Ответ. Оксид кремния (II) SiO – несолеобразующий оксид. Он может быть получен восстановлением SiО 2: Si+4О2 + Si0 = 2Si+2О. При обычном давлении монооксид кремния начинает возгоняться при температуре около 1 200 °С, когда исходные вещества практически не испаряются. Его можно получить восстановлением SiО2 водородом или углеродом при температуре 1000 °С и выше: Si+4О2 + H02 = Si+2О(газ) + Н 2+1О, Si+4О2 + C0 = Si+2О(газ) + C +2O. В газообразной фазе SiO является индивидуальным соединением. Если его быстро охладить, то образуется твердая фаза мелкодисперсного SiO в виде коричневого порошка. При обычных условиях SiO – твердое вещество. В твердой фазе SiO полимеризован, его состав отвечает формуле (SiO) n. Полимеризация достигается за счет связи Si–Si. Энергия связи Si–О в молекуле SiO больше (185 ккал/моль), чем энергия такой же связи в молекуле SiО 2 (106 ккал/моль). Это объясняется тем, что в SiО2 кратность связи лишь несколько выше одинарной, а в SiO связь двойная. На воздухе (SiO)n быстро окисляется до (SiО2)n. Твердый монооксид кремния SiO возгоняется выше 1 700 °С, медленно окисляется кислородом воздуха, легко растворяется в щелочах и горячих водных растворах карбонатов щелочных металлов с образованием солей кремниевой кислоты и выделением водорода: Si+2О + 2NaOН+1 = Na2Si+4О3 + H 02, Si+2О + Na2C+4О3 = Na 2Si+4О3 + C +2О. SiO обладает окислительно-восстановительной амфотерностью с преобладанием восстановительных свойств. Используется (SiO) n как пигмент для масляных красок и полирующее вещество, а также для очистки препаратов кремния. Диоксид кремния SiО2 (кремнезем), кристаллическое вещество. При обычных условиях в виде мономера не встречается, в молекулярном состоянии устойчив только в газовой фазе, а также при низких температурах в матрице из аргона. Молекулярный SiО2 имеет линейное строение, аналогичное строению СО 2. Связь С–О в СО2 более прочная, чем связь Si–О в SiО2. Объясняется это тем, что электроны, находящиеся на энергетическом уровне с более высоким главным квантовым числом (3р), проявляют меньшую связующую способность, чем электроны (2р) на низких уровнях, т.к. орбитали 3р обладают более диффузным характером (радиус атома кремния больше, чем радиус атома углерода). Электроотрицательность кремния значительно меньше, чем углерода (Si–1,8; С–2,5). Поэтому связи Si–О полярнее, чем связи С–О. Наложение в SiО2 электростатического взаимодействия на ковалентное увеличивает прочность связи Si–О. Это одна из причин, что энергия связи Si–О в SiО2 выше (106 ккал/моль), чем энергия связи С–О в СО2 (85,5 ккал/моль). Кроме того, в образовании химической связи у атома кремния могут принимать участие свободные 3d атомные орбитали. Возникает донорно-акцепторное dπ-pπ взаимодействие, которое повышает кратность связи и уменьшает межатомное расстояние Si–О по сравнению с суммой атомных радиусов. Химическую связь Si–О в кремнеземе принято считать на 35–50 % ионной, но некоторые исследователи склонны считать эту связь преимущественно ковалентной. Минералы кремнезема: кварц, тридимит, кристобалит, коэсит, китит, стишовит. Кремнезем всех модификаций полимерен: (SiО2)n. Структурной единицей является тетраэдр [SiО 4]. Кварц термически устойчив ниже 870 °С, тридимит – от 870 до 1 470 °С и кристобалит – выше 1 470 °С. Существует следующая последовательность фазовых переходов в системе SiО2 с изменением температуры (в равновесных условиях и при давлении 1 атм). Основу кристаллической структуры кремнеземного минерала составляет трехмерный каркас, построенный из соединяющихся через общие кислороды тетраэдров [SiО4]. Однако симметрия их расположения, плотность упаковки и взаимная ориентировка различны, что отражается на симметрии кристаллов отдельных минералов и их физических свойствах. Исключение представляет стишовит, основу структуры которого составляют октаэдры (SiО6). Стишовит образуется при 1 200–1 400 °С и давлении 160–180 тыс. атм., коэсит – в интервале 500–800 °С и давлении больше 35 тыс. атм., китит – при 460 °С и давлении 350–1 265 атм. Все модификации кремния (за исключением некоторых разновидностей кварца) обычно бесцветны. Твердость по минералогической шкале различна: от 5,5 (α–тридимит) до 8–8,5 (стишовит). Волокнистый кремнезем считают особой модификацией SiО2. Он образуется в результате окисления газообразного монооксида кремния SiO кислородом при 1 200–1 400 °С. В отличие от других модификаций SiО2, в волокнистом кремнеземе тетраэдры соединяются не вершинами, а ребрами с образованием длинных цепей. Расплав кремнезема SiО2 при медленном охлаждении образует кварцевое (кремнеземистое) стекло. Кварц (нем. Quarz) встречается в виде двух кристаллических модификаций SiО2: гексагональный кварц (или α-кварц), устойчивый при давлении в 1 атм в интервале температур 870–573 °С, и тригональный кварц (или β-кварц), устойчивый при температуре ниже температуры 573 °С. Наиболее широко встречается в природе β-кварц. Цвет кристаллов, зерен, агрегатов кремния самый разнообразный: наиболее обычны бесцветные, молочно-белые или серые кристаллы. Прозрачные или полупрозрачные окрашенные кристаллы называются особо: бесцветные, прозрачные – горный хрусталь; фиолетовые – аметист; дымчатые – раухтопаз; черные – морион; золотисто-желтые – цитрин. Различные окраски обычно обусловлены структурными дефектами при замене Si4+ на Fe3+ или Аl3+ одновременным вхождением в решетку Na1+, Li1+ или ОН–1. Кварцевые пески – важное сырье для керамической и стекольной промышленности. Монокристаллы кварца находят применение в радиотехнике (пьезоэлектрические стабилизаторы частоты, фильтры, резонаторы, пьезопластинки в ультразвуковых установках); в оптическом приборостроении (призмы для спектрографов, монохроматоров, линзы для ультрафиолетовой оптики). Плавленый кварц применяют для изготовления специальной химической посуды. Кварц также используется для получения химически чистого кремния. Прозрачные, красивоокрашенные разновидности кварца являются полудрагоценными камнями и широко применяются в ювелирном деле. Кварцевое стекло – однокомпонентное силикатное стекло, получаемое плавлением природных разновидностей кремнезема – горного хрусталя, жильного кварца и кварцевого песка, а также синтетического диоксида кремния. Различают два вида промышленного кварцевого стекла: прозрачное (оптическое и техническое) и непрозрачное. SiО2 – типичный кислотный оксид. Обычные формы диоксида кремния (кварц, тридимит, кристобалит) малореакционноспособны. На них действуют лишь фтор, фтористоводородная кислота, газообразный фтористый водород, а также растворы щелочей: Si+4О2–2 + 2F02 = О2 + SiF 4 (стекловата), SiО2 + 4HF(к-тa) = SiF4 + 2Н2О, SiО2 + 4HF(газ) = SiF4 + 2Н2О, SiО2 + 2NaOH = Na2SiО3 + Н2О. Сплавление всех форм SiО2 со щелочами, карбонатами щелочных, щелочноземельных и других металлов приводит к образованию соответствующих силикатов: SiО2 + Na2CО3 = Na2SiО3 + СО2, SiО2 + СаСО3 = CaSiO3 + CO2. Более плотные формы SiО2 (коэсит, стишовит) не взаимодействуют даже с HF. Все модификации кремнезема в воде труднорастворимы. Кремневые кислоты, производные кремневого ангидрида SiО2, очень слабые кислоты, малорастворимые в воде. В чистом виде были получены метакремневая H2SiO3 (точнее, ее полимерная форма H8Si4O12) и диметакремневая кислота H2Si2O5. Кремневые кислоты получают действием минеральных кислот на растворы силикатов или гидролизом некоторых соединений кремния (галогенидов, сульфидов, эфиров кремневых кислот). Отдельные формы кремневых кислот выделены в индивидуальном состоянии. Диметакремневая кислота H2Si2O5 в виде чешуйчатых кристаллов образуется при действии H2SО4 на диметасиликат натрия Na 2Si2O5: Na2Si2O5 + H2SО4 = Na 2SО4 + H 2Si2O5. Структура H2Si2О5 состоит из слоев, образованных шестичленными кольцами тетраэдров [SiО4]. Эти слои скреплены катионами водорода Н+ в кислоте. При нагревании до 220 °С происходит потеря воды и кристаллическая решетка H2Si2O5 разрушается. Метакремневая кислота H2SiO3 аморфна и менее устойчива, чем диметакремневая кислота. Ее получают взаимодействием силикатов с соляной кислотой или хлоридом аммония, при гидролизе галогенидов: Na2SiО3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl, Na2SiО3 + 2NH4Cl = H2SiO3 + 2NaCl + 2NH 3, SiCl4 + 3Н2О = H2SiO3 + 4HCl. Метакремневая кислота термически неустойчива и при нагревании разлагается: H2SiO3 = SiO2 + H2O, 2H2SiO3 = H2Si2O5 + H2O. Отщепление воды от нескольких молекул метакремневой кислоты происходит в водном растворе и при комнатной температуре с образованием прозрачной студенистой массы – геля кремневой кислоты. Высушенный гель кремневой кислоты называют силикагелем. Силикагель обладает очень большой поверхностью и высокой адсорбционной способностью. Он изготовляется в промышленном масштабе и находит широкое применение для извлечения летучих и пахучих веществ из паров и газов, очистки минеральных масел и нефти, обесцвечивания жидких органических продуктов. Силикагель поглощает воду, это свойство используется при сушке газов и жидкостей. Высококачественные сорта силикагеля, не содержащие примесей, находят применение в медицине. Силикагель катализирует многие реакции полимеризации, конденсации, окисления и восстановления органических веществ. Он используется в качестве носителя катализаторов. Введением золей кремневой кислоты в целлюлозные материалы достигается прочность, водонепроницаемость и огнестойкость изделия. Ортокремневая кислота H4SiО4 хорошо растворима в воде, образуется при гидролизе галогенидов и сульфидов кремния, а также при взаимодействии Na4SiО4 с холодной разбавленной НСl: SiS2 + 4H2O = H4SiО4 + 2H2S, Na4SiO4 + 4НСl = 4NaCl + H4SiO4. Это четырехосновная кислота, слабый электролит, слабее Н2СО3. Поэтому углекислый газ в присутствии воды разрушает силикаты (при комнатной температуре), но с увеличением температуры ортокремневая кислота способна разлагать карбонаты. При стоянии H4SiО4 полимеризуется, образуя коллоидные растворы (золи). Полимеризация ортокремневой кислоты сопровождается переходом от цепочечной структуры к слоистой, а затем к каркасной – трехмерной сетке. Золи кремневой кислоты самопроизвольно переходят в гели, «застудневают». Скорость полимеризации зависит от ее концентрации, рН раствора, температуры и наличия электролита. Выше всего скорость полимеризации в растворах с рН от 5 до 8, несколько замедляется она в щелочной среде. При рН раствора ниже 1,7 полимерные частицы кремневой кислоты заряжены положительно, если рН выше 1,7, то частицы заряжаются отрицательно. Поликремневые кислоты – производные метакремневой кислоты – можно представить как соединения молекул воды с несколькими молекулами оксида кремния (IV). Например, триметакремневая кислота H2Si3O7 (Н2О×3SiО2). Производные ортокремневой кислоты можно представить формулой H2О×(n+1)SiO2, например диортокремневая кислота H2Si2О7 (3H2О×2SiО2) и т.д. Полимерный продукт состава (H2SiО3)n получается конденсацией мономерной кремневой кислоты. Эти кислоты представляют собой линейные, слоистые или трехмерные макроанионы, построенные из тетраэдров SiО 4, связанных двумя, тремя или четырьмя общими вершинами и содержащие еще некоторое количество гидроксильных групп. Наиболее быстро гель поликремневых кислот осаждается при рН = 5–6. Силикаты почти всех металлов нерастворимы в воде. Растворимые соли образуют лишь щелочные металлы. Природные силикаты – самый многочисленный класс полимеров кремния. Почти все горные породы, входящие в состав земной коры, являются силикатами. Треть всех известных минералов – также силикаты. Природные силикаты можно представить как продукты частичного или полного замещения протонов поликремневых или более сложных кислот состава y SiO2×хH2O на ионы того или другого металла. Особенно важны алюмосиликаты, относящиеся к группе полевых шпатов. На их долю приходится более половины массы земной коры. Известно более 500 минералов – силикатов. Среди них драгоценные и полудрагоценные камни, например изумруд, берилл, аквамарин, топаз, хризолит, цветные турмалины. Все природные силикаты – полимеры, их структурной единицей является тетраэдр [SiО4]. В тетраэдре [SiО 4] кремний окружен четырьмя атомами кислорода. Расстояние Si–Оравно ~ 1,6 Å, а расстояние между соседними атомами кислорода одного тетраэдра ~ 2,7 Å. По своему строению выделяют цепочечные и ленточные, сложные трехмерные каркасные, островные структуры. Поэтому силикаты делятся на две большие группы: силикаты с кремнекислородными радикалами конечных размеров (островные структуры); силикаты с радикалами бесконечных размеров (цепочечные, ленточные, сложные и каркасные структуры). Островные структуры. Сюда относятся структуры силикатов с изолированным одиночным тетраэдром [SiО 4]. Тетраэдры непосредственно не связаны друг с другом, а соединяются через катионы металлов, входящих в структуру силикатов. Примерами минералов с такой структурой могут служить так называемый двухкальциевый силикат Ca 2[SiО4], форстерит Mg 2[SiО4], фенакит Ве 2[SiО4], циркон Zr[SiО4]. Цепочечные и ленточные структуры. Силикаты, содержащие линейные цепочки из тетраэдров [SiO 4], имеющих две обобщенные вершины, называют пироксенами. Стехиометрический состав цепочки – [SiО 3]. Такую структуру имеют минералы волластонит Са 3[SiО3]3, диопсид CaMg[SiО3]2, сподумен LiAl[SiО 3]2, энстатит Mg2[SiО3]2. Двойные цепи или ленты, состоящие из тетраэдров [SiО4] состава [Si 4О11], характерны для амфиболов. Типичным представителем амфиболов является термолит Ca 2Mg5[(Si4О11)2](ОН)4.
Ответ. Щелочные металлы образуют многочисленные кислородные соединения: оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. При сгорании при атмосферном давлении литий даёт только оксид Li2O, натрий – пероксид Na 2O2, остальные образуют надпероксиды состава ЭO2. Оксиды щелочных металлов – типичные ионные соединения, обладают высокой реакционной способностью, проявляют сильно выраженные основные свойства, энергично взаимодействуют с водой, образуя щёлочи. Гидроксиды щелочных металлов представляют собой кристаллические вещества с ионной кристаллической решёткой, растворимы в воде и называются щелочами. В водном растворе почти полностью диссоциированы, сильные основания. Часто гидроксиды щелочных металлов называют едкими щелочами. Термически устойчивы до температур более 1000 °C. Бинарные соединения лития – бесцветные кристаллические вещества; являются солями или солеподобными соединениями. По химической природе, растворимости и характеру гидролиза они напоминают производные кальция и магния. Оксид лития Li2O – белое твёрдое вещество. Получается взаимодействием простых веществ. Активно реагирует с водой, образуя гидроксид. С кислотами, кислотными и амфотерными оксидами образует соли. Гидроксид лития LiOH – бесцветное, очень гигроскопическое вещество, растворимое в воде. Сильное основание. Однако по растворимости и силе LiOH уступает гидроксидам остальных s-элементов IА группы. При прокаливании LiOH, в отличие от гидроксидов других щелочных металлов, разлагается: 2LiOH = Li2О + H2О. LiOH получают электролизом водных растворов LiCl. Применяется как электролит в аккумуляторах. В отличие от Be(II) аквакомплексы Li(I) менее устойчивы. В имеющихся кристаллогидратах лития отдельные акваионы не обнаружены. В ряде кристаллогидратов молекулы воды участвуют в образовании мостиковых связей. Так, в LiOH∙Н 2О (решётка моноклиническая) ион Li+ окружён четырьмя атомами кислорода (два от ОН-групп и два других от молекул Н2О), образующими искажённый тетраэдр. Тетраэдры попарно соединены общими рёбрами (за счёт атомов кислорода ОН-групп). Соседние пары тетраэдров связаны общими вершинами (через атомы кислорода молекул Н 2О) и образуют бесконечную цепь состава LiОH∙H2О. Гидроксид лития используется как электролит для щелочных аккумуляторов. При взаимодействии солей лития с однотипными соединениями других щелочных металлов (при совместной кристаллизации или сплавлении) образуются эвтектические смеси, например LiNO3–KNO3 (Т пл. = 132 °С), LiNO3–NaNO3–KNO3 (Тпл. = 350 °С) и др. Значительно реже образуются двойные соединения, например Na 3Li(SО4)2∙6H2О, а также твёрдые растворы. Соли лития термически неустойчивы и разлагаются при нагревании аналогично солям магния: Li2СО3 = Li2O + СО2, 2LiNO3 = 2LiNO2 + O2. Фторид лития LiF – бесцветные кубические кристаллы. Кристаллическая решётка типа NaCl. Малорастворим в воде и спирте. Можно получить взаимодействием оксида, гидроксида или карбоната лития с плавиковой кислотой. Применяется для покрытия сварочных электродов. Хлорид лития LiCl – белые кубические кристаллы, очень гигроскопичные. Растворяется в воде, спирте и соляной кислоте. Можно получить взаимодействием оксида, гидроксида или карбоната лития с хлороводородной кислотой. Применяется для покрытия сварочных электродов и для очистки воздуха от углекислого газа (LiCl энергично поглощает углекислый газ из воздуха). Бромид лития LiBr – бесцветные кубические кристаллы, очень гигроскопичные. Растворяется в воде, спирте. Существует ряд кристаллогидратов LiBr∙3Н2О, LiBr∙2Н2О, LiBr∙Н 2О. Получают взаимодействием карбоната лития с бромоводородной кислотой. Иодид лития LiI – бесцветные кубические кристаллы, очень гигроскопичные. Растворяется в воде, спирте. Существует ряд кристаллогидратов LiI∙3Н2О, LiI∙2Н2О, LiI∙Н 2О. Можно получить взаимодействием карбоната лития с иодоводородной кислотой или сульфата лития с иодидом бария. Сульфид лития Li2S – бесцветный порошок или бесцветные кубические кристаллы, малорастворим в воде. Получают непосредственным взаимодействием лития с серой или восстановлением сульфата лития углем. Нитрат лития LiNO3 – бесцветные тригональные кристаллы. Имеет кристаллическую решётку типа кальцита СаСО3. Ортофосфат лития Li3PO4 – белый порошок, малорастворим в воде и легко растворим в разбавленных минеральных кислотах. Гидрид лития LiН представляет собой твёрдую губчатую массу. Его можно получить прямым взаимодействием простых веществ. Медицинское применение соединений лития ограничено. Соли лития (например, карбонат) используются при лечении маниакально-депрессивных психозов. Среди соединений натрия особенно большое промышленное значение имеют гидроксид, хлорид, сульфат, карбонат и нитрат натрия. Широко используют также сульфиты, тиосульфат и гексафторосиликат. Гидроксид применяется в мыловаренном производстве, для очистки нефтяных продуктов, для изготовления электролита щелочных аккумуляторов, в текстильной и других отраслях промышленности. Производство соды, хлора, стекла, щелочей, фармацевтических препаратов, красителей, взрывчатых веществ, удобрений требует значительных количеств хлорида, сульфата и нитрата натрия. Тиосульфат применяют в кинофотопромышленности и в медицине. Оксид натрия Na2О получают косвенным путём, восстанавливая Na 2О2 металлическим натрием: Na2O2 + 2Na = 2Na2O. Оксид натрия проявляет все общие свойства основных оксидов. Гидроксид натрия NaOН (едкий натр, каустическая сода) – белое кристаллическое вещество с ионной кристаллической решёткой, хорошо растворим в воде. Проявляет общие свойства щелочей. Получают гидроксид натрия электролизом раствора хлорида натрия: 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2. NaOН можно также получить известковым (содовым) методом. В основе этого способа лежит реакция взаимодействия раствора соды с гашёной известью: Na2CO3 + Ca(OH)2 ↔ 2NaOH + СаСO3. Равновесие реакции смещено в сторону образования NaOH вследствие плохой растворимости СаСO 3. Обработанная таким образом сода становится едкой (по-гречески kaustikos), поэтому получаемый таким путём гидроксид натрия называют каустической содой. Гидроксид натрия используется при производстве мыла, красок, целлюлозы и др. Фторид натрия NaF – бесцветные кристаллы с ионной кристаллической решёткой, диамагнитное вещество, малорастворимое в воде и спирте. Получают непосредственным взаимодействием натрия и фтора, гидроксида или карбоната натрия с плавиковой кислотой. Используют для получения искусственного криолита, в качестве флюса в металлургии, как пропитку для древесины. Хлорид натрия NaCl встречается в природе в огромных месторождениях. Он является основой для целого ряда важнейших производств, таких как производство натрия, гидроксида натрия, соды, хлора и др. Бромид натрия NaBr – малорастворимое в спирте вещество. Получают сжиганием натрия в парах брома, взаимодействием брома с аммиачным раствором карбоната натрия или бромида железа (II) с карбонатом натрия. Йодид натрия NaI – бесцветные прозрачные кристаллы. Существует ряд кристаллогидратов: NaI∙2Н 2О, NaI∙5Н2О и др. При сплавлении натрия с серой образуются сульфид Na2Sи персульфиды типа Na 2S2, Na 2S3, Na2S4 и Na2S5. Смесь полисульфидов натрия называется «серной печенью»: Na2CO3 + Н2S = Na2S + CO2 + H 2O, Na2S + nS = Na2Sn. Сульфит натрия Na2SO3 – белый порошок, растворим в воде. За счёт гидролиза по аниону раствор сульфита натрия имеет щелочную среду. При гидролизе гидросульфита натрия в растворе образуется значительное количество ионов водорода (сернистая кислота – электролит средней силы по первой ступени диссоциации), поэтому среда слабокислая. Обладает окислительно-восстановительной двойственностью с преобладанием восстановительных свойств. Сульфат натрия Na2SO4 – ромбические или моноклинные кристаллы белого цвета, малорастворимые в спирте. Восстанавливается углем, серой, монооксидом углерода до сульфида. Применяется в красильном деле, в производстве соды, стекла, а также в медицине. Карбонаты натрия потребляют многие отрасли промышленности: химическая, текстильная, пищевая и др. Карбонаты натрия вырабатываются в виде Na2CO3 (кальцинированная сода), Na 2CO3∙10Н2О (кристаллическая сода), NaHCO3 (питьевая сода). Хлорид натрия используется в качестве пищевой добавки и консервирующего средства. Раствор хлорида натрия с масовой долей 0,9 % является физиологическим (изотоническим) раствором, т. к. его осмотическое давление соответствует осмотическому давлению плазмы крови. Соединения калия в больших количествах используется в сельском хозяйстве, так как соли калия являются важнейшими удобрениями и жизненно необходимы для нормального развития растений. Особенно важны они для картофеля, льна, конопли, свёклы, табака. Основным удобрением является хлорид калия, получаемый из сильвинита, и природные соли калия, содержащие около 30 % К2О. Применяют сульфат калия K 2SО4, двойную соль K 2SО4∙MgSО4 (шёнит) и даже просто золу растений, содержащую поташ К 2СО3. В золе берёзы К2О содержится до 15 %, в золе подсолнечника – до 40 %. Золу целесообразно использовать на кислых почвах, в которых карбонат калия легко растворяется, переходя в другие соли. Ценным удобрением является и нитрат калия KNО3, который можно получить из поташа обработкой его нитрозными газами или азотной кислотой. Оксиды белый К2O, жёлтый Rb2O и оранжевый Cs2O, подобно Na 2O, очень реакционноспособные вещества, энергично взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды. Об усилении химической активности в ряду Li 2O–Na2O–К2O–Rb2O–Cs2O можно судить по изменению значений энергии Гиббса для реакций: 1/2Э2О(к) + 1/2Н2О(г) = ЭОН (к), которая для LiOH составляет –46,8 кДж/моль, для NaOH –77,6 кДж/моль, для КОН –102,4 кДж/моль, для RbOH –104,5 кДж/моль, для CsOH –111 кДж/моль. Этот же пример свидетельствует о значительном изменении свойств при переходе от Li к Na и от Na к К. Э2О можно получить восстановлением ЭО2 металлами: KО2 + 3K = 2K2О. Гидроксиды ЭОН – бесцветные, очень гигроскопичные вещества. При накаливании они подобно NaOH возгоняются без разложения. Хорошо растворяются в воде, при этом выделяется значительное количество тепла. В водных растворах ЭОН, подобно NaOH, ионизированы практически полностью и являются самыми сильными основаниями – щелочами. Из них наибольшее значение в технике имеет КОН. Его получают электролизом водного раствора КСl. В противоположность аналогичным соединениям Li+ и Na+ такие соединения элементов подгруппы калия, как их оксохлораты (VII) ЭСlO4, хлороплатинаты (IV) Э 2PtCl6, нитритокобальтаты (III) Э3[Co(NО2)6] и некоторые другие, труднорастворимы. Калийные удобрения — минеральные вещества, используемые как источник калия для питания растений; помимо увеличения урожайности, они улучшают качественные характеристики выращиваемой продукции: способствуют повышению сопротивляемости растений к заболеваниям, повышению лёжкости плодов при хранении и стойкости при транспортировке, а также улучшению их вкусовых и эстетических качеств. Калийные удобрения, как правило, применяются в комплексе с азотными и фосфорными удобрениями. Является концентрированным калийным удобрением. Представляет собой белое кристаллическое вещество и легко растворяется в воде. Содержание питательного вещества в пересчёте на K2O находится в пределах 52-62 %. Основным сырьём для производства хлористого калия являются природные калийные соли (сильвинит и карналлит — соли с содержанием чистого вещества на уровне 12-15 % с примесями солей натрия и магния). Хлорид калия применяют на любых почвах как основное удобрение. Особенно эффективно при использовании под корнеплоды, картофель, подсолнечник, плодовые и другие культуры. Комплексное калийно-азотное удобрение: содержание калия — 45 %, азота — 14 %. В объёме 10 см3 содержится 12,5 г (1 г занимает 0,75 см3), то есть в стакане (200 мл) поместится 250 г, в спичечном коробке 25 г. Широко применяется в защищённом грунте: перед высадкой рассады вносят до 36 г/м2, для корневой подкормки 18-20 г/м2. Комплексное калийно-магниевое удобрение, без содержания хлора. Применяется под хлорофобные культуры, положительно отзывающиеся на магний. Содержание калия 26-32 %, магния 11-18 %. В объёме 10 см3 содержится 10 г (1 г занимает 1 см3), то есть в стакане (200 мл) поместится 200 г, в спичечном коробке 20 г. Не гигроскопична, не слеживается, рассеиваемость хорошая. Применяют в виде подкормки (10 г/м2) при низком содержании в почве подвижного магния. При основном внесении норма составляет 40 г/м2. Более 80 % запасов используемой для производства калия руды приходится всего на три страны — Белоруссию, Канаду и Россию.
Ответ. Большинство неорганических соединений бериллия (II) в обычных условиях полимерны и являются кристаллическими веществами белого цвета. Независимо от типа кристаллических решёток соединений координационное число бериллия 4. В кислых водных растворах ионы Ве2+ находятся в виде прочных аквакомплексов [Ве(Н 2О)4]2+; в сильнощелочных растворах – в виде ионов [Ве(ОН) 4]2–. Оксид бериллия ВеО имеет структуру типа вюрцита, отличается высокой энергией кристаллической решётки и высокой энергией образования. Он тугоплавок (Тпл = 2530 °С), теплопроводен, в прокалённом состоянии химически неактивен. Применяют ВеО в качестве химически стойкого и огнеупорного материала для изготовления тиглей и специальной керамики, в атомной энергетике – как замедлитель и отражатель нейтронов. Входит в состав некоторых стеклообразующих смесей. Будучи амфотерным, ВеО взаимодействует при сплавлении с основными и кислотными оксидами: ВеО + SiO2 = BeSiO3, ВеО + Na2O = Na2BeO2. При нагревании ВеО взаимодействует с кислотами и щелочами: BeO + H2SO4 = BeSO4 + H2O, BeO + 2NaOH(р-р) + Н2О = Na2[Be(OH)4]. Прокаливание оксида бериллия при температурах выше 1800 °С приводит к практически полной утрате им реакционной способности. После такого прокаливания ВеО растворяется только в концентрированной плавиковой кислоте (с образованием фторида), а также в расплавленных щелочах и карбонатах щелочных металлов (с образованием бериллатов): BeO + 2HF = BeF2 + H2O, BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O, BeO + Na2CO3 = Na2BeO2 + CO2. Выше 1000 °С оксид бериллия взаимодействует с хлором: 2BeO + 2Cl2 = 2BeCl2 + O2. В присутствии угля данная реакция происходит при гораздо меньших температурах (600–800 °С): BeO + C(графит) + Cl2 = BeCl2 + CO. Гидроксид бериллия Ве(ОН)2 – полимерное соединение, в воде не растворяется. В зависимости от среды диссоциирует по основному и кислотному типу: OH– OH– [Be(H2O)4]2+ ↔ Be(OH)2 ↔ [Be(OH) 4]2–. H3O+ H3O+ Как показывает схема, в кислой среде (избыток ионов Н3O+) устойчивы аквакомплексы бериллия (II), в щелочной (избыток ионов ОН–) – гидроксобериллат (II)-комплексы. При кристаллизации соединений из кислых водных растворов аквакомплексы переходят в состав кристаллогидратов с четырьмя молями воды: BeSO 4·4H2O, ВеСl2·4Н2O, Be(NO 3)2·4H2O и др. Выделение кристаллогидратов с меньшим или большим числом молекул воды свидетельствует об образовании производных многоядерных комплексов. Сульфид бериллия BeS – кристаллическое вещество со структурой типа сфалерита. Образуется взаимодействием простых веществ. В горячей воде полностью гидролизуется. Амфотерная природа BeS проявляется при сплавлении с основными и кислотными сульфидами: Na2S + BeS = Na2BeS2, BeS + SiS2 = BeSiS3. Сульфидобериллаты (II) разрушаются водой. Из галогенидов бериллия наибольшее значение имеют фторид и хлорид. Фторид BeF2 существует в нескольких модификациях, легко переходит в стеклообразное состояние. Стекловидный BeF 2 получают термическим разложением (NH4)2BeF4. Вследствие координационной структуры температура плавления соответствующих модификаций BeF2 выше (800 °С), чем остальных галогенидов Be (II). Галогениды ВеСl2, ВеВr2 и ВеI2 гигроскопичны и на воздухе расплываются. При их растворении в воде выделяется теплота. Растворимы они также в органических растворителях. Амфотерность ВеНаl2 наиболее отчётливо проявляется у фторида. Так, при нагревании BeF 2 с основными фторидами образуются фторобериллаты, например: 2KF + BeF2 = K2[BeF4]. При взаимодействии BeF2 с кислотными фторидами образуются соли бериллия: BeF2 + SiF4 = Be[SiF6]. Структурное сходство между BeF2 и SiO2 распространяется и на их производные. Полимерные фторобериллаты по структуре аналогичны оксосиликатам: например, NaBeF3 имеет одинаковое строение с CaSiO 3; Na2BeF4 c Ca2SiO4. Другие галогениды Ве (II) также полиморфны. Одна из модификаций ВеС12 имеет волокнистое строение. Представляет собой белое с зеленоватым оттенком, легкоплавкое, низкокипящее вещество. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону). В горячей воде образует осадок основной соли. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается электролитически. Хлорид бериллия реагирует со щелочами и водным раствором аммиака с образованием нерастворимого гидроксида бериллия. ВеСl2 + 2NaOH = Ве(ОН)2 + 2NaCl, ВеСl2 + 2NH4OH = Ве(ОН)2 + 2NH4Cl. Хлорид бериллия может быть получен при восстановлении металлическим бериллием хлора при температурах от 500 до 700 °C. Be + Cl2 = ВеСl2. Хлорид бериллия также образуется при взаимодействии оксида бериллия с хлором при температуре выше 1000 °С. При этом в присутствии угля данная реакция идёт легче и при гораздо меньших температурах (600–800 °С): 2ВеО + 2Сl2 = 2ВеСl2 + О2, ВеО + Сl2 + С = ВеСl2 + СО. Нитрид бериллия Be3N2 – кристаллическое вещество, бесцветен, очень твёрд, тугоплавок (Тпл. = 2200 °С). Образуется при нагревании бериллия в атмосфере азота выше 1000 °С. Нитрид бериллия реагирует с минеральными кислотами с образованием соответствующих солей: Be3N2 + 8HCl = 3ВеСl2 + 2NH4Cl. С холодной водой реагирует медленно, в горячей – быстро гидролизуется с образованием гидроксида бериллия и аммиака: Ве3N2 + 6Н2O = 3Ве(ОН)2 + 2NH3. Соли бериллия и кислородсодержащих кислот выделяются из растворов обычно в виде кристаллогидратов, которые по структуре и свойствам существенно отличаются от безводных производных. Большинство солей бериллия растворимо в воде, нерастворимы ВеСО 3, Ве3(РO4)2 и некоторые другие. Для бериллия весьма характерны двойные соли – бериллаты со сложными лигандами, например: Na2SО4 + BeSО4 = Na2[Be(SO4)2]. Все соединения бериллия ядовиты. Оксид магния используют в производстве цементов, огнеупорного кирпича, в резиновой промышленности. Пероксид магния применяют для отбелки тканей. Оксид и соли магния применяется в медицине (аспаркам, сульфат магния, цитрат магния, минерал бишофит). Бишофитотерапия использует биологические эффекты природного магния в лечении и реабилитации широкого круга заболеваний, в первую очередь опорно-двигательного аппарата, нервной и сердечно-сосудистой систем. MgSO4·7H2O – «английская соль» – применяется в качестве слабительного средства, а при внутримышечных или внутривенных вливаниях снимает судорожное состояние, уменьшает спазмы сосудов. Большинство солей магния растворимы в воде. Труднорастворимыми солями являются Mg 3(PO4)2, MgCO3, MgF2. В водных растворах ионы Mg 2+ находятся в виде бесцветных гексааквакомплексов [Mg(OH 2)6]2+, которые входят в состав ряда его кристаллогидратов: MgCl2·6H2O, Mg(NO 3)2·6H2O, Mg(ClO4)·6H2O и др. Безводные соли Mg (II) весьма гигроскопичны, в особенности Mg(ClO4)2, который энергично поглощает влагу (до 60 % от своей массы). Вследствие такой гигроскопичности Mg(ClO 4)2 (под названием ангидрон) широко используется для осушения газов (H2, CO2, O 2, H 2S и др.). Анионные комплексы для Mg (II) не характерны, но весьма разнообразны двойные соединения типа двойных карбонатов CaCO 3·MgCO3 (доломит), нитридов Li 3N·Mg3N2. Весьма характерны кристаллогидраты типа KCl·MgCl2·6H2O (карналлит), M 2SO4·MgSO4·6H2O (шеениты) и др. Доломит применяется в качестве облицовочного материала. Оксид магния МgО (жжёная магнезия) – тугоплавкое (Тпл = 2800 °С) белое мелкокристаллическое вещество, нерастворимое в воде при обычных условиях. При нагревании растворимость оксида повышается, так как повышается растворимость гидроксида магния: МgО + Н2O = Мg(OН)2. Обладает основными свойствами. Хорошо растворяется в кислотах: МgО + Н2SO4 = МgSO4 + Н2О. При нагревании реагирует с кислотными оксидами: МgО + SiO2 = МgSiO3. В лаборатории оксид магния можно получить сжиганием металлического магния или прокаливанием его гидроксида: Mg(ОН)2 = МgО + Н2О. В промышленности МgО получают термическим разложением кaрбоната магния: МgСО3 = МgО + СО2. Основная масса оксида магния расходуется строительной промышленностью на изготовление магнезитового цемента и магнезитовых огнеупоров, в качестве наполнителя в производстве резины, для очистки нефтепродуктов. Гидроксид магния Мg(ОН)2 – кристаллическое вещество белого цвета со слоистой полимерной структурой, нерастворимое в воде, но легко растворимое в кислотах: Мg(ОН)2 + Н2SО4 = МgSO4 + 2Н2О. При пропускании избытка углекислого газа через суспензию гидроксида магния последний растворяется с образованием гидрокарбоната магния: Мg(ОН)2 + СО2 = МgCО3 + Н2О, МgСО3 + СО2 + Н2О = Мg(НСО3)2. Гидроксид магния получают действием щелочей или аммиака на растворы солей магния: МgСl2 + 2КОН = Мg(ОН)2 + 2КСl, МgCl2 + 2NН4ОН = Мg(ОН)2 + 2NН4Сl. Хлорид магния MgCl2 (хлоромагнезит, бишофит) – белое кристаллическое вещество, плавится без разложения, перегоняется в токе водорода. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной хлороводородной кислоте. Проявляет все общие свойства средних солей. Бромид магния MgBr2 по своим свойствам очень близок MgCl2. Так же как хлорид, бромид магния кристаллизуется из водных растворов при обычной температуре в виде расплывающихся кристаллов гексагидрата. MgBr 2·6H2О изоморфен гексагидрату хлорида магния. Иодид магния MgI2 из водных растворов при обычной температуре кристаллизуется в виде октагидрата и в виде декагидрата. MgI2 – белый, расплывающийся на воздухе, очень хорошо растворимый в воде порошок; применяется в медицине (против сифилиса, золотухи, ревматизма). Карбонат магния MgCO3 (магнезит) – белое кристаллическое вещество, при умеренном нагревании разлагается. Труднорастворим в холодной воде. Разлагается в горячей воде, разбавленных сильных кислотах, концентрированной фтороводородной кислоте. Реагирует с СО2 в растворе, образуется гидрокарбонат Mg(HCO3)2 (известный только в растворе), который определяет временную жёсткость природных вод. Переводится в раствор действием карбоната аммония: MgCO3 = MgO + СО2, 2MgCО3 + Н2О(гор.) = (MgОH)2CО3 + CО 2, (MgОH)2CО3 + CО2 = 2MgCО3 + H2O, MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + CO2 + H2O. Нитрат магнияMg(NО3)2 – магнезиевая селитра, нитромагнезит (гидрат), белый порошок, рентгеноаморфный. При нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (слабый гидролиз по катиону), концентрированной азотной кислоте, жидком аммиаке. Реагирует со щелочами: 2Mg(NО3)2 = 2MgO + 4NО2 + О2, Mg(NО3)2 + 6Н2О = [Mg(H2О)6]2+ + 2NO 3–, [Mg(H2О)6]2+ + Н2О = [Mg(H 2О)5(ОH)]+ + Н3O+, Mg(NO3)2 + 2NaOH = Mg(OH)2 + 2NaNO3. Оксид кальция СаО (негашёная известь) – белое кристаллическое вещество, плавящееся при температуре около 3000 °С, с ярко выраженными основными свойствами. Хорошо взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами: СаО + 2НСl = СаСl2 + H2О, СаО + СО2 = СаСО3. Процесс взаимодействия оксида кальция с водой называется гашением извести и сопровождается выделением большого количества энергии: СаО + Н2О = Са(ОН)2. Гашёная известь в смеси с песком и водой образует известковый раствор, используемый в строительстве для скрепления кирпичей при кладке стен, для штукатурных работ и др. На воздухе гашёная известь поглощает углекислый газ и превращается в карбонат кальция. В лабораторных условиях оксид кальция можно получить окислением кальция, а также термическим разложением его карбоната. В промышленности СаО получают обжигом известняка в печах при 1000–1100 °С. Поэтому его называют ещё жжёной или негашёной известью: СаСО3 = СаО + Н2О. Гидроксид кальция Са(ОН)2 – твёрдое белое вещество, малорастворимое в воде (в 1 л воды при 20 °С растворяется 1,56 г Са(ОН)2). При обработке оксида кальция горячей водой получается мелкораздробленый гидроксид кальция – пушонка. Насыщенный водный раствор Са(ОН)2 называется известковой водой. На воздухе он мутнеет вследствие взаимодействия с углекислым газом и образования карбоната кальция. Гидроксид кальция является щёлочью. Он легко реагирует с кислотами, кислотными оксидами и солями (если выполняется условие реакций обмена): Са(ОН)2 + 2НСl = СаСl2 + 2H2О, Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О, 3Сa(ОН)2 + 2FеСl3 = 3СаСl2 + 2Fе(ОН)3. Фторид кальция CaF2 – бесцветные диамагнитные кристаллы (в измельчённом состоянии белые). До температуры 1151 °C существует α-CaF2 с кубической решёткой, выше 1151 °C – разупорядоченная модификация тетрагональной сингонии, температура плавления у этой модификации – 1418 °C. Плохо растворим в воде (16 мг/л при 18 °C). В природе CaF2 встречается в виде минерала флюорита (плавиковый шпат), который содержит до 90–95 % CaF2 и 3,5–8 % SiO2. Является основным источником фтора в мире. В лабораторных условиях фторид кальция обычно получают из карбоната кальция и плавиковой кислоты: СаСО3 + 2HF = CaF2 + СО2 + Н2О. Разбавленная плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кальция: СаО + 2HF = CaF2 + Н2О. Сульфид кальция CaS – белые кристаллы c кубической гранецентрированной решёткой типа NaCl. При плавлении разлагается. В кристалле каждый ион S2− окружён октаэдром, состоящим из шести ионов Са 2+, в то время как каждый ион Са2+ окружён шестью ионами S2−. Малорастворим в холодной воде, кристаллогидратов не образует. Как и многие другие сульфиды, сульфид кальция в присутствии воды подвергается гидролизу и имеет запах сероводорода. Сульфид кальция можно получить различными способами: прямым синтезом из простых веществ, а также из соединений кальция при взаимодействии их с сероводородом или сероводородной водой: Са + S = СaS; СаН2 + H2S = CaS + 2Н2; СаСО3 + H2S = CaS + Н2О + СО2; В кипящей воде полностью гидролизуется: CaS + 2Н2О = Са(ОН)2 + H2S. Оксид стронция SrO получают прокаливанием карбоната или дегидратацией гидроксида при температуре красного каления. Энергия кристаллической решётки и температура плавления этого соединения очень высоки. Он входит в состав стекла кинескопов цветных телевизоров (поглощает рентгеновское излучение), высокотемпературных сверхпроводников, пиротехнических смесей. Его применяют как исходное вещество для получения металлического стронция. Гидроксид стронция Sr(OH)2 считают умеренно сильным основанием. Он не очень хорошо растворим в воде, поэтому его можно осадить при действии концентрированного раствора щёлочи: SrCl2 + 2KOH(конц.) = Sr(OH)2 + 2KCl. Проявляет свойства щелочей. Гидроксид стронция может применяться для выделения сахара из патоки, однако обычно используют более дешёвый гидроксид кальция. Карбонат стронция SrCO3 малорастворим в воде (2·10–3 г в 100 г воды при 25 °С). В присутствии избытка углекислого газа в растворе он превращается в гидрокарбонат Sr(HCO 3)2. При нагревании карбоната стронция он разлагается: SrCO3 = SrO + CO2. Взаимодействует с кислотами с выделением оксида углерода (IV) и образованием соответствующих солей: SrCO3 + 2HNO3 = Sr(NO3)2 + CO2 + H 2O. Нитрат стронция Sr(NO3)2 хорошо растворим в воде (70,5 г в 100 г при 20 °С). Его получают взаимодействием металлического стронция, оксида, гидроксида или карбоната стронция с азотной кислотой. Нитрат стронция – компонент пиротехнических составов для сигнальных, осветительных и зажигательных ракет. Он окрашивает пламя в карминово-красный цвет. Разлагаясь в пламени, он выделяет свободный кислород. При этом сначала образуется нитрит стронция, который затем превращается в оксиды стронция и азота. Сульфат стронция SrSO4 малорастворим в воде (0,0113 г в 100 г при 0 °С). При нагревании выше 1580 °С он разлагается: SrSO4 = SrО + SO3. Его получат осаждением из растворов солей стронция сульфатом натрия. Сульфат стронция используется как наполнитель при изготовлении красок и резины и утяжелитель в буровых растворах. Хромат стронция SrCrO4 осаждается в виде жёлтых кристаллов при смешивании растворов хромовой кислоты и гидроксида бария. Дихромат стронция SrCr2O7 образуется при действии кислот на хромат, хорошо растворим в воде. Для перевода хромата стронция в дихромат достаточно такой слабой кислоты, как уксусная: 2SrCrO4 + 2CH3COOH = SrCr2O7 + (CH 3COO)2Sr + H 2O. Фторид стронция SrF2 малорастворим в воде (чуть более 0,1 г в 1 л воды при комнатной температуре). Он не взаимодействует с разбавленными кислотами, но переходит в раствор под действием горячей соляной кислоты. В криолитовых копях Гренландии найден минерал ярлит NaF·3SrF2·3AlF3, содержащий фторид стронция. Фторид стронция используется в качестве оптического и ядерного материала, компонента специальных стёкол и люминофоров. Хлорид стронция SrCl2 хорошо растворим в воде (34,6 % по массе при 20 °С). Из водных растворов при температуре ниже 60,34 °С кристаллизуется гексагидрат SrCl 2·6H2O, расплывающийся на воздухе. При более высоких температурах он теряет сначала 4 молекулы воды, затем ещё одну, а при 250 °С полностью обезвоживается. Бромид стронция SrBr2 гигроскопичен. В насыщенном водном растворе его массовая доля составляет 50,6 % при 20 °С. При температуре ниже 88,62 °С из водных растворов кристаллизуется гексагидрат SrBr 2·6H2O, выше этой температуры – моногидрат SrBr 2·H2O. Оксид бария ВаО получают непосредственным синтезом из простых веществ. Кроме того, используют термическое разложение гидроксида, пероксида, карбоната или нитрата бария. Оксид бария представляет собой кубические (решётка типа NaCl) или гексагональные бесцветные кристаллы или белый аморфный порошок, весьма гигроскопичный, с плотностью 5,72 г/см3 (для кубической модификации) и 5,32 г/см 3 (для гексагональной) и твёрдостью 3,3 по шкале Mooca (Тпл = 1923 °С, Т кип = 2000 °С). ВаО люминесцирует под действием ультрафиолетовых лучей и фосфоресцирует в рентгеновских лучах. Гидроксид бария Ва(ОН)2 – белый порошок с плотностью 4,495 г/см 3 (T пл = 408 °C). В катодных лучах гидрокcид бария фосфоресцирует жёлто-оранжевым цветом. Растворяется в воде, трудно растворим в ацетоне и метилацетате. Получают Ba(ОН)2 при взаимодействии металлического бария или ВаО с водой: Ва + 2Н2O = Ba(ОН)2 + Н2, ВаО + Н2O = Ba(ОН)2. В промышленности применяют действие перегретого водяного пара на сульфид бария: ВаS + 2Н2O(пар) = Ba(ОН)2 + Н2S. Проявляет все свойства щелочей. Фторид бария BaF2 получают непосредственным синтезом из простых веществ, действием фтороводорода на оксид, гидроксид, карбонат или хлорид бария, обработкой баритовой воды фтороводородной кислотой. Плотность фторида 4,83 г/см3 (Тпл = 1280 °С, Ткип = 2137 °С), кристаллы мало растворимы в воде (растворимость составляет 1,63 г/л при 18 °C), растворяются в соляной, фтороводородной и азотной кислотах. Применяется для изготовления эмалей и оптических стёкол. Область применения извести: Побелка. Известь, разведённая водой, очень активно применяется для побелки деревьев, бордюров, стен, собственно, чего угодно. Яркий белый цвет, который придаёт известь побелённым поверхностям, внутри помещений держится достаточно долго. А вот на улице побелка смывается, поэтому её приходится регулярно обновлять. Очень популярна побелка стен подвалов — это дезинфицирует помещение, дёшево и достаточно долговечно. Садоводство и огородничество. Известкование почвы часто используется для снижения кислотности, это хорошее удобрение. Кроме того, известь помогает бороться с вредителями. Животноводство. Гашёную известь применяют в производстве кормов для скота и птицы. Строительство и ремонт. Добавление извести в строительные растворы позволяет увеличить их эластичность, работать становится удобней. В частности, негашёную известь добавляют в готовые сухие строительные смеси, применяют в производстве силикатных кирпичей. Гашёную известь используют в процессе оштукатуривания стен, это дополнительный вяжущий компонент. Если соединить пушонку с опилками и гипсом, можно получить недорогой и экологически чистый утеплитель, которым заполняются пустоты. Негашёная известь, если она хранится в открытой ёмкости, со временем впитает влагу из воздуха и станет гашёной. Более активно и широко применяется гашёная известь. Лучший вариант — купить готовую пушонку, производители всегда указывают, какой вид извести продают. Однако, если вы решили погасить известь своими руками, следует знать, что она делится на три вида: Сам процесс: Надевается защитная одежда, перчатки и очки. Вы же помните, что известь — материал едкий. Кроме того, при добавлении воды в негашёную известь идёт выработка тепла, причём температура может подняться до +150 °C. Будут брызги и пена, поэтому защита необходима. Берётся подходящая ёмкость нужного размера, способная выдержать высокую температуру. Например, металлическое ведро, но без ржавчины, бочка, ящик. Если вам нужна пушонка, то на 1 килограмм негашёной извести потребуется 1 литр воды. Если необходимо известковое тесто, то количество воды уменьшается в два раза. Нельзя просто залить воду и ждать, нужно всё время тщательно перемешивать. Мешайте известь с водой аккуратно, старайтесь не дышать поднимающимися парами. Тщательно перемешанную смесь нужно выдержать не меньше суток перед использованием. А для штукатурки гашёную известь выдерживают порядка месяца, для кладки кирпича — две недели. Хранится гашёная известь в тёмном помещении. Выдерживание гашёной извести важно, потому что неправильно приготовленный раствор затем может стать причиной появления пузырей и трещин в процессе застывания. Как видим, известь — многогранный, в ряде случаев незаменимый материал, который благодаря своей доступности и широкой области применения пользуется высокой популярностью.
Ответ. Строение внешних электронных оболочек: Cr – 3d54s1, Мо – 4d 55sl, W – 4f145d46s2, Sg – 5f 146d47s2. У атомов хрома и молибдена имеет место «провал» электрона. Перевод атома вольфрама из состояния 5d46s2 в возбуждённое состояние 5d 56s1, аналогичное основному состоянию атомов Cr и Мо, требует всего 33 кДж/моль. В соединениях Cr, Мо, W проявляют все степени окисления от 0 до +6. Если для всех элементов VВ группы наиболее устойчивы соединения с высшей степени окисления, то для элементов VIВ группы помимо Э+6 высокой стабильностью обладают также соединения Cr +3 и Мо+4. Для элементов VIВ группы наиболее характерны степени окисления: Сr +3 (Сr2O3, CrCl3∙6H2O, Cr 2(SO4)3∙18H2O) и Сr+6 (CrO3, К 2CrO4, К2Cr2O7), Мo+6 и W +6 (ЭO 3, Na2ЭO4, (NH4)2ЭO4]. Большое значение имеет сульфид молибдена МоS2, содержащий Mo+4. В виде простых веществ хром, молибден и вольфрам – серовато-белые блестящие металлы. Устойчивые в обычных условиях модификации имеют структуру объёмноцентрированного куба. Эти металлы очень твёрдые (царапают стекло) и тугоплавкие. Вольфрам – наиболее тугоплавкий из металлов. Рассматриваемые металлы находятся в ряду стандартных электродных потенциалов перед водородом, однако они мало подвержены коррозии благодаря образованию на их поверхности тонкой, но очень прочной оксидной плёнки. При комнатной температуре рассматриваемые металлы мало реакционноспособны. При высоких температурах Cr, Мо, W взаимодействуют с кислородом (с образованием Cr 2O3, МоO 3, WO3), со фтором (CrF4, МоF6, WF6), хлором (CrCl 3, MoCl5, WCl6) и другими простыми веществами. Хром растворяется в разбавленных кислотах НCl (с образованием CrCl2) и H2SO4 (CrSO 4). Молибден медленно реагирует с HNO3, быстрее – с царской водкой и смесью HNO 3 с HF или H 2SO4, в результате образуется молибденовая кислота Н 2МоO4∙H2O. Вольфрам взаимодействует со смесью HF и HNO3: W + 8HF + 2HNO3 = Н2[WF8] + 2NO + 4H2O. Аналогично реагирует со смесью HF и HNO3 молибден. Хром пассивируется в концентрированных H 2SO4 и HNO3. В присутствии окислителей Cr, Мо, W реагируют со щелочными расплавами с образованием солей (соответственно хроматов, молибдатов и вольфраматов): 2Э + 2Na2CO3 + 3O2 = 2Na2ЭO4 + 2СO 2. Как и в других группах d-элементов, с ростом порядкового номера элемента в ряду Cr–Mo–W химическая активность заметно понижается. Получение. Хром используют в основном для легирования сталей, поэтому обычно выплавляют сплав феррохром. Его получают восстановлением хромита: FeO∙Cr2O3 + 4С = Fe + 2Cr + 4СО. Чистый хром получают восстановлением оксида хрома Cr2O3 алюминием или кремнием: Cr2O3 + 2Al = Аl2O3 + 2Cr, 2Cr2O3 + 3Si + 3СаО = 4Cr + 3СаSiO3, добавление СаО предотвращает образование силицидов хрома. Для производства молибдена молибденовые руды подвергают флотации, получающиеся концентраты перерабатывают пирометаллургическим или гидрометаллургическими методами. В пирометаллургическом процессе концентрат обжигают: 2MoS2 + 7O2 = 2МоO3 + 4SO2. В промышленности МoO3 восстанавливают водородом. Компактный вольфрам получают восстановлением WO 3 водородом при 850–1200 °С и последующим спеканием образовавшегося порошка.
Ответ. Степень окисления +3 для Cr наиболее устойчива, особенно в водных растворах. Стабильность Cr+3 объясняется тем, что в октаэдрических комплексах каждый уровень занят одним электроном, что обусловливает устойчивость наполовину заполненной группы орбиталей с низкой энергией. В подавляющем большинстве комплексных соединений Cr +3 координационное число равно 6. Оксид хрома (III) Cr2O3 получают при прокаливании Cr(ОН)3, (NH 4)2Cr2O7, Cr(NO 3)3∙nH2O, смеси К 2Cr2O7 с кремнием или углеродом. Компактный оксид Cr2O3 нерастворим в воде, разбавленных кислотах и растворах щелочей, но в высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах и растворах щелочей: Cr2O3 + 6H+ + 9H2O = 2[Cr(H 2О)6]3+, Cr2O3 + 6OH– + 3H2O = 2[Cr(ОH) 6]3-. Образующийся в первой реакции комплекс отличается высокой прочностью, константа его диссоциации на [Cr(H 2O)5(OH)]2+ + H+ невелика (К = 10 –4). При сплавлении Cr2O3 с оксидами щелочных металлов, щелочами и карбонатами щелочных металлов получаются зелёные метахроматы (III) типа M+CrО2: Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O. В щелочной среде соединения Cr+3 окисляются в Cr+6, в частности при сплавлении Cr 2O3 со смесью КОН с КСlO3 или Na2CO3 с КNO3: Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 = 2Na 2CrO4 + 3KNO 2 + 2СO2. Гидроксид Cr(ОН)3 образуется при взаимодействии солей Cr+3 со щелочами в растворе и при гидролитическом разложении этих солей с участием M2+CO3, (NH 4)2S, Na 2S2O3, например: Cr2(SO4)3 + 3Na2S2O3 + 3H 2O = 2Cr(ОН) 3 + 3Na2SO4 + 3S + 3SO2. При хранении Cr(ОН)3 его реакционная способность снижается за счёт постепенной замены связей Cr–OH–Cr на связи Cr–O–Cr. При нагревании Cr(ОН)3 переходит сначала в метагидроксид CrО(ОН), а затем в оксид Cr 2O3. Гидроксид хрома (III) амфотерен. Оксид хрома (III), применяемый в качестве пигмента – это основной компонент для получения оттенков зелёного цвета. Окись хрома как окрашивающий элемент используют в производстве различных стройматериалов. Также с ним, как с пигментом, изготавливаются грунтовки, эмали, художественные и типографские краски, окрашиваются пластмассы и многое другое. Температура нагревания имеет большое влияние как на цвет, так и на технические характеристики пигмента. При прокаливании окиси хрома температурой в 600° цвет будет тёмно-зелёный, размер частиц – малый. Повышая температуру до 800°, получим более насыщенный цвет, бОльший размер частиц. При 920° получаем оптимальные технические свойства: цвет – ярко-зелёный. Дальнейшее же прокаливание только ухудшит полезные характеристики пигмента. Большим преимуществом является тот факт, что срок хранения пигментной окиси хрома не ограничен. На сегодняшний день это соединение входит в подавляющее количество сортов и марок краски и лака. В металлургии оксид хрома применяют для создания такого материала, как металлический хром. Он также имеет место быть в производстве огнеупорных изделий и разнообразных абразивных материалов. Окись хрома применяется при полировке, как главный компонент абразивного материала, в часовой, приборо- и машиностроительных отраслях промышленности; служит основной добавкой к корунду для выращивания искусственных рубинов. «Хромовую зелень» используют в качестве окрашивающего пигмента для строительных материалов (например, бетон, наливные полы, кладочный раствор с помощью неё окрашивают в зелёный цвет), различного рода и назначения пластических масс, производстве стекла, в керамике, а также в изготовлении грунтовок, лаков, эмалей и красок, как промышленных, так и художественных, для придания им зелёного цвета. Специфическим считается применение «хромовой охры» при создании денежных знаков. В этой области применения окись хрома должна быть особенно чистой, без растворимых в воде примесей. Оксид хрома в мелкоизмельчённом состоянии применяется в устройствах для шлифовки из-за своей высокой твёрдости. Также может быть использован в изготовлении специальных материалов, устойчивых к воздействию высоких температур (огнеупоров). Является исходным материалом в получении чистого металлического хрома или его сплавов. Применение гидроксида: как источник для получения тонкодисперсного оксида хрома (III) Cr2O3 (сесквиоксид хрома, хромовая зелень) - отличного полирующего средства; как непищевой краситель (косметика, тени для глаз); образуется в процессе утилизации кожевенных производств, так называемой "хромовой стружки" (мелких обрезков дубленой кожи), что позволяет очистить отходы кожевенного производства от ядовитых солей хрома; из гидроксида хрома можно получить оксид хрома а из него - металлический хром.