Химические и физические свойства кальция, его взаимодействие с водой. Как сделать цветное пламя Кальций и его соединения окрашивают пламя в

Электронная формула атома кальция 20 Са 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Электронная формула его иона 12 Са 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 .

В растворе ионы кальция Са2+ гидратированы и не имеют окраски, однако летучие соединения окрашивают пламя в оранжево-красный цвет.

На воздухе кальций тотчас покрывается пленкой в состав которой могут входить: оксид (СаО), пероксид (СаО 2) и нитрид (Ca 3 N 2). Кальции является очень активным металлом, его электродный потенциал −2,87 В. Поэтому его хранят под слоем керосина или в атмосфере инертного газа.

Кальций реагирует с водой по уравнению:

Са + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2 .

Малая скорость разложения кальцием воды объясняется малой растворимостью гидроксида кальция, образующеюся на поверхности металла. С повышением температуры растворимость Са(ОН) 2 еще больше уменьшается вследствие образования кристаллогидратов.

Обычно оксид кальция СаО получают при термическом разложении карбоната кальция:

СаCO 3 СаO + СО 2 − 178 кДж/моль.

В зависимости от природных форм карбоната кальция (структура, состав, вид и количество примесей) температуры разложения его могут несколько отличаться Полученный термическим разложением природных форм СаCO 3 оксид кальция называют негашеной известью или «кипелкой», которая может содержать примеси.

Оксид кальция энергично реагирует с водой с выделением теплоты, образуя гидроксид кальция:

СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 + 65,3 кДж/моль.

(гашёная известь)

Гидроксид кальция − сильное основание, мало растворимое в воде. Насыщенный раствор гидроксида кальция называется известковой водой и имеет щелочную реакцию (pH>7). На воздухе известковая вода быстро мутнеет из-а поглощения из воздуха оксида углерода (IV) и образования нерастворимого карбоната кальция:

Са(ОН) + СО 2 = CaCO 3 + Н 2 О.

Гашёную известь широко используют в строительстве: для изготовления известкового раствора; при проведении побелки разных помещений; для смягчения жесткой воды; в бетонах невысоких марок, которые используются в сухих помещениях; в производстве кирпича, газосиликатных блоков; для изготовления сухих строительных смесей (штукатурки, затирки, шпатлевки).

При взаимодействии с кислотами оксид и гидроксид кальция образуют соответствующие соли. Соли с анионами Сl − , Br − , I − и хорошо растворимы в воде, напротив, с анионами F − , , и − малорастворимы. Крайне малой растворимостью оксалата кальция СаС 2 О 4 пользуются для обнаружения следов этого элемента, например, в обычной питьевой воде

Если карбонат кальция малорастворимая соль, то гидрокарбонат кальция Са(HCO 3) 2 хорошо растворим в воде. В природных условиях гидрокарбонат кальция получается, когда породы, содержащие СаСО 3 , подвергаются воздействию воды и растворенного в ней оксида углерода (IV):

СаCO 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(HCO 3) 2 .

Присутствие гидрокарбоната кальция в воде вызывает временную жёсткость воды. Реакцию, протекающую в природных условиях, можно воспроизвести и в лабораторных условиях, насыщая известковую воду оксидом углерода (IV). Для карбоната СаCO 3 не характерно образование кристаллогидратов.

Напротив, нитрат кальция выделяется в виде кристаллогидрата Са(NO 3) 2 ∙4Н 2 О. Также в виде кристаллогидрата получается и сульфат кальция СаSO 4 ∙2Н 2 О − гипс. Двухводный гипс способен при нагревании терять (частично или полностью) воду, переходя в СаSO 4 ∙0,5Н 2 О (полуводный гипс, нагрев до 180 °С) и СаSO 4 (растворимая безводная форма – ангидрит, не выше 400 °С).

Полуводный гипс и безводный сульфат кальция способны вновь присоединять воду, образуя СаSO 4 ∙2Н 2 О в виде твердого камневидного тела. На этом основано применение полуводного гипса и ангидрита в качестве вяжущих строительных материалов, а также использование полуводного гипса в медицине (гипсовые повязки).

Описание:

Смачивая медную пластинку в соляной кислоте и поднося к пламени горелки, замечаем интересный эффект - окрашивание пламени. Огонь переливается красивыми сине-зелеными оттенками. Зрелище довольно впечатляющее и завораживающее.

Медь придает пламени зеленый оттенок. При высоком содержании меди в сгораемом веществе пламя имело бы яркий зеленый цвет. Окислы же меди дают изумрудно-зеленое окрашивание. Например, как видно из ролика, при смачивании меди соляной кислотой пламя окрашивается в голубой цвет с зеленоватым оттенком. А прокаленные медьсодержащие соединения, смоченные в кислоте, окрашивают пламя в лазурно-голубой цвет.

Для справки: Зеленый цвет и его оттенки огню придают также барий, молибден, фосфор, сурьма.

Объяснение:

Почему пламя видимое? Или чем определяется его яркость?

Некоторое пламя почти не видно, а другое наоборот светит очень ярко. Например, водород горит почти совершенно бесцветным пламенем; пламя чистого спирта тоже светит весьма слабо, а свеча и керосиновая лампа горят ярким светящимся пламенем.

Дело в том, что большая или меньшая яркость всякого пламени зависит от присутствия в нем раскаленных твердых частичек.

В топливе в большем или меньшем количестве содержится углерод. Частички углерода, раньше чем сгореть, накаливаются, - оттого-то пламя газовой горелки, керосиновой лампы и свечи светит - т.к. его подсвечивают раскаленные частицы углерода.

Таким образом, можно и несветящееся или слабо светящееся пламя сделать ярким, обогащая его углеродом или раскаляя им негорючие вещества.

Как получить разноцветное пламя?

Для получения цветного пламени к горящему веществу прибавляют не углерод, а соли металлов, окрашивающих пламя в тот или иной цвет.

Стандартный способ окрашивания слабосветящегося газового пламени - введение в него соединений металлов в форме легколетучих солей - обычно, нитратов (соли азотной кислоты) или хлоридов (соли соляной кислоты):

желтое - соли натрия,

красное - соли стронция, кальция,

зеленое - соли цезия (или бора, в виде борноэтилового или борнометилового эфира),

голубое - соли меди (в виде хлорида).

В синий окрашивает пламя селен, а в сине-зеленый - бор.

Этой способностью горящих металлов и их летучих солей придавать определенную окраску бесцветному пламени пользуются для получения цветных огней (например, в пиротехнике).

Чем определяется цвет пламени (научным языком)

Цвет огня определяется температурой пламени и тем, какие химические вещества в нём сгорают. Высокая температура пламени дает возможность атомам перескакивать на некоторое время в более высокое энергетическое состояние. Когда атомы возвращаются в исходное состояние, они излучают свет с определённой длиной волны. Она соответствует структуре электронных оболочек данного элемента.

Урок №

Подготовила учитель химии

Тема урока: Щелочно - земельные металлы. Нахождение в природе. Кальций и его соединения. Жесткость воды и способы ее устранения.

Цель урока: расширить и углубить знания о щелочно – земельных металлах и образуемых ими простых и сложных веществах на примере кальция; дать определение жесткости воды, ее видов и способах ее устранения.

Задачи:

Образовательная:

Рассмотреть кальций как химический элемент и как простое вещество, его свойства, образуемые соединения;

Сформировать понятие о жесткости воды, её причинах и способах устранения;

Показать необходимость и значение устранения жесткости воды в промышленности и быту.

Развивающая:

Продолжить формировать умения давать характеристику химическому элементу по ПСХЭ, проводить эксперимент, составлять уравнения химических реакций характеризующие химические свойства простого вещества – кальция и его соединений;

Развитие навыков самостоятельной работы, коммуникативных способностей учащихся, находить причинно-следственные связи, аргументировать ответ, делать выводы на основе имеющихся теоретических знаний и проделанных опытов.

Воспитательная:

Воспитывать интерес к химии как науке, через примеры связанные жизнью.

Тип урока: урок совершенствования знаний, умений и навыков.

Методы обучения: частично – поисковый, словесный, наглядный.

10. Оксиды и гидроксиды щелочных металлов проявляют ярко выраженные основные свойства.

III Мотивация учебной деятельности учащихся (постановка целей и задач урока)

1. Какие элементы расположены во II А – группе ПСХЭ?

Во II А – группе ПСХЭ расположены бериллий, магний, щелочно – земельные металлы (кальций, стронций, барий) и радий.

2. Сколько электронов находится на внешнем энергетическом уровне элементов II А - группы ПСХЭ?

На внешнем энергетическом уровне элементов II А - группы ПСХЭ находятся 2 электрона.

3. Как вы думаете, что мы сегодня будем изучать на уроке?

Обучающиеся вместе с учителем озвучивают цель урока.

IV Изучение нового материала

Наибольшее практическое значение из элементов II А - группы ПСХЭ имеют магний и кальций.

1. Строение атома.

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – ns2;

2) С увеличением радиуса атома уменьшается энергия ионизации;

3)С возрастанием порядкового номера отдача электронов облегчается, что приводит к закономерному возрастанию металлических свойств, которые более ярко проявляются у щелочноземельных металлов.

2. Нахождение в природе (самостоятельная работа с учебником – стр. 156, таблица 32).

Известняк, мрамор, мел – CaCO3;

Гипс – CaSO4* 2H2O;

Фосфорит и апатит – Ca3(PO4)2;

Доломит – CaCO3*MgCO3;

Магнезит – MgCO3.

3. Физические свойства.

Магний и кальций – металлы серебристо – белого цвета, очень легкие(плотность кальция – 1, 55 г/см3, плотность магния – 1, 74 г/ см3, как и щелочные металлы, но гораздо тверже их и имеют гораздо более высокие температуры плавления.

4. Физкультминутка

Чтобы голова не болела,

Ей вращаем вправо-влево. (Вращение головой)

А теперь руками крутим –

И для них разминка будет. (Вращение прямых рук вперед и назад)

Тянем наши ручки к небу,

В стороны разводим. (Потягивания – руки вверх и в стороны)

Повороты вправо-влево

Плавно производим. (Повороты туловища влево и вправо)

Наклоняемся легко,

Достаем руками пол. (Наклоны вперед)

Потянули плечи, спинки,

А теперь конец разминке. (Дети садятся)

5. Химические свойства.

В химических реакциях металлы IIА - группы отдают валентные электроны и являются сильными восстановителями.

Me0 – 2е = Me+2

1. Me + Cl2 = MeCl2

3. Me + 2HCl = MeCl2 + H2

4. Me +2 H2O = Me(OH)2 + H2

5. Me + H2 = MeH2

6. 2Me + O2 =2 MeO

6. Получение.

Бериллий, магний, кальций получают в основном электролизом расплавов их хлоридов в смеси с NaCl (Be), KCl (Mg, Ca) и CaF2 (Ca). Применяется также восстановление оксидов и фторидов металлов алюминием , магнием, углеродом, кремнием:

4ЭО + 2Al → ЭО·Al2O3 + 3Э (Э – Ca, Sr, Ba),

BeF2 + Mg → MgF2 + Be,

MgO + C → CO + Mg,

2MgO + 2CaO + Si → 2CaO·SiO2 + 2Mg

7. Применение (самостоятельная работа с учебником – стр. 157, составить схему).

Применение магния:

Синтез органических соединений;

В пиротехнике;

Производство легких сплавов.

Применение кальция:

Металлотермическое получение некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий);

Производство стали и чугуна для очистки их от кислорода;

Получение некоторых сплавов (свинцово - кальциевых).

8. Кальций, его соединения в природе (самостоятельная работа с учебником дома – стр. 159 – 160, заполнить таблицу « Важнейшие соединения кальция» ).

.Лабораторный опыт № 12

Распознавание ионов кальция и магния.

Насыпать небольшое количество сульфата кальция и сульфата магния в ложки для сжигания веществ, по очереди внести их в пламя спиртовки. Что наблюдаете?

Вывод: Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично – красный цвет, магния – в ослепительно - белый.

9. Жёсткость воды и способы её устранения (рассказ учителя, с применением таблицы)

Растворимые соли кальция и магния присутствующие в природной воде обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При большом содержании этих солей (100 – 200 мг солей кальция – в 1 л в пересчёте на ионы) вода считается жёсткой. В такой воде мыло плохо пенится, так как соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В жёсткой воде плохо развариваются пищевые продукты, и при кипячении она даёт на стенках паровых котлов накипь. Накипь плохо проводит теплоту, вызывает увеличение расхода топлива и ускоряет изнашивание стенок котла.

Карбонатная жесткость (временная) вызвана присутствием в растворе гидрокарбонатов кальция и магния, а некарбонатная (постоянная) – присутствием хлоридов и сульфатов. Карбонатная и некарбонатная жесткость в сумме образуют общую жесткость воды.

V Закрепление

Составить уравнения реакций, характеризующих способы устранения жесткости воды.

1. Кипячение

Сa(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O

2. Добавление известкового молока

Сa(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

3. Добавление соды

Сa(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaHCO3

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl

4. Пропускание через ионообменную смолу

CaCl2 + Na2R → CaR + 2NaCl R-частица ионита, несущая отрицательный заряд 2–

Что было самым сложным на уроке? Почему?

Что нового вы узнали?

Как вы считаете, где могут пригодиться вам новые знания?

VII Домашнее задание

Изучить материал §44,45 учебника, составить таблицу «Важнейшие соединения кальция» .

Кальций – элемент 4‑го периода и IIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде.

В природе – шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO 3 , СаО, цианамид кальция CaCN 2 и др.).

Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно‑оранжевый цвет (качественное обнаружение).

Кальций Са. Серебристо‑белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .

Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – кальцийтержия):

ЗСа + Cr 2 O 3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V 2 O 5 = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом):

Са + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + Н 2 + 413 кДж

В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +):

Ca + 2H+ = Са 2+ + Н 2

Получение кальция в промышленности :

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ O 2‑ . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900–1200 °C):

СаСO 3 =СаО + СO 2

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 . Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН ‑) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из‑за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение Са(ОН) 2 в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).

5.4. Жёсткость воды

Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой. В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь – нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временную и постоянную жесткость воды.

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO 3) 2 (М = Са, Mg) и Fe(HCO 3) 2 . Если количественно определяют содержание ионов HCO 3 ‑ , говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са 2+ , Mg 2+ и Fe 2+ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:

Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 ↓ + Н 2 O + СO 2

Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2СO 2

4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 ↓ + 8CO 2 + 4H 2 O

Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро‑ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.

Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия:

устранение временной жесткости:

Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСO 3 ↓ + 2Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 ↓ + 2Н 2 O

4Fe(HCO 3) 2 + 8Са(ОН) 2 + O 2 = 4FeO(OH)↓ + 8СаСO 3 ↓ + 10Н 2 O

устранение постоянной жесткости:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = СаСO 3 ↓ + 2NaNO 3

2MgSO 4 + Н 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + СO 2 + 2Na 2 SO 4

3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированная вода является мягкой, подобно дождевой воде.