Хімія. Комплексна підготовка до ЗНО і ДПА
8.3. Металічні елементи головної підгрупи II групи1
8.3.1. Загальна характеристика
Лужноземельні металічні елементи — це s-елементи, які розміщуються у головній підгрупі II групи періодичної таблиці, а саме: Кальцій (Са), Стронцій (Sr), Барій (Ва), Радій (Ra). Інші елементи головної підгрупи — це Берилій (Be) та Магній (Mg).
1 За новою номенклатурою — II групи.
Електронна формула — ns2, у збудженому стані — ns1np1. Зі зростанням порядкового номера росте атомний радіус елементів і зменшуються електронегативність та енергія іонізації. Лужноземельні метали в реакціях виявляють лише відновні властивості (віддають електрони із зовнішнього електронного шару), лише валентність II і ступінь окиснення +2. Атоми цих металічних елементів мають низькі потенціали іонізації, які зменшуються в групі зверху донизу. Легко утворюють йон складу Ме2+:
Ме0 - 2е- → Ме2+
Хімічна активність елементів IIА групи зростає зі зростанням радіуса атома (від Берилію до Радію), і, відповідно, посилюються металічні властивості.
Прості речовини, утворені елементами родини лужноземельних металічних елементів, називають лужноземельними металами. Вони мають велику реакційну здатність, утворюють сполуки з йонним типу зв’язку. Це доволі активні в хімічному відношенні метали, однак менш активні, ніж лужні. Усі лужноземельні метали, крім радію, відносять до легких.
Усі лужноземельні метали мають сріблясто-білий колір, вони легкі, м’які, легкоплавкі, розрізаються ножем, мають хорошу електропровідність. На повітрі вкриваються шаром, який поряд з оксидами МеО містить пероксиди МеО2 і нітриди Me3N2. Через легкість окиснення на повітрі лужноземельні метали зберігають під шаром гасу.
Берилій утворює оксид і гідроксид, які мають амфотерні властивості. Усі інші елементи утворюють оксиди МеО та гідроксиди Ме(ОН)2, які виявляють основні властивості, що посилюються зі збільшенням порядкового номера елемента. Усі основи, крім Mg(OH)2 та Ве(ОН)2, — луги. Магній гідроксид розчиняється лише у гарячій воді; одержаний гідроксид унаслідок нагрівання взаємодіє з кислотними оксидами.
Леткі сполуки лужноземельних металічних елементів забарвлюють безбарвне полум’я в характерні кольори: сполуки Кальцію — у цегляно-червоний колір, Стронцію і Радію — у кармінно-червоний, Барію — у жовто-зелений.
8.3.2. Магній
Магній — 12-й елемент періодичної таблиці, заряд ядра — +12. Хімічний символ — Mg, відносна атомна маса — 24. Відомо три стабільні природні ізотопи Магнію: 24Mg (78,6 %), 25Mg (10,1 %), 26Mg (11,3 %). Утворює просту речовину магній. Виявляє валентність II і ступінь окиснення +2, утворює йон Mg2+.
Електронні формули: 12Mg 1s12s22p63s2 - 2е- → 12Mg2+ 1s12s22р6;
12Mg* ...3s13р1.
Поширеність у природі
Магній — 8-й за поширеністю елемент земної кори (1,87% маси, тобто його кларк — майже 19 кг/т). Трапляється у вигляді мінералів магнезиту MgCO3, доломіту MgCO3 · СаСО3, карналіту MgCl2 · КСl · 6Н2О, каїніту КСl · MgSO4 · 3Н2О, бішофіту MgCl2 · 6Н2О. До складу основних порід також входять силікати: тальк 3MgO · 4SiO2 · Н2О, азбест СаО · 3MgO · 4SiO2 тощо. Багато його у морській воді — 0,12-0,13 % (саме йон Mg2+ надає їй гіркоти). Входить до складу хлорофілу (2,7 %).
Фізичні властивості магнію
Магній — пластичний сріблясто-білий метал. Його густина за 20 °С — 1,737 г/см3 (на третину менша за густину алюмінію, а міцність удвічі більша), температура плавлення — 651 °С.
Отримання магнію
Магній отримують:
а) електролітичним розкладом карналіту або магній хлориду:
б) відновленням з оксиду за допомогою аморфного вуглецю за температури 2000 °С:
Хімічні властивості магнію
Метал дуже активний, на повітрі (подібно до алюмінію) вкривається оксидною плівкою, подальше окиснення можливе лише за умов нагрівання (> 300 °С). У хімічних реакціях виступає як сильний відновник. Магній реагує:
1) із простими речовинами:
- з киснем (горить яскравим полум’ям):
2Mg + О2 → 2MgO; ΔН << 0
- з усіма неметалами (подібно до Кальцію):
2) зі складними речовинами:
- з карбон(ІV) оксидом:
Отже, магній, який горить, не можна гасити вуглекислотним вогнегасником;
- з водою за умов нагрівання реагує дуже повільно через утворення малорозчинного гідроксиду:
Але з водяною парою реагує легко:
- з оксидами і галогенідами багатьох металічних елементів, легко відбираючи Оксиген і галогени:
- з кислотами:
- із солями, витісняючи менш активні метали з розчинів солей:
Mg + CuCl2 = MgCl2 + Сu
8.3.3. Магній оксид
Магній оксид MgO — основний оксид. З водою не реагує, взаємодіє:
- з кислотними оксидами (за умов нагрівання):
- з кислотами:
MgO + 2НСl = MgCl2 + Н2О
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O
Отримання магній оксиду
- У лабораторії:
а) спалювання металічного магнію:
2Mg + О2 = 2MgO
б) термічний розклад магній гідроксиду:
- У промисловості — термічний розклад магній карбонату:
8.3.4. Магній гідроксид
Магній гідроксид — нерозчинна у воді речовина білого кольору. Унаслідок нагрівання розкладається:
Взаємодіє:
- з кислотними оксидами:
Mg(OH)2 (суспензія) + СО2 = MgCO3↓ + Н2О
MgCO3 + СО2 + Н2О = Mg(HCO3)2
- з кислотами (легко):
Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2Н2О
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O
- з амфотерними оксидами (унаслідок сплавляння):
- з амфотерними гідроксидами (унаслідок сплавляння):
Отримання магній гідроксиду
Отримують магній гідроксид дією лугів або амоніачною водою на розчини солей Магнію:
MgSO4 + 2КОН = Mg(OH)2↓ + K2SO4
MgCl2 + 2NH4OH = Mg(OH)2↓ + 2NH4Cl
Застосування магнію та його сполук
Магній дуже широко використовують як основу у виробництві легких міцних сплавів для космічної та авіаційної промисловості, в автомобіле- та приладобудуванні; у металургії — як відновник для отримання деяких металів (наприклад, титану) з їхніх оксидів і галогенідів (магнійтермія):
Також його застосовують в органічному синтезі. Яскраве полум’я горіння (у реакції з окисниками) раніше використовували для фотоспалаху, а зараз — у піротехніці. Великі перспективи мають Магній та його сполуки в електротехнічній галузі (у виробництві потужних електричних батарей і сухих елементів).
Магній оксид через низьку теплопровідність і високу температуру плавлення (витримує температуру до 2800 °С) застосовують як вогнетривкий матеріал, теплоізолятор (аналогічно азбесту і тальку), для виготовлення деяких видів цементу, а також вогнетривкої кераміки.
Магній гідроксид використовують як флокулянт для очищення стічних вод, для отримання магній оксиду, як харчову добавку (Е528, регулятор pH) і добавку до мийних засобів, як компонент зубної пасти.
Магній перхлорат Mg(ClO4)2використовують як водопоглинач для осушування газів (кристалогідрат містить шість молекул води), у гальванічних елементах.
8.3.5. Кальцій
Кальцій — 20-й елемент періодичної таблиці, заряд ядра — +20. Хімічний символ — Са. Відносна атомна маса — 40. Утворює просту речовину — сріблясто-білий метал кальцій. Валентність — II, ступінь окиснення — +2. Природний Кальцій — це суміш шести ізотопів: 40Са (96,97 %), 42Са, 43Са, 44Са, 46Са і радіоактивного 48Са.
Електронні формули: 20Са 1s12s22p63s23p64s2 - 2е- → 20Са2+ 1s12s22р63s23р6
20Са* 1s12s22p63s23p64s14p1
Поширеність Кальцію в природі
Оскільки кальцій є активним металом, то в природі у вільному стані він не трапляється. Трапляється у вигляді мінералів (карбонатів, сульфатів). На Кальцій припадає 3,38 % маси земної кори (5-те місце після Оксигену, Силіцію, Алюмінію і Феруму). Найважливіші сполуки Кальцію: кальцит СаСО3 (саме з нього складається вапняк, крейда, мармур), доломіт СаСО3 · MgCO3; гіпс CaSO4 · 2Н2О, ангідрит CaSO4 (безводний кальцій сульфат; якщо додати до нього води, його об’єм збільшиться на 30 % і він поступово перетвориться на гіпс); у вигляді Са3(РО4)2 входить до складу фосфоритів, апатитів, фтороапатитів.
Сполуки Кальцію є також у рослинних та тваринних організмах, зокрема його багато в кістках і зубах. Мінеральна речовина кісток містить 80 % кальцій ортофосфату. Концентрація елемента в морській воді — 0,4 г/л. Сполуки Кальцію містяться і у прісних водах, зумовлюючи їхню жорсткість.
Фізичні властивості кальцію
Кальцій — сріблясто-білий метал, твердіший, ніж лужні метали, порівняно з ними має вищу температуру плавлення і кипіння.
Отримання кальцію
Кальцій отримують:
1) електролізом розплаву СаСl2 за наявності CaF2, який знижує температуру плавлення:
СаСl2 = Са + Сl2↑
2) алюмотермічним способом:
Хімічні властивості кальцію
Кальцій взаємодіє:
1) з неметалами:
- за нормальних умов реагує з киснем та галогенами:
2Са + O2 = 2СаО
Са + Сl2 = СаСl2
- унаслідок нагрівання взаємодіє із сіркою, азотом, воднем, фосфором та вуглецем:
Са + S = CaS (кальцій сульфід)
3Са + N2 = Ca3N2 (кальцій нітрид)
Са + Н2 = СаН2 (кальцій гідрид)
3Са + 2Р = Са3Р2 (кальцій фосфід)
Са + 2С = СаС2 (кальцій карбід)
Усі одержані сполуки гідролізують (розкладаються водою):
Ca3N2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2NH3↑
Са3Р2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2РН3↑
СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + С2Н2↑
СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2↑
2) з водою (з холодною — повільно, а з гарячою — доволі енергійно):
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + H2↑
3) з кислотами:
Са + 2НСl = СаСl2 + H2↑
4Са + 10HNO3 (дуже розв.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3Н2О
4Са + 5H2SO4 (конц.) = 4CaSO4 + H2S↑ + 4Н2О
4) унаслідок нагрівання відновлює менш активні метали з оксидів або галогенідів деяких металічних елементів:
ТіСl4 + 2Са = 2СаСl2 + Ті
8.3.6. Кальцій оксид
Кальцій оксид СаО має технічні назви палене вапно, негашене вапно. Кальцій оксид — сполука з яскраво вираженими основними властивостями.
Отримання кальцій оксиду
У лабораторії:
а) окисненням кальцію:
2Са + О2 = 2СаО
б) термічним розкладом кальцій карбонату:
У промисловості кальцій оксид отримують термічним розкладом кальцій карбонату (вапняку).
Хімічні властивості кальцій оксиду
Кальцій оксид взаємодіє:
- з водою (реакція екзотермічна і відбувається дуже енергійно; цей процес називають гасінням вапна, а продукт реакції — відповідно гашеним вапном):
СаО + Н2О = Са(ОН)2
- з кислотними оксидами:
СаО + СО2 = СаСО3
- з амфотерними оксидами та амфотерними основами унаслідок сплавляння:
- з кислотами:
3СаО + 2Н3РО4 = Са3(РО4)2 + 3Н2О
8.3.7. Кальцій гідроксид
Насичений водний розчин кальцій гідроксиду (Са(ОН)2) називають вапняною водою, а білу суспензію кальцій гідроксиду — вапняним молоком.
Одержання кальцій гідроксиду
У лабораторії Са(ОН)2 одержують унаслідок взаємодії кальцію чи його оксиду з водою:
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑
СаО + Н2О = Са(ОН)2
У промисловості кальцій гідроксид отримують з кальцій оксиду.
Хімічні властивості кальцій гідроксиду
Кальцій гідроксид — луг. Дисоціює двоступенево. Взаємодіє:
- з кислотними оксидами:
- з кислотами, утворюючи солі різних типів:
- з хлором (та іншими галогенами):
Або за умов надлишку хлору може утворитись суміш СаСl2 і Са(ОСl)2, яку називають хлорним вапном;
- із солями:
2FeCl3 + 3Са(ОН)2 = 3СаСl2+ 2Fe(OH)3↓
- з амфотерними оксидами і гідроксидами унаслідок сплавляння:
8.3.8. Солі Кальцію
Якісне виявлення: йони Са2+ забарвлюють полум’я газового пальника в цегляно-червоний колір. Карбонат амонію осаджує з розчинів солей Кальцію білий осад СаСО3.
Гіпс CaSO4 · 2Н2О унаслідок нагрівання до 100 °С втрачає 3/4 кристалізаційної води і перетворюється на алебастр:
2(CaSO4 · 2Н2О) = 2(CaSO4 · 0,5Н2О) + 3Н2О
Кальцит, вапняк, мармур, крейда — природні мінерали, основою яких є СаСО3.
Хлорне вапно СаОСl2 — змішана сіль кальцій хлориду СаСl2 і кальцій гіпохлориту Са(ОСl)2 (фактично це суміш Са(ОСl)2, СаСl2, Са(ОН)2 і кристалізаційної води).
Застосування кальцію та його сполук
Металічний кальцій використовують як відновник у металургії для отримання деяких металів (урану, хрому, цезію, рубідію, цирконію).
Природні сполуки Кальцію застосовують у виробництві будматеріалів, вапна (будівництво), хлорного вапна (відбілювання тканин, дезінфекція).
Кальцій карбід СаС2 використовують унаслідок зварювання та різанні металу (ацетиленовий пальник).
Кальцій гідрид СаН2 надзвичайно активно реагує з водою (відбираючи її навіть від кристалогідратів), при цьому виділяється значна кількість водню.
8.3.9. Жорсткість води
Жорсткість води зумовлена наявністю розчинених у ній певних солей. За умов використання жорсткої води витрачається значно більше мийних засобів, утворюється накип на посуді та нагрівальних приладах. Дуже м’яка вода може спричиняти корозію труб. Розрізняють два види жорсткості води: тимчасову та постійну.
Тимчасова (карбонатна) жорсткість зумовлена наявністю у воді гідрогенкарбонатів Кальцію Са(НСО3)2 та Магнію Mg(HCO3)2. Вода, яка завжди містить незначну кількість розчиненого карбон(ІV) оксиду, протікає крізь гірську породу, що складається з нерозчинних карбонатів. Під впливом карбонатної кислоти вони перетворюються на розчинні гідрогенкарбонати.
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2
Постійний рух води спричиняє вимивання порід (утворення печер1).
1 ...і утворення в цих печерах дивовижних галерей і «палаців», які складаються зі сталактитів, сталагмітів, колон.
Карбонатну жорсткість усувають кип’ятінням:
Хімічні шляхи усунення тимчасової жорсткості:
1) вапняковий метод:
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О
Mg(HCO3)2 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + Mg(OH)2↓ + 2Н2О
2) натронний метод:
Са(НСО3)2 + 2NaOH = СаСО3↓ + Na2CO3 + 2Н2О
Mg(HCO3)2 + 4NaOH = Mg(OH)2↓ + 2Na2CO3 + 2H2O
3) содовий метод:
Са(НСО3)2 + Na2CO3 = СаСО3↓ + 2NaHCO3
Mg(HCO3)2 + Na2CO3 = MgCO3↓ + 2NaHCO3
4) фосфатний метод:
3Са(НСО3)2 + 2Na3PO4 = Са3(РО4)2↓ + 6NaHCO3
Постійна (некарбонатна) жорсткість води зумовлена наявністю у воді сульфатів і хлоридів Кальцію та Магнію (головним чином), а також Феруму й Мангану. Способи усунення:
1) содовий метод:
CaSO4 + Na2CO3 = СаСО3↓ + Na2SO4
2) фосфатний метод:
3CaSO4 + 2Na3PO4 = Са3(РО4)2↓ + 3Na2SO4
3MgSO4 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4
3) іонітний метод — йони Ca2+ та Mg2+ заміщуються на йони Na+ (або H+)2:
CaSO4 + 2HKt = Ca(Kt)2 + H2SO4
H2SO4 + 2AnOH = (An)2SO4 + 2H2O
2 У промисловості використовують одно- чи двоступеневе Na- і К-катіонування.
Існують іоніти, які повністю знесолюють воду (метод знесолення) — усі іони заміщуються на йони Н+ і ОН-. Іоніти (катіоніти й аніоніти) — тверді високомолекулярні полікислоти чи поліоснови (іонообмінні смоли) — потребують періодичної регенерації;
4) зворотний осмос: використовують напівпроникні мембрани (поліамідні), унаслідок чого видаляється більшість (до 99,9 %) солей; застосовують для підготовки питної води;
5) електродіаліз, оснований на видаленні з води солей під впливом електричного поля;
6) дистиляція, тобто перегонка (випарювання з подальшою конденсацією) води.
Жорсткість води вимірюють у моль/м3, ммоль/л, однак на практиці її частіше виражають через молярну концентрацію еквівалентів (нормальну концентрацію) йонів Кальцію та Магнію в міліграм-еквівалентах на літр (мг-екв/л): 1 мг-екв/л відповідає 20,04 мг Са2+ (або 12,16 мг Mg2+), які містяться в 1 л води. Якщо жорсткість води менша за 2 мг-екв/л, то вода м’яка, 2-10 — середня, понад 10 — жорстка.
