Хімічні властивості елементів: кальцій

Ключові слова: кальцій, кальцій у природі, фізичні та хімічні властивості кальцію, кальцій сполуки оксид та гідроксид кальцію, сульфат кальцію, фторид кальцію, хлориди кальцію, бромід кальцію, йодид кальцію, нітрат та нітрит кальцію, фосфати кальцію, оксалат кальцію.

Кальцій знаходиться у головній підгрупі II групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва. Порядковий номер його 20, атомна вага 40,08. Атом кальцію легко віддає два електрони зовнішнього шару і перетворюється на позитивно заряджений іон Са 2+ . Найбільш характерна для кальцію ступінь окиснення 2+. Однак відомі сполуки CaCl, CaF, в яких ступінь окислення кальцію дорівнює 1+. Природний кальцій складається з суміші шести стабільних ізотопів з масовими числами 20, 42, 43, 44, 46, 48. . Штучно отриманий радіоактивний ізотоп 45 Са (період напіврозпаду 163,5 дня). Вперше кальцій був отриманий Деві в 1808 електролізом з ртутним катодом розчину гідроксиду кальцію. У промислових масштабах металевий кальцій переважно отримують електролізом хлористого кальцію.

ЗНАХОДЖЕННЯ КАЛЬЦІЮ У ПРИРОДІ

Кальцій – один із найпоширеніших елементів. Зміст їх у земної корі становить 3,25%. Завдяки високій активності кальцій зустрічається у природі виключно у вигляді сполук. Найбільш поширеними з них є вапняк та крейда. Вапняк складається в основному з мінералу кальциту СаСО₃, Що містить домішки Mg, Fe, Мп та ін. Крейда містить 99% чистого кальциту. Рідше зустрічається кристалічна форма карбонату кальцію мармур.Кальцій входить до складу багатьох осадових та метаморфічних порід доломітів, пісковиків, сланців та ін, водних алюмосилікатів (цеолітів) та рудних мінералів. Мінерали кальцію знаходять широке практичне застосування як сировина для хімічної та металургійної промисловості, особливо у промисловості будівельних матеріалів. З'єднання кальцію використовуються під час виробництва целюлози, очищення цукрового сиропу, виготовлення кераміки та скла. Металевий кальцій застосовують як розкислювач при виплавці заліза, міді та інших металів. Входить він і до складу деяких підшипникових сплавів.

ФІЗИЧНІ ТА ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КАЛЬЦІЯ

Кальцій – сріблясто-білий метал. Добре пресується, пластичний, може бути прокатаний у листи, піддається обробці різанням. Кальцій може існувати у двох алотропних модифікаціях: α- та β-формах. Кальцій - один із найбільш електронегативних елементів. Його електродний потенціал дорівнює -2,84 В. Кальцій легко взаємодіє з киснем повітря та водою, тому його зберігають під шаром олії. Під час нагрівання на повітрі кальцій легко згоряє з утворенням оксиду кальцію. Перекису СаО₂ та СаО₄ є сильними окисниками. Кальцій взаємодіє із холодною водою досить енергійно. Однак згодом реакція уповільнюється внаслідок утворення плівки гідроксиду кальцію. Розведені кислоти розчиняють кальцій із виділенням водню. За підвищених температур кальцій дуже енергійно взаємодіє з галогенами. З сіркою кальцій утворює сульфід складу CaS. При нагріванні кальцій взаємодіє з воднем та азотом з утворенням нітридів та гідридів. Фосфід кальцію утворюється під час нагрівання кальцію з фосфором без доступу повітря. При нагріванні кальцію з графітом виходить карбід СаС₂. Відомі також силіциди кальцію CaSi, CaSi₂.

З'ЄДНАННЯ КАЛЬЦІЯ

Оксид та гідроксид кальцію. Оксид кальцію - безбарвні кристали з кубічними гратами, щільність 3,4, т. пл. 2585° С. Оксид кальцію утворюється при прожарюванні карбонату кальцію, реагує з водою з виділенням великої кількості тепла та утворенням гідроксиду кальцію.

Гідроксид кальцію - Безбарвні кристали з гексагональними гратами, щільність 2,24. При нагріванні гідроксид кальцію відщеплює воду, перетворюючись на оксид кальцію. Будучи сильною основою, гідроксид кальцію поглинає вуглекислий газ із повітря.

Сульфат кальцію - Безбарвні кристали, що існують у вигляді кількох модифікацій. Природний мінерал - ангідрит (нерозчинний ангідрит) Розчинний ангідрит, що отримується при зневодненні гіпсу, відомий у двох формах, що кристалізуються в гексагональній сингонії і відрізняються лише величиною кристалів. α-Форма (великокристалічна) виходить при повільному зневодненні. При швидкому зневодненні виходить дрібнокристалічна β-форма. Перетворення розчинного ангідриту на нерозчинний відбувається вище 400° С. Нерозчинний ангідрит не гігроскопічний і нерозчинний у воді. Розчинний ангідрит добре поглинає вологу та розчиняється у воді. Сульфат кальцію утворює кристалогідрати: CaSО₄∙2 Н₂Про та 2CaSО₄∙H₂Про Нижче 60° С стабільний кристалогідрат CaSО₄∙2Н₂О, вище 60 ° С - 2CaSО₄∙H₂О. У питній воді сульфат кальцію міститься у розчиненому стані, що зумовлює постійну жорсткість води. Однак розчинність його у воді невелика – 0,202 г/100 г Н₂При 18 С. Присутність інших сульфатів знижує розчинність CaSО₄, наявність інших солей і кислот, не виключаючи і сірчану, значно підвищує розчинність сульфату кальцію.З сірчаною кислотою утворюються розчинні продукти приєднання CaSО₄∙ H₂SО₄ та CaSО₄∙3 H₂SО₄, які можуть існувати у вільному стані. З сульфатами лужних металів сульфат кальцію утворює подвійні солі важкорозчинні — Na₂SО₄-CaSО₄ (глауберіт) та K₂SО₄-CaSО₄-H₂О (сингеніт), що зустрічаються у природі.

Галогеніди кальцію.

Фторид кальцію має показник заломлення 1,43385, твердість за Моосом дорівнює 4. Практично не розчинний у воді та розведених кислотах. Концентрованою сірчаною кислотою розкладається із виділенням HF. Фторид кальцію зустрічається у природі як плавикового шпату. Може бути отриманий при дії солей фтору розчини солей кальцію.

Хлорид кальцію дуже гігроскопічний, енергійно поглинає водяну пару, утворюючи спочатку тверді гідрати, потім розпливаючись у рідину. Для хлориду кальцію характерний ряд кристалогідратів. При охолодженні концентрованих розчинів випадає СаС1₂∙6Н₂О. При 30,1 ° С останній плавиться в кристалізаційній воді і переходить у СаС1₂∙4 Н₂О, потім у СаС1₂∙2Н₂Про (при 45,1 0 С), і, нарешті, у СаС1₂∙Н₂Про (при 175,5 ° С). При зневодненні хлорид кальцію частково гідролізується з утворенням оксиду кальцію та хлористого водню. Безводний хлорид кальцію розчиняється у воді із значним виділенням тепла, гексагідрат – із поглинанням тепла. Хлорид кальцію розчинний у нижчих спиртах та рідкому аміаку, утворюючи з ними сольвати, а також в ацетоні.

бромід кальцію легко розчинний у воді (595 г/100 г Н₂Про при 0° С) та спирті. Кристалізується з води у вигляді СаВг₂∙6Н₂Про плавиться при 38,2° С. Відомі також гідрати з 5; 4; 3; 2; 1,5 та 1 молекулами води.Бромід кальцію розчинний у рідкому аміаку та етиловому спирті з утворенням сольватів.

Йодид кальцію розчиняється у воді краще, ніж бромід (757 г/100 г Н₂Опри 0 ° С). Кристалізується з води у вигляді кристалогідрату складу CaI₂∙6H₂О. Відомі кристалогідрати з 7,4 і 3 молекулами води. Йодид кальцію дуже гігроскопічний.

Нітрат кальцію при кімнатній температурі виділяється з водних розчинів Ca(NО₃)₂∙4H₂Про у вигляді безбарвних кристалів з температурою плавлення 42,7 ° С. Вище 51,6 ° С кристалізується безводна сіль. Плавиться безводна сіль за 561°С; при 500 ° С починається її розкладання з виділенням кисню та утворенням нітриту кальцію. Останній розпадається на оксид кальцію та діоксид азоту. Кристаллогідрати та безводна сіль нітрату кальцію гігроскопічні, тому нітрат кальцію зберігають без доступу до вологи.

фосфати кальцію. З кальцієвих солей фосфорних кислот найбільше практичне значення мають солі ортофосфорної кислоти — трикальційфосфат, дикальційфосфат та монокальційфосфат.

Трикальційфосфат Са₃(РВ₄)2 - безбарвні гексагональні кристали, т. Пл. 1670 ° G, щільність 3,14. Майже не розчиняється у воді (0,0025%) при 20° С. Взаємодіє з кислотами, навіть слабкими, з утворенням кислих солей, зазвичай добре розчинних.

Дикальційфосфат СаНРО₄ - Безбарвні триклінні кристали, щільність 2,89. Кристалізується з водних розчинів при температурі вище 36 ° С. Нижче 36 ° С кристалізується дигідрат СаНРО₄∙2Н₂О, як моноклинних кристалів з щільністю 2,31.

Монокальційфосфат Са(Н₂РВ₄)₂ - Безбарвні гігроскопічні кристали. Може бути одержаний взаємодією фосфорної кислоти з вапном або дією фосфорної кислоти на апатит або фосфорити.Залежно від умов осадження може бути отримана безводна сіль, так і моногідрат Са(Н₂РВ₄)₂∙Н₂Про - кристали триклінної сингонії; густина 2,22. Прожарюванням моногідрату при 900° С виходить пірофосфат кальцію Са₂Р₂Про₇.

Карбонат кальцію зустрічається у двох кристалічних формах: кальцит та арагоніт. Кальцит утворює безбарвні кристали з гексагональними ґратами, щільність 2,711. Арагоніт – безбарвні кристали ромбічної сингонії, щільність 2,93. Кальцит поширений у природі, арагоніт зустрічається рідше.

При нагріванні карбонат кальцію розкладається без плавлення на оксид кальцію та вуглекислий газ. Розчинність його у воді незначна: кальциту 14 мг/л, арагоніту 15 мг/л (18° С). У присутності вуглекислого газу розчинність карбонату кальцію різко збільшується внаслідок утворення розчинного у воді бікарбонату кальцію. Карбонат кальцію легко розчиняється у кислотах із виділенням вуглекислого газу. В органічних розчинниках карбонат кальцію нерозчинний.

Оксалат кальцію-сіль щавлевої кислоти, використовується для гравіметричного визначення та відділення кальцію.

Ключові слова: кальцій, кальцій формула, кальцій що це, елемент кальцію, кальцій реакції, кальцій сполуки, кальцій отримання, кальцій властивості.

§ 21. Хімічні властивості кисню: реакції із простими речовинами. Оксиди

Хімічні властивості кожної речовини проявляються у хімічних реакціях за його участю.

Кисень — один із найактивніших неметалів. Однак у звичайних умовах він реагує з небагатьма речовинами. Реакційна здатність цього газу суттєво зростає із підвищенням температури.

Реакції кисню із простими речовинами. Кисень взаємодіє (як правило, при нагріванні) з більшістю неметалів та майже з усіма металами.

Реакція із вуглецем (вугіллям). Відомо, що вугілля, нагріте на повітрі до високої температури, спалахує. Це свідчить про перебіг хімічної реакції речовини з киснем.

Основним продуктом згоряння вугілля є вуглекислий газ СО₂. Вугілля – суміш багатьох речовин. Масова частка Карбону у ньому перевищує 80%. Вважаючи, що вугілля складається лише з атомів Карбону, напишемо відповідне хімічне рівняння:

Вуглекислий газ може містити домішку чадного газу - продукту іншої реакції:

Прості речовини Карбону графіт та алмаз (їх загальна хімічна назва – вуглець) взаємодіють з киснем так само, як і вугілля.

Реакцію, у якій беруть участь кілька речовин, а утворюється одна речовина, називають реакцією сполуки.

Реакція із воднем. Якщо газ водень, який утворюється при відповідній реакції в пробірці і виходить з неї через тонку газовідвідну трубку, підпалити, він горітиме на повітрі ледве помітним полум'ям. Єдиним продуктом такої реакції є вода. Це можна довести, помістивши над полум'ям скляну пластинку. На ній з'являться крапельки води внаслідок конденсації водяної пари.

Суміш водню з повітрям або киснем під час запалювання або від іскри вибухає.

Реакція із сіркою. Таке хімічне перетворення здійснює кожен із нас, запалюючи сірник; сірка входить до складу сірникової головки.

У лабораторії реакцію кисню з сіркою проводять у витяжній шафі. Невелика кількість сірки (рис. 61 а) нагрівають у залізній ложці. Речовина спочатку плавиться, а потім спалахує в результаті взаємодії з киснем повітря і горить ледь помітним блакитним полум'ям (мал.61 б).

Мал. 61. Сірка (а) та її горіння на повітрі (б) та в кисні (в)

З'являється різкий запах продукту реакції - сірчистого газу (цей запах ми відчуваємо в момент загоряння сірника). Хімічна формула сірчистого газу - SO₂, А рівняння реакції -

Якщо ложку з сіркою, що горить, помістити в посудину з киснем, сірка горітиме більш яскравим полум'ям (рис. 61, в), ніж на повітрі. Це тим, що чистий кисень, на відміну повітря, містить лише молекули O₂.

Реакція із магнієм. Раніше цю реакцію використовували фотографи для створення яскравого освітлення («магнієвий спалах») під час зйомки. У хімічній лабораторії відповідний досвід проводять так. Металевим пінцетом беруть магнієву стрічку та підпалюють на повітрі. Магній горить сліпучо-білим полум'ям (рис. 62). Внаслідок реакції утворюється біла тверда речовина - з'єднання Магнію з Оксигеном.

Мал. 62. Магній (а) та його горіння на повітрі (б)

Реакція із залізом. Сильно нагріте залізо у чистому кисні горить. Досвід зі спалювання леза або сталевої пружинки дуже ефектний. На пружинці закріплюють сірник (мал. 63), а потім пружинку затискають у лабораторних щипцях. Сірника направляють головкою вниз і підпалюють. Коли полум'я досягне пружинки, її одразу переносять у посудину з киснем. Дно судини наперед засипають шаром піску, щоб на скло не потрапили краплі розплавленого металу. Пружинка згоряє в кисні, розкидаючи іскри на всі боки (це нагадує процес зварювання металу):

Формулу продукту реакції можна записати і так: FeO • Fe₂O₃. Точка між хімічними формулами означає, що речовина є не сумішшю двох сполук Ферруму, а однією індивідуальною сполукою. Його поширена назва – залізна окалина.

Реакція із міддю. Якщо нагрівати на повітрі мідний дріт або пластину з очищеною до блиску поверхнею, то помітимо поступову зміну її темно-червоного (мідного) кольору на темно-сірий.

Мал. 63. Горіння сталевої пружинки у кисні

Такий колір має плівка сполуки Купруму з Оксигеном, яка утворюється на металі внаслідок реакції

Оксиди. Продуктами всіх реакцій, розглянутих у параграфі, є бінарні сполуки елементів з оксигеном.

З'єднання, утворене двома елементами, одним із яких є оксиген, називають оксидом.

Склад майже всіх оксидів відповідає загальній формулі E_mO_n, в якій індекс m може набувати значення 1 або 2.

Для кожного оксиду існує хімічна назва, а для деяких ще й традиційні, або тривіальні 1 назви (табл. 3). Хімічна назва оксиду складається із двох слів. Першим словом є назва відповідного елемента, а другим слово «оксид». Елемент із змінною валентністю може мати декілька оксидів. Очевидно, що їхні назви мають відрізнятися. Для цього після назви елемента вказують (без відступу) римською цифрою у дужках значення його валентності в оксиді. Приклад такої назви сполуки: хром(III) оксид (читається «хром-триоксид»).

Формули та назви деяких оксидів

Формула

Назва

традиційне (тривіальне)

хімічне