|
Властивості s-металів та їх сполукВластивості s-металів та їх сполук62 Зміст
Температури плавлення і кипіння для металів ІА-підгрупи низькі, вони зменшуються по групі згори униз, а густини, навпаки, збільшуються. Це пояснюється так. Валентні електрони надзвичайно тонким шаром розподіляються по позитивно заряджених йонах s-металів, параметри кристалічних комірок зростають (завдяки збільшенню радіусів атомів) із зростанням порядкового номера, що призводить по послабшення хімічних зв'язків. Це й зумовлює зменшення температур плавлення. Однак поряд із зростанням радіусів збільшується й маса атомів. У калію відбувається різке збільшення радіуса порівняно з натрієм (за рахунок появи d-підрівня), тому вплив об'єму переважає над впливом маси, що приводить до зниження густини порівняно з натрієм (табл.1). Хімічний аналіз лужних металів проводять за допомогою метода пламеневої фотометрії, оскільки їх пари інтенсивно забарвлені: літію - у червоний колір, натрію - у жовтий, калію - у фіолетовий, рубідію - у фіолетово-рожевий, цезію - у блакитний. В атмосфері водню пари натрію мають фіолетове забарвлення, калію - блакитнувато-зелене, а у рубідію та цезію, навпаки, - зеленувато-блакитне. Лужні метали дуже м'які, пластичні, легко ріжуться ножем, тому їх неможливо використовувати як конструкційні матеріали, але літій і натрій застосовуються у сплавах з іншими металами. 2.1.3 Хімічні властивостіХімічні властивості лужних металів визначаються будовою їх атомів і енергетичними характеристиками (табл.2).Низькі значення перших потенціалів йонізації, великі ефективні радіуси атомів, які різко зменшуються при утворенні з нейтральних атомів позитивно заряджених йонів, - все це сприяє зростанню хімічної активності у міру збільшення порядкового номера. У хімічних реакціях атоми лужних металів виявляють сильні відновні властивості, вони легко втрачають валентні електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони - катіони:Mе0 - з Mе+.Таблиця 2 - Енергетичні характеристики лужних металів
Відношення до води. Літій з водою взаємодіє досить повільно, натрій - вже енергійно, цезій - з вибухом відповідно до загальної схеми (символом Ме позначений лужний метал): 2 Ме + 2Н2О 2МеОН + Н2. Внаслідок реакції виділяється водень і утворюються сильні основи - луги. Взаємодія з елементарними окисниками. Завдяки великій відновній активності лужні метали взаємодіть із більшістю елементів, утворюючи бінарні сполуки, в яких неметали виявляють негативні ступені окиснення, найчастіше - мінімальні. Відносно до лужних металів всі елементи з високими електронегативностями є окисниками, в тому числі й водень. Реакції лужних металів з елементарними окисниками можуть проходити при нагріванні чи за звичайних умов - залежно від активності як металу, так і окисника. З киснем тільки літій окиснюється до оксиду, решта лужних металів дає пероксиди (в яких ступінь окисненя Оксигену дорівнює -1) чи супероксиди (в старій номенклатурі - надпероксиди, в яких О-1/ 2) 4Li + O2 2Li2O; 2 Na + O2 Na2O2; K + O2 KO2 (або K2O4). Доречно згадати, що оксиди калію та натрію можуть бути одержані тільки при нагріванні суміші пероксиду з надлишком металу при повній відсутності кисню: Na2O2 + 2Na 2 Na2O. З воднем лужні метали утворюють гідриди 2Li + H2 2LiH; з азотом - нітриди; при кімнатній температурі у реакцію вступає літій, решта лужних металів - при нагріванні 6Mе + 3N2 2Mе3N; з галогенами - галіти 2Mе + Hal2 2MеHal, де Hal - F, Cl, Br, I; з фосфором - фосфіди 3Mе + P Mе3P; з сіркою та її аналогами (Se, Te) у розплавленому стані чи при нагріванні - халькогеніди 2Mе + S Mе2S; з графітом - карбіди 2Mе + 2C Mе2C2; з кремнієм - силіциди 4Mе + Si Mе4Si. Крім того, лужні метали здатні енергійно, з виділенням теплоти розчинятися у ртуті, утворюючи амальгами змінного 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, які продукти утворюються внаслідок таких реакцій, якщо за якихось причин їх все ж таки необхідно буде здійснити. Взаємодія з неокислювальними кислотами (розведена сірчана H2SO4, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H3PO4, оцтова CH3COOH та інші слабкі кислоти), в яких окисником завжди є йон Гідрогену Н+ (чи, точніше, гідроксоній-катіон Н3О+) супроводжується виділенням водню та утворенням солі і проходить за загальною схемою: 2Mе + 2HАn MеAn + H2. Взаємодія з окиснювальними кислотами (азотна HNO3, концентрована сірчана H2SO4 та ін), окиснювальна здатність яких зумовлюється не наявністю йона Гідрогену, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх кислотних залишків - аніонів. Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділення водню. Однак у випадку реакції лужних металів (Li, Na, K) з дуже розведеними розчинами окиснювальних кислот, яка проходить надзвичайно бурхливо, поряд з основними продуктами реакції може виділятися і водень, але це є результатом побічної реакції, тобто взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною у розчині кислоти. Розглянемо відношення лужних металів до кислот-окисників на прикладі натрію: 8Na + 10HNO3 (розв) 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O, 3Na + 4HNO3 (конц) 3NaNO3 + NO + 2H2O, 8 Na + 5H2SO4 (конц) 4Na2SO4 + H2S + 4H2O. Як видно з рівнянь реакцій натрій відновлює Нітроген (+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 самому початку ряду напруг, належать до найбільш активних відновників, тому при внесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають у взаємодію не з самою сіллю, а з водою, що міститься у розчині, наприклад: 2K + 2H2O 2KOH + H2. Однак натрій здатний взаємодіяти з розплавами солей - переважно з хлоридами чи фторидами менш активних металів. На цьому заснований металургійний метод добування металів, так звана натрієтермія - одержання Ti, Zr, Nb, Ta та ін. при відновлюванні їх за допомогою натрію: TiCl4 + 4Na Ti + 4NaCl, BeF2 + 2Na Be + 2NaF. Взаємодія з амоніаком, в яку вступають лужні метали, проходить при контакті металу з рідким NH3 чи при його нагріванні в парах амоніаку 2Na + 2NH3 2NaNH2 + H2. При цьому утворюються аміди лужних металів складу MeNH2 - кристали, що легко гідролізуються водою: NaNH2 + H2O NaOH + NH3. З органічними сполуками. Метали ІА-підгрупи можуть взаємодіяти зі спиртами, утворюючи алкоголяти, з органічними кислотами з утворенням органічних солей - карбоксил атів CH3-CH2-OH + Na CH3-CH2-ONa + Ѕ H2O, Етанол Етанолят натрію CH3-COOH + Na CH3COONa + Ѕ H2O. Оцтова кислота Ацетат натрію. Натрієві солі вищих жирних кислот широко застосовуються при одержанні мил та миючих засобів. Крім того, лужні метали здатні вступати в реакції з іншими органічними речовинами, продуктами чого є так звані металоорганічні сполуки, у тому числі - натрійорганічні сполуки. 2.1.4 Сполуки лужних металів та їх властивостіОксиди (загальна формула М2О) добувають, як вже згадувалося, при безпосередньому контакті з киснем в умовах його недостачі і контрольованого доступу в реакційне середовище. Причому, спочатку утворюється пероксид, який розкладається при підвищеному температурному режимі за схемою:2Na + O2 Na2O2,2Na2O2 2Na2O + O2.Оксиди мають такі забарвлення: Li2О і Na2О - безбарвні, K2О і Rb2О - жовті, Cs2О - оранжевий. Забарвлення посилюється, оскільки у міру збільшення розмірів йонів М+ збільшується їх поляризованість. При контакті з водою оксиди лужних металів швидко розчиняються з утворенням сильних основ - лугів2Na2O + Н2O 2NaOН.Оксиди лужних металів виявлять властивості типових основних оксидів, тому легко вступають у взаємодію з кислотами, кислотними і навіть амфотерними оксидами і основами (останні дві реакції відбуваються при сумісному сплавленні вихідних речовин)Na2O + 2 HCl 2NaCl + H2O, Na2O + CO2 Na2CO3,Na2O + BeO Na2BeO2,Na2O + Zn (OH) 2 Na2ZnO2 + H2O. Крім звичайних оксидів лужні метали з Оксигеном утворюють пероксиди загального складу М2О2, що містять йони О22-, в яких ступінь окиснення Оксигену дорівнює -1, і супероксиди М2О4 (чи МО2) зі ступенем окиснення Оксигену -1/2. Стійкість пероксидів і супероксидів зростає при збільшенні розміру йона металу М+, оскільки зі збільшенням 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 пероксидNa2O2 + 2H2O 2NaOH + Н2O2,однак при дії гарячою водою чи при нагріванні пероксиди диспропорціонують за схемою:2Na2O2 + 2H2O 4NaOH + O2.Пероксид натрію уявляє собою жовтий кристалічний порошок, який розкладається при триваловому зберіганні2Na2O2 2Na2O + O2.Оскільки пероксиди містять атоми Оксигену в проміжному ступені окисненя (-1), то для них притаманна окисно-відновна двоїстіть. Із сильними відновниками вони виступають як окисники, наприклад:4Na2O2 + H2S + 2H2O 4Na2SO4 + 6NaOHS-2 - 8 з S+6O2-2 + 2з 2O-2, але - з сильними окисниками - як відновники:3Na2O2 + HIO3+ 3H2SO4 3Na2SO4+HI +O2+ 3H2OO2-2 - 2з 2O2I+5 + 6з I-1.Супероксиди належать до сильніших окисників: у них майже миттєво згоряє алюміній, а деревинні ошурки - при незначному нагріванні. Вони реагують з водою з утворенням кисню і гідроген пероксиду2КО2 +2Н2О 2КОН + Н2О2 + О2.Гідриди -білі кристалічні речовини, що містять аніон Н-1. Їх термічна стійкість зменшується у ряді LiH-NaH-KH-RbH-CsH, а реакційна здатність, навпаки, - збільшується від LiH до CsH. Завдяки невеликій стікості вони розкладаються водою, при цьому Гідроген (-1), що входить до складу гідриду відновлює Гідроген (+1), який знаходиться у водіNaH + H2O NaOH + H2.Їх вважають солеподібними сполуками, оскільки вони легко вступають у реакцію с кислотними оксидами, наприклад, з вуглекислим газом, утворюючи форміат натрію - сіль органічної (мурашиної) кислотиNaH + CO2 HCOONa.Гідроксиди лужних металів - луги. Це безбарвні кристалічні речовини, легкоплавкі: Тпл. зменшується від LiОH (473оС) до CsОH (346оС), дуже добре розчинні у воді (за винятком LiОH), cтійкі до нагрівання навіть до 1000оС, крім LiОH, який розкладається вже при температурі 500оС2LiОH Li2О + Н2О.Луги належать до дуже сильних електролітів, вони майже повністю дисоціюють у водних розчинах, утворюючи незв'язані йониMeOH Me+ + OH-.Наявність у розчинах лугів незв'язаного гідроксилу OH- зумовлює високу реакційну здатність гідроксидів лужних металів, які взаємодіють з численними речовинами багатьох класів неорганічних і органічних сполук:з мінеральними і органічними кислотамиNaOH + HCl NaCl + H2O,NaOH + С17H35СOOH С17H35СOONa + H2O;з кислотними оксидами6NaOH + P2O5 2Na3PO4 + 3H2O,2NaOH + 2NO2 NaNO3 + NaNO3 + H2O;вони добре поглинають із повітря вуглекислий газ, який теж належить до кислотних оксидів2NaОH + CO2 Na2CO3 + Н2О,з амфотерними оксидами і основамиNaOH (кр) + Al2O3 NaAlO2 + H2O (при сплавленні),NaOH (р-н) + Al2O3 +H2O Na [Al (OH) 4] з нормальними, кислими, основними і амонійними солями (умовою протікання цих реакцій є утворення внаслідок неї газу, осаду чи малодисоційованої сполуки)NaOH + Fe (NO3) 3 NaNO3 + Fe (OH) 3v, NaOH + NaHCO3 Na2CO3 + H2O, NaOH + Cr (OH) 2Cl NaCl + Cr (OH) 3v,NaOH + NH4Cl NaCl + NH4OH,однак при нагріванні остання реакція проходить іншим шляхом:NaOH + NH4Cl NaCl + NH3 + H2O;з деякими неметалами, наприклад:6NaOH (гаряч. розчин) + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O;2NaOH +Cl2 NaCl + NaClO + H2O;8NaOH + 4S (розплав) 3Na2S + Na2SO4 + 4H2O.Луги є настільки сильними основами, що при плавленні реагують навіть зі склом і фарфором і розчиняють платину та деякі інші малоактивні метали у присутності кисню2NaOH (кp) + SiO2 Na2SiO3 + H2O,2NaOH + Pt + O2 Na2PtO3 + H2O.Солі. Лужні метали утворюють солі з усіма оксигенвмісними і безкисневими кислотами. Корисно пам'ятати, що для деяких солей лужних металів більш поширеними є не номенклатурні, 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 карбонових кислот загального складу СnН2n+1СООNa - мила.Майже всі солі лужних металів добре розчиняються у воді, тому найчастіше їх добувають за обмінними реакціями нейтралізації3NaOH + H3PO4 Na3PO4 + 3H2O.Солі лужних металів і слабких кислот гідролізуються у водних розчинах з утворенням лужного середовища, в якому рН >7:СН3СООNa + H2O CH3COOH + NaOH,СН3СОО- + Na+ + H2O CH3COOH + Na+ + OH-,СН3СОО- + H2O CH3COOH + OH-.Якщо у складі солі є багатозарядний аніон слабкої кислоти, то така сіль гідролізується ступінчасто, наприклад, гідроліз карбонату натрію:I ступінь: Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH,2Na+ + CO32- + H2O Na+ + HCO3- + Na+ + OH-,CO32- + H2O HCO3- + OH-;ІІ ступінь: NaНCO3 + H2O H2CO3 + NaOH,Na+ + НCO3- + H2O H2CO3 + Na+ + OH-,НСО3- + Н2О Н2СО3 + ОН-.Солі безкисневих кислот стійкі до нагрівання, при високих температурах вони просто переходять з твердого стану в рідкий розплав. Однак солі оксигенвмісних кислот не завжди витримують значне підвищення температури. Нітрати розкладаються, причому нітрат літію розкладається за однією схемою, а нітрати всіх інших лужних металів - за іншою, як показано на прикладі нітрату натрію: 4LiNO3 2 Li2O + 4NO2 + O2,2NaNO3 2NaNO2 + O2.Стійкість солей лужних металів до підвищених температур зростає згори вниз - від солей літію до солей цезію. Так, карбонат літію розкладаєтьсяLi2CO3 Li2O + CO2,а карбонат натрію Na2CO3 та карбонати інших лужних металів плавляться без розкладання.2.1.5 Застосування лужних металів та їх сполукДеякі шляхи використання лужних металів та їх сполук вже були згадані у попередньому тексті. До того слід додати ще кілька моментів.Металевий натрій - найширше застосований метал. Він використовується у металургії як відновник, для абсолютування органічних розчинників, як теплоносій в ядерних реакторах сумісно з калієм, для добування Na2O2, який, у свою чергу, застосовується для очищення та регенерації повітря в апаратах штучного дихання.Сполуки натрію використовуються у медицині і багатьох 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 натрію використовують для просочення деревини і як флюс.Металевий калій застосовують рідше, ніж натрій. Його використовують у металотермії та органічних синтезах для одержання сплавів з натрієм та іншими металами, а також для вимірювання поглинання рентгенівського випромінювання за допомогою калієвої пластинки. З нього одержують супероксид, який використовують у підводних човнах для регенерації повітря:4КО2 + 2CO2 2K2CO3 + 3O2.Сполуки калію застосовують у сільському господарстві як добрива, в стекольній промисловості, при виробництві рідкого мила та ін.Рубідій та цезій застосовують для виготовлення фотоелементів. Інтерметалеві сполуки рубідію та цезію Rb3Sb і Cs3Sb використовують як напівпровідниковий матеріал при виготовленні фотокатодів. Багато комплексних сполук, що містять Rb і Cs, використовують в аналітичній хімії.2.2 s-Метали ііа-підгрупиГоловна підгрупа ІІ групи періодичної системи елементів 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 до лужноземельних металів, оскільки за своїми властивостями вони помітно відрізняються від лужноземельних металів: берилій за реакційною здатністю більше походить на алюміній, а магній окремими властивостями нагадує літій, а деякими іншими - цинк.Електронна структура s-металів ІІ групи - ns2. Найбільш характерний ступінь окиснення дорівнює +2. Перший потенціал йонізації І1 вищий, ніж у s-металів ІА-підгрупи, що є наслідком зростання заряду ядра і зменшення атомних радіусів порівняно з лужними металами, а також підвищеної стійкості повністю заповненої електронами ns2-конфігурації на відміну від ns1.Метали ІІА-підгрупи - це речовини, що мають більшу твердість і меншу активність, ніж лужні метали.У межах ІІА-підгрупи хімічна активність металів зростає згори вниз, причому, за багатьма своїми показниками різко виділяється берилій.Вони виявлять певну схильність до утворення ковалентних зв'язків, особливо Be, сполуки якого у розчинах і в твердому стані мають переважно ковалентні зв`язки. У магнію теж спостерігається тенденція до утворення ковалентних зв'язків, а Са, Sr і Ba, навпаки, утворюють частіше йонні зв'язки. У розчинах ці метали знаходяться, в основному, у вигляді йонів Ме2+. Незважаючи на те, що електронегативності (ЕН) і потенціали (або енергії) йонізації у лужноземельних металів більші, ніж у лужних, їх стандартні електродні потенціали (табл.3) мають близькі значення з металами ІА-підгрупи внаслідок великої енергії гідратації йонів Ме2+:Ме·aq2+ +2 з Me (тв).Всі йони Ме2+ мають менші радіуси і поляризуються значно менше, ніж Ме+, тому їх солі майже не відхиляються від йонністі, яка зумовлюється поляризацією катіонів. Проте катіони магнію Mg2+ і особливо берилію Be2+ завдяки їх поляризувальній здатності помітно поляризують аніони, з якими контактують, - саме з цієї причини спостерігається тенденція до утворення ними ковалентних зв'язків.Таблиця 3 - Властивості металів ІІА-підгрупи
В основі добування металів ІІА-підгрупи лежить реакція їх відновлення їз сполук за допомогою сильних відновників чи електричного струму. Берилій відновлюють із фторидів, а барій - із оксидів при високих температурах за схемами BeF2 + Mg Be + MgF2,3BaO + 2Al 3Ba + Al2O3. Інші метали - електролізом розплавів, наприклад: CaCl2 Ca + Cl2, Катод: Ca2+ +2 з Cao, Анод: 2Cl- - 2 з Cl2o. Крім того, магній добувають металотермічним методом (при прокалюванні доломиту при 1300оС з феросиліцієм чи алюмосиліцієм, в якому відновником виступає Si) 2 (CaO·MgO) + Si Ca2SiO4 + 2Mg, чи за тією ж схемою - вугільнотермічним методом (відновленням магнійвмістних сполук за допомогою вугілля С в електропечах при 2100оС). 2.2.1 Поширення у природіУ 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 домішками різновиди 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 (плавиковий шпат) CaF2, фторапатит 3Ca3 (PO4) 2·CaF2, фосфорит Ca3 (PO4) 2; стронцію - целестин SrSO4, стронцініт SrCO3; барію - барит BaSO4, вітерит ВаСО3.2.2.2 Фізичні властивостіУ вільному стані всі метали ІІА-підгрупи - сріблясто-білі речовини за винятком берилію, який має світло-сірий колір.Загальна закономірність змінення фізичних властивостей нагадує лужні метали (табл.4).За винятком берилію та радію, всі вони є достатньо ковкими, пластичними і м'якими, хоч і твердіші за лужні метали. Берилій відрізняється значною твердістю та крихкістю, барій при різкому сильному ударі розколюється на окремі шматки.Таблиця 4 - Фізичні властивості металів ІІА-підгрупи
Температури плавлення та кипіння цих металів вищі, ніж у лужних, причому із зростаннім порядкового номера Тпл. змінюються не монотонно, що пов'язано зі зміненою типу кристалічних решіток. У кристалічному стані за звичайних умов берилій та магній мають гексагональну кристалічну решітку, кальцій та стронцій - кубічну гранецентровану, а барій - кубічну об'ємоцентровану. Від Be до Mg при однаковому типі решітки температури плавлення зменшуються. При переході від Mg до Са змінюється тип кристалічної решітки, тому Тпл. (Mg) < Тпл. (Са). Потім, починаючи від Са, темпратури плавлення знов зменшуються Тип зв'язку - металічний - зумовлює високу тепло - і елекропровідність. Найслабшим провідником електричного струму є берилій. Крім радію, метали підгрупи ІІА є легкими. Ход змінення густин повинен бути монотонним, але з цього ряду випадають магній та кальцій. Справа в тому, що при зростанні порядкового номера по підгрупі збільшуються об'єми і маси атомів і тому можна було б очікувати зростання густини. Але насправді при переході від Mg до Ca радіус атома змінюється дуже різко, а маса - мало, що й призводить до стрибка густини. Берилій та магній покриті оксидною плівкою і не змінюються на повітрі. Завдяки хімічній активності та для запобігання взаємодії з повітрям лужноземельні метали зберігать у запаяних ампулах під шаром гасу чи вазелинового масла. При внесенні у вогонь деякі лужноземельні метали дають характерне забарвлення: кальцій - темно-оранжеве, барій та радій - темно-червоне, стронцій - блідо-зелене. 2.2.3 Хімічні властивостіМетали ІІА-підгрупи мають загальну електронну формулу зовнішнього енергетичного рівня ns2, на попередньому електронному шарі містять по всім електронів, а атом берилію - тільки два. Починаючи від Са, з'являються вільні d-підрівні, що зумовлює вищу активність лужноземельних металів (Ca, Sr, Ba) і відмінність хімічних властивостей від берилію і магнію.Відношення до води. З водою Be і Mg завдяки наявності на їх поверхні інертної оксидної плівки взаємодіють дуже помірно тільки при нагріванні, а лужноземельні метали - вже за звичайних температур, причому Са реагує досить повільно, Sr - енергійно, а Ва - бурхливо. Реакція проходить згідно із загальною схемоюМе + 2Н2О Me (OH) 2 + H2.Внаслідок реакції виділяється водень і утворюються 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 - пероксид2Mg + O2 2MgO (оксид), Ba + O2 BaO2 (пероксид).Однак при температурі 800оС пероксиди барію розкладаються, тому при спалюванні Ва одразу утворюється оксид2Ba + O2 (to) 2BaO (оксид).З іншими окисниками s-метали ІІ групи утворюють бінарні сполуки. Взаємодія с сіркою, азотом, фосфором, вуглецем протікає при нагріванні, з галогенами - за звичайних температур, за винятком берилію, який реагує при кімнатній температурі лише з фтором, а з рештою галогенів - при нагріванні. Внаслідок цих реакцій метали окиснюються до ступеня окиснення +2, а окисник набуває мінімального ступеня окиснення: S-2, N-3, P-3, Hal-1, C-4 (крім кальцію, який звичайно відновлює Карбон до ступеня окиснення C-1). З воднем безпосередньо взаємодіють лише лужноземельні метали, а Be і Mg в таку реакцію не вступають. Приклади реакцій (в дужках наводяться назви відповідних типів бінарних сполук):Be + F2 BeF2 (галіди),Ba + S BaS (халькогеніди),3Mg + N2 Mg3N2 (нітриди),Ca + H2 CaH2 (гідриди),Ca + 2C CaC2 (карбіди),3Ba + 2P Ba3P2 (фосфіди).Відношення до кислот. Усі метали ІІА-підгрупи з різною мірою енергійності взаємодіють з неокиснювальними кислотами, утворюючи сіль і вільний водень:Mе + 2HАn MеАn2 + H2.Взаємодія з окиснювальними кислотами проходить досить бурхливо, причому окисники, що містяться в азотній HNO3 чи концентрованій сірчаній H2SO4 кислотах, відновлюються до мінімального ступеня окиснення, наприклад:4Mg+ 10HNO3 (дуже розв) 4Mg (NO3) 2+ NH4NO3+ 3H2O,4 Ca + 5H2SO4 (конц) 4CaSO4 + H2S + 4H2O.Дещо отсторонь у цьому ряді стоїть Ве, який пасивується (тобто вкривається захисною оксидною плівкою) у присутності холодних концентрованих HNO3 H2SO4) і може вступати з ними у взаємодію лише при триваловаму нагріванні - цим Ве нагадує Al.Відношення до лугів. Усі лужноземельні метали і магній виявляють стійкість до лугів, але берилій подібно до алюмінію розчиняється у рідких лугах з утворенням комплексних солей - тетрагідроксоберилатів, а при високих температурах здатний сплавлятися з твердими лугами, внаслідок чого утворюються середні солі - берилати: Be + 2NaOH (р-н) + 2H2O Na2 [Be (OH) 4] + H2,Be + 2NaOH (to) 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 з утворенням амідів, наприклад:Ca + 2 NH3 (рідкий) Ca (NH2) 2 + H2.Аміди загального складу Ме (NH2) 2 на відміну від амідів лужних металів МеNH2 не розкладаються при кип'ятінні, а виділяють досить стійкі комплексні амоніакати [Me (NH3) 6], в яких ступінь окиснення металу дорівнює 0.2.2.4 Сполуки s-металів ііа-підгрупи та їх властивостіЗавдяки високій реакцій здатності s-метали ІІ групи утворюють численні сполуки.Оксиди мають загальну формулу МеО. Деякі оксиди мають поширені тривіальні назви: MgO - палена магнезія, СаО - негашене вапно.Оксиди лужноземельних металів CaO, SrO і BaO належать до типових основних 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 не тільки з кислотами, але й з лугами:BeO + 2HCl BeCl2 + H2O,BeО + 2NaOH (р-н) + 2H2O Na2 [Be (OH) 4],BeO + 2NaOH (to, сплавлення) Na2BeO2 + H2О. Оксид магнію відносно до води та інших реагентів теж поводить себе неоднозначно: дрібнокристалічний MgO є хімічно активним: помірно розчиняється у воді, поглинає СО2 та інші кислотні оксиди, легко взаємодіє з кислотами:MgO + H2O Mg (OH) 2,MgO + CO2 MgCO3,MgO + H2SO4 MgSO4 + H2O.Однак прокалений MgO стає твердим і втрачає хімічну активність.Добувають оксиди металів ІІА-підгрупи не прямою взаємодіює з киснем, оскільки це був би дуже дорогий спосіб, а при розкладанні солей, найчастіше - карбонатів. Однак розкладання карбонату барію проходить при високій температурі (1625оС), тому для добування ВаО розкладають нітратну сіль:MgCO3 MgO + CO2,CaCO3 CaO + CO2,4Ba (NO3) 2 2BaO + 4NO2 + O2.Магній та елементи підгрупи кальцію утворюють пероксиди МеО2 і супероксиди (надпероксиди) МеО4. Пероксиди - білі тверді речовини, які можна вважати солями Гідроген пероксиду, тому у присутності води вони піддаються необоротному гідролізу:СaО2 + 2H2O Ca (OH) 2 + H2O2.Стійкість пероксидів зростає у ряді: BeO2<MgO2<CaO2<SrO2<BaO2. Пероксид барію використовується для одержання Гідроген пероксиду:BaO2 + 2H2O Ba (OH) 2 + H2O2,BaO2 + H2SO4 BaSO4v+ H2O2.Cупероксиди - речовини жовтого кольору, менш стійкі, ніж пероксиди, утворюються як побічний продукт при добуванні пероксидів.Гідриди s-металів ІІ групи - тверді речовини, в яких атоми Гідрогену перебувають у ступені окиснення -1. При безпосередній взаємодії з воднем вдається одержати тільки гідриди лужноземельних металів, а BeH2 і MgH2 утворюються через обмінні реакції з гідридом літію в етерних розчинах, наприклад:2LiH + BeCl2 BeH2 + 2LiCl.Гідрид берилію - типово ковалентна сполука, яка нагадує за властивостями AlH3, у MgH2 більш чітко виявляється йонний зв'язок, а в гідридах лужноземельних металів йонний зв'язок переважає. Всі гідриди є сильними відновниками, при розчиненні у воді вони розкладаються з виділенням водню:MeH2 + 2H2O 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 підгрупі згори вниз: Be (OH) 2, Mg (OH) 2 і навіть Ca (OH) 2 належать до малорозчинних сполук, розчинність Sr (OH) 2 і Ba (OH) 2 дещо краща. Сила основ теж зростає по підгрупі: Ве (ОН) 2 - слабка амфотерна основа, Mg (OH) 2 - основа середньої сили, а решта гідроксидів вважаються сильними основами - лугами.Для всіх гідроксидів, крім Ве (ОН) 2, характерні типові основні властивості: взаємодія з кислотами, кислотними оксидами, кислими, основними і нормальними солями, з деякими неметалами подібно до лугів s-металів І групи. Наприклад:Ca (OH) 2 + 2HNO3 Ca (NO3) 2 + 2H2O, Ca (OH) 2 + CO2 CaCO3v + H2O, Ca (OH) 2 + 2NaHCO3 CaCO3v+ Na2CO3 + 2H2O, Ba (OH) 2 + FeOHCl2 BaCl2 + Fe (OH) 3v, Ba (OH) 2 + Na2SO4 BaSO4v + 2NaOH, 2Ca (OH) 2 + Cl2 CaCl2 + Ca (ClO) 2 + 2H2O.Щодо гідроксиду берилію, то його амфотерний характер можна виразити рівняннями реакцій як з кислотами, так і з лугами:Be (OH) 2 + H2SO4 BeSO4 + 2H2O,Be (ОH) 2 + 2KOH (р-н) Na2 [Be (OH) 4],Be (OH) 2 + 2NaOH (to, сплавлення) Na2BeO2 + H2О.Солі s-металів ІІ групи в основному - білі кристалічні речовини. Якщо солі мають інше забарвлення - це наслідок впливу аніона, наприклад, сіль Барій хромат BaCrO4 зобов'язана своїм яскраво жовтим кольором наявності хромат-аніона CrO42-. Розчинність солей (сульфатів, хлоридів, карбонатів) зменшується по групі згори вниз (рис.2).Рисунок 2 - Розчинність солей Са, Sr, Ва у воді (моль/лН2О)Це пояснюється зменшенням енергії гідратації йонів Ме2+ і збільшенням міцності кристалічної решітки. У такій самій закономірності зростає і термічна стійкість солей.Солі, утворені лужними металами і аніонами сильних кислот, у воді не гідролізуються, а берилієві та магнієві солі таких кислот у розведених розчинах піддаються гідролізу, даючи кислу реакцію середовища, в яких рН<7, наприклад: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 одержують при безпосередній взаємодії елементів чи хлоруванням оксидів за наявності розжареного вугілля:MgO + Cl2 + C MgCl2 + CO.Деякі галіди (MgCl2·6H2O) добувають з морської води при її випаровуванні.Фториди різко відрізняються від інших галідів своєю малою розчинністю, наприклад, плавиковий шпат CaF2 має добуток розчинності усього ДР =10-11, що пояснюється дуже малими розмірами аніона F - порівняно з катіоном Ме2+. Інші галіди добре розчинні у воді (так, у 100г води при кімнатній температурі розчиняється близько 130г СаCl2). При випаровуванні вони виділяються з розчинів у формі кристалогідратів (наприклад, MgCl2·6H2O), які при нагріванні поводять себе по-різному:BaCl2·2H2O BaCl2 + 2H2O,CaCl2·6H2O BaCl2 + 6H2O,MgCl2·6H2O MgO + 2HCl + 5H2O. Завдяки схильності утворювати кристалогідрати галогеніди є дуже гігроскопічними, на повітрі вони розпливаються, витягуючи атмосферну вологість.Нітрати у кристалічному 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 високих температур нітрати розкладаються за схемою:2Ме (NO3) 2 2MeO + 4NO2 + O2.Cульфати MeSO4 - білі кристалічні речовини, розчинність яких зменшується у міру 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 вигляді комплексної 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 у сульфатів, зменшується по підгрупі згори вниз. Розчинити карбонат металу ІІА-підгрупи вдається тільки хімічним шляхом, пропускаючи вуглекислий газ через їх завіси (взбовтані у воді роздрібнені частинки кристалічного осаду), чи, використовуючи амоній хлорид:MgCO3 (кр) + CO2 + H2O Mg (HCO3) 2 (р),CaCO3 (кр) + 2NH4Cl CaCl2 (р) + 2NH3 + H2O + CO2.2.1.5 Застосування S-металівIIА-ПІДГРУПИ ТА ЇХ СПОЛУКБерилій використовують для виготовлення інтерметалічних сполук - берилідів складу МеВе12 (де Ме - Ti, Nb, Ta, Mo) чи MeBe11 (де Me - Nb, Ta), які мають високу температуру плавлення і не окиснюються навіть при нагріванні до 1200-1600оС. Крім того, берилій застосовують як легуючий компонент у багатьох сплавах, який надає їм підвищену корозійну стійкість, велику міцність і твердість. Найціннішими сплавами є берилієві бронзи, які використовують у літакобудівництві, електротехніці тощо. В атомних реакторах берилій і оксид берилію ВеО використовують як сповільнювачі і відбивачі (ОТРАЖАТЕЛИ) нейтронів. У суміші з препаратами радію Ве є джерелом нейтронів, що утворюються при дії альфа-частинок:94Be + 42He 126C + 10n.Оксид берилію застосовують як хімічно стійкий вогнестікий матеріал для виготовлення тиглів і спеціальної кераміки, ВеО входить до складу деяких склоутворюючих сумішей. Сполуки берилію отруйні!Магній в основному використовується для виробництва "надлегких" сплавів (таких як дюралімін, електрон, магналій, гідроналій, необхідних у машинобудівництві та авіації); в металургії - як розкислювач і десульфуючий агент, оскільки він відновлює оксиди і сульфіди з утворенням важкорозчинних у розплавлених металах сполук; у металотермії - для виробництва Ti, Zr, V, U та ін. Суміші порошку магнію з окисниками використовують для освітлювальних і запалювальних ракет, снарядів, у фото - і освітлювальній техніці.Оксид магнію, або палену магнезію MgO застосовують при виробництві чистого магнію як наповнювач гуми для очищення нафтопродуктів при виготовленні вогнестійкої цегли, будівельних матеріалів.Хлорид магнію MgCl2 використовують для одержання чистого магнію, а також у великих кількостях для виробництва магнезіального цементу, який виробляють, змішуючи попередньо прожарений MgO з 30% розчином MgCl2. При поступовому висиханні утворюються полімерні ланцюги - біла тверда маса, стійка відносно до кислот і лугів.Кальцій вводять у сплави заліза для видалення з них вуглецю та сірки, а також використовують для добування гідриду і карбіду кальцію. Гідроксид кальцію Са (ОН) 2 (вапняне молоко, або гашене вапно) застосувють як дешева розчинна основа. Хлорид кальцію завдяки його високій гігроскопічності застосовують як зневоджуючий засіб. Нітрат кальцію - мінеральне добриво.Сульфат кальцію поряд з іншими сполуками широко використовують для виробноцтва в'яжучих матеріалів.Застосування природних різновидів карбонату кальцію дуже поширене. Вапняк СаСО3 є вихідною сировиною для одержання важливих будівельних матеріалів - вапна і цементу, крейда використовується як мінеральний барвник і основа для полірувальних засобів, мармур - для скульптурних робіт, виготовлення електротехнічних щитів.Стронцій та його сполуки застосовуються менше, ніж кальцій. Амальгама стронцію застосовується для добування двохвалентних сполук рідкоземельних елементів. Металевий стронцій додають до сплавів магнію, алюмінію, свинця, нікелю та міді. Сплави на основі Sr і Mg використовують для створення вакууму в термоіонних перетворювачах. Нітрати стронцію використовують у піротехниці для виготовлення сумішей, що згоряють червоним полум'ям.Барій використовують в антифрикційних сплавах на основі свинцю у вакуумній техніці, а в останній час - у поліграфії, де сплави на основі Ba-Pb майже зoвсім витіснили сплави Pb-Sb. Розчин Ва (ОН) 2 - баритова вода - лабораторний реактив для відкриття СО2. Нітрат барію Ba (NO3) 2 застовується у виробництві сигнальних ракет для забарвлення вогнів зеленим кольором. Солі барію на відміну від солей Са і Sr отруйні! 3. В'яжучі матеріалиВ'яжучими матеріалами (або просто в'яжучими) називаються порошкоподібні речовини, що при контакті з водою перетворюються у пластичну масу, яка загустіває і переходить у твердий міцний стан. В'яжучі використовуються у будівельних розчинах (для скріплення цегли та інших елементів споруд), для виготовлення бетону, будівельних деталей і конструкцій.До в'яжучих належать: вапно, гіпси, цементи.Вапно одержують при випалюванні в шахтних пічах вапняка, який піддається термічній дисоціації із значним поглинанням теплотиCaCO3 (to) CaO + CO2.Вапняк застосовують у багатьох галузях промисловості, а також у сільскому господарстві для нейтралізації закислених грунтів. Однак найчастіше вапно змішують у певній пропорції з піском і водою, отримуючи так званий вапняний розчинСаO + H2O Ca (OH) 2,який поступово твердіє внаслідок кристалізації малорозчинного гідроксиду кальцію, утворення кристалічного СаСО3 (за рахунок повітряної вуглекислоти) і одночасного утворення силікатів кальціюCa (OH) 2 + CO2 CaCO3 + H2O,2Ca (OH) 2 + SiO2 Ca2SiO4 + 2H2O. Завдяки виділенню досить великої кількості води при твердінні вапняного розчину в побудованих спорудах довгий час зберігається вологість.Цемент має помітну перевагу над вапняком. Крім того, що він усуває довгочасну вологість споруд, цемент характеризується здатністю затвердівати не тільки на повітрі, але й під водою.Цемент - зеленувато-сірий порошок, що складається з суміші різних силікатів і алюмінатів кальцію - переважно складу Ca3SiO5, Ca2SiO4, Ca3 (AlO3) 2. Атоми Al і Si схильні до утворення гетероланцюгових полімерів, в основі яких містяться зв'язки Si-O-Si і Al-O-Al. Залежно від масового співвідношення у цементі Al і Si, він поділяється на портландцемент (силікатний) і глиноземний (алюмінатний). Цементи одержують при випалюванні тонкоподрібненої суміші вапняку і глини, багатою вмістом алюмінію. При цьому утворюються силікати і алюмінати кальцію і виділяєтся вуглекислий газ. Ретельно розмолоту після випалювання масу (клінкер) змішують з водою, внаслідок чого утворюється тістоподібна суміш, яка поступово твердіє - відбувається "тужавіння" цементу згідно із схемами:Ca3SiO5 + 5H2O Ca2SiO4·4H2O + Ca (OH) 2,Ca2SiO4 + 4H2O Ca2SiO4·4H2O, Ca3 (AlO3) 2 + 6H2O Ca3 (AlO3) 2·6H2O.Як видно при "тужавінні" проходять процеси гідратації, яка завершується поступовою поліконденсацією складових частин клінкеру і утворенням високомолекулярних полімерних сполук - алюмінатів і силікатів кальцію. Причому, твердість цементу продовжує зростати протягом тривалого часу, оскільки відбувається поширення процесів гідратації у глибину цементних зерен.Гіпси - палений гіпс, або алебастр CaSO4·1/2H2O (іноді його формулу записують у подвоєній формі: 2CaSO4·H2O) і гіпсовий камінь CaSO4·2H2O, який зневоджують нагріванням до 150-180оС до складу CaSO4·1/2H2O. При змішуванні напівгідрату сульфату кальцію з водою відбувається гідратація, внаслідок чого маса твердіє та кристалізуєтьсяCaSO4·1/2H2O +H2O CaSO4·2H2O.На цій властивості базується застосування гіпсу для виготовлення панелей, будівельних плит, барельєфів, зліпків з різних предметів тощо. 4. Жорсткість водиВажливою обставиною є те, що на відміну від карбонату кальцію СаСО3 кисла сіль - гідрокарбонат кальцію Ca (HCO3) 2 - розчиняється у воді. Завдяки цьому у природі протікають цікаві процеси. Коли холодна дощова чи річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю і попадає на вапняки, то відбувається їх поступове розчиненняСа СО3 (кр) + СО2 + Н2О Ca (HCO3) 2 (р-н).А в тих місцях, де насичена гідрокарбонатом вода виходить на поверхню землі і нагрівається соняшними промінями, проходить зворотна реакціяCa (HCO3) 2 (р-н) Са СО3 (кр) v + СО2 + Н2О.Так, у природі відбувається перенесення великих мас речовини. У результаті під землею можуть утворюватися величезні провалля та перечери із сталактитами.Природна вода, яка містить розчинені гідрокарбонати кальцію та магнію, називається жорсткою. І відповідно жорсткість - це наявність у природній воді розчиненних солей кальцію та магнію.Присутність у воді значних кількостей солей кальцію та магнію шкодить безпечному використанню води для технічних потреб. Так, при тривалій роботі парових котлів з жорсткою водою їх стінки поступово покриваються щільною плівкою накипу, який погано проводить тепло і робота котла стає неекономічною: так, шар накипу товщиною 1мм підвищує витрата палива приблизно на 5%. З іншого боку, ізольовані від води шаром накипу стінки котла нагріваються до високих температур, покриваються тріщинами і вздуттями. При цьому вони втрачають міцність, що може призвести до вибуху. Жорсткість набагато збільшує витрачання миючих засобів при пранні і погіршує якість тканин, оскільки катіони Са2+ і Mg2+ утворюють з милами (загальний склад мил СnH2n+1COONa) нерозчинні солі вищих карбонових кислот (пластівці складу Ca (СnH2n+1COO) 2v), які осідають на випраних речах. У воді з високою жорсткістю погано розварюються овочі та м'ясо, тому що катіони кальцію утворюють з білками харчових продуктів нерозчинні сполуки. Солі магнію надають питній воді гіркого присмаку. Для запобігання зниженню органолептичних властивостей води її загальна 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 вимірюванняРозрізняють 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 простим кип'ятінням води, внаслідок чого розчинні гідрокарбонати розкладаються і випадають в осад у вигляді карбонатів чи гідроксидів - залежно від того, яка сполука має меншу розчинністьCa (HCO3) 2 Са СО3v + СО2 + Н2О,Mg (HCO3) 2 Mg (ОH) 2v + 2СО2,Fe (HCO3) 2 Fe (ОH) 2v + 2СО2.Нерозчинні продукти розкладання гідрокарбонатів осідають на стінках посудини у вигляді накипу, по забарвленню якого можна оцінити 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 сильних кислот - переважно сульфатів і хлоридів. Таку жорсткість не вдається усунути кип'ятінням, для цього необхідні спеціальні методи.Сумарна кількість тимчасової і постійної жорсткості називається загальною жорсткістю води.Будь-який тип жорсткості оцінюється кількістю мілімоль-еквівалентів солі в 1л води:Ж = m/mекв. ·V·1000Ж - жорсткість, ммоль-екв. /л; m - маса солі, що зумовлює жорсткість, г; m - еквівалента маса солі, г/моль-екв; V - об'єм, л. (У старих підручниках ще можна зустріти замість розмірності ммоль-екв. /л іншу назву цієї одиниці вимірювання - мг-екв/л).Залежно від кількості розчиненої солі вода поділяються на типи: дуже м'яка (< 1,5мг-екв. /л), м'яка (1,5-3,0мг-екв. /л), середньожорстка (3-6мг-екв. /л), жорстка (6-9мг-екв. /л), дуже жорстка (<9мг-екв. /л). Останнім часом цей поділ дещо спростився і згідно з ним розрізнюють воду м'яку (до 2 ммоль-екв. /л), сереньожорстку (2-10 ммоль-екв. /л) і жорстку (більше 10 ммоль-екв. /л). За кордоном користуються умовними "градусами жорсткості", величини яких у різних країнах різні (1мг-екв. /л відповідає 2,8 німецьким, 3,5 англійським, 5 французьким і 50 американським "градусам жорсткості"). Жорсткість окремих природних вод коливається у широких межах. Для відкритих водоймищ вона залежить від сезону року і навіть від погоди. Найбільш м'якою природною водою є атмосферна (дощ, сніг), яка містить дуже мало розчинених солей. 4.2 Усунення жорсткості водиУсуненням жорсткості води, або пом`якшенням води називається з метою руйнування чи видалення шкідливих солей, що зумовлюють жорсткість. Усунення жорсткості - це складова частина водопідготовки - комплексу заходів з обробки природної води, що використовуються для технічних і технологічних потреб. Водопідготовка здійснюється 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 шляхом відстоювання і фільтрації видаляються механічні домішки.Хімічний метод реалізується, по-перше, при кип'ятінні води - у випадку гідрокарбонатної жорсткості, про що вже згадувалося раніше. По-друге, - при карбонатній жорсткості - через додавання до води певних реагентів, що вступають у хімічну взаємодію із забруднюючими речовинами і осаджують їх у вигляді нерозчинних сполук. Один із шляхів - додавання до води гашеного вапна Сa (OH) 2 чи соди Na2CO3, під час чого протікають реакціїCaSO4 (тв) + Na2CO3 (р-н) CaCO3 (тв) v+ Na2SO4 (р-н),Ca (HCO3) 2 (р-н) + Сa (OH) 2 (р-н) CaCO3 (тв) v + 2H2O (p),MgSO4 (р-н) + Сa (OH) 2 (р-н) Mg (OH) 2 (тв) v+ CaSO4 (тв) v.Для видалення йонів Ca2+ і Mg2+ також застосовують фосфати лужних металів Na3PO4, буру Na2B4O7, поташ K2CO3 тощо. Наприклад:3MgSO4 (р-н) + 2Na3PO4 (р-н) Mg3 (PO4) 2 (тв) v + 3Na2SO4 (р-н),Ca (HCO3) 2 (р-н) +Na2B4O7 (р-н) CaB4O7 (тв) v + 2NaHCO3 (р-н),CaSO4 (тв) + K2CO3 (р-н) CaCO3 (тв) v+ К2SO4 (р-н).Фізико-хімічні методи базуються на зворотному осмосі та електродіалізі, а також на використанні іоннообмінних властивостей деяких природних і синтетичних високомолекулярних матеріалів, які за природою йонів, що обмінюються, поділяються на катіоніти і аніоніти.Рисунок 3 - Моделі катіоніта і аніонітаОрганічні та неорганічні іоніти нерозчинні у воді. Вони являють собою тримірний каркас, в який включені групи атомів, що несуть позитивний (у катіонітах) чи негативний (в аніонітах) заряд (рис.3).
|
 |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ©2011 |
