Пособие для учителей средних школ и преподавателей технических лицеев
Справочник по общей и неорганической химии
10.1.3. Кальций
Общая характеристика элемента
Элемент 4-го периода и IIа группы периодической системы, порядковый номер 20, относится к щелочно-земельным металлам. Электронная формула атома [18Ar]4s2, характерная степень окисления +2. Имеет низкую электроотрицательность. Проявляет металлические (осноRвные) свойства. Многие соли кальция малорастворимы в воде. Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение).
В природе – шестой по химической распространенности элемент. В земной коре (третий – среди металлов) находится в связанном виде, входит в состав многих минералов и горных пород. Присутствует в природных водах и определяет большую часть их «жесткости» (вместе с магнием); 1 л морской соли содержит 0,4 г ионов Ca2+.
Жизненно важный элемент для всех организмов. Концентрируется в костях и зубах в виде различных фосфатов, суточная норма для человека составляет ~1г кальция. Ионы Ca2+ обеспечивают свертываемость крови, недостаток кальция вызывает размягчение костей и рахит. Из карбоната кальция построены кораллы и раковины моллюсков. Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (CaCO3, CaO, CaCN2 и др.).
Физические свойства и получения кальция и его соединений
Химические свойства кальция и его соединений
38. Са – кальций. Простое вещество. Белый, пластичный. Во влажном состоянии покрывается оксидно-гидроксидной пленкой. Весьма реакционноспособный, воспламеняется при нагревании на воздухе. Сильный восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода. Энергично реагирует с водой (с сильным экзоэффектом), кислотами, неметаллами. Катион Са2+ в растворе – бесцветный аквакомплекс [Ca(H2O)6]2+ (протолизу не подвергается).
Применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для восстановления многих металлов из их оксидов.
1) Ca + 2H2O = Ca(OH)2Ї + H2 (DH 0 = –413 кДж);
2) Ca + 2HCl (разб.) = CaCl2 + H2;
3) 4Ca + 10HNO3 (разб.) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O,
4Ca + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;
4) Ca + H2 = CaH2 (500–700 °С);
5) 2Ca + O2 (воздух) = 2CaO (300–450 °С),
3Ca + N2 (воздух) = Ca3N2 (нитрид) (200–450 °С);
6) Ca + Cl2 = CaCl2 (200–250 °С),
Ca + S = CaS (150 °С),
Ca + 2C (графит) = CaC2 (550 °С);
7) Ca + 2MCl = CaCl2 + 2M (700–800 °С, вак., M = Rb, Cs),
3Ca + Cr2O3 = 3CaO + 2Cr (700–800 °С),
5Ca + V2O5 = 5CaO + 2V (950 °С).
См. также рубрики 875, 9510.
39. СаО – оксид кальция. Основной оксид. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са2+О2–. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзоэффектом), образует сильнощелочной раствор (возможен осадок гидроксида). Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов.
Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Ca(ОН)2, СаС2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.
1) СаО + H2O = Ca(OH)2 (DH0 = –64 кДж, «гашение» извести);
2) СаО + 2HCl (разб.) = CaCl2 + H2O;
СаО + SiO2 = CaSiO3 (1100–1200 °С);
4) СаО + Al2O3 = (CaAl2)O4 (1200–1300 °С),
СаО + TiO2 = (CaTi)O3 (900–1100 °С),
СаО + Fe2O3 = (CaFe2)O4 (900–1000 °С);
5) СаО + 3C (кокс) = CaC2 + CO (1000–1200 °С);
6) 4СаО + 2Al = 3Ca + (CaAl2)O4 (1200 °С).
40. Са(ОН)2 – гидроксид кальция. Основный гидроксид. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са2+(ОН–)2. Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает углекислый газ из воздуха. Мало- растворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Реагирует с кислотами, кислотными оксидами. Качественная реакция на ион Са2+ – см. рубрику 406. Применяется в производстве стекла, вяжущих строительных растворов, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды.
1) Са(ОН)2 = CaO + H2O (520–580 °С);
2) Са(ОН)2 (насыщ.) = Ca2+ + 2OH– (pH > 7, «известковая вода»);
3) Са(ОН)2 + 2HCl (разб.) = CaCl2 + 2H2O;
4) Са(ОН)2 + H2SO4 (разб.) = CaSO4Ї + 2H2O,
Са(ОН)2 + 2H2SO4 (конц.) = Ca(HSO4)2 + 2H2O,
2Са(ОН)2 (изб.) + H2SO4 (оч. разб.) = Ca2SO4(OH)2Ї + 2H2O;
[Ca(HEO3)2 (p-p) + Са(ОН)2 (насыщ.) = 2CaEO3Ї + 2H2O];
6) a) Са(ОН)2 + 2H3PO4 (конц.) = Ca(H2PO4)2Ї +2H2O,
[Ca(H2PO4)2 + Са(ОН)2 = 2CaHPO4Ї + 2H2O],
б) Са(ОН)2 + H3PO4 (разб.) = CaHPO4Ї + 2H2O,
[2CaHPO4 + Са(ОН)2 = Ca3(PO4)2Ї + 2H2O],
в) 3Са(ОН)2 + 2H3PO4 (разб.) = Ca3(PO4)2Ї + 6H2O,
г) 5Са(ОН)2 (изб.) + 3H3PO4 (разб.) = Ca5(PO4)3OHЇ +9H2O;
7) 2Са(ОН)2 (суспензия) + 2Cl2 (г.) = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O;
8) Са(ОН)2 + 2NH4Cl = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O (кип.);
9) Са(ОН)2 (насыщ.) + Na2CO3 = CaCO3Ї + 2NaOH.
41. СаСО3 – карбонат кальция. Оксосоль. Белый, при прокаливании разлагается, плавится под избыточным давлением СО2. Нерастворим в воде. Реагирует с кислотами, солями аммония (в горячем растворе), углеродом. Переводится в раствор в водной среде действием избытка углекислого газа с образованием гидрокарбоната Ca(HCO3)2 (существует только в растворе), который определяет «временную» жесткость пресной воды (вместе с солями магния и железа). Устранение жесткости (умягчение воды) проводится кипячением или нейтрализацией гашеной известью. Распространенное в природе вещество (минерал кальцит, горная порода известняк и его разновидности – мел, мрамор, мергель, туф).
Применяется для производства СаО, СО2, цемента, стекла и минеральных удобрений, как наполнитель бумаги и резины, строительный камень (щебень) и компонент бетона и шифера, в виде осажденного порошка – для изготовления школьных мелков, зубных порошков и паст, при побелке помещений.
1) СаСО3 = CaO + CO2 (900–1200 °С, обжиг известняка);
2) СаСО3 + 2HCl (разб.) = CaCl2 + CO2 + H2O;
4) СаСО3 + 2NH4Cl (конц.) = CaCl2 + 2NH3 + CO2 + H2O (кип.);
5) СаСО3 + C (кокс) = CaO + 2CO (800–850 °С).
