Текст книги "Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ"

Со(ОН)₂ + HNO₃ = CoNO₃(OH)↓ + Н₂O

2Ni(OH)₂ + H₂SO₄ = Ni₂SO₄(OH)₂↓ + 2H₂O

2Cu(OH)₂ + H₂CO₃ = Cu₂CO₃(OH)₂↓ + 2H₂O

Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:

CoNO₃(OH) + HNO₃ = Co(NO₃)₂ + Н₂O

Ni₂SO₄(OH)₂ + H₂SO₄ = 2NiSO₄ + 2H₂O

Большинство основных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:

2MgCl₂ + Н₂O + 2Na₂CO₃ = Mg₂CO₃(OH)₂↓ + СO₂↑ + 4NaCl

Двойные соли содержат два химически разных катиона; например: CaMg(CO₃)₂, KAl(SO₄)₂, Fe(NH₄)₂(SO₄)₂, LiAl(SiO₃)₂. Многие двойные соли образуются (в виде кристаллогидратов) при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:

K₂SO₄ + MgSO₄ + 6Н₂O = K₂Mg(SO₄)₂ 6Н₂O↓

Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.

Бинарные соединения – это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескислородных анионов (реальных или условных).

Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация проводится по виду аниона.

Примеры:

а) галогениды: OF₂, HF, KBr, PbI₂, NH₄Cl, BrF₃, IF₇

б) хальгогениды: H₂S, Na₂S, ZnS, As₂S₃, NH₄HS, K₂Se, NiSe

в) нитриды: NH₃, NH₃ H₂O, Li₃N, Mg₃N₂, AlN, Si₃N₄

г) карбиды: CH₄, Be₂C, Al₄C₃, Na₂C₂, CaC₂, Fe₃C, SiC

д) силициды: Li₄Si, Mg₂Si, ThSi₂

е) гидриды: LiH, CaH₂, AlH₃, SiH₄

ж) пероксидьг. H₂O₂, Na₂O₂, СаO₂

з) надпероксиды: HO₂, КO₂, Ва(O₂)₂

По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:

ковалентные: OF₂, IF₇, H₂S, P₂S₅, NH₃, H₂O₂

ионные: Nal, K₂Se, Mg₃N₂, CaC₂, Na₂O₂, KO₂

Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами) бинарные соединения, например: KMgCl₃, (FeCu)S₂ и Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl₂O₂, As(O)F₃.

Все ионные комплексные соли (кроме гидроксокомплексных) также относятся к этому классу сложных веществ (хотя обычно рассматриваются отдельно), например:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ K₄[Fe(CN)₆] Na₃[AlF₆]

[Ag(NH₃)₂]Cl K₃[Fe(NCS)₆] K₂[SiF₆]

К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например [Fe(CO)₅] и [№(СО)₄].

По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).

Бескислородные кислоты содержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н⁺ и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространенные бескислородные кислоты – это HF, НCl, HBr, HI, HCN и H₂S, из них HF, HCN и H₂S – слабые кислоты, а остальные – сильные.

Примеры реакций солеобразования:

2HBr + ZnO = ZnBr₂ + Н₂O

2H₂S + Ва(ОН)₂ = Ba(HS)₂ + 2Н₂O

2HI + Pb(OH)₂ = Pbl₂↓ + 2Н₂O

Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами НCl, НВr и HI (в общем виде НГ) в разбавленном растворе и вытесняют из них водород (приведены реально протекающие реакции):

М + 2НГ = МГ₂ + Н₂↑ (М = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6НГ = 2МГ₃ + H₂↑ (M = Al, Ga)

Бескислородные соли образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH₄⁺) и анионами (остатками) бескислородных кислот; примеры: AgF, NaCl, KBr, PbI₂, Na₂S, Ba(HS)₂, NaCN, NH₄Cl. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.

Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F₂, Cl₂, Br₂ и I₂ (в общем виде Г₂) и серой S (приведены реально протекающие реакции):

2М + Г₂ = 2МГ (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)

M + Г₂ = МГ₂ (М = Be, Mg, Са, Sr, Ва, Zn, Mn, Со)

2М + ЗГ₂ = 2МГ₃ (М = Al, Ga, Cr)

2М + S = M₂S (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)

M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 3S = M₂S₃ (M = Al, Ga, Cr)

Исключения:

а) Cu и Ni реагируют только с галогенами Cl₂ и Br₂ (продукты МCl₂, МBr₂)

б) Cr и Mn реагируют с Cl₂, Br₂ и I₂ (продукты CrCl₃, CrBr₃, CrI₃ и MnCl₂, MnBr₂, MnI₂)

в) Fe реагирует с F₂ и Cl₂ (продукты FeF₃, FeCl₃), с Br₂ (смесь FeBr₃ и FeBr₂), с I₂ (продукт FeI₂)

г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu₂S и CuS

Прочие бинарные соединения – все вещества этого класса, кроме выделенных в отдельные подклассы бескислородных кислот и солей.

Способы получения бинарных соединений этого подкласса разнообразны, самый простой – взаимодействие простых веществ (приведены реально протекающие реакции):

а) галогениды:

S + 3F₂ = SF₆, N₂ + 3F₂ = 2NF₃

2P + 5Г₂ = 2РГ₅ (Г = F, CI, Br)

С + 2F₂ = CF₄

Si + 2Г₂ = Sir₄ (Г = F, CI, Br, I)

б) халькогениды:

2As + 3S = As₂S₃

2E + 5S = E₂S₅ (E = P, As)

E + 2S = ES₂ (E = C, Si)

в) нитриды:

3H₂ + N₂  2NH₃

6M + N₂ = 2M₃N (M = Li, Na, K)

3M + N₂ = M₃N₂ (M = Be, Mg, Ca)

2Al + N₂ = 2AlN

3Si + 2N₂ = Si₃N₄

г) карбиды:

2M + 2C = M₂C₂ (M = Li, Na)

2Be + С = Be₂C

M + 2C = MC₂ (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C = Al₄C₃

Si + С = SiC

д) силициды:

4Li + Si = Li₄Si

2M + Si = M₂Si (M = Mg, Ca)

е) гидриды:

2M + H₂ = 2MH (M = Li, Na, K)

M + H₂ = MH₂ (M = Mg, Ca)

ж) пероксиды, надпероксиды:

2Na + O₂ = Na₂O₂ (сгорание на воздухе)

M + O₂ = МО₂ (М = К, Rb, Cs; сгорание на воздухе)

Многие из этих веществ полностью реагируют с водой (чаще гидролизуются без изменения степеней окисления элементов, но гидриды выступают как восстановители, а надпероксиды вступают в реакции дисмутации):

РCl₅ + 4Н₂O = Н₃РO₄ + 5НCl

SiBr₄ + 2Н₂O = SiO₂↓ + 4НBr

P₂S₅ + 8Н₂O = 2Н₃РO₄ + 5H₂S↑

SiS₂ + 2Н₂O = SiO₂↓ + 2H₂S

Mg₃N₂ + 8H₂O = 3Mg(OH)₂↓ + 2(NH₃ H₂O)

Na₃N + 4H₂O = 3NaOH + NH₃ H₂O

Be₂C + 4H₂O = 2Be(OH)₂↓ + CH₄↑

MC₂ + 2H₂O = M(OH)₂ + C₂H₂↑ (M = Ca, Sr, Ba)

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃↓ + 3CH₄↑

MH + H₂O = MOH + H₂↑ (M = Li, Na, K)

MgH₂ + 2H₂O = Mg(OH)₂↓ + H₂↑

CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂

2MO₂ + 2H₂O = 2MOH + H₂O₂ + O₂↑ (M = K, Rb, Cs)

Другие вещества, наоборот, устойчивы по отношению к воде, среди них SF₆, NF₃, CF₄, CS₂, AlN, Si₃N₄, SiC, Li₄Si, Mg₂Si и Ca₂Si.

Примеры заданий частей А, В, С

1. Простые вещества – это

1) фуллерен

2) этилен

3) ацетон

4) озон

2. В формульных единицах продуктов реакций

Si + CF1₂ →…, Si + O₂ →…, Si + Mg →…

общая сумма числа атомов всех элементов равна

1) 8

2) 9

3) 10

4) 11

3. В металлсодержащих продуктах реакций

Na + Н₂O →…, Са + Н₂O →…, Al + НCl (р-р) →…

общая сумма числа атомов всех элементов равна

1) 6

2) 8

3) 10

4) 12

4. Оксид кальция может реагировать (по отдельности) со всеми веществами набора

1) СO₂, NaOH, NO

2) HBr, SO₃, NH₄Cl

3) BaO, SO₃, KMgCl₃

4) O₂, Al₂O₃, NH₃

5. Будет протекать реакция между оксидом серы (IV) и

1) SiO₂

2) КCl

3) LiOH

4) NaNO₃

6. Соль МAlO₂ образуется при сплавлении

1) Al и ZnO

2) Al₂O₃ и КОН

3) Al и Са(ОН)₂

4) Al₂O₃ и Fe₂O₃

7. В молекулярном уравнении реакции

ZnO + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ +…

сумма коэффициентов равна

1) 4

2) 5

3) 6

4) 7

8. Продукты реакции N₂O₅ + NaOH →… – это

1) Na₂O, HNO₃

2) NaOH, NH₃

3) NaNO₃, H₂O

4) NaNO₂, N₂, H₂O

9. Набор оснований – это

1) NaOH, LiOH, ClOH

2) NaOH, Ba(OH)₂, Cu(OH)₂

3) Ca(OH)₂, KOH, BrOH

4) Mg(OH)₂, Be(OH)₂, NO(OH)

10. Гидроксид калия реагирует в растворе (по отдельности) с веществами набора

1) СО, CuSO₄

2) SO₂, Ag

3) Al, Ba(OH)₂

4) SO₃, FeCl₃

11–12. Остаток, отвечающий кислоте с названием

11. Серная

12. Азотная

имеет формулу

1) NO₂^-

2) SO₄^2-

3) NO₃^-

4) SO₃^2-

13. Из соляной и разбавленной серной кислот не выделяет газ только металл

1) ртуть

2) цинк

3) магний

4) хром

14. Амфотерный гидроксид – это

1) Ва(ОН)₂

2) CsOH

3) Ni(OH)₂

4) Cr(OH)₃

15-16. По заданным формулам гидроксидов

15. H₃PO₄, РЬ(ОН)₂

16. Cr(OH)₃, HNO₃

выводится формула средней соли

1) РЬ₃(РO₄)₂

2) РЬ₃РO₄

3) Cr₂NO₃

4) Cr(NO₃)₃

17. После пропускания избытка H₂S через раствор гидроксида бария в конечном растворе будет содержаться соль

1) Ba(HS)₂

2) (BaOH)₂S

3) BaS

4) BaSO₃

18. Возможно протекание реакций:

1) CaSO₃ + H₂SO₄ →…

2) Ca(NO₃)₂ + HNO₃ →…

3) NaHCOg + K₂SO₄ →…

4) Al(HSO₄)₃ + NaOH →…

19. В уравнении реакции (СаOН)₂СO₃(т) + Н₃РO₄ → СаНРO₄↓ +…

сумма коэффициентов равна

1) 6

2) 5

3) 9

4) 8

20. Установите соответствие между формулой вещества и группой, к которой оно относится.

21. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакций.

22. В схеме превращений

вещества А и Б указаны в наборе

1) NaNO₃, Н₂O

2) HNO3, КОН

3) N₂O, NaOH

4) HNO₃, Н₂O

23. Составьте уравнения возможных реакций по схеме

FeS → H₂S + PbS → PbSO₄ → Pb(HSO₄)₂

24. Составьте уравнения четырех возможных реакций между веществами:

1) азотная кислота (конц.)

2) углерод (графит или кокс)

3) оксид кальция

4) оксид железа(II)

5. Металлы главных подгрупп I–III групп

5.1. Натрий

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

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

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

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

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

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

2Na + O₂ = Na₂O₂ 2Na + H₂ = 2NaH

2Na + Cl₂ = 2NaCl 2Na + S = Na₂S

6Na + N₂ = 2Na₃N 2Na + 2C = Na₂C₂

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

2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂↑ + 368 кДж

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

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

Получение натрия в промышленности:

(см. также ниже получение NaOH).

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

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

Уравнения важнейших реакций:

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

2Na + 2NaOH = 2Na_aO + H₂ (600 °C)

2Na + Na₂O₂ = 2Na_aO (130–200 °C)

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

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

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

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

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

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

2Na₂O₂ + 2CO₂ = Na₂CO₃ + O₂

Na₂O₂ + CO = Na₂CO₃

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

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

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

Получение: сжигание Na на воздухе.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Осаждает нерастворимые гидроксиды:

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

Подвергает дисмутации галогены и серу:

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

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

Подвергается электролизу в расплаве:

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

Получение NaOH в промышленности:

а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:

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

(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).

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

5.2. Калий

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

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

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

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

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

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

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

Энергично и с высоким экзо-эффектом калий разлагает воду:

2К + 2H₂O = 2KOH + Н₂↑ + 392 кДж,

выделяющийся водород тут же воспламеняется.

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

Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.

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

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

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

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

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

5.3. Кальций

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

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

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

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

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

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

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

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

ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V₂O₅ = 5СаО + 2V (950 °C)

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

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑ + 413 кДж

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

Ca + 2H+ = Са²⁺ + Н₂↑

Получение кальция в промышленности:

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

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

Уравнения важнейших реакций:

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

СаСO₃ = СаО + СO₂

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

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

Уравнения важнейших реакций:

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

5.4. Жёсткость воды

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

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

Са(НСO₃)₂ = СаСO₃↓ + Н₂O + СO₂↑

Mg(HCO₃)₂ = Mg(OH)₂↓ + 2СO₂↑

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

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

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

 устранение временной жесткости:

Са(НСO₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСO₃↓ + 2Н₂O

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

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

 устранение постоянной жесткости:

Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = СаСO₃↓ + 2NaNO₃

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

3FeCl₂ + 2Na₃PO₄ = Fe₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

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