Кальций

Калий

Натрий

Материально-техническое обеспечение дисциплины.

Дополнительная литература

Основная литература

Дисциплины

Учебно-методическое и информационное обеспечение

Хаханина Т. И. Химия окружающей среды [Электронный ресурс]: учебное пособие - М.: ЮРАЙТ, 2010. – 129 с. //Университетская библиотека online: сайт. - Режим доступа: http://www.biblioclub.ru

1. Тарасова, Наталия Павловна. Химия окружающей среды: атмосфера: учеб. пособие для студ. вузов / Н. П. Тарасова, В. А. Кузнецов. - М.: Академия, 2007. - 227 с. Есипов, Юрий Вениаминович.
Мониторинг и оценка риска систем "защита-объект-среда" / Ю. В. Есипов, Ф. А. Самсонов, А. И. Черемисин; РАН, Юж. науч. центр. - М.: URSS, 2008. - 136 с.

2. Ларионов Н. М. Промышленная экология. [Электронный ресурс]: Учебник для бакалавров - М.: ЮРАЙТ, 2012. – 496 с. // Университетская библиотека online: сайт. - Режим доступа: http://www.biblioclub.ru

Для выполнения рабочей программы дисциплины «Химия биосферы» кафедра располагает материально-технической базой, обеспечивающей проведение всех видов подготовки, практической и научно-исследовательской работы обучающихся, соответствующим действующим санитарным и противопожарным правилам и нормам. Интерактивные занятия проводятся в аудиториях, оборудованных мультимедийной аппаратурой и доступом к Интернет.

Натрий – элемент 3‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [₁₀Ne]3s¹, степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,93), проявляет только металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли натрия хорошо растворимы в воде.

В природе – пятый по химической распространенности элемент (второй среди металлов), встречается только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко‑желтый цвет (качественное обнаружение).

Натрий Na. Серебристо‑белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму (до 0,2 % Na).

Весьма реакционноспособный, во влажном воздухе натрий медленно покрывается гидроксидной пленкой и теряет блеск (тускнеет):

Натрий химически активен, сильный восстановитель. Воспламеняется на воздухе при умеренном нагревании (>250 °C), реагирует с неметаллами:

2Na + O₂ = Na₂O₂ 2Na + H₂ = 2NaH

2Na + Cl₂ = 2NaCl 2Na + S = Na₂S

6Na + N₂ = 2Na₃N 2Na + 2C = Na₂C₂

Очень бурно и с большим экзо ‑эффектом натрий реагирует с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂↑ + 368 кДж

От теплоты реакции кусочки натрия расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться из‑за выделения Н₂. Реакция сопровождается резкими щелчками вследствие взрывов гремучего газа (Н₂ + O₂). Раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет (щелочная среда).

В ряду напряжений натрий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н⁺).

Получение натрия в промышленности:

(см. также ниже получение NaOH).

Натрий применяется для получения Na₂O₂, NaOH, NaH, а также в органическом синтезе. Расплавленный натрий служит теплоносителем в ядерных реакторах, а газообразный – используется как наполнитель желтосветных ламп наружного освещения.

Оксид натрия Na₂O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение (Na⁺)₂O^2‑. Термически устойчивый, при прокаливании медленно разлагается, плавится под избыточным давлением пара Na. Чувствителен к влаге и углекислому газу в воздухе. Энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, кислородом (под давлением). Применяется для синтеза солей натрия. Не образуется при сжигании натрия на воздухе.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: термическое разложение Na₂O₂ (см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na₂O₂:

2Na + 2NaOH = 2Na_aO + H₂ (600 °C)

2Na + Na₂O₂ = 2Na_aO (130–200 °C)

Пероксид натрия Na₂O₂. Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na⁺)₂O₂^2‑. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O₂. Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O₂ при кипячении – качественная реакция на пероксиды). Сильный окислитель, слабый восстановитель. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO₂), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:

2Na₂O₂ = 2Na₂O + O₂ (400–675 °C, вакуум)

Na₂O₂ + 2Н₂O = Н₂O₂ + 2NaOH (на холоду)

2Na₂O₂ + 2Н₂O = O₂↑ + 4NaOH (кипячение)

Na₂O₂ + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н₂O₂ (на холоду)

2Na₂O₂ + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н₂O + O₂↑ (кипячение)

2Na₂O₂ + 2CO₂ = Na₂CO₃ + O₂

Na₂O₂ + CO = Na₂CO₃

Na₂O₂ + 4H⁺ + 2I^‑ = I₂↓ + 2H₂O + 2Na⁺

5Na₂O₂ + 16H⁺ + 2MnO₄^‑ = 5O₂↑ + 2Mn²⁺ + 8H₂O + 10Na⁺

3Na₂O₂ + 2[Cr(OH)₆]^3‑ = 2CrO₂^4‑ + 8OH^‑ + 2H₂O + 6Na⁺ (80 °C)

Получение: сжигание Na на воздухе.

Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na⁺)(OH^‑). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO₃). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с экзо ‑эффектом, +56 кДж). Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:

NaOH (разб.) + H₃PO₄ (конц.) = NaH₂PO₄ + H₂O

2NaOH (разб.) + H₃PO₄ (разб.) = Na₂HPO₄ + 2H₂O

3NaOH (конц.) + H₃PO₄ (разб.) = Na₃PO₄ + 3H₂O

2NaOH_(T) + M₂O₃ = 2NaMO₂ + H₂O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (конц.) + 3H₂O + AI₂O₃ = 2Na[Al(OH)₄] (кипячение)

2NaOH_(T) + M(OH)₂ = Na₂MO₂ + 2H₂O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (конц.) + Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄]

Осаждает нерастворимые гидроксиды:

2NaOH + MCl₂ = 2NaCl + M(OH)₂↓ (M = Mg, Cu)

Подвергает дисмутации галогены и серу:

2NaOH (конц., хол.) + Е₂ = NaE + NaEO + H₂O (Е = Cl, Br)

6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Подвергается электролизу в расплаве:

Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO₃), корродирует поверхность алюминия (образуются Na[Al(OH)₄] и Н₂).

Получение NaOH в промышленности:

а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:

б) электролиз раствора NaCl на ртутном катоде (амальгамный способ):

(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).

Едкий натр – важнейшее сырье химической промышленности. Используется для получения солей натрия, целлюлозы, мыла, красителей и искусственного волокна; как осушитель газов; реагент в извлечении из вторичного сырья и очистке олова и цинка; при переработке руд алюминия (бокситов).

Калий – элемент 4‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [₁₈Ar]4s¹, степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,91), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли калия хорошо растворимы в воде.

В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида КCl, сульфата K₂SO₄ и золы растений.

Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет (качественное обнаружение).

Калий К. Серебристо‑белый металл, легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Хранят калий под слоем керосина. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму.

По химическим свойствам похож на натрий, но еще более реакционноспособный. Во влажном воздухе тускнеет, покрываясь гидроксидной пленкой.

Калий проявляет сильные восстановительные свойства. Активно сгорает на воздухе до КO₂, реагирует с водородом (продукт KH), хлором (КCl), серой (K₂S).

Энергично и с высоким экзо ‑эффектом калий разлагает воду:

2К + 2H₂O = 2KOH + Н₂↑ + 392 кДж,

выделяющийся водород тут же воспламеняется.

В ряду напряжений калий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н⁺), при этом серная кислота частично восстанавливается до SO₂.

Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.

Применяется калий для синтеза его соединений (КO₂, KH, соли), в виде расплава (в смеси с Na) – как теплоноситель в ядерных реакторах.

Гидроксид калия КОН. Основный гидроксид, щёлочь, техническое название едкое кали. Белый, имеет ионное строение К⁺ОН^‑. Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ (образуется КНСO₃). Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с высоким экзо ‑эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло (образуется K₂SiO₃).

Важнейшие реакции и методы получения КОН в промышленности аналогичны свойствам и получению NaOH.

Применяется КОН в производстве мыла, как адсорбент газов, дегидратирующий агент, осадитель нерастворимых гидроксидов металлов.

Кальций – элемент 4‑го периода и IIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [₁₈Ar]4s², степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде.

В природе – шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO₃, СаО, цианамид кальция CaCN₂ и др.).

Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно‑оранжевый цвет (качественное обнаружение).

Кальций Са. Серебристо‑белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН)₂.

Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – кальцийтержия):

ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V₂O₅ = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом):

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑ + 413 кДж

В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н⁺):

Ca + 2H+ = Са²⁺ + Н₂↑

Получение кальция в промышленности:

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са²⁺O^2‑. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН)₂, СаС₂ и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900–1200 °C):

СаСO₃ = СаО + СO₂

Гидроксид кальция Са(ОН)₂. Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са²⁺(ОН^‑)₂. Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из‑за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са²⁺ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO₃ и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение Са(ОН)₂ в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).

5.4. Жёсткость воды

Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой. В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь – нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временную и постоянную жесткость воды.

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO₃)₂ (М = Са, Mg) и Fe(HCO₃)₂. Если количественно определяют содержание ионов HCO₃^‑, говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са²⁺, Mg²⁺ и Fe²⁺ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:

Са(НСO₃)₂ = СаСO₃↓ + Н₂O + СO₂↑

Mg(HCO₃)₂ = Mg(OH)₂↓ + 2СO₂↑

4Fe(HCO₃)₂ + O₂ = 2Fe₂O₃↓ + 8CO₂↑ + 4H₂O

Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро‑ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.

Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия:

устранение временной жесткости:

Са(НСO₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСO₃↓ + 2Н₂O

Mg(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = CaMg(CO₃)₂↓ + 2Н₂O

4Fe(HCO₃)₂ + 8Са(ОН)₂ + O₂ = 4FeO(OH)↓ + 8СаСO₃↓ + 10Н₂O

устранение постоянной жесткости:

Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = СаСO₃↓ + 2NaNO₃

2MgSO₄ + Н₂O = Na₂CO₃ = Mg₂CO₃(OH)₂↓ + СO₂↑ + 2Na₂SO₄

3FeCl₂ + 2Na₃PO₄ = Fe₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированная вода является мягкой, подобно дождевой воде.

Дата добавления: 2015-06-27