Оксид и гидроксид магния кальция

— характеристика элемента магния: электронное строение, возможные степени окисления, основные соединения: оксид, гидроксид, соли. Что такое карбонизация и какова ее роль в строительстве.

Магний (лат. Magnesium), Mg (читается «магний») – химический элемент II А группы третьего периода периодической системы Менделеева, атомный номер 12, атомная масса 24,305.

Электронная конфигурация нейтрального атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 = [10Ne] 3s 2 , согласно которой магний в соединениях может иметь степень окисления +2 и 0.

Простое вещество магний — легкий, серебристо-белый блестящий металл.

Основные соединения:

Оксид магния (жжёная магнезия, периклаз) — химическое соединение с формулой MgO (молярная масса – 40,3044 г/моль, белые кристаллы, нерастворимые в воде, пожаро- и взрывобезопасен.

Основная форма — минерал периклаз.

Легкий, рыхлый порошок белого цвета, легко впитывает воду. На этом свойстве основано его применение в спортивной гимнастике, нанесенный на ладони спортсмена, порошок предохраняет его от опасности сорваться с гимнастического снаряда. Плотность – 3,58 г/см³, растворимость в воде – 0,0086 г/100 мл (30°С), температура плавления — 2825 °C, температура кипения — 3600 °C, плотность – 3,58 г/см 3 .

Легко реагирует с разбавленными кислотами и водой с образованием солей и Mg(OH)2:

Оксид магния получают обжигом минералов магнезита и доломита.

В промышленности применяется для производства огнеупоров, цементов, очистки нефтепродуктов, как наполнитель при производстве резины. Сверхлегкая окись магния применяется как очень мелкий абразив для очистки поверхностей, в частности, в электронной промышленности.

В медицине применяют при повышенной кислотности желудочного сока, так как она обусловливается избыточным содержанием соляной кислоты. Жжёную магнезию принимают также при случайном попадании в желудок кислот.

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E530.

Является абсолютным отражателем — веществом с коэффициентом отражения, равным единице в широкой спектральной полосе. Может применяться как доступный эталон белого цвета.

Гидроксид магния — основной гидроксид металла магния. Слабое нерастворимое основание.

При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные кристаллы с гексагональной решёткой. При температуре выше 350 °C разлагается на оксид магния и воду. Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием основного карбоната магния. Гидроксид магния практически нерастворим в воде, но растворим в солях аммония. Является слабым основанием. Встречается в природе в виде минерала брусита.

Взаимодействие растворимых солей магния с щелочами:

Взаимодействие раствора хлорида магния с обожжённым доломитом:

Взаимодействие металлического магния с парами воды:

Как и все слабые основания, гидроксид магния термически неустойчив. Разлагается при нагревании до 350 °C:

Взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Взаимодействие с горячими концентрированными растворами щелочей с образованием гидроксомагнезатов:

Гидроксид магния применяется для связывания диоксида серы, как флокулянт для очистки сточных вод, в качестве огнезащитного средства в термопластических полимерах (полиолефины, ПВХ), как добавка в моющие средства, для получения оксида магния, рафинирования сахара, в качестве компонента зубных паст.

В медицине его применяют в качестве лекарства для нейтрализации кислоты в желудке, а также как очень сильное слабительное.

В Европейском союзе гидроксид магния зарегистрирован в качестве пищевой добавки E528.

Большинство солей магния хорошо растворяется в воде. Ион Mg 2+ придает растворам горький вкус. Галогениды магния, за исключением MgF2, сильно гигроскопичны — на воздухе расплываются.

Хлористый магний MgCl2 (хлорид магния) безводный плавится при 718°. В присутствии следов воды «дымит» на воздухе — разлагается на НСl и MgO. Из водного раствора выделяются бесцветные кристаллогидраты с 1, 2, 4, 6, 8 и 12 молекулами воды. В интервале температур от —3,4 до 116,7° устойчив кристаллогидрат MgCl2 × 6H20, который встречается в природе в виде минерала бишофита, а в больших количествах получается при упаривании морских рассолов. Хлорид магния образует двойные соли, из которых исключительно важен минерал карналлит KCl × MgCl2 × 6H2O — источник получения магния и хлорида калия.

1. Хлорид магния применяют главным образом в производстве металлического магния, MgCl2 × 6H20 используется для получения магнезиальных цементов.

2. Используется для обработки ледяного и снежного покрова в качестве добавки. В результате реакции со снегом вызывает его таяние. Имеет 3-й класс опасности (умеренно опасные вещества) и агрессивные коррозионные свойства

Гидрокарбонат магния — кислая соль магния и угольной кислоты с формулой Mg(HCO3)2, существует только в водных растворах.

Пропускание углекислого газа через суспензию карбоната магния:

Гидрокарбонат магния существует только в водных растворах.

Наличие гидрокарбоната магния в воде обуславливает ее временную жесткость.

При концентрировании раствора гидрокарбонат магния разлагается:

Гидроортофосфат магния (двузамещённый фосфорнокислый магний) — кислая соль магния и ортофосфорной кислоты с формулой MgHPO4, слабо растворяется в воде, образует кристаллогидраты.

Действием ортофосфорной кислоты на оксид или карбонат магния:

Действием двузамещённого ортофосфата натрия на хлорид магния:

Разложением дигидроортофосфата магния:

Гидроортофосфат магния образует белые кристаллы, которые являются кристаллогидратами: при температурах до 225°С образуется моногидрат MgHPO4 • H2O, плотность 2,32 г/см³, при температуре 36°С образуется тригидрат MgHPO4 • 3H2O, плотность 2,10 г/см³, при комнатной температуре образуется гептагидрат MgHPO4 • 7H2O.

При нагревании переходит в пирофосфат:

Используется в пищевой добавке Е343.

Дигидроортофосфат магния — кислая соль металла магния и ортофосфорной кислоты с формулой Mg(H2PO4)2, бесцветные гигроскопичные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты.

Растворение в ортофосфорной кислоте гидроксида или оксида магния:

Дигидроортофосфат магния образует бесцветные кристаллы.

Образуется кристаллогидраты состава Mg(H2PO4)2 • nH2O, где n = 2, 4, 6.

Карбид магния — бинарное неорганическое соединение магния и углерода с формулой MgС2. Известен также карбид магния с формулой Mg2C.

Спеканием фторида магния и карбида кальция:

Пропуская ацетилен над порошком магния:

Восстанавливая пентан порошком магния при 650°С можно получить более сложный карбид Mg2С3.

При нагревании разлагается с образованием промежуточного карбида Mg2С3:

Карбонат магния , магний углекислый, MgCO3 — магниевая соль угольной кислоты.

Белые кристаллы, плотность 3,037 г/см³. При 500 °C заметно, а при 650 °C полностью разлагается на MgO и CO2. Растворимость карбоната магния в воде незначительна (22 мг/л при 25 °C) и уменьшается с повышением температуры. При насыщении CO2 водной суспензии MgCO3 последний растворяется вследствие образования гидрокарбоната Мg(HCO3)2. Из водных растворов в отсутствие избытка CO2 выделяются основные карбонаты магния. С карбонатами ряда металлов карбонат магния образует двойные соли, к которым относится и природный минерал доломит MgCO3 · CaCO3.

Распространённость в природе .

Карбонат магния широко распространён в природе в виде минерала магнезита.

Основной карбонат магния 3MgCO3 · Mg(OH)2 · 3H2O (так называемая белая магнезия) применяют как наполнитель в резиновых смесях, для изготовления теплоизоляционных материалов.

Карбонат магния необходим в производстве стекла, цемента, кирпича.

Нитрат магния Mg(NO3)2 — бесцветные гигроскопичные кристаллы с кубической решеткой; температура плавления 426 °C (с разложением). Растворимость в воде (г в 100 г): 73,3 (20 °C), 81,2 (40 °C), 91,9 (60 °C). Растворим также в этаноле, метаноле, жидком NH3. Из водных растворов в зависимости от концентрации кристаллизуются нона-, гекса- и дигидраты.

Компонент сложных удобрений, поскольку Магний входит в состав хлорофилла, который необходим для фотосинтеза, способствует повышению активности многих ферментов и выступает в роли транспортера фосфора. Высокая растворимость и низкая электропроводность делают продукт исключительно подходящим для листовой подкормки и фертигации, особенно при использовании оросительных вод с высокой концентрацией солей. Удобрение используется для корневого и некорневого питания овощных, ягодных, плодовых культур, винограда; окислитель в пиротехнических составах.

Карбонизация — насыщение какого-либо раствора углекислым газом. Применяется в строительстве.

Карбонизация минералов – кремневая кислота в силикатах замещается угольной кислотой с образованием карбонатов. Из карбонатов породообразующим минералом в осадочных породах является и чаще встречается кальцит (известковый шпат) СаСО3. Реже встречается магнезит – МgСО3 и доломит – CaMg(CO3)2. В чистой воде, не содержащей углекислоту, кальцит растворяется в небольшом количестве (0,03 г на литр воды); магнезит практически не растворяется. Если вода содержит углекислоту, кальцит растворяется легко с образованием кислого углекислого кальция, хорошо растворимого в воде – Са(НСО3)2.

Карбонизация — это изменения, которые возникают в бетоне на портландцементе при действии на него С02 воздуха. Особенно сильное влияние испытывает гидроокись кальция Са(ОН)2 в присутствии влаги. Гидроокись кальция при поглощении углекислого газа превращается в карбонат кальция. Карбонат кальция плохо растворяется в воде и, образуясь, стремится герметически закрыть поры на поверхности бетона (имеется в виду плотный, водонепроницаемый бетон).

Обычно значение рН поровой воды в бетоне находится в пределах от 10,5 до 11,5. Если вследствие карбонизации оно уменьшится до 9 и ниже, то возможна коррозия арматуры. Следовательно, толщина карбонизируемого слоя является важным фактором для защиты арматуры: чем глубже карбонизация, тем больше опасность коррозии стали. Глубину карбонизации можно определить, обрабатывая бетон фенолфталеином. О наличии щелочных свойств при действии фенолфталеина свидетельствует появление розового цвета, тогда как бетон, подвергшийся карбонизации, сохраняет свою первоначальную окраску.

Высококачественный плотный бетон подвергается карбонизации очень медленно. Маловероятно, чтобы карбонизация наблюдалась на глубине более 5—10 мм даже после эксплуатации в течение 50 лет. С другой стороны, глубина карбонизации низкопрочного водопроницаемого бетона может достигать 25 мм менее чем за 10 лет. Опыт показывает, что бетонные изделия низкого качества особенно подвержены карбонизации.

— характеристика элемента кальция: электронное строение, возможные степени окисления, основные соединения: оксид, гидроксид, соли.

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca (лат. Calcium). Электронное строение 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 = [18Ar]4s 2 , степени окисления +2, 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Простое вещество кальций — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Получение в промышленности: электролиз расплава хлорида кальция.

Оксид кальция CaO – основный оксид, негашёная известь. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термически неустойчивый, летучий при прокаливании. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо-эффектом), образует сильнощелочной раствор, процесс называется гашением извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов, неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, компонент вяжущих мматериалов в строительстве.

Читайте также:  Терпинкод рецептурный бланк по латыни

+ 64Дж

Получение в промышленности – обжиг известняка (900 – 1200 о С)

Гидроксид кальция Ca(OH)2 – гашеная известь, основный гидроксид. Разлагается при умеренном нагревании. Белый, гигроскопичный. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в хол. воде, ещё меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСО3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в строительстве для приготовления известковых строительных растворов (песок + гашеная известь + вода), служащих связывающим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание таких растворов обусловлено поглощением СО2 из воздуха.

Реагирует с солями, если образуется осадок:

Сульфат кальция (CaSO4) — неорганическое соединение, кальциевая соль серной кислоты.

Находится в природе в виде дигидрата CaSO4 ? 2H2O (гипс, селенит) и в безводном состоянии — ангидрит.

Хлорид кальция , CaCl2 — кальциевая соль соляной кислоты.

Обладает высокими гигроскопическими свойствами. Растворимость (г на 100 г H2O): 74 (20 °C) и 159 (100 °C). Водные растворы хлорида кальция замерзают при низких температурах (20%-ный — при −18,57 °C, 30%-ный — при −48 °C).

Образует гидрат CaCl2·6H2O, устойчивый до 29,8 °C; при более высоких температурах из насыщенного раствора выпадают кристаллогидраты с 4, 2 и 1 молекулами H2O. При смешении CaCl2*6H2O (58,8 %) со снегом или льдом (41,2 %) температура понижается до -55 °C (криогидратная точка).

Хлорид кальция получают как побочный продукт в производстве соды.

В химической лаборатории хлорид кальция применяется в качестве наполнителя для осушающих трубок, также называемых хлоркальциевыми, предназначенных для изоляции веществ в сосуде от водяных паров атмосферы и для осушки газов.

Хлорид кальция также применяют как ускоритель схватывания цемента;

Карбонат кальция (углекислый кальций) — неорганическое химическое соединение, соль угольной кислоты и кальция. Химическая формула —CaCO 3 . В природе встречается в виде минералов — кальцита, арагонита и ватерита, является главной составной частью известняка, мрамора, мела, входит в состав скорлупы яиц. Нерастворим в воде и этаноле.

Шпатлевки, различные герметики — все они содержат карбонат кальция в значительных количествах. Также, карбонат кальция является важнейшим составным элементом при производстве продукции бытовой химии.

Карбонат кальция также широко используется в очистительных системах, как средство борьбы с загрязнением окружающей среды, при помощи карбоната кальция восстанавливают кислотно-щелочной баланс почвы.

— примеры, иллюстрирующие применение оксидов и гидроксидов кальция и магния в строительстве.

Оксид и гидроксид кальция:

При побелке деревянных заборов и обмазывании стропил — для защиты от гниения и возгорания.

Для приготовления известкового строительного раствора. Известь применялась для строительной кладки с древних времён. Смесь обычно приготавливают в такой пропорции: к одной части смеси гидроксида кальция (гашёной извести) с водой добавляют три-четыре части песка (по массе). При этом происходит затвердевание смеси по реакции: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. Это экзотермическая реакция, выделение энергии составляет 27 ккал (113 кДж).

Как видно из реакции, в ходе её выделяется вода. Это является отрицательным фактором, так как в помещениях, построенных с помощью известкового строительного раствора, долгое время сохраняется повышенная влажность. В связи с этим, а также благодаря ряду других преимуществ перед гидроксидом кальция, цемент практически вытеснил его в качестве связующего строительных растворов. Более того, он также недопустим к применению при кладке печей, поскольку под воздействием высоких температур выделяется удушливый диоксид углерода.

Для приготовления силикатного бетона. Состав силикатного бетона одинаков с составом известкового строительного раствора, однако он готовится другим методом — смесь оксида кальция и кварцевого песка обрабатывается не водой, а перегретым (174,5-197,4 °C) водяным паром в автоклаве при давлении 9-15 атмосфер.

При изготовлении силикатного кирпича.

Оксид и гидроксид магния:

для производства комбинированных систем из огнеупорных материалов (магнезитовых строительных плит), для производства цементов. Оксид магния (каустический магнезит) используется в качестве вяжущего вещества, которое при затворении раствором MgCl2 способно быстро твердеть и набирать прочность на воздухе.

— жесткость природных вод: определение, виды жесткости, методы устранения жесткости воды: физические, химические (уравнения реакций), физико-химические.

Природная вода, содержащая в растворе большое количество солей кальция или магния, называется жесткой водой в противоположность мягкой воде, содержащей мало солей кальция и магния или совсем не содержащей их.

Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей жесткостью. Она подразделяется на карбонатную и некарбонатную жесткость.

Первая из них обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния, вторая — присутствием солей сильных кислот — сульфатов или хлоридов кальция и магния. При длительном кипячении воды, обладающей карбонатной жесткостью, в ней появляется осадок, состоящий главным образом из СаСО3, и одновременно выделяется СО2.

Оба эти вещества появляются вследствие разложения гпдрокарбоната кальция:

Поэтому карбонатную жесткость называют также временной жесткостью. Количественно временную жесткость характеризуют содержанием гидрокарбонатов, удаляющихся из воды при ее кипячении в течение часа. Жесткость, остающаяся после такого кипячения, называется постоянной жесткостью.

Жесткость воды выражают суммой миллиэквивалентов ионов кальция и магния, содержащихся в воды. Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л или 12,16 мг/л .

Жесткость природных вод изменяется в широких пределах. Она различна в разных водоемах, а в одной и той же реке изменяется в течение года (минимальна во время паводка). Жесткость вод морей значительно выше, чем рек и озер. Так, вода Черного моря имеет общую жесткость 65,5 мэкв/л. Среднее значение жесткости воды мирового океана 130,5 мэкв/л (в том числе на приходится 22,5 мэкв/л, на мэкв/л).

Присутствие в воде значительного количества солей кальция или магния делает воду непригодной для многих технических целей. Так, при продолжительном питании паровых котлов жесткой водой их стенки постепенно покрываются плотной коркой накиии. Такая корка уже при толщине слоя в сильно понижает передачу теплоты стенками котла и, следовательно, ведет к увеличению расхода топлива. Кроме того, она может служить причиной образования вздутий и трещин как в кипятильных трубах, так и на стенках самого котла.

Жесткая вода не дает пены с мылом, так как содержащиеся в мыле растворимые натриевые соли жирных кислот —пальмитиновой и стеариновой — переходят в нерастворимые кальциевые соли тех же кислот:

Жесткой водой нельзя пользоваться при проведении некоторых технологических процессов, например при крашении.

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней преимущественно сульфатов и хлоридов кальция и магния и не устраняется кипячением. Сумма временной (устранимой) и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды.

Существуют различные способы определения жесткости.

Рассмотрим два из них:

1) определение временной жесткости с помощью титрованного раствора хлористоводородной кислоты

2) комплексометрический метод определения общей жесткости.

При титровании образца воды хлористоводородной кислотой в присутствии метилового оранжевого происходит разложение бикарбонатов, обусловливающих временную жесткость:

Методика определения. Отбирают в коническую колбу пипеткой или мерным цилиндром 100 мл исследуемой воды, добавляют 2-3 капли метилового оранжевого и титруют 0,1 и. раствором HCl до появления оранжевой окраски.

Расчет результате анализа. 1 мл 0,1 н. раствора HCl соответствует 0,1/1000 г-экв или 0,1 мг-экв Ca 2+ . V(HCl) соответствует 0,1 V(HCl) /1000 г-экв или 0,1 V(HCl) мг-экв Ca 2+ . 0,1 V(HCl) мг-экв находится в объеме VA. Чтобы выразить жесткость в миллиграмм-эквивалентах на 1л воды, нужно найденную величину разделить на VA и умножить на 1000, т. е. жесткость исследуемой воды равна:

Методы устранения .

Термоумягчение . Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи:

Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.

Реагентное умягчение . Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок.

Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения:

3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3

3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4

Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому легко отделяются механическим фильтрованием. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента.

Катионирование . Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдаёт ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается при одноступенчатом натрий-катионировании до 0,05-0,1 °Ж, при двухступенчатом — до 0,01 °Ж. В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду.

Обратный осмос . Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %.

Различают нанофильтрацию (условный диаметр отверстий мембраны равен единицам нанометров) и пикофильтрацию (условный диаметр отверстий мембраны равен единицам пикометров).

В качестве недостатков данного метода следует отметить:

— необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану;

— относительно высокая стоимость 1 л получаемой воды (дорогое оборудование, дорогие мембраны);

— низкую минерализацию получаемой воды (особенно при пикофильтрации). Вода становится практически дистиллированной.

Электродиализ . Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Читайте также:  Омега 3 в лекарственной форме

Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Да какие ж вы математики, если запаролиться нормально не можете. 8250 — | 7220 — или читать все.

95.83.2.240 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

источник

ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ. Содержание магния и кальция в земной коре 2,1

и 3,6%. Минералы магния — MgCO3. CaCO3 — доломит, MgCO3 — магнезит, KCl .

. KCl . 3H2O — каинит. Минералы кальция:

CaCO3 — кальцит (известняк, мел, мрамор), СaSO4

Магний и кальций — серебристо-белые металлы плавятся при 651 и

851о 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.

СaCl2  Ca + Cl2 4CaO + 2Al = 3Ca + CaO . Al2O3

В соединениях оба металла проявляют степень окисления +2. При

этом кальций более активен, чем магний, хотя и уступает стронцию и

1. Взаимодействие с кислородом идет с воспламенением и

Mg + O2 = 2MgO;  2Ca + O2 = 2CaO

2. Взаимодействие с галогенами. Фтор соединяется с Са и Mg

непосредственно, остальные галогены только при нагревании.

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

Mg + S = MgS; 3Ca + N2 = Ca3N2; 3Mg + 2P = Mg3P2

3Ca + 2As = Mg3As2; Ca + 2C = CaC2; Mg + 2C = MgC2

Нитриды, сульфиды и карбиды кальция и магния подвержены

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

Mg + H2O = MgO + H2; Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Са + 2С2Н5ОН = Са(С2Н5О)2 + Н2

6. Магний и кальций отнимают кислород у оксидов менее активных

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

4Ca + 10HNO3оч.разб. = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

8. Кальций и магний легко окисляются растворами окислителей:

5Mg + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5MgSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Са + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3СаSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

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.

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

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

СаО + Н2О = Са(ОН)2 СаО + СО2 = СаСО3 СаО + 2НCl = CaCl2

СaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2 CaO + Fe2O3 = Ca(FeO2)2

Получают обжигом известняка или восстановлением сульфата

СаСО3 = СаО + СО2; 2СаSO4 + 2C = 2CaO + 2SO2 + CO2

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.

Са(ОН)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O Ca(OH)2 + SO3 = CaSO4 +

3Ca(OH)2 2FeCl3 = 2Fe(OH)3+ 3CaCl2 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + NH3

2Са(ОН)2 + Сl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O 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

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

источник

Оксид и гидроксид магния

Особенности химии бериллия

Бериллий по своим свойствам значительно отличается от остальных элементов 2 группы Периодической системы химических элементов, ион Be 2+ благодаря своему малому радиусу, высокой плотности заряда и большим значениям энергии ионизации устойчив только в газовой фазе. Поэтому химическая связь в бинарных соединениях бериллия обладает высокой долей ковалентности, поэтому соединения бериллия имеют довольно высокие температуры плавления и кипения.

По многим свойствам бериллий похож на алюминий («диагональное сходство»). Металлический бериллий пассивируется концентрированной азотной кислотой и проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами, выделяя водород. Оксид и гидроксид бериллия также реагируют с кислотами и щелочами:

В отличие от солей щелочно-земельных металлов соли бериллия, подобно солям алюминия, легко гидролизуются:

Бериллий образует более устойчивые комплексы, чем щелочно-земельные металлы:

Оксид магния MgO (жженая магнезия) – белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристаллической решетке, структурный тип хлорида натрия. Температура плавления 2640°С, температура кипения 3600°С.

Мелкокристаллический оксид магния химически активен, медленно реагирует с водой:

Прокаленный оксид магния теряет химическую активность.

Получается при взаимодействии простых веществ:

при термическом разложении гидроксида и солей некоторых кислородсодержащих кислот:

Гидроксид магния Mg(OH)2 – белое кристаллическое вещество, имеет слоистую структуру, кристаллизуется в тригональной кристаллической решетке. При нагревании разлагается:

В воде растворяется незначительно, является основанием средней силы. Реагирует с кислотами:

участвует в реакциях обмена:

Получается при растворении магния и оксида магния в воде, при взаимодействии солей магния со щелочами:

Оксид кальция СаO (негашеная известь) – белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристаллической решетке, структурный тип хлорида натрия. Температура плавления 2627°С, температура кипения 2850°С.

Оксид кальция химически активен, энергично реагирует с водой, выделяя большое количество тепла:

реагирует с оксидами неметаллов:

Получается при взаимодействии простых веществ:

при термическом разложении гидроксида и солей некоторых кислородсодержащих кислот:

Гидроксид кальция Ca(OH)2 (гашеная известь, пушонка) – белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в гексагональной кристаллической решетке. При нагревании до 580°С разлагается:

В воде мало растворим, является сильным основанием. Реагирует с кислотами:

участвует в реакциях обмена:

Получается при растворении кальция и оксида кальция в воде, при взаимодействии солей кальция со щелочами:

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Для студентов недели бывают четные, нечетные и зачетные. 9155 — | 7337 — или читать все.

95.83.2.240 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

источник

Свойства. Гидроксиды магния и кальция — твёрдые кристаллические вещества. Обладают основными свойствами. В отличие от гидроксида кальция, являющегося сильным основанием, гидроксид магния относится к основаниям средней силы. Гидроксид магния не растворяется в воде. Гидроксид кальция плохо растворим в воде. Раствор гидроксида кальция в воде называется известковой водой. Он обладает щелочными свойствами.

Гидроксиды магния и кальция, как основания, вступают в реакции с кислотными оксидами: например, при пропускании углекислого газа через раствор известковой воды наблюдается образование осадка карбоната кальция (помутнение раствора):

При дальнейшем пропускании кислотного оксида наблюдается исчезновение помутнения раствора из-за образования растворимой в воде кислой соли — гидрокарбоната кальция:

Гидроксиды кальция и магния взаимодействуют с кислотами и с со- _ лями:

При нагревании гидроксиды кальция и магния подвергаются термическому разложению с образованием соответствующих оксидов:

Жёсткость воды — это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде ионов кальция Са 2+ и ионов магния Mg 2+ . Вода, содержащая высокие концентрации ионов кальция и магния, называется жёсткой, если их концентрация невелика — мягкой. Именно эти ионы придают характерные свойства природной воде. Например, стирка белья в жёсткой воде не только ухудшает качество тканей, но и требует большого количества мыла, так как часть его расходуется на связывание и осаждение катионов Са 2+ и Mg 2+ :

Многие продукты, приготовленные в жёсткой воде, обладают плохими вкусовыми качествами, в такой воде плохо завариваются чай и кофе. Но в санитарно-гигиеническом отношении эти ионы безвредны для человека.

Жёсткая вода непригодна для использования в отопительных системах, так как при её кипячении на стенках котлов и труб образуются слои накипи. Это приводит к преждевременному износу оборудования, а иногда и к аварии.

Общая жёсткость складывается из суммарной концентрации ионов кальция и магния в воде. По отношению к способам умягчения воды различают жёсткость временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную).

Временная (карбонатная) жёсткость обусловлена содержанием в воде карбонатов кальция и магния и может быть устранена кипячением, добавлением кальцинированной соды или гашёной извести:

В процессе этих реакций образуются малорастворимые карбонаты, которые выпадают в осадок, и общая жёсткость воды уменьшается.

Постоянная (некарбонатная) жёсткость обусловлена содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния (MgS04, CaS04, MgCl2 и СаС12). Постоянную жёсткость устранить кипячением нельзя. Но добавление соды приводит к значительному устранению некарбонатной жёсткости:

Для умягчения воды используют её перегонку, а также связывание ионов кальция и магния на ионообменных смолах.

Получение. Гидроксид магния получают осаждением известью из морской воды или природных рассолов.

Гидроксид кальция получают взаимодействием негашёной извести (оксида кальция) с водой:

Применение. Гидроксид магния применяют для получения оксида магния, рафинирования сахара, очистки воды в котельных установках, в качестве компонента зубных паст.

Гидроксид кальция (гашёная известь) применяется в строительстве для приготовления вяжущего материала (известкового раствора), для получения различных соединений кальция, обессахаривания патоки, для раскисления почв, умягчения воды, как компонент шихты при изготовлении стекла.

Читайте также:  Синупрет для детей капли инструкция

источник

Физические свойства:

  • бесцветные кристаллы;
  • имеют высокие температуры плавления и кипения;
  • хорошо растворяются в воде;
  • обладают оснОвными свойствами.

Химические свойства оксидов магния и кальция:

  • реагируют с кислотами:
    MgO+H2SO4 = MgSO4+H2O
  • с кислотными оксидами:
    CaO+SO3 = CaSO4
  • растворяясь в воде, образуют сильнощелочные растворы гидроксидов:
    MgO+H2O = Mg(OH)2

Промышленное получение MgO, CaO производят термическим разложением природных карбонатов магния (при температуре 700-900&deg:C), карбонатов кальция (1000-1200°C):
MgCO3 = MgO+CO2

Применение оксида магния MgO (жженая магнезия):

  • получение магния;
  • производство огнеупорных материалов;
  • в производстве резины.

Применение оксида кальция CaO (негашеная известь):

  • в строительстве;
  • как флюс в металлургии;
  • в роли катализатора в органическом синтезе.

Физические свойства Mg(OH)2, Ca(OH)2:

  • твердые кристаллы;
  • гидроксид кальция плохо растворим в воде, образует известковую воду (обладает щелочными свойствами);
  • гидроксид магния практически нерастворим в воде.

Гидроксид кальция — сильное основание, гидроксид магния является основанием средней силы.

Химические свойства гидроксидов кальция и магния:

  • реагируют с кислотами:
    Ca(OH)2+2HCl = CaCl2+2H2O
    Mg(OH)2+H2SO4 = MgSO4+2H2O
  • реагируют с кислотными оксидами:
    • Ca(OH)2+CO2 = CaCO3↓+H2O — на первом этапе реакции взаимодействия углекислого газа с известковой водой образуется карбонат кальция, выпадающий в осадок;
    • CaCO3+CO2+H2O = Ca(HCO3)2 — на втором этапе образуется растворимая в воде кислая соль.
  • разлагаются при термической обработке,образуя оксиды:
    Ca(OH)2 = CaO+H2O
  • Mg(OH)2 получают из морской воды осаждением известью;
  • Ca(OH)2гашеную известь получают в результате реакции оксида кальция (негашеной извести) с водой:
    CaO+H2O = Ca(OH)2;
  • гашеная известь, приготовленная в виде порошка, носит название пушонки.

Применение гидроксида магния:

  • получение жженой магнезии;
  • рафинирование сахара;
  • очистка воды;
  • в зубных пастах.

Применение гидроксида кальция:

  • приготовление известкового раствора;
  • обессахаривание патоки;
  • умягчение воды;
  • раскисление почвы;
  • изготовление стекла
  • получение различных соединений кальция.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

источник

Магний: минерал доломит CaCO3 · MgCO3, магнезит MgCO3 Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С: MgCl2–(эл.ток)à Mg + Cl2 или восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С: 2(CaO · MgO) + Si = 2Mg + Ca2SiO4.
Кальций: минералы доломит CaCO3·MgCO3, кальцит CaCO3, гипс CaSO4 · 2H2O Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция: CaCl2 –(эл.ток)à Ca + Cl2
Барий: минералы: барит (BaSO4) и витерит (BaCO3) Барий получают из оксида восстановлением алюминием в вакууме при 1200 °C: 4BaO+ 2Al = 3Ba + Ba(AlO2)2

Свойства простых веществ:

1) Реагируют с неметаллами: Бериллий сгорает на воздухе при температуре около 900°С, магний – при 650°С, щелочно-земельные металлы – около 500°С, в результате образуются оксиды и нитриды: Все металлы при нагревании реагируют с галогенами, серой и фосфором. 2Mg + O2 = 2MgO, 3Ca + N2 = Ca3N2. Be + Cl2 = BeCl2, Mg + S = MgS, 3Ca + 2P = Ca3P2.
Бериллий с водородом не взаимодействует, магний реагирует при повышенном давлении. Sr + H2 = SrH2 (так же Са, Ва, Mg)
При нагревании металлы реагируютс углеродом: 2Be + C = Be2C Mе + 2C = MеC2 (Mе – Ca, Sr, Ba)
2) Взаимодействуют с водой:(кроме бериллия); магний только при кипячении. Образуются гидроксиды. Mg + 2H2O → t Mg(OH)2 + H2 Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2.
3) Взаимодействуют с кислотами Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; 4Ca+10HNO3(конц.)=4Ca(NO3)2+N2O+5H2O
4) Восстанавливают менее активные металлы ( а также кремний и бор) из их оксидов и некоторых солей: 2Mg + ZrO2–(t)à Zr + 2MgO; 2Ca + SiO2 –(t)à Si + 2CaO Mg + CuCl2–(t)à MgCl2 + Cu
5) Особенность магния: горит в углекислом газе. Mg + CO2–(t)à MgO + C ( сажа)

Качественные реакции: окрашивание пламени растворами солей!

Щелочной металл Цвет пламени
Са оранжево–красный
Sr и Ra карминово–красный
Ba желтовато–зеленый

2. Качественная реакция на ионы Ва 2+ :

Добавление сульфат-иона. Выпадает белый осадок сульфата бария.

Ba 2+ + SO4 2- = BaSO4

Оксиды и гидроксиды магния и кальция.

Оксиды Гидроксиды
А) из простых веществ: 2Ca + O2 = 2CaO; 2Mg + O2 = 2MgO; Б) при термическом разложении гидроксида и солей некоторых кислородсодержащих кислот: 2Ca(NO3)2 = 2CaO+4NO2 + O2 MgCO3 –(t)à MgO + CO2. СаСО3 –(t)à СаО + СО2 Са(ОН)2 1) растворение кальция и оксида кальция в воде: Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 СаO + H2O = Са(OH)2 2) при взаимодействии солей кальция со щелочами: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3. Mg(OH)2 1) растворение магния и оксида магния в воде (при кипячении):Mg + 2H2O –tà Mg(OH)2 + H2 MgO + H2O –(t)à Mg(OH)2 2) взаимодействие солей магния со щелочами: MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4.

Свойства оксидов магния и кальция

Оксид магния – основный оксид
реагирует с водой: поглощает углекислый газ: растворяется в кислотах: MgO + H2O –(t)à Mg(OH)2; MgO + CO2 = MgCO3; MgO + H2SO4 = MgSO4 +H2O.
Гидроксид магния Mg(OH)2 – основание средней силы
В воде растворяется незначительно. При нагревании разлагается. Реагирует с кислотами,с оксидами неметаллов, участвует в реакциях обмена: Mg(OH)2–(t)à MgO + H2O. Mg(OH)2 + 2CO2 = MgCO3 + H2O; 3Mg(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3+ 3MgCl2; Mg(OH)2+2NH4Cl =MgCl2+2NH3+2H2O
Оксид кальция – основный оксид (негашеная известь)
энергично реагирует с водой, выделяя большое количество тепла; реагирует с оксидами неметаллов; растворяется в кислотах. СаO + H2O = Са(OH)2 СаO + SO2 = CaSO3; CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O
Гидроксид кальция – сильное основание (гашеная известь)
При нагревании до 580°С разлагается: В воде мало растворим, является сильным основанием. Реагирует с кислотами; с оксидами неметаллов; участвует в реакциях обмена. Са(OH)2 –(t)à СаO + H2O. Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O; Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2; Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O; 3Ca(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3 + 3CaCl2;

Свойства солей кальция. Известняк.

1) Разлагается при температуре 1200 о С на углекислый газ и известь (оксид кальция). СаСО3 –(1200˚)à СаО + СО2 2) Превращается в растворимый в воде гидрокарбонат при действии углекислого газа и воды: СаСО3 + СО2 + Н2Оà Ca(HCO3)2 3) Углекислый газ из известняка вытесняется более сильными кислотами или диоксидом кремния при сплавлении.

Жесткость воды и способы её устранения.

Временная Постоянная
Вызывается наличием катионов кальция и магния и гидрокарбонат-анионов. Mg(HCO3)2, Ca(HCO3)2. Вызывается наличием катионов кальция и магния и сульфат и хлорид-ионов. MgCl2, CaCl2, CaSO4, MgSO4
Для удаления используют кипячение, добавление извести: Ca(HCO3)2–(t)à СаСО3 + СО2 + Н2О Са(ОН)2 + Ca(HCO3)2à2СаСО3 + 2Н2О Для удаления используют ионный обмен, добавление соды: СаСl2 + Na2CO3 à CaCO3 + 2NaCl

Особенности химии бериллия

Металл Ве – амфотерный.Реагирует с кислотами и концентрированными щелочами, выделяя водород. Be + 2HCl = BeCl2 + H2; Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + Н2 тетрагидроксобериллат натрия
Оксид ВеО – амфотерный. Реагирует с кислотами и щелочами. BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O; BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4] (в растворе); BeO + 2NaOH –(t)à Na2BeO2 + H2O (в расплаве); бериллат натрия
Гидроксид Ве(ОН)2 – амфотерный. Реагирует с кислотами и щелочами. Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O; Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] Be(OH)2 + 2NaOH –(t)à Na2BeO2 + Н2О (в расплаве).
Соли бериллия – гидролизуются по катиону. BeCl2 + H2O ⇄ BeOHCl + HCl.
р-элемент, амфотерный металл. Степень окисления: +3 Электронная конфигурация внешнего слоя 3s 2 3p 1
По распространенности занимает третье место, после О и Si , содержание в земной коре 8,3 мас.%. Природное соединение: корунд Al2O3 Физические свойства: t пл. 660°С, t кип 1450°С, плотность 2,7 г/см 3 .

Химические свойства алюминия На воздухе поверхность металла покрыта прочной пленкой оксида, защищающей металл от окисления.

1) Взаимодействие с неметаллами – кислородом, серой, галогенами, азотом и фосфором. С водородом не взаимодействует. 4Al + 3O2 –(t)à 2Al2O3 2Al + 3S –(t)à Al2S3 4Al + 3C –(t)à Al4C3 Al + N2 –(1000˚)à AlN 2Al + 3Cl2 –(t)à 2AlCl3
2) Взаимодействие с водой: в обычных условиях алюминий с водой не реагирует из-за оксидной пленки. Очищенный от оксидной пленки алюминий (например, амальгамированный) энергично взаимодействует с водой. Al + H2O àне реагирует (оксидная пленка) 2Al(амальгама)+6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2
3) Взаимодействие с кислотами:с концентрированными серной и азотной кислотами не реагирует, происходит пассивация, образование плотной оксидной плёнки. 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2 10Al+ 36HNO3(разб)=10Al(NO3)3+3N2+18H2O 2Al + 6H2SO4 (конц) –(t)à Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
4) Взаимодействие со щелочами:алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами 2Al +2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4] + 3H2 2Al + KOH –(t)à 2K3AlO3 + 3H2
5) Восстанавливает менее активные металлы из оксидов. 2Al + Cr2O3 –(t)à 2Cr + Al2O3

Получение алюминия

Металлический алюминий получают электролизом расплава Al2O3 в расплавленном криолите Na3AlF6 при 960–970°С.Криолит добавляется для понижения температуры расплава. Электролиз Al2O3 можно представить следующей схемой:

на катоде восстанавливаются ионы Al 3+ : Al 3+ +3e à Al 0 ,
на аноде окисляются ионы AlO3 3- : 4AlO3 3- — 12e à 2Al2O3 + 3O2

Суммарное уравнение процесса: 2Al2O3 (расплав) –(эл.ток)à 4Al + 3O2.

Так как при электролизе расплава оксида алюминия используются графитовые электроды, они окисляются и вместо кислорода выделяются оксиды углерода – СО и СО2!

Оксид алюминия Al2O3амфотерный оксид, химически малоактивен, благодаря своей прочной кристаллической решетке.

Получение: разложение гидроксида. 2Al(OH)3 (t)à Al2O3 + 3H2O;

Реагирует с кислотами и кислотными оксидами сильных кислот Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O; Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 (основные свойства)
Взаимодействует со щелочами и карбонатами щелочных металлов при сплавлении с образованием алюминатов: (кислотные свойства) Al2O3 + 2KOH –tà 2KAlO2 + H2O; Al2O3 + Na2CO3 –tà 2NaAlO2 + CO2.
Растворяется в водном растворе щелочи. Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2 Na[Al(OH)4].

Гидроксид алюминия.

1) Действие водного раствора аммиака на растворы солей алюминия:

2) Пропускание углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через щелочной раствор тетрагидроксоалюмината натрия:

3) Взаимодействие растворов солей с недостатком щелочи:

Свойства:Типичное амфотерное соединение, свежеполученный гидроксид растворяется в кислотах и щелочах

Реагирует с кислотами, образуя соли. 2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H2O
Реагирует со щелочами – в растворе и в расплаве. Al(OH)3 + NaOH + 2H2O = Na[Al(OH)4]. Al(OH)3 + NaOH →tNaAlO2 + 2H2O
Разлагается при нагревании. 2Al(OH)3 → tAl2O3 + 3H2O

Последнее изменение этой страницы: 2016-07-11; Нарушение авторского права страницы

источник

Понравилась статья? Поделить с друзьями: