Зміст
1. Загальні положення
1.1 Класифікація металів
1.2 Особливості будови металів
2.1 Лужні метали
2.1.1 Поширення у природі
2.1.2 фізичні властивості
2.1.3 Хімічні властивості
2.1.4 Сполуки лужних металів та їх властивості
2.1.5 Застосування лужних металів та їх сполук
2.2 s-Металиііа-підгрупи
2.2.1 Поширення у природі
2.2.2 Фізичні властивості
2.2.3 Хімічні властивості
2.2.4 Сполуки s-металів ііа-підгрупи таїх властивості
2.1.5 Застосування S-металів
3. В’яжучі матеріали
4. Жорсткість води
4.1 Види жорсткості та її вимірювання
4.2 Усунення жорсткості води
5. Тестові питання для самоперевірки
1. Загальні положення
Слово «метали» походить відгрецького metallon — шахта, копалина. Однак з часом наповнення терміназмінилося і тепер в нього вкладають інший зміст.
Металами називаються речовини, які зазвичайних умов виявлять особливі характерні властивості: високуелектропровідність, теплопровідність, від’ємний температурний коефіцієнт електричноїпровідності, властивість добре відбивати світлові хвилі, пластичність.
Із хімічної точки зору металами називаютьсяпрості речовини, атоми яких на зовнішній оболонці містять невелику кількістьелектронів (1-3), мають великі ефективні радіуси, низькі значення потенціалівйонізації та високі відновлювальні властивості.
До класу металів належать як власно метали (простіречовини), так й їх сплави. Іноді металами називаються всі речовини, які маютьті чи інші металічні властивості, наприклад, так звані «синтетичні» метали- інтеркаллати, органічні метали. Серед 110 вивчених елементів 87 вважаютьсяметалами. Межа між металами і неметалами в періодичній системі (в її довгомуваріанті) проводиться лише умовно — від В до At. А про деякі елементи (Ge, Sb) до цих пір несклалося єдиної думки. Все ж правильніше відносити германій до напівметалів,оскільки він виявляє напівпровідникові властивості, а сурму — до металів,незважаючи на те, що Sb — напівметал. Отже, існує ціла група елементів, які виявляють проміжні властивості,- напівметали (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At). Крім того, прививченні металів необхідно брати до уваги явище поліморфізму.
Поліморфізмом називаєтьсяздатність однієї речовини у твердому стані утворювати різні кристалічніструктури, що відрізняються одна від одної не тільки будовою кристалічнихрешіток, а і властивостями.
Наприклад, олово може існувати як у металічній(β-Sn), так і внапівпровідниковій модифікаціях (α-Sn), для однієї поліморфної модифікації As — сірого арсену — характерні електропровідністьі металевий блиск, у той час як інша поліморфна модифікація — жовтий арсен — єтиповим неметалом. З іншого боку, у Ge, Si і навіть P за умов високого тиску знайдені модифікації зметалічною електро — і теплопровідністю.
Поліморфні модифікації металів у мірузростання їх температур плавлення позначають буквами грецького алфавіту: найнизькотемпературніймодифікації присвоюють символ α, потім β і т.д.1.1 Класифікація металів
Історично склався геохімічний поділметалів: чорні (залізо Fe,марганець Mn, хром Cr); кольорові — решта металів.
Насправді існує багато класифікацій металів — залежно від характерної ознаки, яка розглядається. При цьому один і той самийметал може одночасно належати до різних класифікаційних груп. З точки зорухімії найважливішою є класифікація на підставі електронної будови атомів.
За електронноюконфігурацією валентнихорбіталей метали поділяютьсяна електронні родини:
s-метали — лужні та лужноземельні метали, а також магній Mg і берилій Be;
p-метали — алюміній Al, галій Ga, індій In, талій Tl (головна підгрупа IIIгрупи), германій Ge,олово Sn, свинець Pb (головна підгрупа IV групи), вісмут Bi (головна підгрупа V групи), полоній Po (головна підгрупа VІ групи);
d-метали — елементи побічних підгруп I-VIII груп періодичноїсистеми;
f-метали — лантаноїди і актиноїди.
Перші дві групи (s — і p-метали) інодіназивають простими металами, а дві останні (d — і f-метали) — перехідними,оскільки вони виконуюють функцію неначе сполучної ланки між s — і p-металами і виявляють вторинну періодичність у змінюванні потенціалівйонізації, атомних радіусів, фізичних і хімічних властивостей.
Однак для інженера-фахівця корисно мати уяву іпро інші класифікації металів: за поширенням у природі, за фізичнимивластивостями тощо.
За природним походженням (тобто за суміснимзнаходженням в одних і тих мінералах, горних породах чи рудних копалинах) металиподіляють на такі групи:
лужні (літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs, францій Fr);
лужноземельні (кальційCa, стронцій Sr, барій Ba, радій Ra);
родина заліза — залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni;
платинові — рутеній Ru, осмій Os, паладій Pd, родій Rh, іридій Ir, платина Pt;
лантаноїди — 14металів, що стоять у періодичній системі елементів після лантану 57La — від церію 58Ce до лютецію 71Lu; інколи до цієї групи відносять і сам лантан; середлантаноїдів є одинрадіоактивний метал — прометій 61Pm;
актиноїди- 14 металів післяактинію 89Ac, починаючи від торію 90Th, і, закінчуючи лоуренсієм103Lr; як і у випадку лантаноїдів до родини актиноїдів часто приєднують і актиній;актиній і всіактиноїди належать до радіоактивних елементів, причому у природі знайдені тільки Th, Pa, U, Np, Pu і Ac, а решта, від америцію 95Am до лоуренсію 103Lr, одержані штучно;
рідкоземельні — скандій Sc, ітрій Y, лантан La і лантаноїди.
За характерними ознаками з урахуванням механічних,фізичних, хімічних та інших особливостей метали поділяються на численні групи:
важкі, густинаяких перевищує 5г/см3, наприклад: мідь Cu, цинк Zn,свинець Pb,ртуть Hg, найважчим металом є осмій (22,6г/см3);
легкі, щомають густину менше 5г/см3, наприклад: калій K, натрій Na, магній Mg, алюміній Al, найлегший метал — літій (0,53г/см3);
легкоплавкі, температури плавлення яких не перевищують 1500оС; долегкоплавких металів належать францій Fr(Тплавл=18-21оС), цезій Cs (Тплавл=28,5оС), галійGa (Тплавл=29,1оС), калій K (Тплавл=62,3оС),натрій Na (Тплавл=97,8оС),олово Sn (Тплавл=231,85оС),свинець Pb (Тплавл=327,4оС),найлегкоплавкіший метал — ртуть Hg (Тплавл= -38,9оС);
тугоплавкі, температури плавлення яких вище 1500оС: залізо Fe (Тплавл=1539оС), молібденMo (Тплавл=2620оС), осмій Os (Тплавл=3030оС);найтугоплавкіший метал — вольфрам W (Тплавл=3420оС);
рідкі,вміст яких у земній корі надто низький, наприклад: літій Li, рубідій Rb, цезій Cs, молібден Mo,вольфрам W, берилійBe, цирконій Zr,гафній Hf, ванадійV, ніобій Nb, тантал Ta;
розсіяні — метали, що не утворюють самостійних мінералів, а знаходяться у родовищах інших металів як домішки, до нихналежать галій Ga, талій Tl, рубідій Rb;
благородні, які виявляють підвищену хімічну стійкість відносноокиснювальних і агресивних реагентів;благородними металами є золото Au, срібло Ag, платина Pt, паладійPd, родій Rh,іридій Ir,рутеній Ru, осмійOs;
радіоактивні — це метали, усі ізотопи якихмають радіоактивні властивості:технецій 43Tc, прометій 61Pm, полоній84Po івсі метали з більшими,ніж у полонія атомниминомерами.1.2 Особливості будови металів
У атомів металів на зовнішньому енергетичномурівні міститься невелика кількість валентних електронів (1,2 чи — дуже рідко — 3), слабко сполучених із ядром завдяки великим атомним радіусам і екранувальнійдії внутрішніх електронних шарів. Атоми, що знаходяться у вузлах металічноїкристалічної решітки, неспроможні утримати свої зовнішні електрони, тому перетворюютьсяу позитивно заряджені йони. У свою чергу валентні електрони, відриваючись відатомів, достатньо вільно переміщуются по всьому кристалу і утворюють електроннийгаз.
Загальна сума зарядівелектронів відповідаєзагальній сумі позитивнихзарядів вузловихчастинок. Отже, електронна конфігураціяатомів металів зумовлює такі найважливіші властивості металічного зв’язку:
1) багатоцентровість (одночасневиникнення зв’язку між величезною кількістю вузлових частинок у кристалі; самебагатоцентровість забезпечує високу теплопровідність металів);
2) багатоелектронність (здійсненнязв’язку за рахунок узагальнювання всіх валентних електронів, що знаходяться укристалі металу; багатоелектронність зумовлює електропровідність металів);
3) ненапрямленість (рівномірнийрозподіл електронної густини за всіма напрямками; при цьому валентні електронижорстко не закріплюються між двома атомами, як при ковалентному зв’язку, а переходять у стан провідності, внаслідок чого повністюделокалізуються і належать не одному конкретному атому, а однаковою мірою всіматомам у вузлах кристалічної решітки;
4) ненасиченість (можливістьутворювання хімічних зв’язків між невизначеною кількістю атомів, якаобмежується лише геометричними параметрами (розмірами атомів) і взаємнимвідштовхуванням одноіменно заряджених вузлових частинок); ненасиченістюпояснюються великі координаційні числа (як правило, 8 чи 12), які показуютькількість найближчих вузлів кристалічної решітки, що оточують даний вузол.
Металічний зв’язок у чистому виглядіреалізується тільки у лужних і лужноземельних металів, а в решті металів порядіз металічним здійснюється і ковалентний зв’язок. У р-металах і особливо уперехідних d-металах тількиневелика частина електронів перебуває у стані узагальнення. Наприклад, утиповому перехідному металі ніобії Nb на один атом припадає всього 1,2 узагальненихделокалізованих електрони. Інші валентні електрони утворюють напрямленийковалентний зв’язок між сусідніми атомами. Це є причиноювисоких температур плавлення та великої механічної міцності d-металів.
Великі координаційні числа металів зумовлюютьзначну щільність пакування (тобто частку об’єму елементарноїкристалічної комірки, безпосередньо зайняту іонами металу), при якій йониукладаються у просторі як кульки однакового розміру. Структура металічнихкристалів визначається у першу чергу просторово-геометричними чинниками — намаганням атомів скоординуватися якомога щільніше.
Для металів найбільш характерними єтри типи кристалічноїрешітки:
кубічнаоб’ємноцентрована зкоординаційним числом 8 і щільністю пакування 68%(рис.1а); таку решітку мають метали Li, Na, K, V, W, Cr, Pb, а також Fe дотемператури 911оС та від1392оС до точки плавлення;
кубічнагранецентрована з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис.1б), така решіткаутворюється при кристалізації металів:Al, Ca, Mi,Cu, Ag, Au, а також Fe в інтервалі температур911-1392оС;
гексагональна зкоординаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис.1в), в якій кристалізуютьсяметали Be, Mg, Cd, Ti, Co, Zn.
а) б)
/>
в)
Рисунок 1 — Основні типикристалічних решіток металів: а — кубічна об’ємноцентрована; б – кубічнагранецентрована; в – гексагональна
Тільки незначна кількість металів маєкристалічні структури, відмінні від розглянутих простіших типів. До нихналежать Hg, In, окремі поліморфні модифікації U, Mn, Np і деякі інші.
Під час кристалізації металів (наприклад, упроцесі охолоджування розплавів) одночасно утворюється величезна кількістьдрібних кристаликів, які заважають один одному вирости і набути правильноїформи. Тому будь-який металевий виріб має полікристалічну структуру, щоскладається із великої кількості дрібних кристаликів — так званих кристалітів,або зерен, які на відміну від чітко огранених монокристалів іншихнеорганічних речовин мають неправильну форму і різну просторову орієнтацію. Зцієї причини у кристалічній структурі металів виникають дефекти, які суттєвовпливають на фізичні властивості металів.
2 s-МЕТАЛИ.
s-Елементи розміщуютьсяв ІА — і ІІА-підгрупах періодичної системи Д.І. Менделєєва. Всі вони, завинятком Гідрогену і Гелію, належать до металів.
Висока хімічна активність s-металів і найсильніші серед відомих відновнівластивості приводять до того, що у природі вони ніколи не зустрічаються увільному стані (як прості речовини), а знаходяться у численних сполуках увигляді позитивно заряджених йонів. Завдяки великим негативним значеннямелектродних потенціалів добування s-металів неможливо здійснити із водних розчинів, оскільки вони бурхливореагують з водою, даючи розчини гідроксидів — луги. Звідки і виникланазва s-металів ІА-підгрупи — лужні,а s-метали ІІА-підгрупи (крімберилію та магнію) одержали назву лужноземельні, тому що розчинність їхгідроксидів у воді є значно меншою. Вільні лужні та лужноземельні металиодержують переважно електролізом розплавів їх солей-галогенідів — найчастішехлоридів, які утворюють природні мінерали.
Невеликі заряди ядер і порівняно великирадіуси атомів зумовлюють високу хімічну активність s-металів, показником якої є дуже низькі значення їх потенціалів (енергій)йонізації та електронегативностей. Перший потенціал йонізації зменшуються погрупі зверху униз. У літію він найбільший, у натрію — дещо менший. Більш різькезниження потенціалу йонізації при переході від натрію до калію пояснюєтьсяявищем кайносиметрії — виникнення вільного d-підрівня. Найблизкішими завластивостями є повні електронні аналоги K, Rb, Cs, помітно відрюзняється відних Li, а Na займає проміжне місце. Чим вище значення потенціалу йонізації, тимсильнішою є поляризувальна дія катіону і тим вищою є його схільність до утворенняковалентних зв’язків. Тому йон Li+ існує лише в кристалічному стані,а у розчинах внаслідок гідратації він переходить у гідратовану форму [Li (H2O) 4] +, причому молекуливоди утримуються досить міцно і для їх видалення недостатньо простогонагрівання.
Всі s-метали мають на зовнішньому енергетичному рівні по одному-дваелектрони і можуть легко їх віддавати, прагнучи набути електронну конфігураціюпопереднього інертного газу. При цьому метали ІА — і ІІА-підгруп утворюютьвідповідно йони Ме+ і Ме2+.
Металічні зв’язки утворюються делокалізованимивалентними електронами, які утримують разом позитивно заряджені йони, щознаходяться у вузлах кристалічних решіток металів. Чим більшим є металічнийрадіус, тим тонкішим шаром розподілені делокалізовані електрони по позитивнихйонах і тим слабкішим є зв’язок. Хімія таких елементів є, головним чином,йонною хімією, за винятком літію та берілію, які мають сильніші поляризувальнівластивості. Однак у лужних і, особливо, у лужноземельних металів помітнатенденція до утворення ковалентних зв’язків. Так, угазуватому стані існують ковалентні молекули Na2,Cs2 тощо. Крім того, зв’язокцих металів у деяких комплексних сполуках з C, N, O теж відноситься до ковалентних.
У водних розчинах йони s-металів деякою мірою виявляють здатність до реакцій комплексоутворювання та до утворення донорно-акцепторнихзв’язків з монодентантними лігандами. Більшість такихкомплексів характеризується невеликою стійкістю. Причому, двохзарядні йониметалів ІІА-підгрупи мають дещо сильніші комплексоутворювальні властивості. Дляних найбільш притаманними є координаційні зв’язки здонорними атомами Оксигену, а для магнію — ще з атомами Нітрогену.
2.1 Лужні метали
Загальна електронна формула s-металів ІА-підгрупи ns1, де n — номер періоду і, одночасно, номер зовнішнього енергетичного рівня атома. Попереднійелектронний шар містить 8 електронів за винятком атомів літію, у яких є тількидва електрони на передзовнішньому шарі. Починаючи з четвертого періоду, атомикалію, рубідію, цезію мають вільні d-, f — і g-підрівні, які заповнються лише у наступнихперіодах.
Низькі значення перших потенціалів йонізаціїі, навпаки, дуже високі — других потенціалів йонізації є причиною того, щолужні метали у складних сполуках виявляють постійний ступінь окиснення +1. Незважаючина те, що спорідненість до електрона у лужних металів має позитивне значення (тобтоприєднання електрона до нейтрального атома супроводжується виділенням енергії),вони практично ніколи не виявляють негативних ступенів окиснення. Правда,нещодавно з’явилися відомості про те, що штучно одержаносполуку, в якій натрій перебуває у ступені окиснення -1, але цевиключно рідкий випадок.
При переході від Li до Fr послідовно зменшуються такі властивості:
температури плавлення і теплоти сублімації;
енергії утворення кристалічних решіток усіх солей (за винятком солей з аніонами, що мають дуже невеликі радіуси);
легкість термічного розкладання нітратів ікарбонатів (збільшується їх міцність);
ефективні радіуси гідратованих йонів і енергіїгідратації;
міцність ковалентних зв’язків умолекулах типу M2;
теплоти утворення фторидів, гідридів, оксидіві карбідів — внаслідок великих енергій кристалічних решіток сполук, утворенихневеликими за розміром аніонами.
Для атомів лужних металів притаманне дуже невеликезначення роботи виходу електрона, завдяки чому вони знайшли широке застосуванняв електроніці як емітери електронів для фотоелементів, фотомножників,перетворювачів світлових сигналів у електричні.2.1.1 Поширення у природі
Вміст літію у земній корі становить усього 5.10-3%(мас). Літій утворює власні рідкі мінерали: сподумен LiAl(Si2O6), амблігонит LiF. AlРО4, але найчастіше він зустрічається у природі як домішкадо сполук натрію та калію. Натрій становить 2,6% від маси земної кори ізнаходиться у вигляді NaCl у твердому мінералі — кам’янійсолі — і в морській воді, а також у мінералах: тенардит Na2SO4, глауберовасіль Na2SO4.10H2O; глауберит Na2SO4. CаSO4; чилійськаселитра NaNO3; сода Na2CO3.10H2O; бура Na2B4O7.10H2O. Калій,кількість якого у земній корі дорівнює 2,4%, утворює мінерали: сильвін KCl, карналіт KCl. MgCl.6H2O, каїнит KCl. MgSO4, селітраKNO3. Рубідій і цезій уневеликих кількостях знаходяться, як правило, разом із натрієм і калієм в їхсполуках.2.1.2 фізичні властивості
Лужні метали — сріблясто-білі речовини, крімцезію, у якого золотаве забарвлення. На свіжому повітрі s-метали у розрізі мають блискучу поверхню, алепри контакті з киснем повятря дуже швидко тускніє, тому їх зберігають під шаромгасу. Більшість складних сполук лужних металів безбарвні, оскільки електроннаоболонка Ме+ (оболонка інертного газу) є дуже стійкою, а йони недеформані (якщо йони не деформовані, то сполука безбарвна).
Фізичні властивості лужних металів змінюються доситьзакономірно залежно від положення у періодичній системі елементів, будови атомаі структури кристалічної решітки (табл.1).
Таблиця 1 — Фізичні властивості лужних металівМетал
Густина,
г/см3
Кристалічна
структура
Темп. плавлення,
К
Темп. кипіння,
К Li 0,534 Об’ємно — центрована кубічна 461 1613 Na 0,97 " 371 1163 K 0,86 " 336 1033 Rb 1,50 " 312 969 Cs 1,90 " 301,5 981
Температури плавлення і кипіння для металівІА-підгрупи низькі, вони зменшуються по групі згори униз, а густини, навпаки,збільшуються. Це пояснюється так. Валентні електрони надзвичайно тонким шаром розподіляютьсяпо позитивно заряджених йонах s-металів,параметри кристалічних комірок зростають (завдяки збільшенню радіусів атомів) іззростанням порядкового номера, що призводить по послабшення хімічних зв’язків. Цей зумовлює зменшення температур плавлення. Однак поряд із зростанням радіусівзбільшується й маса атомів. У калію відбувається різке збільшення радіусапорівняно з натрієм (за рахунок появи d-підрівня), тому вплив об’єму переважаєнад впливом маси, що приводить до зниження густини порівняно з натрієм (табл.1).
Хімічний аналіз лужних металів проводять задопомогою метода пламеневої фотометрії, оскільки їх пари інтенсивнозабарвлені: літію — у червоний колір, натрію — у жовтий, калію — у фіолетовий,рубідію — у фіолетово-рожевий, цезію — у блакитний. В атмосфері водню паринатрію мають фіолетове забарвлення, калію — блакитнувато-зелене, а у рубідію тацезію, навпаки, — зеленувато-блакитне.
Лужні метали дуже м’які, пластичні,легко ріжуться ножем, тому їх неможливо використовувати якконструкційні матеріали, але літій і натрій застосовуються у сплавах з іншимиметалами.
2.1.3 Хімічні властивості
Хімічні властивості лужних металіввизначаються будовою їх атомів і енергетичними характеристиками (табл.2).
Низькі значення перших потенціалів йонізації,великі ефективні радіуси атомів, які різко зменшуються при утворенні знейтральних атомів позитивно заряджених йонів, — все це сприяє зростаннюхімічної активності у міру збільшення порядкового номера. У хімічних реакціяхатоми лужних металів виявляють сильні відновні властивості, вони легковтрачають валентні електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони — катіони:
Mе0-ē àMе+.
Таблиця 2 — Енергетичні характеристики лужнихметалівМетал
Заряд
ядра Електронна формула Радіус атома, нм
Радіус йона,
нм Потенціал йонізації, В Электро-негативність
Електродний потенціал,
В Li 3
1s22s1 0,155 0,078 5,37 0,98 -3,02 Na 11
2s22p63s1 0,189 0,098 5,12 0,93 -2,71 K 19
3s23p64s1 0,236 0,133 4,32 0,82 -2,92 Rb 37
4s24p65s1 0,248 0,149 4, 19 0,82 -2,93 Cs 55
5s25p66s1 0,268 0,165 3,86 0,79 -2,93
Відношення до води.Літій з водою взаємодіє досить повільно, натрій — вже енергійно, цезій — звибухом відповідно до загальної схеми (символом Ме позначений лужний метал):
2 Ме + 2Н2О à 2МеОН + Н2.
Внаслідок реакції виділяється водень і утворюютьсясильні основи — луги.
Взаємодія з елементарними окисниками. Завдяки великій відновній активності лужні метали взаємодіть ізбільшістю елементів, утворюючи бінарні сполуки, в яких неметали виявляютьнегативні ступені окиснення, найчастіше — мінімальні. Відносно до лужнихметалів всі елементи з високими електронегативностями є окисниками, в томучислі й водень. Реакції лужних металів з елементарними окисниками можуть проходитипри нагріванні чи за звичайних умов — залежно від активності як металу, так іокисника.
З киснем тількилітій окиснюється до оксиду, решта лужних металів дає пероксиди (вяких ступінь окисненя Оксигену дорівнює -1) чи супероксиди (в старійноменклатурі — надпероксиди, в яких О-1/ 2)
4Li + O2 à 2Li2O;
2 Na + O2 à Na2O2;
K + O2 à KO2 (або K2O4).
Доречно згадати, що оксиди калію та натріюможуть бути одержані тільки при нагріванні суміші пероксиду з надлишком металупри повній відсутності кисню:
Na2O2+ 2Na à 2 Na2O.
З воднем лужні метали утворюють гідриди
2Li + H2 à 2LiH;
з азотом — нітриди; прикімнатній температурі у реакцію вступає літій, решта лужних металів — принагріванні
6Mе + 3N2 à 2Mе3N;
з галогенами – галіти
2Mе + Hal2 à 2MеHal,
де Hal — F, Cl, Br, I;
з фосфором – фосфіди
3Mе + P à Mе3P;
з сіркою та її аналогами (Se, Te) урозплавленому стані чи при нагріванні – халькогеніди
2Mе + S à Mе2S;
з графітом – карбіди
2Mе + 2C à Mе2C2;
з кремнієм – силіциди
4Mе + Si à Mе4Si.
Крім того, лужні метали здатні енергійно, звиділенням теплоти розчинятися у ртуті, утворюючи амальгамизмінного складу, які використовують як м’які, але сильні окисники.
Відношення до кислот. Взаємодія всіх лужних металів з кислотами супроводжується вибухом,тому спеціально такі реакції не проводять. Однак корисно знати, якіпродукти утворюються внаслідок таких реакцій, якщо за якихось причин їх все ж такинеобхідно буде здійснити.
Взаємодія з неокислювальними кислотами (розведена сірчана H2SO4,галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H3PO4, оцтова CH3COOH та інші слабкікислоти), в яких окисником завжди є йон Гідрогену Н+ (чи, точніше,гідроксоній-катіон Н3О+) супроводжується виділенням воднюта утворенням солі і проходить за загальною схемою:
2Mе + 2HАn àMеAn + H2.
Взаємодія з окиснювальними кислотами (азотна HNO3, концентрована сірчана H2SO4 та ін), окиснювальна здатність яких зумовлюється не наявністю йонаГідрогену, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх кислотнихзалишків — аніонів. Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вониокиснюють метал без виділення водню. Однак у випадку реакції лужнихметалів (Li, Na, K) з дуже розведеними розчинами окиснювальних кислот, якапроходить надзвичайно бурхливо, поряд з основними продуктами реакції можевиділятися і водень, але це є результатом побічної реакції, тобто взаємодіїметалу не з кислотою, а з водою, наявною у розчині кислоти. Розглянемовідношення лужних металів до кислот-окисників на прикладі натрію:
8Na + 10HNO3 (розв) à8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O,
3Na + 4HNO3 (конц) à 3NaNO3 + NO + 2H2O,
8 Na + 5H2SO4 (конц) à 4Na2SO4 + H2S + 4H2O.
Як видно з рівнянь реакцій натрій відновлюєНітроген (+5) у конценрованій HNO3 до ступеня окиснення +2, а в розведеній — аж до -3. Сульфур (+6) в концентрованій H2SO4 теж відновлювається максимально — до найнижчого ступеня окиснення -2.
Відношення до солей.
Лужні метали, які розміщуються на самомупочатку ряду напруг, належать до найбільш активних відновників, тому привнесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають увзаємодію не з самою сіллю, а з водою, що міститься у розчині, наприклад:
2K + 2H2O à 2KOH + H2.
Однак натрій здатний взаємодіяти з розплавамисолей — переважно з хлоридами чи фторидами менш активних металів. На цьомузаснований металургійний метод добування металів, так звананатрієтермія — одержання Ti, Zr, Nb, Ta та ін. при відновлюванні їх за допомогою натрію:
TiCl4 + 4Na à Ti + 4NaCl,
BeF2 + 2Na à Be + 2NaF.
Взаємодія з амоніаком, в яку вступають лужні метали, проходить при контакті металу з рідким NH3 чи при його нагріванні в парахамоніаку
2Na + 2NH3à 2NaNH2 + H2.
При цьому утворюються аміди лужних металівскладу MeNH2 — кристали, що легко гідролізуються водою:
NaNH2 + H2O à NaOH+ NH3.
З органічними сполуками. Метали ІА-підгрупи можуть взаємодіяти зі спиртами, утворюючиалкоголяти, з органічними кислотами з утворенням органічних солей – карбоксилатів
CH3-CH2-OH + Na à CH3-CH2-ONa+ ½ H2O,
Етанол Етанолят натрію
CH3-COOH + Na à CH3COONa + ½ H2O.
Оцтова кислота Ацетат натрію.
Натрієві солі вищих жирних кислот широкозастосовуються при одержанні мил та миючих засобів. Крім того, лужні метализдатні вступати в реакції з іншими органічними речовинами, продуктами чого єтак звані металоорганічні сполуки, у тому числі — натрійорганічні сполуки.2.1.4 Сполуки лужних металів та їхвластивості
Оксиди (загальнаформула М2О) добувають, як вже згадувалося, при безпосередньомуконтакті з киснем в умовах його недостачі і контрольованого доступу в реакційнесередовище. Причому, спочатку утворюється пероксид, який розкладається припідвищеному температурному режимі за схемою:
2Na + O2 à Na2O2,2Na2O2à 2Na2O + O2.
Оксиди мають такі забарвлення: Li2О і Na2О — безбарвні,K2Оі Rb2О — жовті, Cs2О — оранжевий. Забарвлення посилюється, оскільки у міру збільшеннярозмірів йонів М+ збільшується їх поляризованість. При контакті зводою оксиди лужних металів швидко розчиняються з утворенням сильних основ –лугів
2Na2O + Н2Oà2NaOН.
Оксиди лужних металів виявлять властивостітипових основних оксидів, тому легко вступають у взаємодію з кислотами,кислотними і навіть амфотерними оксидами і основами (останні дві реакціївідбуваються при сумісному сплавленні вихідних речовин)
Na2O + 2 HCl à 2NaCl+ H2O, Na2O + CO2 à Na2CO3,Na2O+ BeO à Na2BeO2,Na2O + Zn (OH) 2à Na2ZnO2 + H2O.
Крім звичайних оксидів лужні метали зОксигеном утворюють пероксиди загального складу М2О2,що містять йони О22-, в яких ступінь окиснення Оксигенудорівнює -1, і супероксиди М2О4 (чи МО2)зі ступенем окиснення Оксигену -1/2. Стійкість пероксидів і супероксидівзростає при збільшенні розміру йона металу М+, оскільки зізбільшенням радіуса катіона стабілізується кристалічна решітка. Пероксиди — солеподібні речовини, їх можна розглядати як сіль надто слабкої кислоти Н2О2.При дії на них холодною водою пероксиди піддаються швидкому гідролізу,внаслідок якого утворюється гідроген пероксид
Na2O2 + 2H2O à 2NaOH + Н2O2,
однак при дії гарячою водою чи при нагріванніпероксиди диспропорціонують за схемою:
2Na2O2 + 2H2O à 4NaOH + O2.
Пероксид натрію уявляє собою жовтийкристалічний порошок, який розкладається при триваловому зберіганні
2Na2O2à 2Na2O + O2.
Оскільки пероксиди містять атоми Оксигену впроміжному ступені окисненя (-1), то для них притаманна окисно-відновнадвоїстіть. Із сильними відновниками вони виступають як окисники, наприклад:
4Na2O2+ H2S + 2H2O à 4Na2SO4+ 6NaOH
S-2 — 8 ē à S+6
O2-2 + 2ē à 2O-2,
але — з сильними окисниками — як відновники:
3Na2O2 + HIO3+3H2SO4 à 3Na2SO4+HI +O2+ 3H2O
O2-2 — 2ē à 2O2
I+5 + 6ē à I-1.
Супероксиди належать до сильніших окисників: уних майже миттєво згоряє алюміній, а деревинні ошурки — при незначномунагріванні. Вони реагують з водою з утворенням кисню і гідроген пероксиду
2КО2 +2Н2О à2КОН + Н2О2+ О2.
Гідриди -білі кристалічніречовини, що містять аніон Н-1. Їх термічна стійкість зменшується уряді LiH-NaH-KH-RbH-CsH, а реакційна здатність, навпаки, — збільшується від LiH до CsH. Завдяки невеликій стікості вони розкладаються водою, при цьомуГідроген (-1), що входить до складу гідриду відновлює Гідроген (+1), якийзнаходиться у воді
NaH + H2O à NaOH + H2.
Їх вважають солеподібними сполуками, оскількивони легко вступають у реакцію с кислотними оксидами, наприклад, з вуглекислимгазом, утворюючи форміат натрію — сіль органічної (мурашиної) кислоти
NaH + CO2 à HCOONa.
Гідроксиди лужнихметалів — луги. Це безбарвні кристалічні речовини, легкоплавкі: Тпл. зменшуєтьсявід LiОH (473оС) до CsОH (346оС), дуже добре розчинні уводі (за винятком LiОH), cтійкі до нагрівання навіть до 1000оС, крім LiОH, який розкладається вже при температурі 500оС
2LiОH à Li2О + Н2О.
Луги належать до дуже сильних електролітів,вони майже повністю дисоціюють у водних розчинах, утворюючи незв’язані йони
MeOH à Me+ + OH-.
Наявність у розчинах лугів незв’язаногогідроксилу OH- зумовлює високу реакційну здатність гідроксидів лужних металів, яківзаємодіють з численними речовинами багатьох класів неорганічних і органічнихсполук:
з мінеральними і органічними кислотами
NaOH + HCl à NaCl + H2O,
NaOH + С17H35СOOH à С17H35СOONa + H2O;
з кислотними оксидами
6NaOH + P2O5 à 2Na3PO4+ 3H2O,
2NaOH + 2NO2 à NaNO3 + NaNO3 + H2O;
вони добре поглинають із повітря вуглекислийгаз, який теж належить до кислотних оксидів
2NaОH + CO2àNa2CO3 + Н2О,
з амфотерними оксидами і основами
NaOH(кр) + Al2O3 à NaAlO2 + H2O (при сплавленні),
NaOH(р-н) + Al2O3 +H2O à Na [Al (OH) 4]
знормальними, кислими, основними і амонійнимисолями (умовою протікання цих реакцій є утворення внаслідок неї газу, осадучи малодисоційованої сполуки)
NaOH + Fe (NO3) 3à NaNO3 + Fe (OH) 3↓, NaOH + NaHCO3 à Na2CO3 + H2O, NaOH + Cr (OH) 2Cl à NaCl + Cr (OH) 3↓,NaOH+ NH4Cl à NaCl + NH4OH,
однак при нагріванні остання реакція проходитьіншим шляхом:
NaOH + NH4Cl à NaCl+ NH3 + H2O;
здеякими неметалами, наприклад:
6NaOH (гаряч. розчин) + 3Cl2 à 5NaCl + NaClO3 + 3H2O;
2NaOH +Cl2 à NaCl + NaClO + H2O;
8NaOH + 4S (розплав) à 3Na2S + Na2SO4 + 4H2O.
Луги є настільки сильними основами, що приплавленні реагують навіть зі склом і фарфором і розчиняють платину та деякіінші малоактивні метали у присутності кисню
2NaOH (кp) + SiO2 à Na2SiO3+ H2O,
2NaOH + Pt + O2 à Na2PtO3+ H2O.
Солі. Лужні металиутворюють солі з усіма оксигенвмісними і безкисневими кислотами. Кориснопам’ятати, що для деяких солей лужних металів більш поширеними є неноменклатурні, а тривіальні назви, наприклад: NaCl — поварена сіль, Na2CO3 — сода, або кальцінована сода NaHCO3 — питна сода, K2CO3 — поташ, NaNO3 і KNO3 — селітри, Na2B4O7 — бура, а натрієві солі вищих карбоновихкислот загального складу СnН2n+1СООNa — мила.
Майже всі солі лужних металів добрерозчиняються у воді, тому найчастіше їх добувають за обмінними реакціяминейтралізації
3NaOH + H3PO4 à Na3PO4+ 3H2O.
Солі лужних металів і слабкихкислот гідролізуються у водних розчинах з утворенням лужного середовища, вякому рН >7:
СН3СООNa + H2O Û CH3COOH + NaOH,
СН3СОО- + Na+ + H2O Û CH3COOH + Na+ + OH-,
СН3СОО- + H2O Û CH3COOH + OH-.
Якщо у складі солі є багатозарядний аніонслабкої кислоти, то така сіль гідролізується ступінчасто, наприклад, гідролізкарбонату натрію:
I ступінь: Na2CO3+ H2O Û NaHCO3 + NaOH,
2Na+ + CO32-+ H2O Û Na+ + HCO3- + Na+ + OH-,
CO32- + H2OÛ HCO3- + OH-;
ІІ ступінь: NaНCO3+ H2O Û H2CO3 + NaOH,
Na+ + НCO3-+ H2O Û H2CO3 + Na+ + OH-,
НСО3- + Н2О Û Н2СО3+ ОН-.
Солі безкисневих кислот стійкі до нагрівання, при високихтемпературах вони просто переходять з твердого стану в рідкий розплав. Однак солі оксигенвмісних кислот не завжди витримують значне підвищеннятемператури. Нітрати розкладаються, причому нітрат літію розкладається заоднією схемою, а нітрати всіх інших лужних металів — за іншою, як показано наприкладі нітрату натрію:
4LiNO3 à2 Li2O+ 4NO2 + O2,2NaNO3 à 2NaNO2+ O2.
Стійкість солей лужних металів до підвищенихтемператур зростає згори вниз — від солей літію до солей цезію. Так, карбонатлітію розкладається
Li2CO3 à Li2O + CO2,
а карбонат натрію Na2CO3 та карбонати інших лужних металів плавляться без розкладання.2.1.5 Застосування лужних металів таїх сполук
Деякі шляхи використання лужних металів та їхсполук вже були згадані у попередньому тексті. До того слід додати ще кількамоментів.
Металевий натрій — найширше застосований метал.Він використовується у металургії як відновник, для абсолютування органічнихрозчинників, як теплоносій в ядерних реакторах сумісно з калієм, для добуванняNa2O2, який, у свою чергу, застосовується для очищення тарегенерації повітря в апаратах штучного дихання.
Сполуки натрію використовуються у медицині ібагатьох галузях промисловості. Пероксиди застосувують для вибілювання тканин,гідроксид натрію — при виробництві целюлози, виготовленні мил і миючих засобів,штучного волокна, очищення мастил, виробництві барвників тощо. Фторид натріювикористовують для просочення деревини і як флюс.
Металевий калій застосовують рідше, ніж натрій.Його використовують у металотермії та органічних синтезах для одержання сплавівз натрієм та іншими металами, а також для вимірювання поглинаннярентгенівського випромінювання за допомогою калієвої пластинки. З ньогоодержують супероксид, який використовують у підводних човнах для регенераціїповітря:
4КО2 + 2CO2 à 2K2CO3 + 3O2.
Сполуки калію застосовують у сільськомугосподарстві як добрива, в стекольній промисловості, при виробництві рідкогомила та ін.
Рубідій та цезій застосовують для виготовленняфотоелементів. Інтерметалеві сполуки рубідію та цезію Rb3Sb і Cs3Sb використовують як напівпровідниковий матеріал при виготовленніфотокатодів. Багато комплексних сполук, що містять Rb і Cs, використовують в аналітичній хімії.2.2 s-Метали ііа-підгрупи
Головна підгрупа ІІ групи періодичної системиелементів містить берілій Be, магній Mg і лужноземельні метали: кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba. Шостий елемент — радій Rа — є штучним радіоактивним елементом,одержаним під час ядерних реакцій. Берилій та магній не належать долужноземельних металів, оскільки за своїми властивостями вони помітновідрізняються від лужноземельних металів: берилій за реакційною здатністюбільше походить на алюміній, а магній окремими властивостями нагадує літій, адеякими іншими — цинк.
Електронна структура s-металів ІІ групи — ns2. Найбільш характерний ступіньокиснення дорівнює +2. Перший потенціал йонізації І1 вищий, ніж уs-металів ІА-підгрупи, що є наслідком зростання заряду ядра і зменшення атомнихрадіусів порівняно з лужними металами, а також підвищеної стійкості повністюзаповненої електронами ns2-конфігурації на відміну від ns1.
Метали ІІА-підгрупи — це речовини, що маютьбільшу твердість і меншу активність, ніж лужні метали.
У межах ІІА-підгрупи хімічна активністьметалів зростає згори вниз, причому, за багатьма своїми показниками різковиділяється берилій.
Вони виявлять певну схильність до утворенняковалентних зв’язків, особливо Be, сполуки якого урозчинах і в твердому стані мають переважно ковалентні зв‘язки. У магнію тежспостерігається тенденція до утворення ковалентних зв’язків, а Са, Sr і Ba, навпаки, утворюють частіше йонні зв’язки. Урозчинах ці метали знаходяться, в основному, у вигляді йонів Ме2+. Незважаючина те, що електронегативності (ЕН) і потенціали (або енергії) йонізації улужноземельних металів більші, ніж у лужних, їх стандартні електродніпотенціали (табл.3) мають близькі значення з металами ІА-підгрупи внаслідоквеликої енергії гідратації йонів Ме2+:
Ме·aq2+ +2 ē à Me (тв).
Всі йони Ме2+ мають менші радіуси іполяризуються значно менше, ніж Ме+, тому їх солі майже невідхиляються від йонністі, яка зумовлюється поляризацією катіонів. Протекатіони магнію Mg2+ і особливо берилію Be2+ завдяки їх поляризувальній здатностіпомітно поляризують аніони, з якими контактують, — саме з цієї причиниспостерігається тенденція до утворення ними ковалентних зв’язків.
Таблиця 3 — Властивості металів ІІА-підгрупиМетал
4Be
12Mg
20Ca
38Sr
56Ba
88Ra Атомна маса 9,01 24,31 40,08 37,62 137,34 [226] Електронна конфігурація
[He] 2s2
[Ne] 3s2
[Ar] 4s2
[Kr] 5s2
[Xe] 6s2
[Rn] 7s2 Атомний радіус, нм 0,113 0,160 0, 197 0,215 0,221 0,235 Радіус йона, нм 0,034 0,074 0,104 0,120 0,138 0,144 Енергія йонізації, еВ 9,32 7,65 6,11 5,69 5,21 5,28 Електро-негативність 1,5 1,2 1,0 1,0 0,9 0,9 Електродний потенціал, В -1,85 -2,31 -2,57 -2,89 -2,90 -
В основі добування металів ІІА-підгрупи лежитьреакція їх відновлення їз сполук за допомогою сильних відновників чи електричногоструму. Берилій відновлюють із фторидів, а барій — із оксидів при високихтемпературах за схемами
BeF2 + Mg à Be + MgF2,3BaO+ 2Al à 3Ba + Al2O3.
Інші метали — електролізом розплавів, наприклад:
CaCl2 à Ca + Cl2, Катод: Ca2+ +2 ē à Cao, Анод: 2Cl- — 2 ē à Cl2o.
Крім того, магній добувають металотермічнимметодом (при прокалюванні доломиту при 1300оС з феросиліцієм чиалюмосиліцієм, в якому відновником виступає Si)
2 (CaO·MgO) + Si à Ca2SiO4 + 2Mg,
чи за тією ж схемою — вугільнотермічнимметодом (відновленням магнійвмістних сполук за допомогою вугілля С велектропечах при 2100оС).2.2.1 Поширення у природі
У земній корі міститься берилію — 0,0005%,магнію — 1,95%, кальцію — 3,38%, стронцію — 0,014%, барію — 0,026%, радій — штучний елемент. У природі елементи ІІА-підгрупи, крім штучно одержаного радію,зустрічаються лише у вигляді складних сполук — силікатів, карбонатів,сульфатів, фосфатів тощо. Найважливішими є такі мінерали: берилію — берил 3BeO·Al2O3·6SiO2 (до речі, прозорі забарвлені домішкамирізновиди берила є дорогоцінними каміннями: зелений — ізумруд, блакитний — аквамарин),фенакит Be2SiO4, хризоберил BeO·AL2O3; магнію — магнезит MgCO3, доломит MgCO3·CaCO3, бішофіт MgCl2·6H2O, каїніт KCl·MgSO4·3H2O, карналіт KCl·MgCl4·6H2O; кальцію — кальцит (крейда, вапняк, мармур) CaCO3, гіпс CaSO4·2H2O, флюорит (плавиковийшпат) CaF2, фторапатит 3Ca3 (PO4) 2·CaF2, фосфорит Ca3 (PO4) 2; стронцію — целестин SrSO4,стронцініт SrCO3; барію — барит BaSO4, вітерит ВаСО3.2.2.2 Фізичні властивості
У вільному стані всі метали ІІА-підгрупи — сріблясто-білі речовини за винятком берилію, який має світло-сірий колір.
Загальна закономірність змінення фізичнихвластивостей нагадує лужні метали (табл.4).
За винятком берилію та радію, всі вони єдостатньо ковкими, пластичними і м’якими, хоч і твердіші за лужні метали. Берилій відрізняється значноютвердістю та крихкістю, барій при різкому сильному ударі розколюється на окремішматки.
Таблиця 4 — Фізичні властивості металівІІА-підгрупиМетал
Густина, г/см3
Тпл., К
Ткип., К Be 1,85 1557 2700 Mg 1,74 923 1380 Са 1,55 1124 1760 Sr 2,63 1041 1640 Ва 3,76 983 1910 Ra 6,0 970 1410
Температури плавлення та кипіння цих металіввищі, ніж у лужних, причому із зростаннім порядкового номера Тпл. змінюютьсяне монотонно, що пов’язано зі зміненою типу кристалічних решіток. Укристалічному стані за звичайних умов берилій та магній мають гексагональнукристалічну решітку, кальцій та стронцій — кубічну гранецентровану, а барій — кубічнуоб’ємоцентровану. Від Be до Mg при однаковому типі решітки температуриплавленнязменшуються. При переході від Mg до Са змінюється тип кристалічної решітки, тому Тпл. (Mg)
Тип зв’язку — металічний — зумовлює високутепло — і елекропровідність. Найслабшим провідником електричного струму єберилій.
Крім радію, метали підгрупи ІІА є легкими. Ходзмінення густин повинен бути монотонним, але з цього ряду випадають магній такальцій. Справа в тому, що при зростанні порядкового номера по підгрупізбільшуються об’єми і маси атомів і тому можна було б очікуватизростання густини. Але насправді при переході від Mg до Ca радіус атомазмінюється дуже різко, а маса — мало, що й призводить до стрибка густини.
Берилій та магній покриті оксидною плівкою іне змінюються на повітрі. Завдяки хімічній активності та для запобіганнявзаємодії з повітрям лужноземельні метали зберігать у запаяних ампулах підшаром гасу чи вазелинового масла.
При внесенні у вогонь деякі лужноземельніметали дають характерне забарвлення: кальцій — темно-оранжеве, барій та радій — темно-червоне, стронцій — блідо-зелене.2.2.3 Хімічні властивості
Метали ІІА-підгрупи мають загальну електроннуформулу зовнішнього енергетичного рівня ns2, на попередньому електронномушарі містять по всім електронів, а атом берилію — тільки два. Починаючи від Са,з’являються вільні d-підрівні, щозумовлює вищу активність лужноземельних металів (Ca, Sr, Ba) і відмінністьхімічних властивостей від берилію і магнію.
Відношення до води.З водою Be і Mg завдяки наявності на їх поверхні інертної оксидної плівки взаємодіють дужепомірно тільки при нагріванні, а лужноземельні метали — вже за звичайнихтемператур, причому Са реагує досить повільно, Sr — енергійно, а Ва — бурхливо.Реакція проходить згідно із загальною схемою
Ме + 2Н2О à Me (OH) 2 + H2.
Внаслідок реакції виділяється водень іутворюються основи: Ве (ОН) 2 і Mg (OH) 2 — нерозчинні у воді, а гідроксиди Ca(OH) 2 і, особливо, Sr (OH) 2 і Ba (OH) 2 розчиняються достатньо добре,належать до сильних основ, тому їх називають лугами.
Взаємодія з елементарними окисниками лужноземельних металів проходить подібно до реакцій лужних металів,але менш енергійно. При прямому окиснені киснем всі ІІА-метали дають оксиди,а барій – пероксид
2Mg + O2 à 2MgO (оксид),
Ba + O2 à BaO2 (пероксид).
Однак при температурі 800оСпероксиди барію розкладаються, тому при спалюванні Ва одразу утворюється оксид
2Ba + O2 (to) à 2BaO (оксид).
З іншими окисниками s-метали ІІ групиутворюють бінарні сполуки. Взаємодія с сіркою, азотом, фосфором,вуглецем протікає при нагріванні, з галогенами — за звичайнихтемператур, за винятком берилію, який реагує при кімнатній температурі лише зфтором, а з рештою галогенів — при нагріванні. Внаслідок цих реакцій металиокиснюються до ступеня окиснення +2, а окисник набуває мінімального ступеняокиснення: S-2, N-3, P-3, Hal-1, C-4 (крім кальцію, який звичайно відновлює Карбон до ступеня окиснення C-1). З воднембезпосередньо взаємодіють лише лужноземельні метали, а Be і Mg в таку реакцію невступають. Приклади реакцій (в дужках наводяться назви відповідних типівбінарних сполук):
Be + F2 à BeF2(галіди),
Ba + S à BaS (халькогеніди),
3Mg + N2 à Mg3N2 (нітриди),
Ca + H2 à CaH2(гідриди),
Ca + 2C à CaC2(карбіди),
3Ba + 2P à Ba3P2(фосфіди).
Відношення до кислот. Усі метали ІІА-підгрупи з різною мірою енергійності взаємодіють з неокиснювальнимикислотами, утворюючи сіль і вільний водень:
Mе + 2HАn àMеАn2 + H2.
Взаємодія з окиснювальними кислотами проходить досить бурхливо, причому окисники, що містяться в азотній HNO3 чиконцентрованій сірчаній H2SO4 кислотах,відновлюються до мінімального ступеня окиснення, наприклад:
4Mg+ 10HNO3 (дуже розв) à4Mg (NO3) 2+ NH4NO3+ 3H2O,
4 Ca + 5H2SO4 (конц) à 4CaSO4 + H2S + 4H2O.
Дещо отсторонь у цьому ряді стоїть Ве, який пасивується(тобто вкривається захисною оксидною плівкою) у присутності холоднихконцентрованих HNO3 H2SO4) і можевступати з ними у взаємодію лише при триваловаму нагріванні — цим Ве нагадує Al.
Відношення до лугів. Усі лужноземельні метали і магній виявляють стійкість до лугів, алеберилій подібно до алюмінію розчиняється у рідких лугах з утвореннямкомплексних солей — тетрагідроксоберилатів, а при високих температурах здатнийсплавлятися з твердими лугами, внаслідок чого утворюються середні солі — берилати:
Be + 2NaOH(р-н) +2H2O à Na2 [Be (OH) 4] + H2,Be + 2NaOH (to) à Na2BeO2 + H2.
Взаємодія з амоніаком має особливе значення, оскільки дає змогу одержувати нейтральні комплекси.Метали ІІА-підгрупи як і лужні метали розчиняються у рідкому амоніаку зутворенням амідів, наприклад:
Ca + 2 NH3 (рідкий) à Ca (NH2)2 + H2.
Аміди загального складу Ме (NH2) 2 навідміну від амідів лужних металів МеNH2 не розкладаються при кип’ятінні, а виділяютьдосить стійкі комплексні амоніакати [Me (NH3) 6], в яких ступінь окиснення металу дорівнює 0.2.2.4 Сполуки s-металів ііа-підгрупи та їх властивості
Завдяки високій реакцій здатності s-метали ІІгрупи утворюють численні сполуки.
Оксиди маютьзагальну формулу МеО. Деякі оксиди мають поширені тривіальні назви: MgO — паленамагнезія, СаО — негашене вапно.
Оксиди лужноземельних металів CaO, SrO і BaO належать до типовихосновних оксидів: при розчинені у воді вони дають відповідні гідроксиди — луги, а при взаємодії з кислотами і кислотними оксидами — солі.
Окреме місце займають оксиди берилію та магнію.Оксид ВеО не розчиняється у воді і виявляє амфотерні властивості, тобто реагує нетільки з кислотами, але й з лугами:
BeO + 2HCl à BeCl2 + H2O,
BeО + 2NaOH(р-н) + 2H2O à Na2 [Be (OH) 4],
BeO + 2NaOH (to, сплавлення) à Na2BeO2 + H2О.
Оксид магнію відносно до води та іншихреагентів теж поводить себе неоднозначно: дрібнокристалічний MgO є хімічно активним: помірно розчиняється уводі, поглинає СО2 та інші кислотні оксиди, легко взаємодіє зкислотами:
MgO + H2O à Mg (OH)2,MgO + CO2 à MgCO3,MgO + H2SO4à MgSO4 + H2O.
Однак прокалений MgO стає твердим і втрачає хімічну активність.
Добувають оксиди металів ІІА-підгрупи непрямою взаємодіює з киснем, оскільки це був би дуже дорогий спосіб, а прирозкладанні солей, найчастіше — карбонатів. Однак розкладання карбонату баріюпроходить при високій температурі (1625оС), тому для добування ВаОрозкладають нітратну сіль:
MgCO3 à MgO + CO2,CaCO3à CaO + CO2,4Ba (NO3) 2 à 2BaO+ 4NO2 + O2.
Магній та елементи підгрупи кальцію утворюють пероксидиМеО2 і супероксиди (надпероксиди) МеО4. Пероксиди — білі тверді речовини, які можна вважати солями Гідроген пероксиду, тому уприсутності води вони піддаються необоротному гідролізу:
СaО2 + 2H2O à Ca (OH) 2 + H2O2.
Стійкість пероксидів зростає у ряді:
BeO2
Пероксид барію використовується для одержанняГідроген пероксиду:
BaO2 + 2H2O à Ba (OH) 2 + H2O2,BaO2 + H2SO4 à BaSO4↓+ H2O2.
Cупероксиди — речовинижовтого кольору, менш стійкі, ніж пероксиди, утворюються як побічний продуктпри добуванні пероксидів.
Гідриди s-металів ІІ групи — тверді речовини, в якихатоми Гідрогену перебувають у ступені окиснення -1. При безпосередній взаємодіїз воднем вдається одержати тільки гідриди лужноземельних металів, а BeH2 і MgH2утворюються через обмінні реакції з гідридом літію в етерних розчинах,наприклад:
2LiH + BeCl2 à BeH2 + 2LiCl.
Гідрид берилію — типово ковалентна сполука, яканагадує за властивостями AlH3, у MgH2 більш чітко виявляється йонний зв’язок, ав гідридах лужноземельних металів йонний зв’язок переважає. Всі гідриди є сильнимивідновниками, при розчиненні у воді вони розкладаються з виділенням водню:
MeH2 + 2H2O à Mе (OH) 2 +H2.
Гідроксиди s-металів ІІ групи складу Ме (ОН) 2 — білі кристалічні речовини. Для деяких з них застосовуються тривіальні назви: Сa (OH) 2 — гашене вапно, або вапняне молоко, Ba (OH) 2 — баритова вода.
Розчинність гідроксидів збільшується по підгрупізгори вниз: Be (OH) 2, Mg (OH) 2 і навітьCa (OH) 2 належать до малорозчинних сполук, розчинність Sr (OH) 2 і Ba (OH) 2 дещо краща. Сила основ тежзростає по підгрупі: Ве (ОН) 2 — слабка амфотерна основа, Mg(OH) 2 — основа середньоїсили, а решта гідроксидів вважаються сильними основами — лугами.
Для всіх гідроксидів, крім Ве (ОН) 2,характерні типові основні властивості: взаємодія з кислотами, кислотнимиоксидами, кислими, основними і нормальними солями, з деякими неметалами подібнодо лугів s-металів І групи. Наприклад:
Ca (OH) 2 + 2HNO3 à Ca (NO3) 2 + 2H2O, Ca (OH) 2 + CO2 à CaCO3↓ + H2O, Ca (OH) 2 + 2NaHCO3 à CaCO3↓+ Na2CO3 + 2H2O, Ba (OH) 2 + FeOHCl2 à BaCl2 + Fe (OH) 3↓, Ba(OH) 2 + Na2SO4 à BaSO4↓ + 2NaOH, 2Ca (OH) 2 + Cl2 à CaCl2 + Ca (ClO) 2 + 2H2O.
Щодо гідроксиду берилію, то його амфотернийхарактер можна виразити рівняннями реакцій як з кислотами, так і з лугами:
Be (OH) 2 + H2SO4 à BeSO4 + 2H2O,
Be (ОH) 2 + 2KOH(р-н) à Na2 [Be (OH) 4],
Be (OH) 2 +2NaOH (to, сплавлення) à Na2BeO2 + H2О.
Солі s-металів ІІгрупи в основному — білі кристалічні речовини. Якщо солімають інше забарвлення — це наслідок впливу аніона, наприклад, сіль Барій хроматBaCrO4 зобов’язана своїм яскраво жовтим кольором наявності хромат-аніона CrO42-. Розчинність солей (сульфатів, хлоридів, карбонатів) зменшується погрупі згори вниз (рис.2).
/>
Рисунок 2 — Розчинність солей Са, Sr, Ва уводі (моль/лН2О)
Це пояснюється зменшенням енергії гідратаціїйонів Ме2+ і збільшенням міцності кристалічної решітки. У такій самійзакономірності зростає і термічна стійкість солей.
Солі, утворені лужними металами і аніонамисильних кислот, у воді не гідролізуються, а берилієві та магнієві солі такихкислот у розведених розчинах піддаються гідролізу, даючи кислу реакціюсередовища, в яких рН
Mg (NO3) 2 + H2O↔ (MgOH) NO3 + HNO3,Mg2+ H2O↔MgOH+ + H+.
Галіди (або галогеніди)мають загальну формулу МеHal2, де Hal — F, Cl, Br, I. Це білі кристалічні сполуки, які одержуютьпри безпосередній взаємодії елементів чи хлоруванням оксидів за наявностірозжареного вугілля:
MgO + Cl2 + C à MgCl2+ CO.
Деякі галіди (MgCl2·6H2O) добувають зморської води при її випаровуванні.
Фториди різко відрізняються від інших галідівсвоєю малою розчинністю, наприклад, плавиковий шпат CaF2 маєдобуток розчинності усього ДР =10-11, що пояснюється дуже малимирозмірами аніона F — порівняно з катіоном Ме2+. Іншігаліди добре розчинні у воді (так, у 100г води при кімнатній температурірозчиняється близько 130г СаCl2). При випаровуванні вони виділяютьсяз розчинів у формі кристалогідратів (наприклад, MgCl2·6H2O),які при нагріванні поводять себе по-різному:
BaCl2·2H2O à BaCl2 + 2H2O,
CaCl2·6H2O à BaCl2 + 6H2O,
MgCl2·6H2O à MgO + 2HCl + 5H2O.
Завдяки схильності утворювати кристалогідратигалогеніди є дуже гігроскопічними, на повітрі вони розпливаються, витягуючи атмосфернувологість.
Нітрати укристалічному стані теж існують у формі кристалогідратів, крім нітрату барію,який частіше утворюється безводним, але можна виділити і кристалогідрати Ba (NO3) 2·nH2O (де n=2,4). За високихтемператур нітрати розкладаються за схемою:
2Ме (NO3) 2 à 2MeO+ 4NO2 + O2.
Cульфати MeSO4- білі кристалічні речовини, розчинність яких зменшується уміру зростання порядкового номера металу. BeSO4 і MgSO4 добре розчиняються у воді, а розчинність СаSO4, SrSO4 і BаSO4 на 100г води становить відповідно 0, 202г;0,014г; 0,0002г. Сульфати SrSO4 і BaSO4 кристалізуються без кристалізаційної води,а сульфати кальцію і магнію — у формі кристалогідратів СаSO4·2H2O і MgSO4·7H2O. Останню формулу іноді записують у виглядікомплексної сполуки, яка містить у зовнішній сфері тільку одну молекулу води: [Mg (H2O) 6] SO4·H2O.
Карбонати МеСО3 — білі кристалічні речовини, важкорозчинні у воді, причому розчинність, як і усульфатів, зменшується по підгрупі згори вниз. Розчинити карбонат металуІІА-підгрупи вдається тільки хімічним шляхом, пропускаючи вуглекислий газ черезїх завіси (взбовтані у воді роздрібнені частинки кристалічного осаду), чи,використовуючи амоній хлорид:
MgCO3 (кр) + CO2 + H2O à Mg (HCO3) 2 (р),
CaCO3 (кр) + 2NH4Cl à CaCl2 (р) + 2NH3 + H2O + CO2.2.1.5 Застосування S-металів
IIА-ПІДГРУПИ ТА ЇХСПОЛУК
Берилійвикористовують для виготовлення інтерметалічних сполук — берилідівскладу МеВе12 (де Ме — Ti, Nb, Ta, Mo) чи MeBe11 (де Me — Nb, Ta), які мають високутемпературу плавлення і не окиснюються навіть при нагріванні до 1200-1600оС.Крім того, берилій застосовують як легуючий компонент у багатьох сплавах, якийнадає їм підвищену корозійну стійкість, велику міцність і твердість. Найціннішимисплавами є берилієві бронзи, які використовують у літакобудівництві,електротехніці тощо. В атомних реакторах берилій і оксид берилію ВеОвикористовують як сповільнювачі і відбивачі (ОТРАЖАТЕЛИ) нейтронів. У суміші зпрепаратами радію Ве є джерелом нейтронів, що утворюються при діїальфа-частинок:
94Be + 42He à 126C + 10n.
Оксид берилію застосовують як хімічно стійкийвогнестікий матеріал для виготовлення тиглів і спеціальної кераміки, ВеОвходить до складу деяких склоутворюючих сумішей. Сполуки берилію отруйні!
Магній в основномувикористовується для виробництва «надлегких» сплавів (таких як дюралімін,електрон, магналій, гідроналій, необхідних у машинобудівництві та авіації); вметалургії — як розкислювач і десульфуючий агент, оскільки він відновлює оксидиі сульфіди з утворенням важкорозчинних у розплавлених металах сполук; уметалотермії — для виробництва Ti, Zr, V, U та ін. Суміші порошку магнію зокисниками використовують для освітлювальних і запалювальних ракет, снарядів, уфото — і освітлювальній техніці.
Оксид магнію, або палену магнезію MgOзастосовують при виробництві чистого магнію як наповнювач гуми для очищеннянафтопродуктів при виготовленні вогнестійкої цегли, будівельних матеріалів.
Хлорид магнію MgCl2 використовуютьдля одержання чистого магнію, а також у великих кількостях для виробництва магнезіальногоцементу, який виробляють, змішуючи попередньо прожарений MgO з 30%розчином MgCl2. При поступовому висиханні утворюються полімерніланцюги — біла тверда маса, стійка відносно до кислот і лугів.
Кальцій вводять усплави заліза для видалення з них вуглецю та сірки, а також використовують длядобування гідриду і карбіду кальцію. Гідроксид кальцію Са (ОН) 2(вапняне молоко, або гашене вапно) застосувють як дешева розчинна основа. Хлоридкальцію завдяки його високій гігроскопічності застосовують як зневоджуючийзасіб. Нітрат кальцію — мінеральне добриво.
Сульфат кальціюпоряд з іншими сполуками широко використовують для виробноцтва в’яжучихматеріалів.
Застосування природних різновидів карбонатукальцію дуже поширене. Вапняк СаСО3 є вихідною сировиною дляодержання важливих будівельних матеріалів — вапна і цементу,крейда використовується як мінеральний барвник і основа для полірувальнихзасобів, мармур — для скульптурних робіт, виготовлення електротехнічних щитів.
Стронцій та йогосполуки застосовуються менше, ніж кальцій. Амальгама стронцію застосовуєтьсядля добування двохвалентних сполук рідкоземельних елементів. Металевий стронційдодають до сплавів магнію, алюмінію, свинця, нікелю та міді. Сплави на основі Sr і Mg використовують длястворення вакууму в термоіонних перетворювачах. Нітрати стронцію використовуютьу піротехниці для виготовлення сумішей, що згоряють червоним полум’ям.
Барійвикористовують в антифрикційних сплавах на основі свинцю у вакуумній техніці, ав останній час — у поліграфії, де сплави на основі Ba-Pb майже зoвсім витіснили сплави Pb-Sb. Розчин Ва (ОН) 2 — баритовавода — лабораторний реактив для відкриття СО2. Нітрат баріюBa (NO3) 2 застовуєтьсяу виробництві сигнальних ракет для забарвлення вогнів зеленим кольором. Солібарію на відміну від солей Са і Sr отруйні!
3. В’яжучі матеріали
В’яжучими матеріалами (або просто в’яжучими) називаються порошкоподібні речовини, що приконтакті з водою перетворюються у пластичну масу, яка загустіває і переходить утвердий міцний стан. В'яжучі використовуються у будівельних розчинах (для скріплення цегли та іншихелементів споруд), для виготовлення бетону, будівельних деталей і конструкцій.
До в’яжучих належать: вапно, гіпси,цементи.
Вапно одержуютьпри випалюванні в шахтних пічах вапняка, який піддається термічній дисоціаціїіз значним поглинанням теплоти
CaCO3 (to)àCaO + CO2.
Вапнякзастосовують у багатьох галузях промисловості, а також у сільскому господарствідля нейтралізації закислених грунтів. Однак найчастіше вапно змішують у певнійпропорції з піском і водою, отримуючи так званий вапняний розчин
СаO + H2O à Ca (OH) 2,
який поступово твердіє внаслідок кристалізаціїмалорозчинного гідроксиду кальцію, утворення кристалічного СаСО3 (зарахунок повітряної вуглекислоти) і одночасного утворення силікатів кальцію
Ca (OH) 2 + CO2 à CaCO3+ H2O,
2Ca (OH) 2 + SiO2 à Ca2SiO4+ 2H2O.
Завдяки виділенню досить великої кількостіводи при твердінні вапняного розчину в побудованих спорудах довгий часзберігається вологість.
Цемент має помітнуперевагу над вапняком. Крім того, що він усуває довгочасну вологість споруд,цемент характеризується здатністю затвердівати не тільки на повітрі, але й підводою.
Цемент — зеленувато-сірий порошок, щоскладається з суміші різних силікатів і алюмінатів кальцію — переважно складу Ca3SiO5, Ca2SiO4, Ca3 (AlO3) 2. Атоми Al іSi схильні до утвореннягетероланцюгових полімерів, в основі яких містяться зв’язки Si-O-Si і Al-O-Al. Залежно від масовогоспіввідношення у цементі Al і Si, він поділяється на портландцемент (силікатний)і глиноземний (алюмінатний). Цементи одержують при випалюванні тонкоподрібненоїсуміші вапняку і глини, багатою вмістом алюмінію. При цьому утворюються силікатиі алюмінати кальцію і виділяєтся вуглекислий газ. Ретельно розмолоту після випалюваннямасу (клінкер) змішують з водою, внаслідок чого утворюється тістоподібна суміш,яка поступово твердіє — відбувається «тужавіння» цементу згідно ізсхемами:
Ca3SiO5 + 5H2Oà Ca2SiO4·4H2O + Ca (OH) 2,Ca2SiO4+ 4H2O à Ca2SiO4·4H2O, Ca3 (AlO3) 2 + 6H2Oà Ca3 (AlO3) 2·6H2O.
Як видно при «тужавінні» проходятьпроцеси гідратації, яка завершується поступовою поліконденсацією складовихчастин клінкеру і утворенням високомолекулярних полімерних сполук — алюмінатів ісилікатів кальцію. Причому, твердість цементу продовжує зростати протягомтривалого часу, оскільки відбувається поширення процесів гідратації у глибинуцементних зерен.
Гіпси — паленийгіпс, або алебастр CaSO4·1/2H2O (іноді йогоформулу записують у подвоєній формі: 2CaSO4·H2O) і гіпсовийкамінь CaSO4·2H2O, який зневоджуютьнагріванням до 150-180оС до складу CaSO4·1/2H2O. При змішуванні напівгідрату сульфату кальцію з водою відбуваєтьсягідратація, внаслідок чого маса твердіє та кристалізується
CaSO4·1/2H2O +H2Oà CaSO4·2H2O.
На цій властивості базується застосуваннягіпсу для виготовлення панелей, будівельних плит, барельєфів, зліпків з різнихпредметів тощо.
4. Жорсткість води
Важливою обставиною є те, що на відміну відкарбонату кальцію СаСО3 кисла сіль — гідрокарбонат кальцію Ca (HCO3) 2 — розчиняється у воді. Завдякицьому у природі протікають цікаві процеси. Коли холодна дощова чи річкова вода,насичена вуглекислим газом, проникає під землю і попадає на вапняки, товідбувається їх поступове розчинення
Са СО3 (кр) + СО2 + Н2Оà Ca (HCO3)2(р-н).
А в тих місцях, де насичена гідрокарбонатомвода виходить на поверхню землі і нагрівається соняшними промінями, проходитьзворотна реакція
Ca (HCO3)2(р-н) àСа СО3 (кр) ↓+ СО2 + Н2О.
Так, у природі відбувається перенесеннявеликих мас речовини. У результаті під землею можуть утворюватися величезніпровалля та перечери із сталактитами.
Природна вода, яка містить розчиненігідрокарбонати кальцію та магнію, називається жорсткою. І відповідно жорсткість — це наявність у природній воді розчиненних солей кальцію та магнію.
Присутність у воді значних кількостей солейкальцію та магнію шкодить безпечному використанню води для технічних потреб. Так,при тривалій роботі парових котлів з жорсткою водою їх стінки поступовопокриваються щільною плівкою накипу, який погано проводить тепло і робота котластає неекономічною: так, шар накипу товщиною 1мм підвищує витрата паливаприблизно на 5%. З іншого боку, ізольовані від води шаром накипу стінки котланагріваються до високих температур, покриваються тріщинами і вздуттями. Прицьому вони втрачають міцність, що може призвести до вибуху. Жорсткість набагатозбільшує витрачання миючих засобів при пранні і погіршує якість тканин,оскільки катіони Са2+ і Mg2+ утворюють з милами (загальнийсклад мил СnH2n+1COONa) нерозчинні солі вищих карбонових кислот (пластівці складу Ca (СnH2n+1COO) 2↓), які осідають на випраних речах. У воді з високою жорсткістю поганорозварюються овочі та м’ясо, тому що катіони кальцію утворюють з білкамихарчових продуктів нерозчинні сполуки. Солі магнію надають питній воді гіркогоприсмаку. Для запобігання зниженню органолептичних властивостей води їїзагальна жорсткість не повинна перебільшувати 7ммоль-екв. /л.
З цих причин проблеми, пов’язані з усуненням жорсткості води, набувають практичного значення.4.1 Види жорсткості та її вимірювання
Розрізняють тимчасову і постійну жорсткість.
Тимчасова жорсткість води зумовлюється наявністю в ній Ca (HCO3) 2, Mg (HCO3) 2,а іноді — ще й Fe (HCO3) 2,тому таку жорсткість називають ще гідрокарбонатною. Її усувають простимкип’ятінням води, внаслідок чого розчинні гідрокарбонати розкладаються івипадають в осад у вигляді карбонатів чи гідроксидів — залежно від того, якасполука має меншу розчинність
Ca (HCO3)2 àСа СО3↓ + СО2 + Н2О,
Mg (HCO3) 2àMg (ОH) 2↓ + 2СО2,Fe (HCO3) 2 àFe (ОH) 2↓ + 2СО2.
Нерозчинні продукти розкладання гідрокарбонатівосідають на стінках посудини у вигляді накипу, по забарвленню якого можнаоцінити наявність заліза у воді: якщо воно відсутнє, то накип має білий колір,а при значній кількості Fe (HCO3) 2 — бурий.
Постійна, або некарбонатна жорсткість пов’язана з присутністю у воді кальцієвих і магнієвих солей сильнихкислот — переважно сульфатів і хлоридів. Таку жорсткість не вдається усунутикип’ятінням, для цього необхідніспеціальні методи.
Сумарна кількість тимчасової і постійноїжорсткості називається загальною жорсткістю води.
Будь-який тип жорсткості оцінюється кількістю мілімоль-еквівалентівсолі в 1л води:
Ж = m/mекв. ·V·1000
Ж — жорсткість, ммоль-екв. /л; m — маса солі, щозумовлює жорсткість, г; m — еквівалента маса солі, г/моль-екв; V — об’єм, л. (У старих підручниках ще можназустріти замість розмірності ммоль-екв. /л іншу назву цієї одиниці вимірювання — мг-екв/л).
Залежно від кількості розчиненої солі водаподіляються на типи: дуже м’яка (м’яка (1,5-3,0мг-екв./л), середньожорстка (3-6мг-екв. /л), жорстка (6-9мг-екв. /л), дужежорстка (м’яку (до 2 ммоль-екв. /л), сереньожорстку(2-10 ммоль-екв. /л) і жорстку (більше 10 ммоль-екв. /л). За кордономкористуються умовними "градусами жорсткості", величини яких урізних країнах різні (1мг-екв. /л відповідає 2,8 німецьким, 3,5 англійським, 5французьким і 50 американським «градусам жорсткості»). Жорсткістьокремих природних вод коливається у широких межах. Для відкритих водоймищ воназалежить від сезону року і навіть від погоди. Найбільш м’якою природною водою є атмосферна (дощ, сніг), якамістить дуже мало розчинених солей.
4.2 Усунення жорсткості води
Усуненням жорсткості води, або пом‘якшенням води називається з метою руйнування чи видаленняшкідливих солей, що зумовлюють жорсткість. Усунення жорсткості — це складова частинаводопідготовки — комплексу заходів з обробки природної води, щовикористовуються для технічних і технологічних потреб. Водопідготовказдійснюється за допомогою спеціальних методів, що поділяються на механічні,хімічні та фізико-хімічні.
Механічний метод,який застосувується на першому етапі, полягає у тому, що із води шляхомвідстоювання і фільтрації видаляються механічні домішки.
Хімічний методреалізується, по-перше, при кип’ятінні води — у випадку гідрокарбонатноїжорсткості, про що вже згадувалося раніше. По-друге, — при карбонатнійжорсткості — через додавання до води певних реагентів, що вступають у хімічнувзаємодію із забруднюючими речовинами і осаджують їх у вигляді нерозчиннихсполук. Один із шляхів — додавання до води гашеного вапна Сa (OH) 2 чи соди Na2CO3, під час чого протікають реакції
CaSO4 (тв) + Na2CO3 (р-н) à CaCO3 (тв) ↓+Na2SO4 (р-н),
Ca (HCO3) 2 (р-н)+ Сa (OH) 2 (р-н) à CaCO3 (тв) ↓+ 2H2O(p),
MgSO4 (р-н) + Сa (OH) 2 (р-н) à Mg (OH) 2 (тв) ↓+ CaSO4 (тв) ↓.
Для видалення йонів Ca2+ і Mg2+ також застосовують фосфати лужних металівNa3PO4, буру Na2B4O7, поташ K2CO3 тощо. Наприклад:
3MgSO4 (р-н) + 2Na3PO4 (р-н) à Mg3 (PO4) 2 (тв)↓ + 3Na2SO4 (р-н),
Ca (HCO3) 2 (р-н)+Na2B4O7 (р-н) à CaB4O7 (тв) ↓+ 2NaHCO3 (р-н),
CaSO4 (тв) + K2CO3 (р-н) à CaCO3 (тв) ↓+К2SO4 (р-н).
Фізико-хімічні методи базуються на зворотному осмосі та електродіалізі, а також на використаннііоннообмінних властивостей деяких природних і синтетичних високомолекулярнихматеріалів, які за природою йонів, що обмінюються, поділяються на катіонітиі аніоніти.
/>
Рисунок 3 — Моделі катіоніта і аніоніта
Органічні та неорганічні іоніти нерозчинні уводі. Вони являють собою тримірний каркас, в який включені групи атомів, щонесуть позитивний (у катіонітах) чи негативний (в аніонітах) заряд (рис.3).
атіоніти — це найчастіше алюмосилікати приблизного складу Na2 [Al2Si2O8] ·nH2O, а також органічні смоли, які мають у своєму складі рухливі, здатні до обміну, катіони Н+ — їх позначають загальною формулою HR. Для пом’якшання воду пропускають через колону, заповнену шаром катіоніту, де проходять реакції йонного обміну
Na2 [Al2Si2O8· (H2O) n] + Ca (HCO3) 2 ↔
↔ 2NaHCO3 +Ca [Al2Si2O8· (H2O) n],
Na2 [Al2Si2O8· (H2O) n] + CaSO4 ↔
↔Na2SO4 + Ca [Al2Si2O8· (H2O) n].
У деяких випадках необхідно видалити з води не тільки катіони Ca2+ і Mg2+, але й аніони. Тоді використовують аніоніти, в яких обмінними групами є гідроксильні йони ОН-, що містяться на поверхні йонообмінної смоли.
Якщо пропускати природну жорстку воду спочатку через катінообмінну колону (рис.4), а потім — через аніонообмінну, то вдається одержати майже повністю очищену воду.
Катіонообмінна реакція:
2HR + Ca2+ àCaR2 + 2H+.
Аніонообмінна реакція:
2ROH + SO42- à R2SO4 + 2OH-.
/>
Рисунок 4 — Схема катіонитної колони
5. Тестові питання для самоперевірки
1. Чим визначається належність елементів доs-електронної родини?
а) атомною массою; б) порядковим номером;
в) кількістю енергетичних рівнів;
г) знаходженням всіх валентних електронів назовнішньому s-підрівні.
2. Завдяки якому явищу залізо може існувати в α-,β-, γ — і δ-модифікаціях?
а) алотропія; б) ізотопія; в) поліморфізм; г) ізомерія.
3. До якої родини за природним походженнямналежить барій?
а) лужні; б) лужноземельні; в) рідкоземельні; г)поширені.
4. Зазначте найважчий метал.
а) Os; б) Cu; в) Pb; г) Hg.
5. Якою є температура,вище якої плавляться метали тугоплавкої групи?
а) >1000oC; б) >1350oC; в) >1800oC; г) >1500oC.
6. Метали виявляють такухарактерну ознаку: підвищена хімічна стійкість відносноокиснювальних і агресивних реагентів.До якої класифікаційної групи належать такі метали?
а) рідкі; б) розсіяні; в) благородні; г) інертні.
7. Нижче якої величини повинна бути густинаметалу, щоб віднести його до групи легких металів?
а)
8. До якої групи металів належать технецій 43Tc, прометій61Pm, полоній 84Po і всі метали з більшими, ніж у полонія атомниминомерами?
а) рідкоземельні; б) рідкі; в) радіоактивні; г)розсіяні.
9. Назвіть найлегкоплавкіший метал.
а) Fr; б) Cs; в) Ga; г) Hg.
10. Який метал є найлегшим?
а) Li; б) Na; в) Mg; г) Al.
11. Які ступені окисненя можуть виявляти s-метали ІІ групи у сполуках?
а) +1; б) +2; в) -1; г) -2.
12. Які s-елементи не належать до металів?
а) Na, K; б) H, He; в) Sr, Sc; г) Fr, Ra.
13. Якими є значення стандартних електроднихпотенціалів для лужних металів?
а) -2,5B; в) >-0,43B; г)
14. Яка властивість металічного зв’язкузабезпечує теплопровідність металів?
а) ненасиченість; б) багатоелектронність;
в) багатоцентровість; г) ненапрямленість.
15. Що є причиною високих температур плавленнята великої механічної міцності d-металів?
а) утворення валентними електронаминапрямленого ковалентного зв’язку між сусідніми атомами;
б) ненасиченність металічного зв’язку;
в) щільність пакування елементарноїкристалічної комірки; г) наявність електронного газу, що переміщується повсьому кристалу металу.
16. Чим пояснити, що s-метали у природі ніколине зустрічаються у вільному стані?
а) великими розмірами ефективних радіусівs-металів;
б) значеннями термодинамічних функцій;
в) тим, що атоми s-металів містять назовнішньому енергетичному рівні по 1-2 електрони;
г) високою хімічною активністю s-металів і найсильнішими відновнимивластивостями.
17. Чому s-метали неможливо виділити із воднихрозчинів у вільному стані?
а) способи добування s-металів пов’язані з їхвиділенням із розплавів;
б) s-метали мають великі негативні значенняелектродних потенціалів;
в) для s-металів притаманні металічні зв’язкиу чистому вигляді;
г) атоми s-металів містять на зовнішньомуенергетичному рівні по 1-2 електрони.
18. Як змінюються величини першого потенціалуйонізації s-металів?
а) збільшуються по групі зверху вниз;
б) зменшуються по групі зверху вниз;
в) від Li до Na зменшуються, а потім зростають;
г) від Li до Na зростають, а потім зменшуються.
19. Як пояснити існування у газуватому станіковалентних молекул Na2, Cs2?
а) у газоподібному стані відсутня металічнакристалічна решітка, тому валентні електрони, що складали електронний газ,вивільняються для утворення ковалентних зв’язків;
б) зв’язки утворюються делокалізованимивалентними електронами, які утримують разом позитивно заряджені йони;
в) всі s-метали мають на зовнішньому енергетичному рівні по одному-дваелектрони і можуть легко їх віддавати;
г) чим вище значення потенціалу йонізації, тимсильнішоє є поляризувальна дія катіону і тим вищою є його схільність доутворення ковалентних зв’язків.
20. Вкажіть метал, що не належить до лужних:
а) Ca; б) Sr; в) Mg; г) Ba.
21. Атоми яких металів містять незаповнений (n-1) d-енергетичнийпідрівень?
а) Li; б) Be; в) Cs; г) Mg.
22. Який метал дає фіолетове забарвлення привнесенні його парів у вогонь?
а) К; б) Li; в) Na; г) Cs.
23. Всі лужні метали у вільному стані — сріблясто-білі речовини, крім одного, у якого золотаве забарвлення. Який цеметал?
а) Li; б) K; в) Rb; г) Cs.
24. Чому лужні металинеможливо використовувати як конструкційні матеріали?
а) атоми лужних металів мають великі радіуси;
б) лужні метали дуже м’які, пластичні,легко ріжуться ножем;
в) для лужних металів характерні низькізначення потенціалів йонізації;
г) лужні метали у вільному стані майже неутворюють ковалентних зв’язків.
25. Як можна одержати оксиди калію та натрію?
а) при безпосередній взаємодії металу з киснем;
б) тільки при нагріванні суміші пероксиду знадлишком металу при повній відсутності кисню;
в) при розкладанні гідроксиду;
г) при розкладанні нітрату.
26. Який лужний метал здатний взаємодіяти зазотом навіть при кімнатній температурі?
а) Li; б) Na; в) K; г) Rb.
27. З якою органічною сполукою лужні метали невступають у взаємодію?
а) CH3COOH; б) HCOOH; в) CH3CH2OH; г) C5H12.
28. Зазначте формулу нітриду натрію.
а) NaNO2; б) Na3N; в) NaNO3; г) NaNH2.
29. Чим пояснюється зменшення температурплавлення для солей типу Me (NO3)2 і MeCO3 зі збільшенням порядкового номера металу?
а) зменшуюються ефективні радіуси йонів Ме2+;
б) збільшується міцність зв’язків у солях;
в) збільшуються енергії кристалічних решіток;
г) зростає атомна маса металів.
30. Який метал взаємодіє з водою засхемою
2 Ме + 2Н2О à 2МеОН + Н2?
а) Ca; б) Sr; в) Cs; г) Mg.
31. Який s-метал утворює гідриди при безпосередній взаємодії з воднем за схемоюМe + H2à MeH2?
а) жоден; б) Ве; в) Са; г) всі.
32. Який метал при безпосередньому окисненнікиснем дає оксид?
а) Li; б) Na; в) K; г) Ba.
33. Який метал при безпосередньому окисненнікиснем дає пероксид?
а) Ca; б) Li; в) Na; г) Mg.
34. Який метал при безпосередньому окисненнікиснем дає супероксид?
а) Ba; б) K; в) Be; г) Na.
35. В яку сполуку перетвориться FeCl3, якщо вйого розчин внести декілька шматочків чистого натрію?
а) натрій не буде взаємодіяти з FeCl3;
б) FeCl2; в) Fe (OH) 3; г) Fe (OH) 2.
36. Чому при внесенні шматочків чистого натріюу розчин CuSO4 відбувається взаємодія Naне з CuSO4, а з водою за схемою 2Na+ 2Н2О à 2NaОН + Н2?
а) із порівняння стандартних електроднихпотенціалів відповідних систем (табл.1) видно, що лужний метал легше відновлюєГідроген із води, ніж катіон малоактивного металу з розчину його солі;
б) натрій не здатний взаємодіяти з купрум (ІІ)- катіоном;
в) катіон Cu2+виявляє слабкі окиснювальні властивості;
г) атоми Na і Cu містять по одному електрону на зовнішньому s-підрівні.
37. Які продукти утворюються внаслідокгідролізу натрій аміду NaNH2?
а) NaNО3 i H2; б) реакція не проходить;
в) NaOH і NH3; г) NaNО2 i H2.
38. Чим пояснити, що при взаємодії Na з дуже розведеним розчином НNО3 поряд з основним продуктомвідновлення кислоти (NH3) виділяеться водень?
а) водень виділяється внаслідок розкладаннякислоти у присутності натрію;
б) водень виділяється внаслідок розкладаннякислоти у дуже розведеному розчині;
в) це є результатом побічної реакції — взаємодії Na з водою, наявною урозчині кислоти;
г) водень у даній реакції не виділяється.
39. Як називається клас сполук загальногоскладу Mе2C2, щоутворюються внаслідок безпосередньої взаємодії лужного металу з графітом?
а) карбонати; б) карбіди; в) карбоксилати; г) карбінади.
40. Чим пояснити, що в лабораторії та навиробництві не проводять спеціально реакцій між лужними металами і розчинамикислот?
а) лужні метали є дорогими реактивами;
б) лужні метали взаємодіють не з кислотою, а зводою, наявною у розчині кислоти;
в) ці реакції не мають промислового значення;
г) взаємодія лужних металів з кислотамисупроводжується вибухом.
41. Як називаються розчини лужних металів уртуті?
а) амальгами; б) суміші;
в) тверді розчини укоріненя; г) тверді розчинизаміщення.
42. Нітрат якого лужного металу розкладаєтьсяза такою схемою: 4MeNO3 à2 Me2O + 4NO2 + O2?
а) LiNO3; б) NaNO3; в) KNO3; г) RbNO3.
43. Для якого металу реакція з азотноюкислотою протікає за такою схемою
8Ме + 10HNO3 (розв) à8МеNO3 + NH4NO3 + 3H2O?
а) всі лужні метали; б) всі лужноземельніметали;
в) жоден лужний метал; г) жоден лужноземельнийметал.
44. Які метали добувають за допомогоюнатрійтермії?
а) всі лужні метали; б) всі лужноземельніметали;
в) Hg, Au, Ag; г) Ti, Zr, Nb, Ta.
45. Чому при внесенні лужних металів у воднірозчини малоактивних солей виділяється водень?
а) лужні метали взаємодіють не з сіллю, а зводою;
б) лужні метали не здатні витісняти катіонмалоактивного металу із розчину його солі;
в) велика активність лужних металівперешкоджує прямій взаємодії;
г) малоактивні метали не можуть витіснятися ізрозчинів їх солей.
46. З яким оксидом NaOH не вступає у взаємодію?
а) СаО; б) P2O5; в) Al2O3; г) NO2.
47. До якого типу окисно-відновних реакційналежить реакція NaH + H2O à NaOH+ H2.
а) диспропорціонування; б) внутрішньомолекулярна;
в) міжмолекулярна; г) витіснення.
48. У скільки стадій може проходити гідроліз соліCs2CO3?
а) одна; б) дві; в) три; г) п’ять.
49. Карбонат якого лужного металурозкладається при нагріванні до високих температур?
а) Rb2CO3; б) Na2CO3; в) К2CO3; г) Li2CO3.
50. Яку реакцію середовища виявляють натрієвісолі слабких кислот внаслідок гідролізу?
а) кислу; б) нейтральну; в) лужну; г) гідролізне протікає.
51. Яке практичне застосування має реакція
4КО2 + 2CO2 à 2K2CO3 + 3O2?
а) для одержання калій карбонату; б) увиробництві скла;
в) для поглинаня вуглекислого газу впротигазах і підводних човнах;
г) для нейтралізацію супероксиду калію.
52. Гідроксид якого лужного металу здатнийрозчиняти твердий Zn (OH)2?
а) всі; б) жоден; в) тільки КОН; г) тількиNaOH.
53. Карбонати лужних металів плавляться безрозкладання за винятком єдиної солі. Якої?
а) Li2CO3; б) К2CO3; в) Rb2CO3; г) Cs2CO3.
54. Яка сіль лужного металу не піддаєтьсягідролізу в розведеному водному розчині?
а) Cs2SO3; б) K3PO4; в) NaNO3; г) Rb2CO3.
56. З якою сполукою натрій гідроксид NaOH вступає в реакцію?
а) NH3; б) C6H14; в) F2; г) K2SO4.
57. При пропусканні хлору через гарячий розчинNaОН утворюється суміш двох солей.Одна з них — натрій хлорид NaCl. Якийсклад іншої солі?
а) NaClO4; б) NaClO3; в) NaClO2; г) NaClO.
58. З якою сполукою NaОН не вступає в реакцію?
а) NO2; б) Al (OH) 2NO3; в) NaHCO3; г)CsNO3.
59. В якому рядку формули карбонатів лужнихметалів наведені у порядку зростання стійкості до підвищених температур?
а) Cs2SO3,K2SO3, Na2SO3, Li2SO3;
б) Li2SO3,Na2SO3, K2SO3, Cs2SO3;
в) Na2SO3,Li2SO3, Cs2SO3,K2SO3;
г) Na2SO3,K2SO3, Li2SO3,Cs2SO3.
60. Яка сполука утвориться найвірогідніше призмішуванні розчинів NaOH і Fe (NO3) 3 у молярному співвідношенні 1:1?
а) Fe (OH) 3; б) Fe (OH) 2NO3; в) NaFeO2; г)Fe (OH) (NO3) 2.
61. Чим пояснити, що розчинність сульфатів ікарбонатів лужноземельних металів зменшується по групі згори униз?
а) зростанням зарядів атомних ядер;
б) зменшенням енергії гідратації йонів Ме2+і збільшенням міцності кристалічної решітки;
в) підвищенням атомної маси металів;
г) зменшенням міцності кристалічних решіток.
62. Зазначте формулу сполуки, з якою NaOH здатний вступати у реакцію.
а) K2SO4; б) O2; в) NO2; г) LiNO3.
63. У скільки стадій проходить гідроліз натрійгіпофосфіту Na3PO2, якщо складслабкої фосфорноватої кислоти відповідає формулі H [H2PO2] ?
а) одна; б) дві; в) три; г) жодної.
64. Що утвориться, якщо через розчин Na2CO3тривалий час пропускати вуглекислий газ?
а) NaHCO3; б) NaOH; в) Na2CO3; г) реакція не проходить.
65. Який газ виділяється, якщо злити гарячірозчини NaOH і NH4Cl?
а) кисень; б) хлор; в) водень; г) амоніак.
66. Надлишком яких йонів визначається реакціясередовища у розведеному розчині внаслідок гідролізу СН3СООNa?
а) Н+; б) ОН-; в) Na+; г) СН3СОО-.
67. Яка сполука утворюється при змішуваннірозчинів Al (NO3) 3і NaOH, в яких мольнеспіввідношення реагуючих речовин складає 1: 1?
а) Al (OH) (NO3)2; б) Al (OH) 2NO3; в) Al (OH) 3;г) Na [Al (OH) 4].
68. Яка сполука утворюється при змішуваннірозчинів FeCl3 і NaOH, в яких мольнеспіввідношення реагуючих речовин складає 1: 2?
а) Fe (OH) 3; б) Fe (OH) 2Cl; в) Fe (OH) Cl2; г) NaFeO2.
69. Яка сіль утворюється при розчинені P2O5 у розчині NaOH, якщо мольне співвідношення реагуючих речовин 4: 1?
а) Na3PO4; б) NaH2PO4; в) Na2H2P2O7; г) Na2HPO4.
70. Які продукти утворюються внаслідоквзаємодії натрій гідриду NaH звуглекислим газом?
а) HCOONa; б) Na2CO3i H2O; в) NaOH i CO; г) NaHСO3.
71. Яка формула відображає склад поташа?
а) K2CO3; б) KNO3; в) Na2B4O7; г) Na2CO3.
72. Яку тривіальну назву має сіль Na2B4O7?
а) кальцінована сода; б) селітра; в) бура; г) поташ.
73. Який гідроксид розкладається ще додосягнення температури плавлення?
а) RbOH; б) CsOH; в) KOH; г) LiOH.
74. Кристалогідрат якого металу розкладаєтьсяпри нагріванні за схемою MеCl2·6H2O à MеO + 2HCl + 5H2O.
а) Са; б) Sr; в) Be; г) Mg.
75. Яка сіль не піддається гідролізу врозведених водних розчинах?
а) MgSO4; б) BeCl2; в) MgCl2; г) Ca (NO3) 2.
76. При додаванні розчину якої солі до Ba (OH) 2 буде відбуватися реакція?
а) NaNO3; б) KI; в) Na2SO4; г) CaCl2.
77. Який метал реагує з концентрованоюсоляною кислотою за схемою Ме + 2НCl à МеCl2 + Н2?
а) Mg; б) Na; в) Cs; г) Rb.
78. Вкажіть амфотерний метал.
а) Cs; б) Mg; в) Sr; г) Be.
79. Який оксид належить до амфотерних?
а) BeO; б) BaO2; в) SrO; г) MgO.
80. Який метал пасивується холоднимиконцентрованими окиснювальними кислотами?
а) Ba; б) Sr; в) Mg; г) Be.
81. Які сполуки утворюються при розчиненіберилію у лугах?
а) основи; б) основнісолі; в) комплексні солі; г) кислі солі.
82. Зазначте метал, що не належить до лужних ілужноземельних.
а) Be; б) Sr; в) Fr; г) Cs.
83. Як одержують гідрид берилію?
а) при безпосередній взаємодії простих сполукза звичайних умов;
б) при безпосередній взаємодії простих сполукпри підвищеній температурі;
в) внаслідок обмінної реакції з BaH2;
г) внаслідок обмінної реакції з LiH.
84. До якого ступеня окиснення відновлюютьлужні та лужноземельні метали Сульфур (+6) при взаємодії з концентрованоюсульфатною (сірчаною) кислотою H2SO4?
а) +4; б) +2; в) 0; г) — 2.
85. Зазначте формулу нітриду лужноземельногометалу.
а) Ве3N2; б) Mg3N2; в) К3N; г) Ва3N2.
86. Яка із сполук — BeF2чи СаІ2- є галідомлужноземельного металу?
а) обидві; б) жодна; в) BeF2; г) СаІ2.
87. До якого продукту магній відновлюєконцентровану нітратну (азотну) кислоту HNO3, взяту у великому надлишку?
а) NO2; б) NH4NO3; в) NO; г) N2O3.
88. Чому дорівнює ступінь окиснення лужноземельногометалу в комплексному амоніакаті загального складу [Me (NH3) 6] чи [Me (NH3) 6]?
а) +2; б) +6; в) +4; г) 0.
89. Яка сіль утворюється при розчинені паленоїмагнезії у нітратній (азотній) кислоті?
а) Ca (NO3)2; б) Mg (NO3)2; в) Sr (NO3)2; г) Ba (NO3)2.
90. З якою сполукою може взаємодіяти барійоксид ВаО?
а) NaOH; б) FeO; в) N2O; г) CO2.
91. Зазначте формулу халькогенідулужноземельного металу.
а) BaS; б) Na2S; в) BaCl2; г) NaCl.
92. Які продукти утворюються при розкладанніводою барій фосфіду Ba3P2?
а) BaO і H3PO4; б) Ba (OH) 2 і PH3;
в) Ba3 (PO4) 2; г) BaHPO4 і Ba (H2PO4) 2.
93. Яка сполука утвориться, якщо до розчину BeSO4додати великийнадлищок КОН?
а) K2 [Be (OH)4]; б) K2BeO2; в) Be (OH) 2;г) (BeOH) 2SO4.
94. Яка сполука утвориться при додаванні дорозчину CaCl2 великогонадлишку КОН?
а) CaOHCl; б) Ca (OH) 2; в) K2 [Ca (OH) 4]; г) K2CaO2.
95. З розчином якої сполуки змішуютьпопередньо прожарений MgO для одержання магнезіального цементу? а) H2O; б) Mg (OH) 2; в)Ca (OH) 2; г) MgCl2.
96. Яку сполуку називають гашеним вапном?
а) Са (ОН) 2; б) Са (НСО3)2; в) СаСО3; г) СаSО4.
97. Зазначте сіль, яка найгірше розчиняється уводі.
а) CaI2; б) CaCl2; в) Ca (NO3) 2; г) CaF2.
98. Чому при кип’ятінні розчину Ca (HCO3) 2 в осад випадає СаСО3,а при кип’ятінні розчину Mg (HCO3) 2 — Mg (ОH) 2?
а) в осад випадає та сполука, яка має найменшурозчинність у воді;
б) добуток розчинності (ДР.) СаСО3 маєбільше значення, ніж добуток розчинності Mg (ОH) 2;
в) солі MgСО3 не існує;
г) сіль Ca (HCO3) 2 більшою мірою піддається гідролізу порівняно з Mg (HCO3) 2.
99. Сплави на основі яких металіввикористовують для створення вакууму в термойонних перетворювачах?
а) Be і Ba; б) Be і Cs; в) Sr і Mg; г) Ba і Na.
100. Розчин якої сполуки називається баритовоюводою?
а) Ва (ОН) 2; б) Ва (НCO3) 2; в) Ba (NO3) 2; г) ВаCO3.
101. Суміші порошку якого металу з окисникамивикористовують для освітлювальних і запалювальних ракет, снарядів, у фото — іосвітлювальній техніці?
а) Са; б) Ba; в) Sr; г) Mg.
102. Який метал ІІА-підгрупи у суміші зпрепаратами радію є джерелом нейтронів, що утворюються при дії альфа-частинок?
а) Са; б) Ве; в) Ва; г) Sr.
103. Як називають жорсткість, що зумовлюєтьсянаявністю у воді Ca (HCO3) 2,Mg (HCO3) 2, а іноді — ще й Fe (HCO3) 2?
а) постійна; б) загальна; в) некарбонатна; г) тимчасова.
104. Яким загальним терміном називаєтьсяпослідовність процесів висихання вологого цементу (гідратація, поліконденсаціяскладових частин клінкеру і утворення високомолекулярних полімерних сполук — алюмінатів і силікатів кальцію)?
а) висихання; б) дозрівання; в) тужавіння; г) твердіння.
105. Від якої жорсткості можна позбавитисяшляхом кип’ятіння води?
а) від загальної; б) від постійної; в) віднекарбонатної; г) від гідрокарбонатної.
106. Як називаються деякі природні чисинтетичні високомолекулярні матеріалі, здатні до йонного обміну припропусканні через їх товщу забрудненої води?
а) іоніти; б) полімери; в) смоли; г) алюмосилікати.
107. Який реагент: соду Na2CO3, гашене вапно Ca (OH) 2 чифосфат Na3PO4 — можнадодати до води, забрудненої сіллю MgSO4, щоб позбутися жорсткості?
а) будь-який з названих реагентів;
б) Na3PO4; в) Ca (OH) 2; г) Na2CO3.