S-елементи. Хемија на s-елементи Општи карактеристики на s-елементи Хемија на s-елементи општи карактеристики

Општо разгледување.

s-елементи се елементите на главните подгрупи од групите I и II од Периодниот систем, како и хелиумот. Сите тие, освен водородот и хелиумот, се метали. Металите од групата I се нарекуваат алкални метали бидејќи сите тие реагираат со вода за да формираат алкалии. Металите од групата II, со исклучок на берилиумот, обично се нарекуваат метали на алкална земја. Појавата на овој термин е поврзана со античкото име на оксидите на овие метали - алкални земји. Франциумот, кој ја комплетира групата I и радиумот, кој ја комплетира групата II, се радиоактивни елементи. Единствениот природен изотоп има краток полуживот, па затоа хемиски својстваах, не се знае многу.

Сите метали имаат еден или два електрони во надворешната обвивка на нивните атоми. Овие метали можат лесно да ги донираат своите -електрони, формирајќи јони со стабилни електронски конфигурации на благородни гасови.

Сите s-метали се во цврста состојба во обични услови; ниту еден од нив не формира алотропни модификации. Металите од групата I се многу меки и имаат мала густина во споредба со другите метали. Литиумот, натриумот и калиумот се полесни од водата и лебдат на неговата површина, реагирајќи со неа. Металите од групата II се поцврсти од металите од групата I. Тие имаат релативно поголема густина, иако е многу помала од онаа на преодните метали.

Хемиски својства на металите.

Сите метали имаат сјајна површина кога се свежо исечени, но кога ќе дојдат во контакт со кислородот во воздухот, енергично оксидираат и брзо стануваат досадни. Затоа, сите s-метали, со исклучок на берилиум и магнезиум, мора да се складираат под слој од керозин или течен парафин за да се спречи нивниот контакт со воздухот. Берилиумот и магнезиумот формираат заштитен оксиден слој на површината и затоа релативно бавно кородираат.

Сите s-метали горат во воздушна атмосфера, формирајќи оксиди од еден или повеќе видови - нормални оксиди со состав (група I) и (II група), пероксиди од составот (група I) и (II група), супероксиди од составот (група I) и (II група).

На пример, само литиумот гори во воздухот за да формира оксид

а натриумот формира мешавина од пероксид и супероксид

Натриум и калиум оксиди може да се добијат само ако посебни услови, на пример, кога се загрева мешавина од пероксид со вишок метал во отсуство на кислород:

Сите метали од групите I и II се комбинираат со водород кога се загреваат, формирајќи хидриди, на пример:

Исто така, сите s-метали, кога се загреваат, реагираат со халогени, сулфур, азот, фосфор и јаглерод, формирајќи халиди

Сите s-метали од групите I и II ја намалуваат ладната вода до хидроксиди и водород:

Нивната реактивност се зголемува од врвот до дното на групата. Така, литиумот реагира со вода релативно бавно, додека калиумот експлозивно со вода, спонтано се запали и гори со виолетов пламен на површината на водата.

Активноста на металите од I и II групите кон киселините исто така се зголемува од врвот до дното во групата

Сите алкални метали реагираат експлозивно со киселини, така што таквите реакции обично не се изведуваат во лаборатории.

Соединенија на s-метали.

Погоре беше наведено дека - металите формираат три типа на оксиди, кои имаат типични основни својства. Со исклучок на берилиум и магнезиум оксиди, оксидите, пероксидите и супероксидите на другите елементи лесно реагираат со вода, формирајќи силно алкални раствори, на пример:

Хидроксидите KOH и NaOH се најважни хемиски соединенијаалкални метали. Во индустријата се добиваат со електролиза на раствори на хлорид.

S-елементи

1. Карактеристики на s-елементи

Блокот од s-елементи вклучува 13 елементи, заедничко за кои е градењето на надворешно енергетско ниво во нивните атоми на поднивото s.

Иако водородот и хелиумот се класифицирани како s-елементи, поради специфичната природа на нивните својства, тие треба да се разгледуваат посебно. Водород, натриум, калиум, магнезиум, калциум се витални елементи.

Соединенијата на s-елементите покажуваат општи обрасци во својствата, што се објаснува со сличноста електронска структуранивните атоми. Сите надворешни електрони се валентни електрони и учествуваат во формирањето на хемиски врски. Затоа, максималната состојба на оксидација на овие елементи во соединенијата е еднаква на број електрони во надворешниот слој и соодветно е еднаков на бројот на групата во која се наоѓа елементот. Состојбата на оксидација на металите од s-елементот е секогаш позитивна. Друга карактеристика е што откако ќе се одвојат електроните на надворешниот слој, останува јон со обвивка од благороден гас. Кога се зголемува сериски бројелемент, атомски радиус, енергијата на јонизација се намалува (од 5,39 eV y Li на 3,83 eV y Fr), а активноста на редукција на елементите се зголемува.

Огромното мнозинство на соединенијата на s-елементите се безбојни (за разлика од соединенијата на d-елементите), бидејќи преминот на d-електроните од ниски енергетски нивоа на повисоки енергетски нивоа, што предизвикува боја, е исклучен.

Соединенијата на елементите од групите IA - IIA се типични соли; во воден раствор тие речиси целосно се дисоцираат во јони и не подлежат на катјонска хидролиза (освен солите Be 2+ и Mg 2+).

водород хидрид јонски ковалентен

Комплексирањето не е типично за јоните на s-елементот. Кристалните комплекси на s - елементи со лиганди H 2 O-кристалните хидрати се познати уште од античко време, на пример: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-боракс, KAl (SO 4) 2 12H 2 O-стипса. Молекулите на водата во кристалните хидрати се групирани околу катјонот, но понекогаш целосно го опкружуваат анјонот. Поради малиот јонски полнеж и големиот јонски радиус, алкалните метали се најмалку склони кон формирање комплекси, вклучително и аква комплекси. Јоните на литиум, берилиум и магнезиум делуваат како комплексни агенси во сложени соединенија со ниска стабилност.

2. Водород. Хемиски својства на водородот

Водородот е најлесниот s-елемент. Неговата електронска конфигурација во основната состојба е 1S 1. Атомот на водород се состои од еден протон и еден електрон. Особеноста на водородот е тоа што неговиот валентен електрон се наоѓа директно во сферата на дејство атомско јадро. Водородот нема среден електронски слој, така што водородот не може да се смета за електронски аналог на алкалните метали.

Како и алкалните метали, водородот е редукционо средство и покажува состојба на оксидација од +1. Спектрите на водородот се слични на спектрите на алкалните метали. Она што го прави водородот сличен на алкалните метали е неговата способност да произведува хидриран, позитивно наелектризиран H + јон во растворите.

Како халоген, на атомот на водород му недостасува еден електрон. Ова го одредува постоењето на H - хидрид јон.

Покрај тоа, како атомите на халоген, атомите на водород се карактеризираат со висока енергија на јонизација (1312 kJ/mol). Така, водородот зазема посебна позиција во периодниот систем на елементи.

Водородот е најзастапениот елемент во универзумот, со околу половина од масата на Сонцето и повеќето ѕвезди.

На Сонцето и на другите планети, водородот е во атомска состојба, во меѓуѕвездената средина во форма на делумно јонизирани диатомски молекули.

Водородот има три изотопи; протиум 1 H, деутериум 2 D и тритиум 3 Т, а тритиумот е радиоактивен изотоп.

Молекулите на водородот се одликуваат со висока јачина и мала поларизација, мала големина и мала маса и имаат висока мобилност. Затоа, водородот има многу ниски температуритопење (-259,2 o C) и вриење (-252,8 o C). Поради високата енергија на дисоцијација (436 kJ/mol), распаѓањето на молекулите во атоми се случува на температури над 2000 o C. Водородот е безбоен гас, без мирис и вкус. Има мала густина - 8,99·10 -5 g/cm При многу високи притисоци, водородот се трансформира во метална состојба. Се верува дека на далечни планети сончев систем- На Јупитер и Сатурн водородот е во метална состојба. Постои претпоставка дека составот на земјиното јадро вклучува и метален водород, каде што се наоѓа при ултра висок притисок создаден од земјината обвивка.

Хемиски својства. На собна температурамолекуларниот водород реагира само со флуор, кога е озрачен со светлина - со хлор и бром, кога се загрева со O 2, S, Se, N 2, C, I 2.

Реакциите на водородот со кислородот и халогените се одвиваат со радикален механизам.

Интеракцијата со хлор е пример за неразгранета реакција кога се озрачува со светлина (фотохемиска активација) или кога се загрева (термичка активација).

Сl+ H2 = HCl + H (развој на синџирот)

H+ Cl 2 = HCl + Cl

Експлозијата на детонирачки гас - мешавина на водород-кислород - е пример за процес на разгранет ланец, кога започнувањето на ланецот вклучува не една, туку неколку фази:

H 2 + O 2 = 2OH

H+ O 2 = OH+O

O+ H 2 = OH+ H

OH + H 2 = H 2 O + H

Процесот на експлозија може да се избегне ако работите со чист водород.

Бидејќи водородот се карактеризира со позитивна (+1) и негативна (-1) оксидациска состојба, водородот може да покаже и намалувачки и оксидирачки својства.

Намалувачките својства на водородот се манифестираат при интеракција со неметали:

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

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

Овие реакции продолжуваат со ослободување на големо количество топлина, што укажува на високата енергија (јачина) на врските H-Cl, H-O. Затоа, водородот покажува редуцирачки својства кон многу оксиди и халиди, на пример:

Ова е основа за употреба на водород како редукционо средство за производство на едноставни материи од халидни оксиди.

Уште посилно редукционо средство е атомскиот водород. Се формира од молекуларно празнење на електрони при услови на низок притисок.

Водородот има висока редуцирачка активност во моментот на ослободување за време на интеракцијата на метал со киселина. Овој водород го намалува CrCl 3 на CrCl 2:

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

Интеракцијата на водородот со азотен оксид (II) е важна:

2NO + 2H2 = N2 + H2O

Се користи во системи за прочистување за производство на азотна киселина.

Како оксидирачки агенс, водородот комуницира со активни метали:

Во овој случај, водородот се однесува како халоген, формирајќи слично на халидите хидриди.

Хидридите на s-елементите од групата I имаат јонска структура од типот NaCl. Хемиски, јонските хидриди се однесуваат како основни соединенија.

Ковалентните хидриди вклучуваат хидриди на неметални елементи кои се помалку електронегативни од самиот водород, на пример, хидриди од составот SiH 4, BH 3, CH 4. По хемиска природа, неметалните хидриди се кисели соединенија.

Карактеристична карактеристика на хидролизата на хидридите е ослободувањето на водород; реакцијата се одвива преку механизам за редокс.

Основен хидрид

Киселина хидрид

Поради ослободување на водород, хидролизата продолжува целосно и неповратно (?H<0, ?S>0). Во овој случај, базичните хидриди формираат алкали, а киселите хидриди формираат киселина.

Стандардниот потенцијал на системот е B. Според тоа, H јонот е силен редукционен агенс.

Во лабораторија, водородот се произведува со реакција на цинк со 20% сулфурна киселина во Kipp апарат.

Техничкиот цинк често содржи мали нечистотии од арсен и антимон, кои се редуцираат со водород во моментот на ослободување до отровни гасови: арсин SbH 3 и stabine SbH Овој водород може да ве отруе. Со хемиски чист цинк, реакцијата се одвива бавно поради пренапон и не може да се добие добра водородна струја. Брзината на оваа реакција се зголемува со додавање на кристали на бакар сулфат; реакцијата се забрзува со формирање на галванска двојка Cu-Zn.

Повеќе чист водород се формира со дејство на алкали на силициум или алуминиум кога се загрева:

Во индустријата, чистиот водород се произведува со електролиза на вода што содржи електролити (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).

Големо количество на водород се произведува како нуспроизвод при електролиза на воден раствор на натриум хлорид со дијафрагма што ги одвојува катодните и анодните простори,

Најголемо количество водород се добива со гасификација на цврсто гориво (антрацит) со прегреана водена пареа:

Или со конверзија на природен гас (метан) со прегреана пареа:

Добиената смеса (синтезен гас) се користи во производството на многу органски соединенија. Износот на водородот може да се зголеми со пропуштање на синтетниот гас преку катализаторот, кој го претвора CO во CO2.

Апликација.Во синтезата на амонијак се троши голема количина на водород. За да се добие водород хлорид и на хлороводородна киселина, за хидрогенизација на растителни масти, за обновување на метали (Mo, W, Fe) од оксиди. Водород-кислороден пламен се користи за заварување, сечење и топење метали.

Течниот водород се користи како ракетно гориво. Водородното гориво е еколошкии енергетски поинтензивен од бензинот, па во иднина може да ги замени нафтените продукти. Веќе неколку стотици автомобили во светот се напојуваат со водород. Проблемите на водородната енергија се поврзани со складирањето и транспортирањето на водородот. Водородот се складира во подземни танкери во течна состојба под притисок од 100 атм. Транспортот на големи количини на течен водород претставува сериозни ризици.

3. Хидриди. Хидроген пероксид

Хидридите се соединенија на елементи со водород. Според природата на врската, се разликуваат јонски, ковалентни и метални хидриди.

Јонските (или сол-како) хидриди се формираат од алкални или земноалкални метали и се добиваат со загревање на металот во водородна атмосфера.

Тоа се бели кристални материи, чија структура е изградена од H јони? и метални катјони.

Јонските хидриди се силни редуцирачки агенси. Кога се раствораат во воздух, се запалува следново:

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

Тие лесно се разложуваат со вода и може да се користат за производство на мали количини на водород:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2 ^.

Ковалентните хидриди се состојат од молекули. Неметални хидриди (HCk, H 2 S, NH 3, CH 4, H 2 Se) имаат моларна структура.

Берилиум, магнезиум и алуминиум хидриди имаат полимерна структура. Овде, металните атоми се обединети во синџири и слоевити хидридни јони, кои формираат трицентрични двоелектронски врски со металните атоми, на пример, AlHAl.

Преодните d- и f-елементи формираат метални хидриди.

Кога се движите од лево кон десно во одреден период, својствата на хидридите се менуваат од неутрални (SiH 4) до базни (PH 3) и кисели (HCl).

Во сложени хидриди, H јони? играат улога на лиганди. Пример се алуминиум хидриди? и борохидриди [ВH4]? .

Борохидридите се прилично стабилни соединенија, додека алуминиумските хидриди лесно се разложуваат со вода, ослободувајќи водород:

4H 2 O = Al (OH) 3) + OH? + 4H 2.

Оваа реакција се користи за производство на водород. Алуминиумските хидриди се користат и за подготовка на хидриди на други елементи:

GeCl 4 + Li > GeH4 + LiCl + AlCl.

Водород пероксид (пероксид) H 2 O 2 е од најголемо практично значење. Енергија O-O комуникации(210 kJ/mol) е значително помала од енергијата на врската O-H (468 kJ/mol). Поради асиметричната распределба N-O врскимолекулата H 2 O 2 е многу поларна (m = 0,7·10 -29 C m). Помеѓу молекулите на водород пероксид се јавува силна водородна врска, што доведува до нивно поврзување. Затоа, во нормални услови, водородниот пероксид е безбојна, вискозна, проѕирна течност со висока точка на вриење (150,2 o C).Водородниот пероксид се меша со водата на кој било начин, поради формирање на нови водородни врски. Во лабораторија, обично се користат 3% и 30% раствори на H 2 O 2 (вториот се нарекува перхидрол).

Во водени раствори, водород пероксид е слаба киселина:

хидропероксид јон

Во хемиските реакции, радикалот пероксид може да се трансформира во други соединенија без да се менува:

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

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

Почесто се јавуваат реакции кои се придружени со уништување на O-O врската или промена на полнежот на O 2 2 - јонот. Состојбата на оксидација на кислородот во H 2 O 2 е - 1, така што водородниот пероксид може да ги покаже и својствата на редукционото средство и својствата на оксидирачкиот агенс.

Пример за реакција во која водород пероксид делува како оксидирачки агенс е:

При интеракција со многу силен оксидирачки агенс, на пример со PbO 2, пероксидот делува како редукционо средство:

средство за намалување

Оксидационите својства на пероксидот се најизразени во кисела и неутрална средина. И редуцирачки - во алкални:

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

Водород пероксид се карактеризира со распаѓање според видот на диспропорционалност:

Ова распаѓање се забрзува со присуство на нечистотии, светлина и загревање. 30-60% раствори се стабилни. Водород пероксид се чува во темен сад и на студ.

Распаѓањето на водород пероксид се забрзува во присуство на соли тешки метали. Разградувањето на H 2 O 2 катализирано со метален јон може да доведе до формирање на радикали, од кои најважни се хидроксид HO и хидропероксид HO 2. На пример, под влијание на Fe 2+, врските - O-O- се кршат:

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

Резултирачките радикали се многу токсичниза ќелијата. Водород пероксид се користи во медицинска праксакако надворешен бактерицидно средство, а растворите H 2 O 2 се користат како средство за дезинфекција. Водород пероксид се користи за белење на хартија, кожа и текстилни материјали.

4. Хемија на вода

Водата е главното водородно соединение, кое има уникатни својства и е од витално значење.

Структурата на водата.Водата е една од најчестите материи во природата. Неговата вкупна количина е 1,4 10 18 тони, зафаќа приближно четири петтини од површината на земјата. Водата е составен дел на многу минерали, карпи и почва. Тој игра исклучително важна улога во природата, во животот на растенијата, животните и луѓето. Водата сочинува приближно 1/3 од телесната тежина на човекот. Многу намирници (зеленчук, овошје, млеко, јајца, месо) се состојат од 95-65% вода.

Постојат девет воспоставени изотопи на вода, од кои H 16 2 O е 99,73% (мол фракција), а H 18 2 O е 0,2%. Мала количина се должи на тешката вода D 2 O. Водата содржи мала количина на радиоактивен изотоп (T 2 O).

Тешко е да се прецени улогата на водата во технологијата, земјоделството, медицината, како и во технолошки процесиразлични индустрии Национална економија. Во горивото и нуклеарните централи, водата, на пример, е главната работна супстанција - течноста за ладење, а во хидроелектраните таа е носител на механичка енергија. Ексклузивната улога на водата во природата и технологијата се должи на нејзините својства. Водата е термодинамички стабилно соединение. Стандардната Гибсова енергија за формирање на течна вода на температура од 298 К е 237,57 kJ/mol, водена пареа е 228,94 kJ/mol. Според тоа, константата на дисоцијација на водената пареа за време на распаѓањето на водород и кислород е многу мала:

Константата на дисоцијација се приближува до единството само на температури над 4000K.

Физички својствавода. Температурата на топење на водата е 0 o C, точката на вриење е 100 o C. Густината на 20 o C е 0,998 g/cm Карактеристиките на водата значително се разликуваат од својствата на водородните соединенија на елементите од групата IV (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te). Водата во нормални услови е во течна состојба, додека овие соединенија се гасови. Температурата на кристализација и испарување на водата е значително повисока од температурата на кристализација и испарување на водородните соединенија од елементите од групата IV. Водата има максимална густина на температура од 4 o C. Ова е исто така необично. За разлика од другите соединенија, густината на водата не се зголемува за време на кристализацијата, туку се намалува. Водата има многу висока диелектрична константа. Така, на 298 К неговата диелектрична константа е 78,5, додека за H 2 S е помала од 10. Водата е добар растворувач за поларни течности и соединенија со јонски врски.

Водата формира кристални хидрати со многу соединенија. На пример, CH 4 nH 2 O, C 2 H 5 Cl mH 2 O (клатрати или инклузивни соединенија).

Необичните својства на водата се должат на три причини: поларната природа на молекулите, присуството на осамени електронски парови на атоми на кислород и формирање на водородни врски. Молекулата на водата има аголна форма со агол HOH од 104,5 °, блиску до тетраедар, на темето има атом на кислород поврзан со два водородни атоми (протони) со поларна ковалентна врска. Два пара електрони се делат помеѓу протоните и атомот на кислород, два пара осамени електрони се ориентирани на другата страна на кислородот. Молекулата на водата е поларна. Поради својот поларитет, водата добро ги раствора поларните течности и соединенијата со јонски врски. Присуството на осамени парови електрони во кислородот и поместувањето на заедничките електронски парови од водородниот атом до атомот на кислород го одредуваат формирањето на водородни врски помеѓу кислородот и водородот.

Иако водородните врски се послаби од ковалентните и јонските врски, тие се многу посилни од ван дер Валсовите врски и ја одредуваат поврзаноста на молекулите на водата во течна состојба и некои аномални својства на водата, особено високите температури на топење и испарување, високата диелектрична константа, максимална густина на 4 o C, како и посебна структура мраз. Во ледените кристали, молекулата на водата формира четири водородни врски со соседните молекули на вода (поради двата осамени електронски пара и два протони на кислородот), што доведува до тетраедарна кристална структура на мразот.

Во течна вода, молекулите се поврзани, т.е. комбинирани во поголеми честички. Покрај тоа, воспоставена е рамнотежа помеѓу молекулите на водата врзани во соработници и молекулите на слободната вода. Присуството на соработници ја зголемува температурата на кристализација и испарување на водата и диелектричната константа. Како што се зголемува температурата, процентот на слободни молекули се зголемува.

Кога водата испарува, асоцијациите се уништуваат, а водената пареа при низок притисок се состои од слободни молекули H2O. Меѓутоа, како што се зголемува притисокот, молекулите на водата се приближуваат и формираат водородни врски. Се јавува асоцијација на молекули. Како што се зголемува притисокот, пареата се приближува кон својата структура во течна состојба. Ова предизвикува зголемување на растворливоста на соединенијата со јонски врски во пареата.

Хемиски својства на водата.Водата делумно се дисоцира на водородни и хидроксидни јони (K d.298 = 2·10 -16).

Протонот комуницира со H 2 O, формирајќи H 3 O +. Вода - амфотерично соединение, т.е. можеби како киселина

и основата

Водата може да биде и оксидирачки и редуцирачки агенс. Редокс двојноста е поврзана со можноста за појава на два процеси:

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

(2) намалување на кислородот O 2 + 4H + + 4e = 4H 2 O, E 0 (pH = 7) = 0,815 V.

Силните оксидирачки агенси го оксидираат, ослободувајќи кислород:

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

Силните редуцирачки агенси го намалуваат со ослободување на водород, на пример:

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

При покачени температури, водената пареа е во интеракција со CO (на катализатор Fe), метан (на Na- или ко-катализатор):

CO + H 2 O = CO 2 + H 2

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

Водата е лиганд и е координирана од катјоните [M (H 2 O) m ] n + и анјоните [A (H 2 O) m ] n - .

Водата катализира многу реакции. На пример, алкалните метали реагираат на собна температура дури и во присуство на траги од вода. Бидејќи молекулите на водата се поларни, тие добро раствораат многу поларни соединенија кои се дисоцираат во јони. Супстанциите кои формираат водородни врски со вода (SO 2 , NH 3 , C 2 H 5 OH , итн.) се многу растворливи во вода. Растворливоста во вода на нискополарни материи е мала.

4.1 Состав природни води

Човештвото нашироко користи природна вода за своите потреби. Вкупните резерви на вода на Земјата се огромни. Сепак, најголемиот дел од водата доаѓа од Светскиот океан. Според УНЕСКО (1970), резервите на вода се распределени на следниов начин: океани - 97,2%, глечери и ледени капи - 2,15%, подземни води - 0,625%, свежи езера и реки - 9,10 - 3%, солени езера и внатрешни мориња - 8·10 - 3%, атмосфера - 10 - 3%, реки - 10 - 4%, резервите на свежа вода достапни за употреба сочинуваат само 0,15% од волуменот на хидросферата (околу 0,2 милиони km 3).

Во природата постои континуиран циклус на вода. Водата, испарувајќи, влегува во атмосферата, а потоа паѓа во врнежи над океанот (65-75%) и копното (35-25%). Природната вода е во континуирана интеракција со животната средина. Тој реагира со атмосферата, почвата, вегетацијата, минералите и разните карпи. Во овој случај, водата раствора органски и неоргански соединенија. Составот на природните води се одредува според природата на оваа интеракција.

Сите нечистотии во природните води можат да се поделат во три групи во зависност од големината на честичките: вистински растворени, колоидни и суспендирани. Вистинските растворени материи се во форма на јони и молекули и имаат големини помали од 1 nm. Колоидните честички имаат големини од 1 до 200 nm. Суспендираните или крупните честички имаат големини поголеми од 0,1 микрони. Од страна на хемиски составнечистотиите се делат на органски и неоргански. Првите обично имаат многу комплексен состави се во колоидна или навистина растворена состојба. Неорганските нечистотии се наоѓаат главно во форма на јони: Na +, Ca 2+, Mg 2+, K +, Cl -, SO 4 2 -, HCO 3 -. Азот, кислород, јаглерод диоксид и други гасови се раствораат во вода. Помеѓу јаглеродна киселинаи неговите анјони воспоставуваат рамнотежа наречена јаглерод диоксид:

Со зголемување на pH, рамнотежата се поместува кон формирање на карбонатни јони, кои доминираат на pH>10. Кога pH се намалува, рамнотежата се поместува кон формирање на H 2 CO 3, кој преовладува при 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.

За да се добие вода погодна за пиење, се прочистуваат природните води. Главните фази на третман на вода вклучуваат:

1. Одвојување на големи механички нечистотии со поминување низ слој од речен песок, филтер и екрани од барабанот.

2. Расчистување (Третман на вода со алуминиум сулфат со цел адсорпција на минерални и органски нечистотии кои предизвикуваат боја од добиениот алуминиум хидроксид).

Дезинфекција (хлорирање или озонирање).

4. Омекнување.

Прочистувањето на водата ви овозможува да се ослободите од колоидни нечистотии и јони на тешки метали. Кога алуминиум сулфат ќе влезе во вода, тој реагира со хидрокарбонати што ги содржи:

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

Се формира ронлив аморфен хидроксид Al (OH) 3 со високо развиена површина.

Позитивно наелектризираните алуминиумски јони ги неутрализираат негативните полнежи на колоидните честички, тие се лепат заедно и се обвиени во снегулки Al (OH) Хидроксо групите лоцирани на површината на седиментот ги врзуваат јоните на тешките метали присутни во растворот.

Составот на природните води се карактеризира со одредени технолошки индикатори, вклучувајќи цврстина, реакција на животната средина, алкалност, соленост и оксидабилност. Тврдоста на водата ја рефлектира содржината на јони на калциум и магнезиум во неа. Се изразува во mmol/l: F = ( + ). Постојат карбонатни и некарбонатни цврстина. Карбонатнаречена цврстина предизвикана од калциум и магнезиум бикарбонати. Не-карбонаттврдоста е разликата помеѓу вкупната и карбонатната цврстина.

Алкалностводата се изразува со збирот на концентрациите на јони на хидроксид и слаби киселински анјони HCO - ; CO 3 2- .

Водата се карактеризира содржина на сол, што е еднакво на вкупната концентрација на сол. Составот на природните води зависи од нивниот вид и местоположба на акумулацијата или изворот на вода. Речните води обично имаат мала содржина на сол: 0,5-0,6 g/l. Подземните води имаат поголема содржина на соленост. Содржината на сол во водите на океаните и отворените мориња е приближно иста и изнесува 35 g/l, а главните јони се Na + и Cl -. Содржината на сол во внатрешните мориња е помала од онаа на океаните. На пример, содржината на сол во Каспиското Море е 3-23 g/l, а Црното Море е 17-18 g/l.

Оксидливостја рефлектира содржината на нечистотии кои можат да комуницираат со оксидирачки агенси.

Биохемиска побарувачка на кислород (БОД)) ја одредува потрошувачката на кислород за разградување на органски материи преку оксидација од бактерии. Тоа се определува со промената на концентрацијата на кислород во водата пред и по чување во темница пет дена на 20 0 C (БПК 5). БПК се користи за да се процени степенот на загаденост на водата. Водата со БПК до 30 mg/l се смета за практично чиста, со БПК од 30-80 mg/l - малку загадена, а со BOD>80 - високо загадена.

Употреба на вода. Свежите природни води се користат во земјоделството (околу 82%), главно за наводнување, во секојдневниот живот (околу 10%), во индустријата (околу 8%) за ладење, а исто така и како енергетски носач. возилото, растворувач.

Табела 4

Максималната дозволена концентрација на јони во пиење вода(со макс, mg/l)

Цврстините соли и другите слабо растворливи нечистотии на индустриските води се таложат на ѕидовите на котлите и другите уреди, со што се намалува ефикасноста на овие уреди. Натриум хлоридите и некои други нечистотии во котлите се претвораат во пареа, а потоа, таложени на лопатките на турбината, го менуваат нивниот профил и соодветно ја намалуваат ефикасноста на електраните. Кислородот, јаглерод диоксидот, железните јони и нитритните јони растворени во вода предизвикуваат корозија на металите.

Затоа, природните води се прочистуваат од значителен дел од нечистотии пред употреба.

4.2 Основни хемиски и физичко-хемиски методи на третман на вода

Изборот на методот за отстранување на нечистотиите од водата се одредува според природата и својствата на нечистотиите. Така, суспендираните нечистотии најлесно се отстрануваат од водата со филтрација, колоидните нечистотии со коагулација. Ако јонските нечистотии можат да формираат слабо растворливо соединение, тогаш тие можат да се претворат во ова соединение, оксидирачките нечистотии може да се елиминираат со редукција, а редуцирачките нечистотии може да се елиминираат со оксидација. Адсорпцијата е широко користена за отстранување на нечистотии, при што ненаполнетите нечистотии се адсорбираат на активен јаглен или други адсорбенти и јони на јонски разменувачи. Наполнетите нечистотии може да се отстранат и со електрохемиски методи. Така, познавањето на составот и својствата на нечистотиите ви овозможува да изберете метод за прочистување на водата.

За слабо растворливи соли на константна температура, се забележува постојаноста на производите на јонската активност (PR).

Концентрацијата на јон во слабо растворливо соединение може да се намали со зголемување на концентрацијата на јон со спротивен знак во истото соединение. На пример, концентрацијата на јоните на Ca 2+ и Mg 2+ може да се намали со зголемување на концентрацијата на јоните CO 3 2 - и OH -, соодветно.

Методот на таложење на слабо растворливи соединенија се користи за прочистување на водата, на пример, за нејзино омекнување (намалување на тврдоста). За да се намали тврдоста на карбонат, се користи методот на варење, во кој вар Ca (OH) 2 се внесува во третираната вода. Како резултат електролитичка дисоцијацијавар:

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

PH на водата се зголемува, што доведува до промена на рамнотежата на јаглерод диоксид кон формирање на карбонатни јони:

Како резултат на тоа, се постигнува производ на растворливост на калциум карбонат со последователно таложење:

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

Покрај тоа, со зголемување на концентрацијата на јони на хидроксид, се постигнува производ на растворливост на магнезиум хидроксид, проследено со врнежи:

Mg 2+ + 2ОH - > Mg (ОH) 2 v

Реакциите што се случуваат кога се додава вар може да се запишат во молекуларна форма со равенките:

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

Како што можете да видите, со воведувањето на вар, концентрацијата на јоните Ca 2+ и Mg 2+ се намалува (омекнување), HCO 3 - (намалена алкалност) и H 2 CO

Методот на варовник не е погоден за намалување на некарбонатната цврстина. За овие цели, неопходно е да се воведе високо растворлива сол која содржи карбатни јони. Обично, за ова се користи сода Na 2 CO 3, која, кога се дисоцира, дава CO 3 2 - јони:

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

Равенката на јаглерод диоксид, исто така, може да се префрли надесно кога се загрева:

Како резултат на тоа, концентрацијата на карбонатните јони се зголемува и се постигнува продуктот на растворливост на калциум карбонат, кој таложи.

За прочистување на природните води од нечистотии, широко се користат методи на катјонизација, анјонизација и хемиско бигор.

Отстранувањето на катјоните (Mg 2+, Ca 2+, Na +, итн.) се врши со употреба на катјонски разменувачи, а анјоните (Cl -, SO 4 2, HCO 3 - итн.) - со помош на анјонски разменувачи.

На пример, јоните на тврдоста се отстрануваат со Na-катјонизација.

Анјоните може да се отстранат со анјонизација на OH.

каде што подлогата(и) ја означува смолата за размена на јони.

Ако извршите анјонизација на OH и ги отстраните анјоните од растворот и H катјонизација за да ги отстраните катјоните од растворот

тогаш јоните H + и OH - ќе поминат во растворот, кои се неутрализираат, формирајќи вода:

Така, како резултат на реакции на јонска размена, катјоните и анјоните се отстрануваат од растворот, т.е. сол, или со други зборови, се случува хемиско десолење. За отстранување на солите од морската вода се користи и методот на електролиза, кој се произведува во повеќекоморен електролизатор. Секоја комора има мембрана од едната страна која е пропустлива само за анјони. Како резултат на електролиза морска водаво некои комори се збогатува со соли (се добива саламура), во други комори се исцрпува со соли (настанува прочистување на водата).

Дезинфекција. Да се ​​уништат патогени бактерии, вируси и микроорганизми. Водата што предизвикува биолошко валкање на цевководите и опремата се третира со оксидирачки агенси. Најчестото хлорирање на водата е течен или гасовит хлор, хипохлорити NaClO или Ca (ClO) 2. Бактерицидното дејство на хлорот е главно предизвикано од хипохлорна киселина, која се формира кога хлорот реагира со вода:

Кога хлорот е во интеракција со органски материиможна е појава на мали количества на токсични материи, на пример CHCl 3, затоа третирањето на водата со озон O 3 (озонирање) е од зголемен интерес.

5. Група IA елементи

S - елементи од првата група (литиум, натриум, калиум, рубидиум, цезиум, франциум) - алкални метали. Некои информации за овие елементи се дадени во табелата.

Атомите на предметните елементи имаат еден валентен електрон. Во споредба со елементите од другите подгрупи, тие имаат најниски енергии на јонизација, големини на атомите и јоните се најголеми и имаат силно изразени метални карактеристики. Во атомска и кондензирана состојба, ова се безусловни редуцирачки агенси. Стандардните електродни потенцијали на овие метали се многу ниски, што укажува на нивната висока редуцирачка активност.

Природно ресурси . Соединенијата на натриум и калиум се многу чести, а Li, Rb и Cs се ретки елементи. Rb и Cs се класифицирани како елементи во трагови, нивните соединенија се сателити на минерали од калиум. Франција е занемарливо мала по природа (еден од изотопите на Fr е производ на распаѓањето на актиниумот).

Во слободна состојба, алкалните метали не се наоѓаат, но се наоѓаат во форма на соединенија: Na 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - натриум фелдспат, K 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - калиум фелдспат, NaCI - халит или камена сол , KS1-силвит, KS1MgCl26H2O-карналит. Дебелината на слоевите на камена сол може да биде повеќе од еден километар. Во пепелта копнени растенијасодржи K 2 CO 3, во пепел од алги Na 2 CO Литиумот се наоѓа во форма на алумосиликати и алуминофосфати, од кои се добиваат другите негови соединенија.

Табела 5

Својства на елементите на групата IA

Својства
Атомска маса
Валентни електрони
Атомски радиус, nm
Јонски радиус, nm
Енергија на јонизација, eV
во земјината кора, %
Стандарден електродниот потенцијал, ВО

Потврда . Литиум метал се произведува со електролиза на LiCl и KC1 топи.

Литиумот се добива и со редукција на неговите оксиди:

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

Натриумот се добива со електролиза на топи кои содржат натриум хлорид, како и со електролиза на топење на NaOH:

Анода: катода:

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

Поради високите реактивносткалиум, развиени се неколку методи за негово производство:

1) намалување на калиумот од стопениот KOH или KC1 со натриум;

2) електролиза на топена смеса од KS1 и K 2 CO 3 (катода - течно олово) проследена со дестилација од легурата со олово. Удобен метод за добивање на рубидиум и цезиум е термичка редукција од хлориди Сокористење на калциум во вакуум:

2CsC?+ Ca CaC? 2+2Cs,

2RbC? + Ca CaC? 2 + 2 Rb.

Високо испарливите рубидиум и цезиум се дестилираат. Na, K, Rb, Cs се прочистуваат со вакуумска дестилација.

Металните Li, Na, K се чуваат во затворени железни садови, Rb и Cs во затворени стаклени ампули. Мали количини на Li, Na, K се складираат во керозин во лаборатории поради нивната висока хемиска активност.

Својства . Во цврста состојба во отсуство на влага и воздух, Li, Na, K, Rb имаат метален сјај и сребрено-бела боја, а Cs-златно-жолта. Во воздухот, металниот сјај брзо исчезнува, а металната површина се покрива со оксиден филм. Алкалните метали имаат висока компресибилност и висока електрична и топлинска спроводливост. Ова се лесни метали, а литиумот е најлесниот од цврстите материи. Работата со алкални метали бара големо внимание, бидејќи лесно се палат и бурно реагираат со вода и други материи. По работата, преостанатите алкални метали се уништуваат со фрлање во мали делови во етанол, кој произведува натриум алкоксид

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

Врски . Алкалните метали реагираат со сув водород, формирајќи EN хидриди:

2Na + H 2 = 2NaH,

2K + N 2 = 2KN.

Хидридите на алкалните метали се цврсти кристални материи кои имаат јонска решетка. Термичката стабилност на хидридите се намалува по редослед од LiH до CsH. Хидридите на алкалните метали се силни редуцирачки агенси. Тие реагираат енергично со вода, ослободувајќи водород:

EN + H 2 OEON + H 2,

NaH + H 2 ONaOH + H 2 .

Интеракција со јаглерод диоксид:

NaH + CO 2 NaCOOH.

натриум формат

Реактивноста на хидридите се зголемува кога се оди од LiH до CsH.

Сите алкални метали реагираат енергично со кислород, формирајќи оксиди, пероксиди, супероксиди:

4Li + O 2 2Li 2 O (литиум оксид),

2Na + O 2 Na 2 O 2 (натриум пероксид).

Калиум, рубидиум, цезиум со кислород формираат супероксиди:

Rb + O 2 = RbO 2 (рубидиум супероксид),

Cs + O 2 = CsO 2 (цезиум супероксид).

Оксидите на алкалните метали E 2 O може да се добијат со недостаток на кислород. Оксиди Li 2 O, Na 2 O - безбоен; K 2 O, Rb 2 O - жолта; Cs 2 O - портокалова (како што се зголемува големината на јонот, а со тоа и неговата поларизација, соединенијата стануваат обоени). Супероксидот KO 2 има кристална решетка од типот KS?, во која супероксидниот јон O 2 - се наоѓа во положба на јони на хлор. Пероксидите се соли на водород пероксид H 2 O 2 . Карактеристики на киселина H 2 O 2 се слабо изразени и пероксидите, кога се раствораат во вода, подлежат на речиси целосна хидролиза:

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

Со хидролиза на супероксиди се добиваат H 2 O 2 и O 2, 2KO 2 + 2HOpKOH + 2H 2 O 2 + O 2.

Пероксидите и супероксидите на алкалните метали се силни оксидирачки агенси.

Оксидите на алкалните метали реагираат енергично со вода, формирајќи хидроксиди:

E 2 O + H 2 O 2EON,

Na 2 O + H 2 O2NaOH.

Алкалните метали реагираат уште поактивно со вода:

2Cs + 2H 2 O2CsOH + H 2 (реакцијата се одвива експлозивно).

Хемиски својства . Хидроксидите на алкалните метали се безбојни кристални материи. Тие се топливи и многу растворливи во вода (со исклучок на NaOH). Тоа се алкалии (алкалите се бази кои се многу растворливи во вода). Во пракса се користат NaOH и KOH (каустична сода и каустична поташа - технички имиња). Алкалите лакомо ја апсорбираат влагата и CO 2 од воздухот:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

NaOH + H 2 O = NaOH? H 2 O (кристален хидрат NaOH)

При топење, алкалите уништуваат стакло и порцелан:

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

Кога се изложени на кислород, алкалите ја уништуваат платината; тие се топат во садови направени од сребро, никел или железо и се складираат во полиетиленски садови. Цврстите алкалии и нивните концентрирани раствори го уништуваат живото ткиво, така што работата со нив бара мерки на претпазливост (гумени ракавици, заштитни очила). Од алкалите, NaOH е од најголемо практично значење, се добива:

1) електролиза на воден раствор на NaCI:

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

2) загревање раствор од сода со млеко од вар:

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

Сите алкални метали реагираат со киселини за да формираат соли:

2E + 2NS1N 2 + 2ES1.

Интеракција со халогени:

2Na + Cl 2 2NaCl,

а исто така и со халкогени:

2NaOH + H 2 SNa 2 S + 2H 2 O (реакција на неутрализација),

NaOH + H 2 S NaHS + H 2 O.

Алкалните метали со полибазни киселини формираат средни соли (Na 2 CO 3, KNO 3, K 2 SO 4, K 3 PO 4, итн.) и киселински соли (NaHCO 3, KHSO 3, K 2 HPO 4, NaH 2 PO 4, NaHSO 4, итн.). Солите на алкалните метали и слабите киселини (CH 3 COOH, HCN, H 2 CO 3 итн.) се хидролизираат, нивните водени раствориимаат алкална реакција:

Солите на алкалните метали (со исклучок на солите на Li) се многу растворливи во вода. Од солите на алкалните метали, натриум карбонат Na 2 CO 3 (сода пепел) е од практично значење. Се добива со методот на амонијак:

NH 3 + H 2 O + CO 2 NH 4 HCO 3, амониум бикарбонат

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

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

Ослободениот CO 2 се враќа во процесот. Кога се загреваат, нитратите на алкалните метали се распаѓаат:

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

Апликација . Од алкалните метали, натриумот најмногу се користи; се користи за производство на натриум пероксид, во органски синтези, во металотермија, како течност за ладење во нуклеарни реактори и за сушење на органски растворувачи. Калиумот се користи во металотермија, супероксидот KO 2 се добива од калиум, кој се користи во подморници и вселенски бродовиза апсорпција на CO 2 и регенерација на кислород:

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

Натриум пероксид се користи за истата цел:

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

Литиумот е додаток на некои легури; се користи во хемиски извори на енергија за производство на литиум алуминиум хидрид. Во воздухопловството се користи градежниот материјал A1-Li. Цезиумот се користи во фотоволтаичните ќелии. Широко се користат солите на алкалните метали. NaCl е зачин и конзерванс за храна во Прехранбена индустрија, а се користи и во производството на сапун и органски бои. KS1 се користи како ѓубриво. NaOH се користи за производство на вештачки влакна и за прочистување на нафтени продукти. Натриум пероксид - за белење, дезинфекција. Соли Na 2 SO 4, K 2 CO 3 се користат за производство на стакло, KNO 3 - за производство на вештачко ѓубриво, Na 2 CO 3 се користат за производство на алуминиум, стакло и за производство на сапун; NaHCO 3 се користи во прехранбената индустрија. Li 2 O - е дел од специјални типови на стакло со ниска точка на топење.

6. Биолошка улога на групните ВС елементи

Биолошката улога на литиумот како елемент во трагови сè уште не е целосно разјаснета. Докажано е дека на ниво клеточните мембраниЛитиумските јони (при доволна концентрација) се натпреваруваат со натриумовите јони кога влегуваат во клетките. Замената на натриумовите јони со јони на литиум во клетките е поврзана со поголема ковалентност на соединенијата на литиум, како резултат на што тие се подобро растворливи во фосфолипиди.

Натриуме главниот екстрацелуларен јон. Човечкото тело содржи натриум во форма на неговите растворливи соли - хлориди, фосфати, бикарбонати. Натриумот влегува во човечкото тело во форма на кујнска сол. Дневната потреба за натриум е 1 g. Иако просечната потрошувачка на овој елемент е 4-7 g, прекумерната потрошувачка на натриум придонесува за развој на хипертензија. Натриум хлорид се користи за подготовка на хипертонични раствори. Во случај на труење со сребро нитрат, желудникот се мие со 2-5% раствор на NaCl.

Натриум бикарбонат NaHCO 3 (сода) се користи за болести поврзани со висока киселост. Натриум сулфат (Глауберова сол) NaSO 4 · 10H 2 O се користи како лаксатив.

Калиуме главниот интрацелуларен анјон, кој сочинува 2/3 од вкупниот број на активни клеточни анјони.

Калиумовите јони играат важна улога во физиолошките процеси - нормалното функционирање на срцето, мускулната контракција и однесувањето на нервните импулси. Калиумот е антагонист на натриумот. Калиум и натриум јони учествуваат во биокатализата. За намалување на калиумот, земајте калиум хлорид KCl ​​4-5 пати на ден, 1 гр.

Рубидиум и цезиумприпаѓаат на микроелементи. Синергист на калиум, рубидиумот активира многу од истите ензими како и калиумот.

Радиоактивни изотопи 127 Cs и 87 Rbсе користи во радиотерапија на малигни тумори.

Франција -Тоа е радиоактивен хемиски елемент произведен вештачки. Франциумот е во состојба селективно да се акумулира во туморите во раните фази на нивниот развој, што е корисно за дијагностицирање на рак.

7. Групни IIA елементи

Главната подгрупа од групата II ги вклучува елементите: берилиум, магнезиум, калциум. стронциум, бариум и радиум. Сите овие елементи, освен берилиумот, се изразени метални својства. во слободна состојба тие се сребрено-бели материи. Поцврсти. Од алкалните метали, со прилично висока точка на топење. Во однос на густината, сите, освен радиумот, припаѓаат на лесни метали. Нивните најважни својства се дадени во Табела 6. Вториот период елемент берилиум берилиум се разликува по своите својства од другите елементи на оваа подгрупа. Така, јонот Be 2+, поради неговиот многу мал јонски радиус (0,027 nm), високата густина на полнење и високите енергии на јонизација, е стабилен само во гасната фаза при високи температури. Затоа, хемиската врска во бинарни соединенија на берилиум, дури и со најелектронегативните елементи (BeO, BeF 2) има висок степен на коваленција.

За земноалкални метали(Ca, Sr, Ba, Ra) карактеристична формација јонски врскии високи координативни броеви. Магнезиумот зазема средна позиција, бидејќи од една страна е сличен на алкалната земја, претежно јонски соединенија, формирањето на јонот 2+ и во голем број својства (распуштање од оли, базичност на хидроксид) - до берилиум. Степенот на јоничност на врската во солите и хидроксидите е помал отколку во соединенијата на алкалните метали. Во многу случаи, врските во кристалната структура се толку прецизни што алкалните соли (сулфати, карбонати, ортофосфати) излегуваат дека се слабо растворливи.

Mg и Ca се широко распространети во природата, Sr и Ba се ретки, Be е редок елемент, Ra во занемарливи количини го придружува ураниумот, при чие распаѓање се формира.

Елементите од подгрупата II А не се наоѓаат во слободна состојба (родниот магнезиум се наоѓа во многу мали количини). Mg и Ca се дел од природни силикати, алумосиликати и карбонати:

2МgОSiО 2 (оливин); MgOAI 2 O 3 (спинел); MgС1 2 6Н 2 O (бишофит); MgCO 3 (магнезит); CaCO3 (варовник, мермер, креда). CaCO 3 MgCO3 (доломит), CaF 2 (флуорит).

Слични документи

Положба на водородот во периодниот систем хемиски елементии структурните карактеристики на неговиот атом. Својства на гасот, распространетост и појава во природата. Хемиски реакции за производство на водород во индустријата и во лабораторијата и методи на примена.

презентација, додадена на 13.02.2011 година


општи карактеристикиЕлементи од групата I, нивните хемиски и физички својства, историја на откривање и карактеристики на методите на производство. Литиум и неговите соединенија. Правилности во структурата на атомите на алкалните метали. Правила за складирање на некои елементи од оваа група.

презентација, додадена на 30.11.2012 година


Органометални соединенија. Алкални метали од првата подгрупа. Органски соединенијалитиум, методи на производство, хемиски својства. Интеракција на алкилитиум со карбонилни соединенија. Елементи од втората група. Соединенија на органомагнезиум.

апстракт, додаден 12/03/2008


Преодни метали- елементи на секундарни подгрупи на периодичниот систем на хемиски елементи. Група VIIB и VIIIБ елементи: хемиски и физички својства. Соединенија на манган. Примена на калиум перманганат. Соединенија на кобалт и никел и нивните својства.

презентација, додадена на 02.05.2013 година


Општи карактеристики на хемиските елементи од групата IV од периодниот систем, нивната појава во природата и соединенија со други неметали. Подготовка на германиум, калај и олово. Физичко-хемиски својства на металите од подгрупата на титаниум. Области на примена на циркониум.

презентација, додадена 23.04.2014


Англискиот натуралист, физичар и хемичар Хенри Кевендиш е откривачот на водородот. Физички и хемиски својства на елементот, неговата содржина во природата. Основни методи на производство и примена на водород. Механизмот на дејство на хидрогенската бомба.

презентација, додадена на 17.09.2012 година


Изотопи на водород како сорти на атоми на хемискиот елемент водород, кои имаат различна содржина на неутрони во јадрото, општи карактеристики. Суштината на концептот на „лесна вода“. Запознавање со главните предности на протиумската вода, анализа на методите на производство.

се разбира работа, додаде 05/31/2013


Периодичен систем на хемиски елементи. Структурата на атомите и молекулите. Основни одредби на теоријата на координација. Физички и хемиски својства на халогените. Споредба на својствата на водородните соединенија. Преглед на својствата на соединенијата на p-, s- и d-елементи.

предавање, додадено на 06.06.2014 година


Општи карактеристики на п-елементите од III група, нивните основни физички и хемиски својства. Опис на најчестите елементи: подгрупа бор, алуминиум, галиум. Нивната биолошка улога, примена и распространетост. Причини за ефектот на стаклена градина.

теза, додадена 08.08.2015


Физички својства на елементи од главната подгрупа од III група. Општи карактеристики на алуминиум и бор. Природни неоргански јаглеродни соединенија. Хемиски својства на силициумот. Интеракција на јаглеродот со метали, неметали и вода. Својства на оксидите.

Општи карактеристики на s - елементи IA-група: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr алкални метали IIA-група: Be, Mg; Ca, Sr, Ba, Ra земноалкални метали Општа електронска формула: […] ns 1 2 np 0 […] ns 1 M+I […] ns 2 …ns 1 np 1 M+II Постоењето на M+ и M 2 + јони е карактеристично

Група IA елементи Елемент 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 има најмал јонски радиус, а со тоа и најголем потенцијал за јонизација, па затоа е хемиски помалку активен.

Група IIA елементи Елемент Be Mg Ca Sr Ba Ra z 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

Физички својства на едноставни материи (IA-група) Својство Li Na K Rb Cs Fr T. pl. , C 180, 5 97, 83 63, 5 39, 3 28, 7 21 bp. , C 1336. 6 886 760 696 667. 6 660 0. 53 0. 86 1. 53 1. 90 ─ Густина, g/cm 3 (20 C) литиум 0. 97 калиум цезиум натриум руби

Физички својства на едноставни материи (IIA група) Својство Be Mg Ca Sr Ba Ra T. pl. , C 1287 650 842 768 727 969 Кип. , C 2507 1095 1495 1390 1860 1536 1. 85 1. 74 1. 55 2. 54 3. 59 5. 00 Густина, g/cm 3 (20 C) калциум берилиум бариум магнезиум

Општи карактеристики на s-елементи. Едноставни супстанции: Сите - активни метали(освен Be) Реагирајте како редукциони средства M – ne – = Mn+ (n = 1, 2) Во ECHR – најлевите: E – 3, 01 – 2, 92 – 2, 90 – 2, 34 V Li Cs Ba Биди

Општи карактеристики на s-елементи. Интеракција на метали со вода и киселини 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 (на ладно) Mg + 2 H 2 O + t = Mg(OH) 2 + H 2 (кога се загрева)

Општи карактеристики на s-елементи. Комплексни супстанции: оксиди, хидроксиди Mn+ – катјони во јонски кристали M 2 O, MOH; MO, M(OH)2 – имаат основен карактер (освен Be oxide и hydroxide) Во ак. раствор MOH, M(OH)2 – силни електролити и силни бази (освен Be и Mg хидроксиди): Na. OH = Na+ + OH стр. H 7 Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2 OH стр. H 7 За Mg, Be хидроксиди – фазна рамнотежа: Mg(OH)2(t) Mg 2+ + 2 OH стр. H 7

Општи карактеристики на s-елементи. Сложени супстанции: соли Соли: аквакации – непротолити (освен соли на Be и Mg): Na. Cl = Na+ + Cl r. H = 7 непротолит За берилиум и магнезиум: 2+ + H2O + + H3O+; Р. H72+ + H2O + + H3O+; Р. 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+; КК= 3,8 10 12

Општи карактеристики на s-елементи. Сложени супстанции Бинарни соединенија: хидриди MH, MH 2; пероксиди M 2 O 2, MO 2; нитриди 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

Распределба во природата 5. Ca – 3, 38% 6. Na – 2, 63% 7. K – 2, 41% 8. Mg – 1, 95% по маса. 17. Rb 19. Ba Rare и 23. Sr расфрлани 28. Li елементи 42. Cs 48. Be 92. Fr 226 Ra радиоактивен елемент Соли Na, K, Ca и Mg - во природни солени и свежи води(мориња, океани, езера, реки, подземни води)

карналит Најважните минерали силвит халит лепидолит поллуцит сподумен IA-група Халит (карпеста сол) Na. Cl карналит KMg. Cl 3. 6 H 2 O Mirabilite Na 2 SO 4 10 H 2 O Полуцит (Cs, Na)Al(Si. O 3)2. n. H 2 O Силвин KCl Силвинит (K, Na)Cl Сподумен Ли. Al(Si. O 3) 2 Лепидолит K 2 Li 3 Al 4 Si 7 O 21 (OH, F) 3 Petalite Li. Ал. Si4O10

Најважните минерали се групата IIA Phenakite Be 2 Si. O 4 Beryl (Be 3 Al 2) Si 6 O 18 (аквамарин, смарагд). Гипс Ca. SO 4· 2 H 2 O Калцит Ca. CO 3 (варовник, мермер, креда) Магнезит Mg. CO 3 оливин (Mg, Fe. II) 2 Si. O 4 Талк Mg 3 Si 4 O 10(OH)2 Хрисоберил (Be. Al 2)O 4 Celestine Sr. SO 4 Spinel (Mg. Al 2) O 4 Strontianite Sr. CO 3 Барит Ба. SO 4 магнезит целестит калцит спинел аквамарин барит

Историја на откритието од 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)

Берилиум амфотеричен Be + 2 HCl = Be. Cl 2 + H 2 Be + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 t° (фузија) Be + 2 Na. OH(s) = Na 2 Be. O 2 + H 3 O Be(OH)2 (Ks 10– 22) OH – 2+ 2–

Магнезиум 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 –

С-елементите вклучуваат елементи од главната подгрупа на групите I и II (IA и IIA - подгрупи) на периодичниот систем. Општата електронска формула за валентниот слој на s-елементи е ns 1-2, каде што n е главниот квантен број.

Елементите IA - подгрупите Li, Na, K, Rb, Cs и Fr - се нарекуваат алкални метали, а елементите IIA имаат подгрупи - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - последните четири елементи се нарекуваат алкални земјени метали.

Атомите на алкалните метали за формирање на хемиски врски имаат само еден електрон лоциран во ns - атомска орбитала (АО). Релативно малата вредност на енергијата на јонизација се намалува од Li (I = 520 kJ/mol) до Cs (I = 342 kJ/mol), што го олеснува отстранувањето на електронот од AO. Затоа, атомите на алкалните метали во различни хемиски реакции лесно се претвораат во единечно наелектризирани катјони со стабилна конфигурација од осум електрони (n-1)s 2 (n-1) p 6 на соодветниот благороден гас. На пример: K(4s 1) – e = K + ().

Така, во нивните многубројни јонски соединенија, алкалните метали имаат само една состојба на оксидација (+1).

Елементи IIA - подгрупите содржат на надворешната страна ниво на енергијавеќе два електрони способни за раздвојување пред формирањето на јонски хемиски врски со премин на еден од нив во np AO: ns 2 → ns 1 np 1 . Состојбата на оксидација на елементите од подгрупата IIA во нивните различни соединенија е (+2).

Берилиум на свој начин физички и хемиски својстваостро се издвојува меѓу подгрупата IIA. Атомите на овој елемент имаат најголема вредност на првата енергија на јонизација меѓу сите s-елементи (I = 901 kJ/mol) и најголема разлика во ns и np-AO. Затоа, берилиумот со други елементи формира претежно ковалентен хемиски врски, кои обично се разгледуваат од перспектива на методот на валентна врска. Атомските орбитали на берилиумот се подложени на sp-хибридизација, што одговара на формирање на линеарни молекули BeCl 2, BeI 2, итн. Берилиумот (+II) се карактеризира со тенденција да се формира комплексни соединенија:

Be(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Оксидите и хидроксидите на s-елементите имаат основни својства. Меѓу сите s-елементи, само Be, неговиот оксид и хидроксид се изложени амфотерични својства.

Хемиското однесување на Li и Mg, како и на Be и Al, поради дијагоналната периодичност, е во голема мера слично.

Алкалните метали со кислород формираат не само Me 2 [O] оксиди, туку и соединенија од типот Me 2 - пероксиди; Мене – супероксиди; Јас – озониди. Состојбата на оксидација на кислородот во овие соединенија е соодветно –1; –1/2; – 1/3.

Познати се пероксидите на земноалкалните метали. Од нив, бариум пероксид BaO 2 има најголемо практично значење.

Исто така интересни се соединенијата на s-елементи со водород-хидриди во кои водородот има оксидациона состојба од -1.

Поглавје 14. Хемија на s-елементи. Натриум и калиум. Магнезиум и калциум

14.1. Општи карактеристики на елементи од IA и IIA групи

Групата IA вклучува литиум, натриум, калиум, рубидиум и цезиум. Овие елементи се нарекуваат алкални елементи. Во истата група спаѓа и вештачки добиениот малку проучен радиоактивен (нестабилен) елемент франциум. Понекогаш водородот исто така е вклучен во групата IA (види Поглавје 10). Така, оваа група вклучува елементи од секој од 7-те периоди.
Групата IIA вклучува берилиум, магнезиум, калциум, стронциум, бариум и радиум. Последните четири елементи имаат име на група - елементи на алкална земја.
Кога зборуваме за тоа колку често атоми на одреден елемент се наоѓаат во природата, тие обично укажуваат на неговата распространетост во земјината кора. Земјината кора се однесува на атмосферата, хидросферата и литосферата на нашата планета. Така, четири од овие тринаесет елементи се најзастапени во земјината кора: Na ( w=2,63%), К ( w= 2,41%), Mg ( w= 1,95%) и Ca ( w= 3,38%). Останатите се многу поретки, а франциум воопшто не се наоѓа.
Орбиталните радиуси на атомите на овие елементи (освен водородот) варираат од 1,04 А (за берилиум) до 2,52 А (за цезиум), односно за сите атоми тие надминуваат 1 ангстром. Ова води до фактот дека сите овие елементи се вистински елементи што формираат метал, а берилиумот е амфотеричен елемент што формира метал.
Општата валентна електронска формула на елементите од групата IA е ns 1, и група IIA елементи - ns 2 .
Големите големини на атоми и малиот број на валентни електрони доведуваат до фактот дека атомите на овие елементи (освен берилиум) имаат тенденција да се откажат од своите валентни електрони. Атомите на елементите од групата IA најлесно се откажуваат од своите валентни електрони (види Додаток 6), додека единечно наелектризираните катјони се формираат од атоми на алкални елементи, а двојно наелектризираните катјони се формираат од атоми на алкални земјени елементи и магнезиум. Состојбата на оксидација во соединенијата на алкалните елементи е +I, а на елементите од групата IIA е +II.
Едноставни супстанцииформирани од атомите на овие елементи се метали. Литиум, натриум, калиум, рубидиум, цезиум и франциум се нарекуваат алкални метали бидејќи нивните хидроксиди се алкали. Калциумот, стронциумот и бариумот се нарекуваат земноалкални метали. Хемиската активност на овие супстанции се зголемува како што се зголемува атомскиот радиус.
Од хемиските својства на овие метали, најважни се нивните намалувачки својства. Алкалните метали се најсилните редуцирачки агенси. Металите на елементите од групата IIA се исто така доста силни редукциони средства.
Сите тие (освен берилиум) реагираат со вода (магнезиум кога се варат):
2M + 2H 2 O = 2M ак+2OH ак+ H2,
M + 2H 2 O = M 2 + 2OH + H 2.

Во случај на магнезиум, калциум и стронциум, поради малата растворливост на добиените хидроксиди, реакцијата е придружена со формирање на талог:

M2 + 2OH = Mg(OH) 2

Алкалните метали реагираат со повеќето неметали:
2M + H 2 = 2MH (кога се загрева),
4M + O 2 = 2M 2 O (М – Ли),
2M + Cl 2 = 2MCl (во нормални услови),
2M + S = M 2 S (кога се загрева).

Од алкалните метали, кога согоруваат во кислород, вообичаениот оксид формира само литиум. Останатите алкални метали формираат пероксиди (M 2 O 2) или супероксиди(MO 2 - соединенија кои содржат супероксид јон со формално полнење од -1 д).
Како и алкалните метали, металите од елементите од групата IIA реагираат со многу неметали, но под потешки услови:
M + H 2 = MH 2 (кога се загрева; освен берилиум),
2M + O 2 = 2MO (во нормални услови; Be и Mg - кога се загрева),
M + Cl 2 = MCl 2 (во нормални услови),
M + S = MS (кога се загрева).
За разлика од алкалните метали, тие формираат обични оксиди со кислород.
Само магнезиумот и берилиумот реагираат мирно со киселините; други едноставни супстанции реагираат многу бурно, често со експлозија.
Берилиумот реагира со концентрирани алкални раствори:
Be + 2OH + 2H 2 O = 2 + H 2

Во согласност со нивната позиција во напонската серија, само берилиум и магнезиум реагираат со раствори на сол, а останатите метали во овој случај реагираат со вода.
Бидејќи се силни редукциони агенси, алкалните и земноалкалните метали намалуваат многу помалку активни метали од нивните соединенија, на пример, кога се загреваат, се случуваат следните реакции:
4Na + MnO 2 = 2Na 2 O + Mn;
2Ca + SnO 2 = 2CaO + Sn.
Заедничко за сите алкални метали и метали од групата IIA индустриски методпроизводство – електролиза на стопени соли.
Освен берилиум оксидиод сите елементи што се разгледуваат се основни оксиди, и хидроксиди– силни бази (во берилиумот овие соединенија се амфотерични, магнезиум хидроксидот е слаба основа).
Зајакнувањето на основните својства на хидроксидите со зголемување на атомскиот број на елемент во група лесно се забележува во низата хидроксиди од елементите од групата IIA. Be(OH) 2 е амфотеричен хидроксид, Mg(OH) 2 е слаба база, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 и Ba(OH) 2 се силни бази, но со зголемување на атомскиот број нивната растворливост се зголемува, и Ba(OH) 2 веќе може да се класифицираат како алкалии.

СУПЕРОКСИДИ
1.Направете скратени електронски формули и енергетски дијаграми на атоми на елементи од групите IA и IIA. Наведете ги надворешните и валентни електрони.
2. Од кои причини водородот е сместен во групата IA, а од кои причини е сместен во групата VIIA?
3. Составете равенки за реакциите на следните супстанции со вишок кислород: Li, Na, K, LiH, NaH, Li 3 N, Na 2 C 2.
4. Кристалите на одредена супстанција се состојат од единечно наелектризирани јони. Секој јон содржи 18 електрони. Направете а) наједноставната формула на супстанцијата; б) скратени електронски формули на јони; в) равенката на една од реакциите за производство на оваа супстанца; г) две равенки за реакција кои ја вклучуваат оваа супстанца.

14.2. Натриум и калиум

Натриумот и калиумот се најважните алкални елементи.
Едноставни супстанции, формирани од овие елементи, се меки, топливи сребрени метали, лесно се сечат со нож и брзо оксидираат во воздухот. Тие се чуваат под слој од керозин. Точката на топење на натриумот е 98 °C, а калиумот е 64 °C.
ОксидиОвие елементи се типични основни оксиди. Тие се многу хигроскопни: апсорбирајќи вода, тие се претвораат во хидроксиди.
Хидроксидинатриумот и калиумот се алкали. Тоа се цврсти, безбојни кристални материи кои се топат без распаѓање. Како и оксидите, тие се многу хигроскопни: апсорбирајќи вода, тие се претвораат во концентрирани раствори. И цврстите хидроксиди и нивните концентрирани раствори се многу опасни материи: доколку дојдат во контакт со кожата, предизвикуваат чирови кои тешко се лекуваат, а вдишувањето на нивната прашина доведува до оштетување на респираторниот тракт. Натриум хидроксид (тривијални имиња - каустична сода, каустична сода) е еден од најважните производи на хемиската индустрија - се користи за создавање алкална средина во многу хемиски индустрии. Калиум хидроксид (тривијалното име е „каустичен калиум“) се користи за производство на други соединенија на калиум.
Мнозинството средни солинатриумот и калиумот се термички стабилни материи и се распаѓаат само на многу високи температури. Со умерено загревање, само солите на халогенирани оксокиселини, нитрати и некои други соединенија се распаѓаат:

NaClO4 = NaCl + 2O2;
8NaClO 3 = 6NaClO 4 + 2NaCl;
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2;
Na 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Киселините соли се помалку стабилни; кога се загреваат, сите тие се распаѓаат:

2NaHS = Na2S + H2S;
2NaHSO4 = Na2S2O7 + H2O;
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.

Овие елементи не формираат основни соли.

Од солите, најважен е натриум хлорид - кујнска сол. Ова не е само потребно компонентахрана, но и суровини за хемиската индустрија. Од него се добиваат натриум хидроксид, сода бикарбона (NaHCO 3), сода (Na 2 CO 3) и многу други соединенија на натриум. Калиумовите соли се неопходни минерални ѓубрива.
Речиси сите соли на натриум и калиум се растворливи, па затоа се достапни квалитативни реакциина јоните на овие елементи не. (Квалитативните реакции се хемиски реакции кои овозможуваат откривање на атоми или јони на кој било хемиски елемент во соединението, притоа докажувајќи дека токму овие атоми или јони се откриени, а не други слични на нив по хемиски својства. Исто така наречени реакции , овозможувајќи да се открие која било супстанција во смесата) Присуството на натриум или калиум јони во соединението може да се определи со боење на безбојниот пламен кога на него ќе се додаде примерокот за тестирање: во случај на натриум, пламенот е обоен жолта, а во случај на калиум - виолетова.

КВАЛИТАТИВНИ РЕАКЦИИ
Запишете ги равенките за реакција кои ги карактеризираат хемиските својства на а) натриум, б) калиум хидроксид, в) натриум карбонат, г) натриум хидросулфид.
Боење со пламен со натриумови и калиумови соли

14.3. Магнезиум и калциум

Едноставните материи магнезиум и калциум се метали. Калциумот брзо се оксидира во воздухот, но магнезиумот е многу постабилен во овие услови - оксидира само од површината. Калциумот се складира под слој од керозин. Точките на топење на магнезиумот и калциумот се 650 и 851 °C, соодветно. Магнезиумот и калциумот се значително повеќе цврсти материиотколку алкалните метали. Ниската густина на магнезиум (1,74 g/cm3) со значителна јачина овозможува користење на неговите легури во воздухопловната индустрија.
И магнезиумот и калциумот се силни редуцирачки агенси (особено кога се загреваат). Тие често се користат за намалување на други, помалку активни метали од нивните оксиди (магнезиум во лабораторија и калциум во индустријата).
Магнезиумот и калциумот се меѓу ретките метали кои реагираат со азот. Кога се загреваат, тие со него формираат нитриди Mg 3 N 2 и Ca 3 N 2. Затоа, кога согоруваат во воздух, магнезиумот и калциумот се претвораат во мешавина од оксиди и нитриди.
Калциумот лесно реагира со вода, но магнезиумот реагира само кога ќе се вари. Во двата случаи, водородот се ослободува и се формираат слабо растворливи хидроксиди.
Оксидимагнезиумот и калциумот се јонски супстанции; во хемиското однесување тие се основни оксиди. Магнезиум оксидот не реагира со вода, но калциум оксидот (тривијалното име е „брза вар“) реагира насилно, ослободувајќи топлина. Добиениот калциум хидроксид во индустријата се нарекува „гасена вар“.
ХидроксидМагнезиумот е нерастворлив во вода, но сепак е основа. Калциум хидроксид е значително растворлив во вода; неговиот заситен раствор се нарекува „вар вода“, тоа е алкален раствор (ја менува бојата на индикаторите). Калциум хидроксид во сува, а особено во влажна состојба, го апсорбира јаглерод диоксидот од околниот воздух и се претвора во калциум карбонат. Ова својство на гасена вар се користи во градежништвото многу векови: гасената вар како главна компонента била дел од градежните варовни малтери, кои сега се речиси целосно заменети со цементни. Двата хидроксиди се распаѓаат кога умерено се загреваат без да се топат.
СолиМагнезиумот и особено калциумот се наоѓаат во многу минерали кои формираат карпи. Од овие карпи, најпознати се кредата, мермерот и варовникот, чија главна материја е калциум карбонат. Кога се загреваат, калциумовите и магнезиумските карбонати се распаѓаат на соодветните оксиди и јаглерод диоксид. Со вода што содржи растворен јаглерод диоксид, овие карбонати реагираат за да формираат раствори на водородни карбонати, на пример:

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

Кога се загреваат, па дури и кога се обидуваат да ги одвојат бикарбонатите од растворот со отстранување на водата на собна температура, тие се распаѓаат со обратна реакција:

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

Хидриран калциум сулфат CaSO 4 · 2H 2 O е безбојна кристална супстанција, малку растворлива во вода. Кога се загрева, тој делумно се дехидрира, претворајќи се во кристален хидрат од составот 2CaSO 4 · H 2 O. Тривијалното име за дихидрат хидрат е гипс, а хемихидрат е алабастер. Кога алабастерот се меша со вода, тој хидрира, формирајќи густа, цврста маса од гипс. Ова својство на алабастер се користи во медицината (гипсови) и градежништвото (засилени гипсени прегради, дефекти на запечатување). Скулпторите користат алабастер за да направат гипс модели и калапи.
Калциум карбид (ацетиленид) CaC 2. Структурна формула (Ca2) (CC). Добиено со синтерување жива вар со јаглен:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Ова јонска супстанцијане е сол и целосно се хидролизира со вода за да се формира ацетилен, кој долго време се добивал на овој начин:

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

Хидриран магнезиум јон 2 е катјонска киселина (види Додаток 13), затоа растворливи солимагнезиумот е подложен на хидролиза. Од истата причина, може да се формира магнезиум основни соли, на пример Mg(OH)Cl. Хидрираниот јон на калциум не е катјонска киселина.
Калциумот во соединението може да се открие со бојата на пламенот. Бојата на пламенот е портокалово-црвена. Квалитативна реакција на јоните Ca 2, Sr 2 и Ba 2, која, сепак, не дозволува да се разликуваат овие јони едни од други - таложење на соодветните сулфати со разреден раствор на сулфурна киселина (или кој било раствор на сулфат во кисела средина):

M 2 + SO 4 2 = MSO 4.

1. Зошто магнезиумот и калциумот не формираат единечно наелектризирани јони?
2. Напиши описни равенки за сите реакции дадени во параграфот.
3. Создадете равенки за реакции кои ги карактеризираат хемиските својства на а) калциум, б) калциум оксид, в) магнезиум хидроксид, г) калциум карбонат, д) магнезиум хлорид.
Проучување на својствата на соединенијата на магнезиум и калциум