S-элементы 1 группы

S-элементы 1 группы
У элементов Ia группы на внешнем уровне их атомов имеется по 1
электрону Li - 2s1; Na - 3s1; K - 4s1 и т.д. Во всех соединениях щелочные
металлы проявляют степень окисления +1.
1. В пределах группы сверху вниз увеличивается радиус атомов.
Соответственно уменьшается cила связи валентных электронов с ядром и
электроотрицательность элементов (Li - 0,98; Na - 0,93; K - 0,82; Rb - 0,82;
Cs - 0,79). Щелочные металлы легко отдают электроны, проявляя
восстановительные свойства.
2. Активность (восстановительные свойства) щелочных металлов
растет от лития к францию. Так, Li разлагает воду без плавления, Na и K
плавятся и плавают на поверхности воды, Rb - Cs разлагают воду с
воспламенением (горит выделяющийся водород).
3. Щелочные металлы с водородом образуют гидриды ионного типа, а
с галогенами - соли с ионным типом связей.
4. Щелочные металлы образуют оксиды типа Э2O и гидроксиды типа
ЭОН. Сила оснований растет от LiOH до CsOH как и их растворимость (LiOH
- 12,9, NaOH - 114, CsOH - 320 г/100 г воды).
5. Из-за больших радиусов ионов и отсутствия d-электронов
щелочные металлы не образуют комплексных соединений.
Аномальные свойства лития
У Li небольшой атомный радиус и электроны сильнее притягиваются к
ядру. В соединениях лития более заметен вклад ковалентности, чем у
других щелочных металлов. Он медленне разлагает воду. Из всех
щелочных металлов только литий сгорает на воздухе с образованием
нормального оксида, с азотом литий без нагревания образует нитриды.
Гидроксид лития основание срелней силы, тогда как гидроксиды других
щелочных металлов - сильные основания.
Распространение в природе
Природный натрий представлен стабильным изотопом 23Na, а
природный калий - смесью трех изотопов 39К - 93,1%, 40K - 0,01%, 41K - 0,8%.
Содержание натрия и калия в земной коре составляет по 2,6%. В
свободном
виде
натрий
и
калий
не
встречаются.
Наиболее
распространенное соединение натрия - хлорид натрия, содержащийся в
морской воде (около 27 г/л), а также встречающийся в виде залежей
каменной соли. Известен мирабилит Na2SO4⋅10H2O (глауберова соль, воды
Кара-Богаз-Гола).
Соли калия редко образуют крупные месторождения. В Западной
Украине и Соликамске имеются месторождения сильвинита (NaCl ⋅ KCl),
карналита - (KCl ⋅ MgCl2 ⋅ 6H2O), каинита (KCl ⋅ MgSO4 ⋅ 3H2O). Много натрия и
калия содержится в составе силикатов и алюмосиликатов (шпаты).
Физические и химические свойства
Натрий и калий - серебристо-белые мягкие металлы, плавятся при 98о
и 64оС. Соли Na окрашивают пламя в желтый цвет, K - в фиолетовый, Li - в
карминово-красный. Эти элементы качественно и количественно
определеят по интенсивности окраски пламени на пламенном фотометре.
Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Они легко
отдают свои электроны и являются наиболее сильными восстановителями.
Так, натрий участвует в следующих взаимодействиях:
С водородом  NaH (гидриды)
С кислородом  Na2O
С водой  NaOH + H2
С хлором, бромом, иодом  NaCl, NaBr, NaI
C HCl, HBr, HI  NaCl, NaBr, NaI
C серой, углеродом  Na2S, Na2C2
С азотом, фосфором  Na3N, Na3P
C концентрированной HNO3  NaNO3+ N2O
C разбавленной HNO3  NaNO3+ N2
C концентрированной H2SO4  Na2SO4 + H2S
C разбавленной H2SO4  Na2SO4 + H2
С металлами  сплавы
1. Взаимодействие с кислородом идет с образованием пероксидов.
Только литий образует оксид.
4Li + O2 = 2Li2O
2Na + O2 = Na2O2
оксид
K + O2 = KO2 (точнее K2O4)
пероксид
супероксид
2. Взаимодействие с галогенами. Щелочные металлы сгорают в
атмосфере хлора и фтора и легко соединяются с бромом или иодом при
обычной температуре.
2Na + Cl2 = 2NaCl
2K + Br2 = 2KBr
3. Взаимодействие с другими неметаллами. Щелочные металлы
непосредственно соединяются с серой, фосфором, а при нагревании - с
азотом и углеродом.
2Na + S = Na2S
3K + P = K3P
6Na + N2 = 2Na3N
2Na + 2C = Na2C2
Нитриды, фосфиды, карбиды нестойкие и легко гидролизуются:
Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3
Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2
4. Взимодействие с водородом. При нагревании щелочных металлов с
водородом образуются гидриды с ионной кристаллической решеткой.
Гидриды гидролизуют-ся в воде и спиртах и легко окисляются.
2Na + H2 = 2NaH
2NaH + 2H2O = 2NaOH + 2H2
NaH + C2H5OH = C2H5ONa + H22KH + O2 = K2O + H2O
5. Щелочные металлы разлагают воду, спирты и аммиак (они
настолько сильные восстановители, что окисляются водой, спиртами и
аммиаком)
2K + 2H2O = 2KOH + H2 2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2
2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2
6. Щелочные металлы растворяются в кислотах-неокислителях
вытесняя водород и в кислотах-окислителях, глубоко восстанавливая их.
2Na + H3PO4 = Na2HPO4 + H2 2Na + H2SO4разб = Na2SO4 + H2
10Na + 12HNO3разб = 10NaNO3 + N2 + 6H2O
8Na + 5H2SO4конц = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O
7. Щелочные металлы вытесняют из расплавов солей или оксидов
менее активные металлы:
tо
tо
MgCl2 + 2Na = Mg + 2NaCl
Al2O3 + 6Na = 2Al + 3Na2O
Получение и применение натрия и калия
Щелочные металлы не восстанавливаются из природных соединений
углем, оксидом углерода, водородом. Их получают - электролизом
расплавов солей или гидроксидов;
электролиз
электролиз
2NaCl  2Na + Cl2
4NaOH  4Na + O2 + 2H2O
Калий можно получать электролизом, но более дешевым является
способ вытеснения этого металла из расплавов натрием;
tо
tо
KOH + Na = NaOH + K
KCl + Na = NaCl + K
Применение натрия и калия
1. Получение пероксидов.
2. Сплав натрия и калия - теплоноситель в ядерных электростанциях.
3. Получение металлоорганических соединений.
Оксиды щелочных металлов
Li2O получают прямым окислением, остальные оксиды - из пероксидов
или иным путем:
4Li + O2 = 2Li2O
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
KO2 + 3K = 2K2O
10Na + 2NaNO3 = 6Na2O + N2
Оксиды натрия и калия имеют выраженные основные свойства.
Усиление основных свойств происходит от Li2O до Cs2O. Жадно поглощают
диоксид углерода.
Na2O + H2O = 2NaOH
Na2O + SO3 = Na2SO4
Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Пероксиды щелочных металлов
Пероксиды - твердые кристаллические вещества, ведут себя как соли
слабой кислоты (пероксида водорода). Пероксиды - сильные окислители.
Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2
Na2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O2
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4
Na2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O
3Na2O2 + 2Cr(OH)3 = 2Na2CrO4 + 2NaOH + 2H2O
Пероксиды используются для регенерации воздуха в подводных
лодках и космических кораблях.
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
BaO2 + 2CO2 = BaCO3 + O2
Гидроксиды щелочных металлов
NaOH - едкий натр (каустическая сода); KOH - едкое кали. Это
твердые, белые непрозрачные вещества. При растворении в воде
выделяется большое количество тепла из-за образования гидратов.
Гидроксиды натрия и калия устойчивы к нагреванию и плавятся без
разложения на воду и оксид.
Cильные основания и практически полностью диссоциируют в водных
растворах, вступают в реакцию нейтрализации, соединяются с
кислотными оксидами, вытесняют слабые основания из их солей.
NaOH  Na+ + OHNaOH + HCl = NaCl + H2O
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
KOH + NH4Cl = KCl + NH3 + H2O
2KOH + FeSO4 = Fe(OH)2 + K2SO4
Щелочи вытесняют из солей амфотерных металлов осадки
амфотерных гидроксидов, которые при дальнейшем прибавлении щелочи
растворяются вследствие образования комплексных солей:
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
В щелочах растворяются некоторые неметаллы и амфотерные
металлы:
2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O
6KOH + 3S = 2H2S + K2SO3 + 3H2O
3KOH + 4P + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
tо
2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2
Гидроксиды натрия и калия получают электролизом водных
растворов их солей:
электролиз
2NaCl + 2H2O
 2NaOH + Cl2 + H2
Старый способ получения из соды основан на смещении равновесия
реакции вправо из-за плохой растворимости карбоната кальция. Этот
метод дал название гидроксида натрия - каустическая сода.
Na2CO3 + CaO + H2O = CaCO3 + 2NaOH
Гидроксиды натрия и калия применяют для очистки нефтепродуктов,
в производстве мыла, бумаги, искусственного шелка и пр. Их используют
как
осушители
аммиака,
органических
аминов,
углеводородов,
неорганических оснований. Но гидроксиды нельзя использовать для
удаления воды из газов, взаимодействующих со щелочами (CO2, SO2, NO2,
SO3, HCl, HBr, HF, H2S, Cl2, Br2).
Соли натрия и калия
Соли
натрия
и
калия
почти
все
легкорастворимы
(труднорастворимыми солями калия являeтся перхлорат KClO4).
Хлорид натрия - приправа к пище, сырье для получения натрия,
гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды. Карбонат натрия
(Na2CO3 - кальцинированная сода, Na2CO3 . 10H2O - кристаллическая сода и
гидрокарбонат натрия - NaHCO3 - питьевая сода). Карбонат натрия в
растворах гидролизуется:
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH - гидролиз идет активно
NaHCO3 + H2O = H2CO3 + NaOH - гидролиз протекает частично
Поэтому в растворах карбонатов среда щелочная (выявляется
лакмусом и фенолфталеином), а в растворе гидрокарбонатов щелочную
среду фенолфталеином обнаружить нельзя, только лакмусом, как более
чувствительным индикатором.
Сульфат натрия - Na2SO4 и его кристаллическая соль Na2SO4 ⋅ 10H2O применяют в производстве стекла и соды, в медицине как слабительное.
Соли калия более дорогие, чем соли натрия и используются как
удобрение, т.к. доступного для растений калия в почве недостаточно
(неионообменный калий связан в силикатах и алюмосиликатах).
Применяются следующие калийные удобрения:
1. Сырые соли - используют в размолотом виде - сильвинит KCl ⋅ NaCl,
каинит MgSO4 ⋅ KCl ⋅ 3H2O, карналлит MgCl2 ⋅ KCl ⋅ 6H2O и другие.
2. Концентрированные соли, получают переработкой сырых солей.
Наиболее часто используют хлорид или сульфат калия, а также нитрат
калия (калийную селитру).
Калия хлорид получают из сильвинита или карналлита. Получение
основано на растворении карналлита в воде и упаривании растворов.
Вследствие более низкой растворимости первым кристаллизуется хлорид
калия.
Древесная и торфяная зола - содержит поташ (К2СО3).
S-элементы 2 группы
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА. К щелочноземельным металлам обычно
относят кальций, стронций и барий, поскольку их оксиды (земли) при
растворении в воде дают щелочи. Оксиды бериллия и магния в воде не
растворяются. Иногда и все металлы из 2А группы называют
щелочноземельными. На внешнем уровне атомы имеют 2 электрона (Be 2s2, Mg - 3s2, Ca - 4s2 и т.д.).
При возбуждении s-электроны переходят
на рподуровень и тогда возможно образование двух связей
(валентность
равна двум). В соединениях металлы
проявляют степень окисления +2.
Магний
1. Щелочноземельные металлы сильные восстановители, хотя и
уступают щелочным металлам. Восстановительные свойства растут
сверху вниз, что совпадает с увеличением атомных радиусов (Be - 0,113
нм, Ba - 0,221 нм) и ослаблением связи электронов с ядром. Так, Ве и Mg
разлагают воду очень медленно, а Са, Sr, Ва бурно.
2. На воздухе Be и Mg покрываются защитной пленкой и сгорают при
только при поджигании, тогда как Ca, Sr, Ba самовоспламеняются при
контакте с воздухом.
3. Оксиды Be и Mg нерастворимы в воде и гидроксиды Be и Mg
получают косвенным путем, тогда как оксиды Ca, Sr, Ba cоединяясь с
водой, образуют гидроксиды. Оксид бериллия имеет амфотерные
свойства, остальные оксиды - основные свойства.
4. Be(OH)2 и Mg(OH)2 почти нерастворимы в воде (0,02 и 2 мг на 100 г).
Растворимость Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 составляет 0,1, 0,7 и 3,4 г. При
этом Be(OH)2 - амфотерный гидроксид, Mg(0H)2, - слабое основание,
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(0H)2 - сильные основания.
5. Галогениды хорошо растворимы в воде, но растворимость
сульфатов падает сверху вниз. Так, в 100 г воды растворяется 35,6 г
MgSO4, но только 0,2 г CaSO4, 0,01 г SrSO4 и 0,0002 г BaSO4.
6. Растворимость карбонатов снижается сверху вниз. MgCO3 - 0,06 г на
100 г воды, ВаСО3 всего - 0,002г. Термическая устойчивость карбонатов
растет сверху вниз: Если BeCO3 разлагается при 100о, MgCO3 - при 350о, то
СаСО3 - при 900о, SrCO3 - 1290о BaCO3 - при 1350о.
БЕРИЛЛИЙ
имеет
более
выраженные
ковалентные
(неметаллические) свойства, чем другие элементы 2А группы. И сам
бериллий, его оксид и гидроксид имеют амфотерные свойства.
Ве + 2НСl = BeCl2 + H2
BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O
Вe + 2KOH + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2
BeO + 2KOH + H2O = K2[Be(OH)4]
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O Be(OH)2 + 2KOH = K2[Be(OH)4]
МАГНИЙ И КАЛЬЦИЙ
ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ. Содержание магния и кальция в земной коре 2,1
и 3,6%. Минералы магния - MgCO3. CaCO3 - доломит, MgCO3 - магнезит, KCl .
MgCl2. 6H2O - карналлит; MgSO4. KCl . 3H2O - каинит. Минералы кальция:
CaCO3 - кальцит (известняк, мел, мрамор), СaSO4. 2H2O - гипс, Ca3(PO4)2 фосфорит, 3Ca3(PO4)2. CaF2 - апатит.
Магний и кальций - серебристо-белые металлы плавятся при 651 и
о
851 С. Кальций и его соли окрашивают пламя в кирпично-красный цвет.
ПОЛУЧЕНИЕ.
Кальций и магний получают электролизом расплава
хлорида кальция или хлорида магния или алюмотермическим методом.
o
электролиз
СaCl2 
Ca + Cl2
t
4CaO + 2Al = 3Ca + CaO . Al2O3
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ.
В соединениях оба металла проявляют степень окисления +2. При
этом кальций более активен, чем магний, хотя и уступает стронцию и
барию.
1. Взаимодействие с кислородом идет с воспламенением и
выделением тепла и света.
Mg + O2 = 2MgO;
 2Ca + O2 = 2CaO
2. Взаимодействие с галогенами. Фтор соединяется с Са и Mg
непосредственно, остальные галогены только при нагревании.
tо
tо
Mg + Cl2 = MgCl2;
Ca + Br2 = CaBr2
3. При нагревании Са и Mg образует с водородом гидриды, которые
легко гидролизуются и окисляются.
to
to
Mg + Н2 = MgН2 ;
Ca + Н2 = CaН2
СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2H2;
CaН2 + О2 = СаО + Н2О
4. При нагревании
оба металла взаимодействуют с другими
неметаллми:
to
to
to
Mg + S = MgS;
3Ca + N2 = Ca3N2;
3Mg + 2P = Mg3P2
to
to
to
3Ca + 2As = Mg3As2; Ca + 2C = CaC2;
Mg + 2C = MgC2
Нитриды, сульфиды и карбиды кальция и магния подвержены
гидролизу:
C2H2
Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3 ;
CaC2 + 2H2O
= Ca(OH) 2 +
5. Бериллий и магний с водой и спиртами взаимодействуют только
при нагревании, тогда как кальций бурно вытесняет из них
водород.
o
t
Mg + H2O = MgO + H2;
Са + 2С2Н5ОН = Са(С2Н5О)2 + Н2
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
6. Магний и кальций отнимают кислород у оксидов менее активных
металлов.
to
to
CuO + Mg = Cu + MgO;
 MoO3 + 3Ca = Mo + 3CaO
7. Из кислот-неокислителей магний и кальций вытесняют водород,
а кислоты-окислители эти металлы глубоко восстанавливают.
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Ca + 2CH3COOH = Ca(CH3COO)2 + H2
3Mg + 4H2SO4к = 3MgSO4 + S + 4H2O; 4Ca + 10HNO3к= 4Ca(NO3)2 + N2O
+ 5H2O
4Ca + 10HNO3оч.разб. = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
8. Кальций и магний легко окисляются растворами окислителей:
0
+7
+2
+2
5Mg + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5MgSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
0
+6
+2
+3
Са + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3СаSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
ОКСИДЫ ГИДРОКСИДЫ КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ.
Оксид магния - MgO - белый порошок, тугоплавкий (огнеупор),
нерастворимый в воде и кислотах и только аморфная форма оксида
магния медленно взаимодействует с кислотами. Получают оксид магния
нагреванием гидроксида магния.
to
MgO (аморфный) + 2HCl = MgCl2 + H2O;
 Mg(OH)2 = MgO + H2O
Гидроксид
магния
Mg(OH)2
малорастворимое
и
малодиссоциирующее основание. Получают действием щелочей на соли
магния. При пропускании диоксида углерода через его раствор выпадает
осадок карбоната магния, который в дальнейшем растворяется при
избытке СО2.
MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCl
MgCl2 + 2NH4OH = Mg(OH)2 + 2NH4Cl
Mg(OH)2 + CO2 = MgCO3 + H2O
MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2
Оксид кальция - СаО - негашенная известь. Белое тугоплавкое
вещество с выраженными основными свойствами (образует с водой
гидроксид, реагирует с кислотными оксидами, кислотами и амфотерными
оксидами).
СаО + Н2О = Са(ОН)2
+ H2O
to
СaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2
Получают обжигом
кальция.
to
СаСО3 = СаО + СО2;
СаО + СО2 = СаСО3
СаО + 2НCl = CaCl2
o
CaO + Fe2O3 = Ca(FeO2)2
t
известняка
или
восстановлением
to
2СаSO4 + 2C = 2CaO + 2SO2 + CO2
сульфата
Гидроксид кальция Са(ОН)2 - гашеная известь (пушенка), получают
при взаимодействии оксида кальция с водой. Сильное основание, кроме
того растворяет некоторые неметаллы и амфотерные металлы.
H2O
Са(ОН)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O
Ca(OH)2 + SO3 = CaSO4 +
3Ca(OH)2 2FeCl3 = 2Fe(OH)3+ 3CaCl2
 + H2O
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + NH3
2Са(ОН)2 + Сl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
Ca(AlO)2 + 3H2
Са(ОН)2 + 2Al + 2H2O =
Гашеная известь входит в состав строительного раствора.
Затвердение основано на реакциях:
Ca(OH)2 + СO2 = CaCO3 + H2O;  Ca(OH)2 + SiO2 = CaSiO3 + H2O
из воздуха
песок
При пропускании диоксида углерода через раствор Ca(OH)2
(известковую воду) выпадает осадок карбоната кальция, который при
дальнейшем пропускании СО2 растворяется вследствие
образования
растворимого гидрокарбоната кальция.
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О;
 СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2
СОЛИ КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ
Хлориды, бромиды, нитраты, сульфиды кальция и магния и сульфат
магния хорошо растворимы в воде. Сульфат кальция, карбонаты,
фосфаты, гидрофосфаты кальция и магния плохо растворимы в воде,
тогда как гидрокарбонаты и дигидрофосфаты растворимы хорошо.
Сульфид кальция гидролизуется по аниону, а сульфид магния - по
аниону и катиону. Хлорид и карбонат магния гидролизуются - по катиону,
хлорид кальция не гидролизуется, карбонат кальция малорастворим.
2СаS + 2H2O = Ca(HS)2 + Ca(OH)2
MgCl2 + H2O = Mg(OH)Cl + HCl
(MgOH)2CO3 + СО2
MgS + 2H2O = Mg(OH)2 + H2S
2MgCO3+
H2O
=
2MgCl2 + 2K2CO3 + H2O = (MgOH)2CO3 + 4KCl + CO2
Гидрокарбонат магния получают из карбоната магния
гидроксикарбоната магния (основного карбоната), пропуская CO2.
2MgCO3+ CO2 + H2O = Mg(HCO3)2;
2Mg(HCO3)2
или
(MgOH) 2CO3 + 3CO2+ Н2О =
Аналитические реакции: CaCl2 + (NH4)2CO3 = CaCO3 + 2NH4Cl
CaCl2 + 2Na2HPO4 = Ca3(PO4)2 + 4NaCl + 2HCl
MgCl2 + Na2HPO4 + NH4OH = MgNH4PO4 + 2NaCl + Н2O
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ.
Жесткость воды - это комплекс свойств воды обусловленный
содержанием в ней ионов кальция и магния. Жесткая вода имеет
недостатки - 1) в котлах и трубах образует накипь; 2) ухудшает моющие
свойства мыла из-за образования нерастворимых кальциевых и магниевых
солей жирных кислот; 3) резко усиливает коррозию металлов и бетонных
конструкций; 4) в жесткой воде плохо разваривается мясо.
Жесткость выражается количеством (ммоль/л) ионов Са2+ и Mg2+ в 1 л
воды. Содержание этих ионов в мягкой воде - до 2 ммоль/л, в воде
средней жесткости - от 2 до 4 ммоль/л, в жесткой воде выше 4 ммоль/л.
ВРЕМЕННАЯ ЖЕСТКОСТЬ воды обусловлена наличием в воде
гидрокарбонатов магния и кальция. Ее устраняют путем кипячения.
Гидрокарбонат магния лучше устраняется при подщелачивании:
to
to
Са(HCO3)2 = СаCO3 + CO2 + Н2О Mg(HCO3)2 = MgCO3+ CO2 + H2O
to
2Mg(HCO3)2 + 2NaOH = (MgOH)2CO3 + Na2CO3 + 2CO2 + 2H2O
Временную
методами:
жесткость
воды
обычно
устраняют
следующими
1. Известковой способ: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O
Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + Mg(OH)2 + 2H2O
2. Содовый способ:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3
Mg(HCO3)2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2NaHCO3
3. Натронный способ: Ca(HCO3)2 + 2NaОН = CaCO3 + 2Na2CO3 + 2Н2О
Mg(HCO3)2 + Na2CO3 = MgCO3 + Na2CO3 + 2Н2О
ПОСТОЯННАЯ (НЕКАРБОНАТНАЯ) ЖЕСТКОСТЬ воды обусловлена
наличием сульфатов, хлоридов и других солей магния и кальция. При
кипячении не устраняется.
Постоянную жесткость воды устраняют следующими способами:
1. Содовый способ: СaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 + Na2SO4
MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3 + Na2SO4
2. Фосфатный способ: 3СaSO4 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3Na2SO4
3MgSO4 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 3Na2SO4
3. Ионный обмен - используются ионообменные смолы, или минералы.
Катиониты обменивают ион водорода (HKt) либо ион натрия (Na2Kt) на
ионы кальция и магния.
CaSO4 + 2HKt = Ca(Kt)2 + H2SO4
Na2Kt + CaCl2 = CaKt + 2NaCl
Ионообменники - это полимерные или минеральные материалы с
закрепленными анионными (катиониты) или катионными (аниониты)
группами и которые способны обменивать свои ионы на ионы среды.
Катиониты чаще всего содержат остатки серной, фосфорной или
органических кислот пришитые к органическому полимеру. Часто в
качестве катионитов используют природные минералы - алюмосиликаты
общего состава Na2[Al2O3. 2SiO2 .nH2O], которые обменивают иона натрия
на ионы кальция или магния.
СH2 - CH - CH2 -CH-CH2.
I
I
O=S=O O=S=O
+
I
I
O-H H-O
катионит, Н+-форма
ОБЩАЯ
жесткости.
.
Ca2+
=
СH2 - CH - CH2 -CH-CH2.
I
I
O=S=O O=S=O
+ 2H+
I
I
O- Ca - O
катионит, Са2+-форма
ЖЕСТКОСТЬ воды - это сумма временной и постоянной