5 132, 9 223, 0 0, 97 0, 93 0, 89 0, 86 91 0, 86 1 Li έχει τη μικρότερη ακτίνα ιόντων και επομένως το μεγαλύτερο δυναμικό ιοντισμού, επομένως είναι χημικά λιγότερο ενεργό.

Στοιχεία Ομάδας ΙΙΑ Στοιχείο Be Mg Ca Sr Ba Raz 4 12 20 38 56 88 Ar 9, 0 24, 3 40, 1 87, 6 137, 3 226, 0 1, 47 1, 23 1, 04 0, 9971

Φυσικές ιδιότητες απλών ουσιών (IA-ομάδα) Ιδιότητα Li Na K Rb Cs Fr T. pl. , C 180, 5 97, 83 63, 5 39, 3 28, 7 21 bp. , С 1336, 6 886 760 696 667, 6 660 0, 53 0, 86 1, 53 1, 90 ─ Πυκνότητα, g/cm 3 (20 С) λίθιο 0, 97 κάλιο καίσιο νάτριο ρουβίου

Φυσικές ιδιότητες απλών ουσιών (ομάδα IIA) Ιδιότητα Be Mg Ca Sr Ba Ra T. pl. , C 1287 650 842 768 727 969 Kip. , C 2507 1095 1495 1390 1860 1536 1. 85 1. 74 1. 55 2. 54 3. 59 5. 00 Πυκνότητα, g/cm 3 (20 C) ασβέστιο βηρύλλιο βάριο μαγνήσιο

Γενικά χαρακτηριστικά των s-στοιχείων. Απλές ουσίες: Ολα - ενεργά μέταλλα(εκτός από το Be) Αντιδρούν ως αναγωγικοί παράγοντες M – ne – = Mn+ (n = 1, 2) Στην ECHR – οι πιο αριστεροί: E – 3, 01 – 2, 92 – 2, 90 – 2, 34 V Li Cs Ba Είναι

Γενικά χαρακτηριστικά των s-στοιχείων. Αλληλεπίδραση μετάλλων με νερό και οξέα 2 Na + 2 H 2 O = 2 Na. OH + H 2 Na –e – = Na+ 2 H 2 O + 2 e – = H 2 + 2 OH Mg + 2 H 3 O+ = Mg 2+ + H 2 + 2 H 2 O Mg + 2 H 2 O (σε κρύο) Mg + 2 H 2 O + t = Mg(OH) 2 + H 2 (όταν θερμαίνεται)

Γενικά χαρακτηριστικά των s-στοιχείων. Σύνθετες ουσίες: οξείδια, υδροξείδια Mn+ – κατιόντα σε ιονικούς κρυστάλλους M 2 O, MOH; MO, M(OH)2 – έχουν βασικό χαρακτήρα (εκτός από το Be oxide and hydroxide) Σε υδ. διάλυμα MOH, M(OH)2 – ισχυροί ηλεκτρολύτες και ισχυρές βάσεις (εκτός από υδροξείδια Be και Mg): Na. OH = Na+ + OH p. H 7 Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2 OH p. H 7 Για Mg, Be υδροξείδια – ισορροπία φάσης: Mg(OH)2(t) Mg 2+ + 2 OH p. H 7

Γενικά χαρακτηριστικά των s-στοιχείων. Σύνθετες ουσίες: άλατα Άλατα: υδρογονάνθρακες – νεπρωτόλυτες (εκτός από άλατα Be και Mg): Na. Cl = Na+ + Cl r. H = 7 νεπρωτόλιθος Για βηρύλλιο και μαγνήσιο: 2+ + H 2 O + + H 3 O+ ; R. H72+ + H2O + + H3O+; R. H 7 Be 2+ H 2 O + H 2 O Be. OH+ + H3O+; KK= 2,0 10 6 Mg 2+ H 2 O + H 2 O Mg. OH+ + H3O+; KK= 3,8 10 12

Γενικά χαρακτηριστικά των s-στοιχείων. Σύνθετες ουσίες Δυαδικές ενώσεις: υδρίδια MH, MH 2; υπεροξείδια M 2 O 2, MO 2; νιτρίδια M 3 N, M 3 N 2 KH + H 2 O = KOH + H 2 Na 2 O 2(t) + H 2 O 2 Na+ + OH + HO 2 2 Na. O 2 + H 2 O = Na. OH + Na. HO 2 + O 2 4 Na. O 2 + 2 H 2 O = 4 Na. OH + 3 O 2 2 Cs. O 3 + 2 H 2 O = 2 Cs. OH + H 2 O 2 + 2 O 2 Li 3 N + 3 H 2 O = 3 Li. OH + NH 3 Ca. C 2 + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + C 2 H 2 Be 2 C + 4 H 2 O = 2 Be(OH)2 + CH 4

Κατανομή στη φύση 5. Ca – 3, 38% 6. Na – 2, 63% 7. K – 2, 41% 8. Mg – 1, 95% κατά βάρος. 17. Rb 19. Ba Rare και 23. Sr διάσπαρτα 28. Li στοιχεία 42. Cs 48. Be 92. Fr 226 Ra ραδιενεργό στοιχείο Άλατα Na, K, Ca και Mg - σε φυσικό αλμυρό και γλυκά νερά(θάλασσες, ωκεανοί, λίμνες, ποτάμια, υπόγεια ύδατα)

καρναλλίτης Τα πιο σημαντικά ορυκτά συλβίτης αλογονίτης λεπιδολίτης ρύπανσης σποντουμένιο ΙΑ-ομάδα αλίτη (πετροκάλαμο) Na. Cl Carnallite KMg. Cl 3. 6 H 2 O Mirabilite Na 2 SO 4 10 H 2 O Pollucite (Cs, Na)Al(Si. O 3)2. n. H 2 O Silvin KCl Σιλβινίτης (K, Na)Cl Spodumene Li. Al(Si. O 3)2 Lepidolite K 2 Li 3 Al 4 Si 7 O 21(OH, F)3 Petalite Li. Ο Αλ. Si4O10

Τα πιο σημαντικά ορυκτά είναι η ομάδα IIA Phenakite Be 2 Si. O 4 Beryl (Be 3 Al 2) Si 6 O 18 (aquamarine, emerald). Γύψος Ca. SO 4· 2 H 2 O Ασβεστίτης Ca. CO 3 (ασβεστόλιθος, μάρμαρο, κιμωλία) Μαγνησίτης Mg. CO 3 Ολιβίνη (Mg, Fe. II) 2 Si. O 4 Talc Mg 3 Si 4 O 10(OH)2 Chrysoberyl (Be. Al 2)O 4 Celestine Sr. SO 4 Spinel (Mg. Al 2) O 4 Strontianite Sr. CO 3 Baryte Ba. SO 4 μαγνησίτης σελεστίτης ασβεστίτης σπινέλας ακουαμαρίνα βαρίτης

History of the discovery by G. Davy: Na, K, Ca, Ba, Mg (1807 -1808) J. Arvedson: Li (1817) N. Vauquelin: Be (1798) R. Bunsen, G. Kirchhoff: Rb, Cs (1861) M. Sklodowska-Curie, P. Curie, J. Bemont: Ra (1898) M. Pere: Fr (1939)

Βηρύλλιο Αμφοτερικό Be + 2 HCl = Be. Cl 2 + H 2 Be + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 t° (σύντηξη) Be + 2 Na. OH(s) = Na 2 Be. O 2 + H 3 O Be(OH)2 (Ks 10– 22) OH – 2+ 2–

Μαγνήσιο Mg + H 2 O t° Mg + 2 H 2 O = Mg(OH)2 + H 2 Mg + 2 NH 4 Cl + 2 H 2 O = = Mg. Cl 2 + 2 NH 3 H 2 O + H 2 + O 2 + H 3 Mg(OH)2 (Ks 10– 10) OH –

Τα s-στοιχεία περιλαμβάνουν στοιχεία της κύριας υποομάδας των ομάδων I και II (IA και IIA - υποομάδες) του περιοδικού συστήματος. Ο γενικός ηλεκτρονικός τύπος για το στρώμα σθένους των s-στοιχείων είναι ns 1-2, όπου n είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός.

Τα στοιχεία IA - υποομάδες Li, Na, K, Rb, Cs και Fr - ονομάζονται μέταλλα αλκαλίων και τα στοιχεία IIA έχουν υποομάδες - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - τα τέσσερα τελευταία στοιχεία ονομάζονται μέταλλα αλκαλικών γαιών.

Τα άτομα αλκαλικών μετάλλων για το σχηματισμό χημικών δεσμών έχουν μόνο ένα ηλεκτρόνιο που βρίσκεται στο ns - ατομικό τροχιακό (AO). Η σχετικά μικρή τιμή της ενέργειας ιονισμού μειώνεται από Li (I = 520 kJ/mol) σε Cs (I = 342 kJ/mol), γεγονός που διευκολύνει την απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου από το AO. Επομένως, τα άτομα αλκαλιμετάλλου σε διάφορες χημικές αντιδράσεις μετατρέπονται εύκολα σε μεμονωμένα φορτισμένα κατιόντα με σταθερή διαμόρφωση οκτώ ηλεκτρονίων (n-1)s 2 (n-1)p 6 του αντίστοιχου ευγενούς αερίου. Για παράδειγμα: K(4s 1) – e = K + ().

Έτσι, στις πολλές ιοντικές ενώσεις τους, τα αλκαλικά μέταλλα έχουν μόνο μία κατάσταση οξείδωσης (+1).

Στοιχεία IIA - οι υποομάδες περιέχουν στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειαςήδη δύο ηλεκτρόνια ικανά να διαχωριστούν πριν από το σχηματισμό ιοντικών χημικών δεσμών με τη μετάβαση ενός από αυτά σε np AO: ns 2 → ns 1 np 1 . Η κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων της υποομάδας ΙΙΑ στις διάφορες ενώσεις τους είναι (+2).

Το βηρύλλιο με τον δικό του τρόπο ΦΥΣΙΚΕΣ ΚΑΙ ΧΗΜΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣξεχωρίζει έντονα μεταξύ της υποομάδας IIA. Τα άτομα αυτού του στοιχείου έχουν την υψηλότερη τιμή της πρώτης ενέργειας ιονισμού μεταξύ όλων των s-στοιχείων (I = 901 kJ/mol) και τη μεγαλύτερη διαφορά σε ns και np-AO. Επομένως, το βηρύλλιο με άλλα στοιχεία σχηματίζεται κυρίως ομοιοπολικό χημικοί δεσμοί, τα οποία συνήθως εξετάζονται από την οπτική γωνία της μεθόδου του δεσμού σθένους. Τα ατομικά τροχιακά του βηρυλλίου υφίστανται sp-υβριδισμό, ο οποίος αντιστοιχεί στον σχηματισμό γραμμικών μορίων BeCl 2, BeI 2 κ.λπ. Το βηρύλλιο (+II) χαρακτηρίζεται από τάση σχηματισμού σύνθετες ενώσεις:

Be(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Τα οξείδια και τα υδροξείδια των στοιχείων s έχουν βασικές ιδιότητες. Μεταξύ όλων των στοιχείων s, μόνο το Be, το οξείδιο και το υδροξείδιο του παρουσιάζουν αμφοτερικές ιδιότητες.

Η χημική συμπεριφορά του Li και του Mg, καθώς και του Be και του Al, λόγω της διαγώνιας περιοδικότητας, είναι σε μεγάλο βαθμό παρόμοια.

Τα αλκαλικά μέταλλα με οξυγόνο σχηματίζουν όχι μόνο οξείδια Me 2 [O], αλλά και ενώσεις του τύπου Me 2 - υπεροξείδια. Me – υπεροξείδια; Εγώ – οζονίδια. Η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου σε αυτές τις ενώσεις είναι αντίστοιχα –1. –1/2; –1/3.

Είναι γνωστά υπεροξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών. Από αυτά, το υπεροξείδιο του βαρίου BaO 2 έχει τη μεγαλύτερη πρακτική σημασία.

Ενδιαφέρον παρουσιάζουν επίσης ενώσεις s-στοιχείων με υδρογόνο-υδρίδια στα οποία το υδρογόνο έχει κατάσταση οξείδωσης -1.

Κεφάλαιο 14. Χημεία s-στοιχείων. Νάτριο και κάλιο. Μαγνήσιο και ασβέστιο

14.1. Γενικά χαρακτηριστικά στοιχείων των ομάδων ΙΑ και ΙΙΑ

Η ομάδα ΙΑ περιλαμβάνει λίθιο, νάτριο, κάλιο, ρουβίδιο και καίσιο. Αυτά τα στοιχεία ονομάζονται αλκαλικά στοιχεία. Η ίδια ομάδα περιλαμβάνει το τεχνητά λαμβανόμενο ελάχιστα μελετημένο ραδιενεργό (ασταθές) στοιχείο φράγκιο. Μερικές φορές το υδρογόνο περιλαμβάνεται επίσης στην ομάδα ΙΑ (βλ. Κεφάλαιο 10). Έτσι, αυτή η ομάδα περιλαμβάνει στοιχεία από καθεμία από τις 7 περιόδους.
Η ομάδα ΙΙΑ περιλαμβάνει βηρύλλιο, μαγνήσιο, ασβέστιο, στρόντιο, βάριο και ράδιο. Τα τελευταία τέσσερα στοιχεία έχουν ένα όνομα ομάδας - στοιχεία αλκαλικής γαίας.
Όταν μιλάμε για το πόσο συχνά βρίσκονται άτομα ενός συγκεκριμένου στοιχείου στη φύση, συνήθως υποδεικνύουν την επικράτηση του στον φλοιό της γης. Ο φλοιός της γης αναφέρεται στην ατμόσφαιρα, την υδρόσφαιρα και τη λιθόσφαιρα του πλανήτη μας. Έτσι, τέσσερα από αυτά τα δεκατρία στοιχεία είναι πιο άφθονα στον φλοιό της γης: Na ( w=2,63%), Κ ( w= 2,41%), Mg ( w= 1,95%) και Ca ( w= 3,38%). Τα υπόλοιπα είναι πολύ λιγότερο κοινά και το φράγκιο δεν βρίσκεται καθόλου.
Οι τροχιακές ακτίνες των ατόμων αυτών των στοιχείων (εκτός του υδρογόνου) ποικίλλουν από 1,04 Α (για το βηρύλλιο) έως 2,52 Α (για το καίσιο), δηλαδή για όλα τα άτομα υπερβαίνουν το 1 άνγκστρομ. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι όλα αυτά τα στοιχεία είναι αληθινά στοιχεία σχηματισμού μετάλλων και το βηρύλλιο είναι ένα αμφοτερικό στοιχείο σχηματισμού μετάλλου.
Ο ηλεκτρονικός τύπος γενικού σθένους των στοιχείων της ομάδας ΙΑ είναι ns 1 και στοιχεία ομάδας IIA – ns 2 .
Τα μεγάλα μεγέθη των ατόμων και ο μικρός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους οδηγούν στο γεγονός ότι τα άτομα αυτών των στοιχείων (εκτός από το βηρύλλιο) τείνουν να εγκαταλείψουν τα ηλεκτρόνια σθένους. Τα άτομα των στοιχείων της ομάδας ΙΑ εγκαταλείπουν τα ηλεκτρόνια σθένους τους πιο εύκολα (βλ. Παράρτημα 6), ενώ τα μεμονωμένα φορτισμένα κατιόντα σχηματίζονται από άτομα αλκαλικών στοιχείων και τα διπλά φορτισμένα κατιόντα σχηματίζονται από άτομα στοιχείων αλκαλικής γαίας και μαγνησίου. Η κατάσταση οξείδωσης στις ενώσεις των αλκαλικών στοιχείων είναι +I, και αυτή των στοιχείων της ομάδας ΙΙΑ είναι +II.
Απλές ουσίεςπου σχηματίζονται από τα άτομα αυτών των στοιχείων είναι μέταλλα. Το λίθιο, το νάτριο, το κάλιο, το ρουβίδιο, το καίσιο και το φράγκιο ονομάζονται μέταλλα αλκαλίων επειδή τα υδροξείδια τους είναι αλκάλια. Το ασβέστιο, το στρόντιο και το βάριο ονομάζονται μέταλλα αλκαλικών γαιών. Η χημική δραστηριότητα αυτών των ουσιών αυξάνεται καθώς αυξάνεται η ατομική ακτίνα.
Από τις χημικές ιδιότητες αυτών των μετάλλων, οι σημαντικότερες είναι οι αναγωγικές τους ιδιότητες. Τα αλκαλικά μέταλλα είναι οι ισχυρότεροι αναγωγικοί παράγοντες. Τα μέταλλα των στοιχείων της Ομάδας ΙΙΑ είναι επίσης αρκετά ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες.
Όλα αυτά (εκτός από το βηρύλλιο) αντιδρούν με νερό (μαγνήσιο όταν βράζεται):
2Μ + 2Η 2 Ο = 2Μ υδ+2OH υδ+H2,
M + 2H 2 O = M 2 + 2OH + H 2.

Στην περίπτωση του μαγνησίου, του ασβεστίου και του στροντίου, λόγω της χαμηλής διαλυτότητας των υδροξειδίων που προκύπτουν, η αντίδραση συνοδεύεται από το σχηματισμό ιζήματος:

M 2 + 2OH = Mg(OH) 2

Τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν με τα περισσότερα αμέταλλα:
2M + H 2 = 2MH (όταν θερμαίνεται),
4M + O 2 = 2M 2 O (M – Li),
2M + Cl 2 = 2MCl (υπό κανονικές συνθήκες),
2M + S = M 2 S (όταν θερμαίνεται).

Από τα αλκαλικά μέταλλα, όταν καίγονται σε οξυγόνο, το συνηθισμένο οξείδιο σχηματίζει μόνο λίθιο. Τα υπόλοιπα αλκαλιμέταλλα σχηματίζουν υπεροξείδια (M 2 O 2) ή υπεροξείδια(MO 2 – ενώσεις που περιέχουν ιόν υπεροξειδίου με τυπικό φορτίο –1 μι).
Όπως τα αλκαλικά μέταλλα, τα μέταλλα των στοιχείων της Ομάδας ΙΙΑ αντιδρούν με πολλά αμέταλλα, αλλά υπό πιο σοβαρές συνθήκες:
M + H 2 = MH 2 (όταν θερμαίνεται, εκτός από το βηρύλλιο),
2M + O 2 = 2MO (υπό κανονικές συνθήκες, Be και Mg - όταν θερμαίνεται),
M + Cl 2 = MCl 2 (υπό κανονικές συνθήκες),
M + S = MS (όταν θερμαίνεται).
Σε αντίθεση με τα αλκαλικά μέταλλα, σχηματίζουν συνηθισμένα οξείδια με το οξυγόνο.
Μόνο το μαγνήσιο και το βηρύλλιο αντιδρούν ήρεμα με οξέα· άλλες απλές ουσίες αντιδρούν πολύ βίαια, συχνά με έκρηξη.
Το βηρύλλιο αντιδρά με πυκνά αλκαλικά διαλύματα:
Be + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

Σύμφωνα με τη θέση τους στη σειρά τάσης, μόνο το βηρύλλιο και το μαγνήσιο αντιδρούν με διαλύματα άλατος· τα υπόλοιπα μέταλλα σε αυτήν την περίπτωση αντιδρούν με νερό.
Ως ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες, τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών μειώνουν πολύ λιγότερο ενεργά μέταλλα από τις ενώσεις τους, για παράδειγμα, όταν θερμαίνονται, συμβαίνουν οι ακόλουθες αντιδράσεις:
4Na + MnO 2 = 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Κοινό για όλα τα μέταλλα αλκαλίων και τα μέταλλα της ομάδας IIA βιομηχανική μέθοδοςπαραγωγή – ηλεκτρόλυση τηγμένων αλάτων.
Εκτός από το βηρύλλιο οξείδιααπό όλα τα στοιχεία που εξετάζονται είναι βασικά οξείδια, και υδροξείδια– ισχυρές βάσεις (στο βηρύλλιο αυτές οι ενώσεις είναι αμφοτερικές, το υδροξείδιο του μαγνησίου είναι αδύναμη βάση).
Η ενίσχυση των βασικών ιδιοτήτων των υδροξειδίων με αύξηση του ατομικού αριθμού ενός στοιχείου σε μια ομάδα παρατηρείται εύκολα στη σειρά υδροξειδίων των στοιχείων της ομάδας ΙΙΑ. Το Be(OH) 2 είναι ένα αμφοτερικό υδροξείδιο, το Mg(OH) 2 είναι μια ασθενής βάση, το Ca(OH) 2, το Sr(OH) 2 και το Ba(OH) 2 είναι ισχυρές βάσεις, αλλά με την αύξηση του ατομικού αριθμού αυξάνεται η διαλυτότητά τους, και το Ba(OH) 2 μπορούν ήδη να ταξινομηθούν ως αλκάλια.

ΥΠΕΡΟΞΕΙΔΙΑ
1.Να φτιάξετε συντομευμένους ηλεκτρονικούς τύπους και ενεργειακά διαγράμματα ατόμων στοιχείων των ομάδων ΙΑ και ΙΙΑ. Υποδείξτε το εξωτερικό και το ηλεκτρόνιο σθένους.
2. Για ποιους λόγους τοποθετείται το υδρογόνο στην ομάδα ΙΑ και για ποιους λόγους στην ομάδα VIIA;
3. Να σχηματίσετε εξισώσεις για τις αντιδράσεις των παρακάτω ουσιών με περίσσεια οξυγόνου: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2.
4.Οι κρύσταλλοι μιας συγκεκριμένης ουσίας αποτελούνται από μονοφορτισμένα ιόντα. Κάθε ιόν περιέχει 18 ηλεκτρόνια. Να σχηματίσετε α) τον απλούστερο τύπο της ουσίας. β) συντετμημένοι ηλεκτρονικοί τύποι ιόντων. γ) την εξίσωση μιας από τις αντιδράσεις για την παραγωγή αυτής της ουσίας. δ) δύο εξισώσεις αντίδρασης που αφορούν αυτή την ουσία.

14.2. Νάτριο και κάλιο

Το νάτριο και το κάλιο είναι τα πιο σημαντικά αλκαλικά στοιχεία.
Απλές ουσίες, που σχηματίζονται από αυτά τα στοιχεία, είναι μαλακά, εύτηκτα ασημένια μέταλλα, κόβονται εύκολα με ένα μαχαίρι και οξειδώνονται γρήγορα στον αέρα. Αποθηκεύονται κάτω από ένα στρώμα κηροζίνης. Το σημείο τήξης του νατρίου είναι 98 °C και το κάλιο είναι 64 °C.
ΟξείδιαΑυτά τα στοιχεία είναι τυπικά βασικά οξείδια. Είναι πολύ υγροσκοπικά: απορροφώντας νερό, μετατρέπονται σε υδροξείδια.
Υδροξείδιατο νάτριο και το κάλιο είναι αλκάλια. Πρόκειται για στερεές, άχρωμες κρυσταλλικές ουσίες που λιώνουν χωρίς αποσύνθεση. Όπως τα οξείδια, είναι πολύ υγροσκοπικά: απορροφώντας νερό, μετατρέπονται σε συμπυκνωμένα διαλύματα. Τόσο τα στερεά υδροξείδια όσο και τα συμπυκνωμένα διαλύματά τους είναι πολύ επικίνδυνες ουσίες: εάν έρθουν σε επαφή με το δέρμα, προκαλούν δύσκολα επουλωμένα έλκη και η εισπνοή της σκόνης τους οδηγεί σε βλάβη της αναπνευστικής οδού. Το υδροξείδιο του νατρίου (τετριμμένα ονόματα - καυστική σόδα, καυστική σόδα) είναι ένα από τα πιο σημαντικά προϊόντα της χημικής βιομηχανίας - χρησιμοποιείται για τη δημιουργία αλκαλικού περιβάλλοντος σε πολλές χημικές βιομηχανίες. Το υδροξείδιο του καλίου (το ασήμαντο όνομα είναι «καυστικό κάλιο») χρησιμοποιείται για την παραγωγή άλλων ενώσεων καλίου.
Η πλειοψηφία μέτρια άλατατο νάτριο και το κάλιο είναι θερμικά σταθερές ουσίες και αποσυντίθενται μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες. Με μέτρια θέρμανση, αποσυντίθενται μόνο άλατα αλογονωμένων οξοξέων, νιτρικών αλάτων και ορισμένων άλλων ενώσεων:

NaClO 4 = NaCl + 2O 2;
8NaClO 3 = 6NaClO 4 + 2NaCl;
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2;
Na 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Τα όξινα άλατα είναι λιγότερο σταθερά· όταν θερμαίνονται, όλα αποσυντίθενται:

2NaHS = Na2S + H2S;
2NaHSO 4 = Na 2 S 2 O 7 + H 2 O;
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2;
NaH2PO4 = NaPO3 + H2O;
Na 2 HPO 4 = Na 4 P 2 O 7 + H 2 O.

Αυτά τα στοιχεία δεν σχηματίζουν βασικά άλατα.

Από τα άλατα, το πιο σημαντικό είναι το χλωριούχο νάτριο - επιτραπέζιο αλάτι. Αυτό δεν είναι μόνο απαραίτητο συστατικότρόφιμα, αλλά και πρώτες ύλες για τη χημική βιομηχανία. Από αυτό λαμβάνονται υδροξείδιο του νατρίου, μαγειρική σόδα (NaHCO 3), σόδα (Na 2 CO 3) και πολλές άλλες ενώσεις νατρίου. Τα άλατα καλίου είναι απαραίτητα ορυκτά λιπάσματα.
Σχεδόν όλα τα άλατα νατρίου και καλίου είναι διαλυτά, επομένως είναι διαθέσιμα ποιοτικές αντιδράσειςστα ιόντα αυτών των στοιχείων όχι. (Οι ποιοτικές αντιδράσεις είναι χημικές αντιδράσεις που καθιστούν δυνατή την ανίχνευση ατόμων ή ιόντων οποιουδήποτε χημικού στοιχείου σε μια ένωση, αποδεικνύοντας ότι αυτά τα άτομα ή ιόντα ανακαλύφθηκαν και όχι κάποια άλλα παρόμοια σε χημικές ιδιότητες. Ονομάζονται επίσης αντιδράσεις , επιτρέποντας την ανίχνευση οποιασδήποτε ουσίας σε ένα μείγμα) Η παρουσία ιόντων νατρίου ή καλίου σε μια ένωση μπορεί να προσδιοριστεί από το χρωματισμό της άχρωμης φλόγας όταν προστίθεται σε αυτήν το δείγμα δοκιμής: στην περίπτωση του νατρίου, η φλόγα είναι χρωματισμένη κίτρινος, και στην περίπτωση του καλίου - μωβ.

ΠΟΙΟΤΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ
Να γράψετε τις εξισώσεις αντίδρασης που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) νατρίου, β) υδροξειδίου του καλίου, γ) ανθρακικού νατρίου, δ) υδροθειώδους νατρίου.
Χρωματισμός φλόγας με άλατα νατρίου και καλίου

14.3. Μαγνήσιο και ασβέστιο

Οι απλές ουσίες μαγνήσιο και ασβέστιο είναι μέταλλα. Το ασβέστιο οξειδώνεται γρήγορα στον αέρα, αλλά το μαγνήσιο είναι πολύ πιο σταθερό κάτω από αυτές τις συνθήκες - οξειδώνεται μόνο από την επιφάνεια. Το ασβέστιο αποθηκεύεται κάτω από ένα στρώμα κηροζίνης. Τα σημεία τήξης του μαγνησίου και του ασβεστίου είναι 650 και 851 °C, αντίστοιχα. Το μαγνήσιο και το ασβέστιο είναι σημαντικά περισσότερα στερεάαπό τα αλκαλικά μέταλλα. Η χαμηλή πυκνότητα μαγνησίου (1,74 g/cm3) με σημαντική αντοχή καθιστά δυνατή τη χρήση των κραμάτων του στην αεροπορική βιομηχανία.
Τόσο το μαγνήσιο όσο και το ασβέστιο είναι ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες (ειδικά όταν θερμαίνονται). Συχνά χρησιμοποιούνται για τη μείωση άλλων, λιγότερο ενεργών μετάλλων από τα οξείδια τους (μαγνήσιο στο εργαστήριο και ασβέστιο στη βιομηχανία).
Το μαγνήσιο και το ασβέστιο είναι από τα λίγα μέταλλα που αντιδρούν με το άζωτο. Όταν θερμανθούν, σχηματίζουν μαζί του τα νιτρίδια Mg 3 N 2 και Ca 3 N 2. Επομένως, όταν καίγονται στον αέρα, το μαγνήσιο και το ασβέστιο μετατρέπονται σε ένα μείγμα οξειδίων και νιτριδίων.
Το ασβέστιο αντιδρά εύκολα με το νερό, αλλά το μαγνήσιο αντιδρά μόνο όταν βράσει. Και στις δύο περιπτώσεις, απελευθερώνεται υδρογόνο και σχηματίζονται δυσδιάλυτα υδροξείδια.
ΟξείδιαΤο μαγνήσιο και το ασβέστιο είναι ιοντικές ουσίες. στη χημική συμπεριφορά είναι βασικά οξείδια. Το οξείδιο του μαγνησίου δεν αντιδρά με το νερό, αλλά το οξείδιο του ασβεστίου (το ασήμαντο όνομα είναι «γρήγορος ασβέστης») αντιδρά βίαια, απελευθερώνοντας θερμότητα. Το υδροξείδιο του ασβεστίου που προκύπτει ονομάζεται στη βιομηχανία «σβησμένος ασβέστης».
ΥδροξείδιοΤο μαγνήσιο είναι αδιάλυτο στο νερό, ωστόσο αποτελεί βάση. Το υδροξείδιο του ασβεστίου είναι αισθητά διαλυτό στο νερό. Το κορεσμένο διάλυμά του ονομάζεται "ασβεστόνερο", είναι αλκαλικό διάλυμα (αλλάζει το χρώμα των δεικτών). Το υδροξείδιο του ασβεστίου σε ξηρή, και ειδικά σε υγρή κατάσταση, απορροφά το διοξείδιο του άνθρακα από τον περιβάλλοντα αέρα και μετατρέπεται σε ανθρακικό ασβέστιο. Αυτή η ιδιότητα του σβησμένου ασβέστη έχει χρησιμοποιηθεί στην κατασκευή για πολλούς αιώνες: ο σβησμένος ασβέστης ως κύριο συστατικό ήταν μέρος των οικοδομικών ασβεστοκονιαμάτων, τα οποία πλέον έχουν αντικατασταθεί σχεδόν πλήρως από τσιμεντοκονιάματα. Και τα δύο υδροξείδια αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται μέτρια χωρίς να λιώνουν.
ΆλαταΤο μαγνήσιο και ιδιαίτερα το ασβέστιο βρίσκονται σε πολλά ορυκτά που σχηματίζουν πετρώματα. Από αυτά τα πετρώματα, τα πιο γνωστά είναι η κιμωλία, το μάρμαρο και ο ασβεστόλιθος, η κύρια ουσία των οποίων είναι το ανθρακικό ασβέστιο. Όταν θερμαίνονται, τα ανθρακικά άλατα ασβεστίου και μαγνησίου αποσυντίθενται στα αντίστοιχα οξείδια και διοξείδιο του άνθρακα. Με νερό που περιέχει διαλυμένο διοξείδιο του άνθρακα, αυτά τα ανθρακικά άλατα αντιδρούν για να σχηματίσουν διαλύματα όξινων ανθρακικών, για παράδειγμα:

MCO 3 + CO 2 + H 2 O = M 2 + 2 HCO 3.

Όταν θερμαίνονται, ακόμη και όταν προσπαθούν να διαχωριστούν τα διττανθρακικά από το διάλυμα αφαιρώντας νερό σε θερμοκρασία δωματίου, αποσυντίθενται με την αντίστροφη αντίδραση:

M 2 + 2HCO 3 = MCO 3 + CO 2 + H 2 O.

Το ένυδρο θειικό ασβέστιο CaSO 4 ·2H 2 O είναι μια άχρωμη κρυσταλλική ουσία, ελαφρώς διαλυτή στο νερό. Όταν θερμαίνεται, αφυδατώνεται μερικώς, μετατρέπεται σε κρυσταλλικό ένυδρο της σύνθεσης 2CaSO 4 · H 2 O. Η τετριμμένη ονομασία ενός διένυδρου ένυδρου είναι γύψος και ένας ημιένυδρος είναι αλάβαστρο. Όταν ο αλάβαστρος αναμιχθεί με νερό, ενυδατώνεται, σχηματίζοντας μια πυκνή, στερεή μάζα γύψου. Αυτή η ιδιότητα του αλάβαστρο χρησιμοποιείται στην ιατρική (γύψινα εκμαγεία) και στις κατασκευές (ενισχυμένα χωρίσματα γύψου, ελαττώματα σφράγισης). Οι γλύπτες χρησιμοποιούν αλάβαστρο για να φτιάξουν γύψινα μοντέλα και καλούπια.
Καρβίδιο του ασβεστίου (ακετυλενίδιο) CaC 2. Δομικός τύπος (Ca2) (CC). Λαμβάνεται με πυροσυσσωμάτωση ασβέστη με άνθρακα:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Αυτό ιοντική ουσίαδεν είναι άλας και υδρολύεται πλήρως από το νερό για να σχηματίσει ακετυλένιο, το οποίο για μεγάλο χρονικό διάστημα λαμβανόταν με αυτόν τον τρόπο:

CaC 2 + 2H 2 O = C 2 H 2 + Ca(OH) 2.

Το ενυδατωμένο ιόν μαγνησίου 2 είναι κατιονικό οξύ (βλ. Παράρτημα 13), επομένως διαλυτά άλατατο μαγνήσιο υποβάλλεται σε υδρόλυση. Για τον ίδιο λόγο, μπορεί να σχηματιστεί μαγνήσιο βασικά άλαταγια παράδειγμα Mg(OH)Cl. Το ενυδατωμένο ιόν ασβεστίου δεν είναι κατιονικό οξύ.
Το ασβέστιο στην ένωση μπορεί να ανιχνευθεί από τον χρωματισμό της φλόγας. Το χρώμα της φλόγας είναι πορτοκαλοκόκκινο. Μια ποιοτική αντίδραση στα ιόντα Ca 2, Sr 2 και Ba 2, η οποία ωστόσο δεν επιτρέπει σε κάποιον να διακρίνει αυτά τα ιόντα μεταξύ τους - η καθίζηση των αντίστοιχων θειικών αλάτων με ένα αραιό διάλυμα θειικού οξέος (ή οποιοδήποτε διάλυμα θειικού σε όξινο μέσο):

M 2 + SO 4 2 = MSO 4.

1. Γιατί το μαγνήσιο και το ασβέστιο δεν σχηματίζουν μεμονωμένα φορτισμένα ιόντα;
2. Να γράψετε περιγραφικές εξισώσεις για όλες τις αντιδράσεις που δίνονται στην παράγραφο.
3. Να δημιουργήσετε εξισώσεις για αντιδράσεις που χαρακτηρίζουν τις χημικές ιδιότητες α) ασβεστίου, β) οξειδίου του ασβεστίου, γ) υδροξειδίου του μαγνησίου, δ) ανθρακικού ασβεστίου, ε) χλωριούχου μαγνησίου.
Μελέτη των ιδιοτήτων των ενώσεων μαγνησίου και ασβεστίου