S - ЭЛЕМЕНТЫ
S - ЭЛЕМЕНТЫ I Щелочные металлы I II Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba Fr Ra II Щелочноземельные металлы
Элементы I группы ПСЭ: Литий Рубидий 3 Натрий Калий Цезий
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Элемент Кларк, % Минералы Функции Li 6, 5 • 10 -3 Na 2, 64 Галит Na. Cl Мирабилит Na 2 SO 4 • 10 H 2 O Активирует ферменты, компонент плазмы крови К 2, 41 Сильвин КCl Карналлит КCl • Mg. Cl 2 • 6 H 2 O Компонент цитоплазмы, необходим для нервной и сердечной деятельности Сподумен Li. Al[Si 206] Rb 1, 5 • 10 -2 Встречается с рудами Na и K Не известны Cs 3, 7 • 10 -4 Встречается с рудами Na и K Не известны Fr 2 мг Радиоактивный металл Не известны
Некоторая информация об элементах I группы Атомный радиус (nm) Li Na K Rb Cs Fr 5 Ионный радиус (nm) Т пл. ( C) 0. 152 0. 186 0. 231 0. 244 0. 262 0. 270 0. 060 0. 095 0. 133 0. 148 0. 169 0. 176 180. 5 97. 8 63. 7 39. 1 28. 4 27 Т кип. ( C) Плотность (г∙cm– 3) Содержание в земной коре (%) 1330 890 774 688 690 680 0. 53 0. 97 0. 86 1. 53 1. 87 — 0. 0020 2. 36 2. 09 0. 009 0 0. 000 10 Следы
Элементы II группы ПСЭ: Кальций Бериллий Стронций 6 Магний Барий Радий
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Элемент Кларк, % Минералы Функции Be 6 • 10 -4 Сподумен (берилл) Al 2[Be 3(Si 6018)] Все соединения токсичны, ингибирует ферменты Mg 2, 35 Оливин (Mg, Fe 2[Si 04)] Доломит Mg. CO 3 • Ca. CO 3 Активирует ферменты, фотосинтез, стабилизация клеток Са 3, 38 Анортит Ca[Al 2(Si 208)] Sr 3, 4 • 10 -2 Целестин Sr. S 04 Стронцианит Sr. CO 3 Ba 6, 5 • 10 -2 Барит Ba. S 04 Витерит Ba. CO 3 Структурный компонент стенок клеток, костей и раковин Sr+2 накапливается в костях, избыток вреден Ba+2 замещает К+, мускульный яд
Некоторая информация об элементах II группы: Атом. Ионный радиус (nm) Be Mg Ca Sr Ba Ra 8 0. 112 0. 160 0. 197 0. 215 0. 217 0. 220 0. 031 0. 065 0. 099 0. 113 0. 135 0. 140 Т пл. ( C) Т кип. ( C) Плотность (г∙cm– 3) Содержание в земной коре (%) 1278 648. 8 839 769 729 697 2477 1100 1480 1380 1640 1140 1. 85 1. 75 1. 55 2. 54 3. 60 5. 0 0. 00028 2. 33 4. 15 0. 038 0. 042 Следы
Литий был открыт в 1817 году шведским химиком А. Арфведсоном. Металлический литий впервые получил Хемфри Дэви в 1825 году. Своё название литий получил из-за того, что был обнаружен в «камнях» (греч. λίθος — камень). Первоначально назывался «литион» , современное название было предложено Берцелиусом.
Натрий был открыт в 1807 году английским химиком Хемфри Дэви. Название «натрий» происходит от латинского слова natrium (ср. др. -греч. νίτρον), которое было заимствовано из среднеегипетского языка (nṯr), где оно означало среди прочего: «сода» , «едкий натр» .
Калий В 1807 году английский химик Хемфри Дэви электролизом расплава едкого кали (KOH) выделил калий и назвал его «потассий» (лат. potassium; это название до сих пор употребительно в английском, французском, испанском, португальском и польском языках). В 1809 году Л. В. Гильберт предложил название «калий» (лат. kalium, от араб. аль-кали — поташ).
Рубидий В 1861 году немецкие учёные Роберт Вильгельм Бунзен и Густав Роберт Кирхгоф, изучая с помощью спектрального анализа природные алюмосиликаты, обнаружили в них новый элемент. Название дано по цвету наиболее характерных красных линий спектра (от лат. rubidus — красный, тёмно-красный).
Цезий был открыт в 1860 году немецкими учёными Р. В. Бунзеном и Г. Р. Кирхгофом в водах Бад-Дюркхаймского минерального источника в Германии методом оптической спектроскопии. В чистом виде цезий впервые был выделен в 1882 году шведским химиком К. Сеттербергом при электролизе расплава смеси цианида цезия (Cs. CN) и бария. Своё название цезий получил за наличие двух ярких синих линий в эмиссионном спектре (от лат. caesius — небесно-голубой).
Франций Был открыт (по его радиоактивности) в 1939 г. Маргаритой Пере, сотрудницей Института радия в Париже. Она же дала ему в 1964 г. название в честь своей родины — Франции. Франций — один из редчайших элементов. Это второй самый редкий элемент в природе, после астата, который постоянно находится в земной коре.
БЕРИЛЛИЙ Бериллий – хрупкий твердый металл светлосерого цвета. При хранении на воздухе покрывается оксидной пленкой. Открыт в 1798 г. французским химиком Луи Никола Вокленом. Название бериллия произошло от названия минерала берилла, которое восходит к названию города Белур (Веллуру) в Южной Индии.
Магний, кальций Магний – открыт В 1808 году. Английский химик Хемфри Дэви при электролизе слегка увлажнённой белой магнезии с ртутным катодом получил амальгаму нового металла (она содержит до 3 % магния), который выделил отгонкой ртути и назвал магнезием. Название элемента происходит от греческого calcis — «мягкий камень» . Оно было предложено английским химиком Хэмфри Дэви в 1808 году выделившим металлический кальций электролизом.
Стронций обнаружил Адер Кроуфорд в минерале – стронцианите - Sr. CO 3, найденном близ шотландской деревни Строншиан, давшей впоследствии название новому элементу.
В 1808 году английский химик Хемфри Дэви электролизом влажного гидроксида бария с ртутным катодом получил амальгаму бария; после испарения ртути при нагревании он выделил металлический барий.
Получить чистый радий в 1902 году стоило огромного труда. Мария Кюри трудилась 12 лет, чтобы получить всего 1 г чистого радия: нужно было несколько вагонов урановой руды, 100 вагонов угля, 100 цистерн воды и 5 вагонов разных химических веществ. Поэтому на начало ХХ в. в мире не было более дорогого металла. За 1 г радия нужно было заплатить больше 200 кг золота. За открытие радия и полония супруги Кюри получили Нобелевскую премию.
Хемфри Дэви (1778 -1829) Однажды профессор Хемфри Дэви получил письмо от одного из студентов - Майкла Фарадея. Он писал, что прослушал курс лекций уважаемого профессора и хотел бы поработать у него в лаборатории Королевского института. Профессор вслух прочитал письмо и спросил своего ассистента: "Как вы полагаете, что мне ответить этому студенту? " Ассистент сказал: "Возьмите его и поручите ему для начала мыть колбы и пробирки. Если он согласится, то в будущем из него выйдет толк"
Получение элементов I группы Электролизом расплавов солей. Na. Cl = Na + Cl
Получение элементов II группы Be: минерал берил (3 Be. O·Al 2 O 3· 6 Si. O 2) вначале преобразуется в Be. F 2, который восстанавливается до Be магнием Mg: электролизом расплава Mg. Cl 2 Ca: электролизом расплава Ca. Cl 2 Sr и Ba: электролизом раславов солей или из оксидов восстановлением Al при высокой температуре
Характерные свойств s-элементов I и II групп Металлический характер Низкая электроотрицательность Основные оксиды, гидроксиды Ионные соединения с фиксированной степенью окисления Характерная окраска пламени Слабая тенденция к образованию комплексов
Металлические свойства Высокая способность к потере электронов и образованию положительно заряженных ионов Металлические свойства в обеих группах увеличивается сверху вниз
Электроотрицательность Слабое притяжение ядром внешних электронов Высокая электроположительность Низкая электроотрицательность I II Li 1. 0 Be 1. 5 Na 0. 9 Mg 1. 2 K 0. 8 Ca 1. 0 Rb 0. 8 Sr 1. 0 Cs 0. 7 Ba 0. 9 Fr 0. 7 Ra 0. 9
Основные оксиды, гидроксиды Оксиды Гидроксиды Оксиды Li 2 O Li. OH Be. O Be(OH)2 Na 2 O Na. OH Mg. O Mg(OH)2 K 2 O KOH Ca. O Ca(OH)2 Rb 2 O Rb. OH Sr. O Sr(OH)2 Cs 2 O Cs. OH Ba. O Ba(OH)2 Гидроксиды
Ве. О Be. O амфотерный оксид – реагирует как с кислотами, так и с основаниями: Be. O + H 2 SO 4 + 3 H 2 O = [Be(H 2 O)4]SO 4 сульфат тетрааквабериллия (II) Be + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2[Be(OH)4] тетрагидроксобериллат (II) натрия
Оксиды, пероксиды, надпероксиды Реакции с водой: Оксиды: O 2 - + H 2 O 2 OHПероксиды: O 22 - + 2 H 2 O 2 + 2 OHНадпероксиды: 2 O 2 - + 2 H 2 O 2 OH- + H 2 O 2 + O 2 . . 2: O: O: . . Пероксид ион . . : O: . . Надпероксид ион Li не образует пероксид и надпероксид Li 2 O 2 Li 2 O + ½ O 2
Гидроксиды металлов I группы Li Na K Rb Cs Все растворимы, сила оснований увеличивается Гидроксиды металлов II группы Be Mg Ca Sr Ba Растворимость увеличивается от амфотерных к основным, сила оснований увеличивается
Ве(ОН)2 Получают косвенно: Be. Cl 2 + 2 Na. OH = Be(OH)2 + 2 Na. Cl Основание плохо растворимо в воде – ПР – 10 -15 Афмотерен. Ве(ОН)2 + 2 Na. OH = Na 2 Be(OH)4 Ве(ОН)2 + H 2 SO 4 = Be. SO 4 + 2 H 2 O
Ионные соединения с фиксированной степенью окисления Группа I: Сильно электроположительные металлы. Образуют преимущественно ионные соединения с не металлами, теряя один электрон. Фиксированная степень окисления +1. Низкое значение 1 -го П. И. Очень высокое значение 2 -го П. И. Группа II: Электроположительные металлы. Фиксированная степень окисления + 2. Соединения Be и Mg и обладают некоторыми ковалентными свойствами. Низкое значение 1 -го и 2 -го П. И. Экстремально высокое значение 3 -го П. И.
Характерные цвета пламени Na+ Cl- (г) Na (г) + Cl (г) Na(г) Na* (г) [Ne]3 s 1 [Ne]3 p 1 Na*(г) Na(г) + h (589 нм, желтый)
Тест в пламени Li - ярко красный Na - желтый K - сиреневый Rb - голубовато красный Cs - синий Ca - кирпично-красный Sr - кроваво-красный Ba - зеленое яблоко HCl (вод) образец
Идентификация IА элементов по цвету пламени Цвет пламени
Слабая тенденция к образованию комплексов Ионы s-элементов обладают низкой энергией на вакантной орбитали для образования донорно-акцепторной связи с лигандами. : NH 3 Образование комплексных соединений является общей особенностью D-элементов, например: Co(NH 3)63+ H 3 N: : NH 3 Co : NH 3
Изменение свойств элементов Атомный радиус Энергия (потенциал) ионизации Энергия гидратации Температура плавления
Атомный радиус (нм) Li 0. 152 Be 0. 112 Na 0. 186 Mg 0. 160 K 0. 231 Ca 0. 197 Rb 0. 244 Sr 0. 215 Cs 0. 262 Ba 0. 217 Fr 0. 270 Ra 0. 220 Fr Li Be Ra
Потенциал ионизации Группа 1 -й П. И. 2 -й П. И. I Li 519 7300 Na 494 4560 K 418 3070 Rb 402 2370 Cs 376 2420 Группа II 1 -й П. И. 2 -й П. И. 3 -й П. И. Be 900 1760 14800 Mg 736 1450 7740 Ca 590 1150 4940 Sr 548 1060 4120 Ba 502 966 3390
Потенциал ионизации 1 -й П. И. 2000 600 Li 500 400 300 Na Be+ 1500 K 2 -й П. И. Ca+ Rb Cs 1000 Be 500 Ba+ Ca 1 -й П. И. Ba
Энергия гидратации M+ + вода M+(вод) + Q M+
Энергия гидратации Общие тенденции: 1. При переходе вниз в обеих группах, энергия гидратации уменьшается. (Когда ионы увеличиваются, плотность заряда уменьшается, электростатическое притяжение между ионами и молекулами воды становится слабее. ) 2. Энергия гидратации для ионов металлов 2 А группы выше, чем для ионов 1 А группы. (катионы 2 А группы двузарядные и имеют меньшие размеры)
Энергия гидратации -600 -2250 -2000 -300 -1750 -1500 Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Be 2+ Mg 2+ Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+
Изменение температуры плавления Низкие значения tпл обьясняются слабыми металлическими свойствами в кристаллических решетках. Металлические связи образуются делокализованными внешними s-электронами, образующими «клей» , который удерживает вместе все ионы. С увеличением размера атома связь слабее. Прочность металлической связи (ПМС): число делокализованных e- на 1 атом ПМС = ________________ радиус атома металла
Изменение температуры плавления t, o. C 1250 Be 1000 Ca Sr 750 Mg Ba 500 250 Li Na K Rb Cs 10 20 30 40 50 60
Изменение температуры плавления I Li Na Структура ОЦКС II Be Mg Структура ГЗС K Rb Cs ОЦКС Ca Sr Ba ГЦКС ОЦКС – обьемноцентрированная кубическая структура ГЗС – гексогонально-закрытая структура ГЦКС - гранецентрированная кубическая структура
ОЦКС ГЗС
Реакционная способность s-металлов S-элементы сильные восстановители. Их восстанавливающая способность увеличивается сверху вниз в обеих группах. (С увеличением размера атома легче отдача внешнего электрона)
Диагональная связь Литий по своим химическим свойствам схож с магнием
Доказательства Карбонат лития разлагается с выделением СО 2 Li 2 CO 3 → Li 2 O + CO 2 Литий реагирует с азотом при нормальной температуре 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N Литий – единственный щелочной металл, который образует имид Li 2 NH. Получают из амида Li. NH 2: 2 Li. NH 2 = Li 2 NH + NH 3 Гидроксид лития разлагается до оксида 2 Li. ОН → Li 2 O + Н 2 O
Реакции с кислородом S-элементы легко реагируют с кислородом. Кроме Be и Mg, они должны храниться в керосине, чтобы предотвратить контакт с атмосферой. 4 Li + O 2 = 2 Li 2 O 2 Na + O 2 = Na 2 O 2 K + O 2 = KO 2 2 Ca + O 2 = 2 Ca. O
Реакции с кислородом Нормальный оксид Структура Пероксид Надпероксид . . 2 - : O: . . Образует . . 2 - : O-O: . . Li, Na и группа IIА Na и Ba . . : O: . . K, Rb, Cs
ОКСИДЫ Li 2 O, Na 2 O – бесцветные K 2 O, Rb 2 O – желтые Cs 2 O – оранжевый Окраска усиливается, так как с увеличением размеров иона Э+ увеличивается их поляризация. Чистые Na 2 O и К 2 О получают: 2 Na. OH + 2 Na = 2 Na 2 O + H 2 KO 2 + 3 K = 2 K 2 O
Оксиды натрия и калия имеют выраженные основные свойства. Усиление основных свойств происходит от Li 2 O до Cs 2 O. Жадно поглощают диоксид углерода. Na 2 O + H 2 O = 2 Na. OH Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3
ОКСИДЫ Be. O, Ca. O – белые Mg. O, Sr. O, Ba. O – бесцветные Оксиды получают сжиганием соответствующего металла в кислороде (Mg при температуре 600 о. С, разрушение оксидной пленки) или термическим разложением кислородсодержащих солей Ca. CO 3 = Ca. O + CO 2 негашеная известь Особо чистые оксиды получают из нитратов: 2 Mg(NO 3)2 = 2 Mg. O + 4 NO 2 + O 2
Химические свойства оксидов металлов II группы Mg. O (аморф) + 2 HCl = Mg. Cl 2 + H 2 O Са. О + Н 2 О = Са(ОН)2 Са. О + СО 2 = Са. СО 3 Са. О + 2 НCl = Ca. Cl 2 + H 2 O t Сa. O + Al 2 O 3 = Ca(Al. O 2)2 Ca. O + Fe 2 O 3 = Ca(Fe. O 2)2
Пероксиды, надпероксиды Сильные окислители: 5 H 2 O 2 + 2 KMn. O 4 + 3 H 2 SO 4 → 5 O 2 + 2 Mn. SO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O Na 2 О 2 + 2 Н 2 О = 2 Na. OН+ H 2 О 2 К 2 О 4 + 2 Н 2 О = КOН+ H 2 О 2 + О 2 Применение: 2 Na 2 О 2 + 2 СО 2 = 2 Na 2 СО 3+ О 2 4 КО 2 + 2 СО 2 = 2 К 2 СО 3+ 3 О 2
Реакция с водой M (тв) M+(водн) + e. H 2 O (ж) + e- OH-(водн) + ½ H 2 Реакционная способность по отношению к воде возрастает сверху вниз в группах. Представители 1 А группы активнее реагируют с водой по сравнению с металлами 2 А группы. Ве с трудом реагирует даже с паром (Be и Mg образуют оксиды, остальные гидроксиды): H 2 O (г) + Be Be. O (тв) + H 2 Na + H 2 O = Na. OH + H 2
Химические свойства оснований Na. OH + HCl = Na. Cl + H 2 O 2 Na. OH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O KOH + NH 4 Cl = KCl + NH 3 + H 2 O 2 KOH + Fe. SO 4 = Fe(OH)2 + K 2 SO 4 Al. Cl 3 + 3 Na. OH = Al(OH)3↓ + 3 Na. Cl Al(OH)3 + Na. OH = Na[Al(OH)4]
В щелочах растворяются некоторые неметаллы и амфотерные металлы: 2 KOH + Cl 2 = KCl + KCl. O + H 2 O 6 KOH + 3 S = 2 H 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O 3 KOH + 4 P + 3 H 2 O = PH 3 + 3 KH 2 PO 2 Si + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2 Si. O 3 + 2 H 2 Zn + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2[Zn(OH)4] + H 2 t 2 Al + 2 Na. OH + 2 H 2 O = 2 Na. Al. O 2 + 3 H 2
Са(ОН)2 + 2 HCl = Ca. Cl 2 + 2 H 2 O Sr(OH)2 + SO 3 = Sr. SO 4 + H 2 O 3 Mg(OH)2 + 2 Fe. Cl 3 = 2 Fe(OH)3+ 3 Mg. Cl 2 2 NH 4 Cl + Ba(OH)2 = Ba. Cl 2 + NH 3 + H 2 O 2 Са(ОН)2 + Сl 2 = Ca. Cl 2 + Ca(Cl. O)2 + 2 H 2 O Са(ОН)2 + 2 Al + 2 H 2 O = Ca(Al. O)2 + 3 H 2
Реакция с водородом Все s-элементы за исключением Be непосредственно реагируют с водородом: 2 Na + H 2 2 Na. H Ca + H 2 Ca. H 2 Be(CH 3)2 Be. H 2 + C 2 H 6 Реакционная способность увеличивается сверху вниз по группам. Только в Be. H 2 и Mg. H 2 ковалентная связь, в остальных - ионная.
ГИДРИДЫ Гидриды – сильные восстановители. Реагируют: Na. H + H 2 O = Na. OH + H 2 Mg. H 2 + 2 H 2 O = Mg(OH)2 + 2 H 2 Na. H + CO 2 = Na. COOH Na. H + C 2 H 5 OH = C 2 H 5 ONa + H 2 2 KH + O 2 = K 2 O + H 2 O
Взаимодействие с галогенами. Щелочные металлы сгорают в атмосфере хлора и фтора и легко соединяются с бромом или иодом при обычной температуре. 2 Na + Cl 2 = 2 Na. Cl 2 K + Br 2 = 2 KBr
Взаимодействие с другими неметаллами Щелочные металлы непосредственно соединяются с серой, фосфором, а при нагревании – с азотом и углеродом. 2 Na + S = Na 2 S 3 K + P = K 3 P 6 Na + N 2 = 2 Na 3 N 2 Na + 2 C = Na 2 C 2 Нитриды, фосфиды, гидролизуются: карбиды нестойкие Li 3 N + 3 H 2 O = 3 Li. OH + NH 3 Na 2 C 2 + 2 H 2 O = 2 Na. OH + C 2 H 2 и легко
Щелочные металлы растворяются в кислотахнеокислителях вытесняя водород и в кислотахокислителях, глубоко восстанавливая их: 2 Na + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 2 Na + H 2 SO 4(р) = Na 2 SO 4 + H 2 10 Na + 12 HNO 3(р) = 10 Na. NO 3 + N 2 + 6 H 2 O 8 Na + 5 H 2 SO 4 (к) = 4 Na 2 SO 4 + H 2 S + 4 H 2 O
Щелочные металлы вытесняют из расплавов солей или оксидов менее активные металлы: t Mg. Cl 2 + 2 Na = Mg + 2 Na. Cl t Al 2 O 3 + 6 Na = 2 Al + 3 Na 2 O
Соли лития, натрия и калия Практически все соли легкорастворимы (труднорастворимыми солями являются: перхлорат калия - KCl. O 4, фторид лития – Li. F, фосфат лития – Li 3 PO 4, силикат лития - Li 2 Si. O 3. Хлорид натрия - приправа к пище, сырье для получения многих неорганических соединений, в том числе, соды.
Соединения, получаемые из Na. Cl
Метод Сольвэ
Сульфат натрия - Na 2 SO 4 и его кристаллическая соль Na 2 SO 4 × 10 H 2 O применяют в производстве стекла и соды, в медицине как слабительное. Соли калия более дорогие, чем соли натрия и используются как удобрение, т. к. доступного для растений калия в почве недостаточно (неионообменный калий связан в силикатах и алюмосиликатах).
Применяются следующие калийные удобрения: 1. Сырые соли - используют в размолотом виде - сильвинит KCl × Na. Cl, каинит Mg. SO 4 × KCl × 3 H 2 O, карналлит Mg. Cl 2 × KCl × 6 H 2 O и другие. 2. Концентрированные соли, получают переработкой сырых солей. Наиболее часто используют хлорид или сульфат калия, а также нитрат калия (калийную селитру). 3. Древесная и торфяная зола - содержит поташ (К 2 СО 3).
Соли: Сульфаты – существуют в виде кристаллгидратов: - эпсомит (горькая соль) - Mg. SO 4∙ 7 H 2 O - гипс - Ca. SO 4∙ 2 H 2 O При нагревании до 120 о. С гипс частично теряет воду и превращается в 2 Ca. SO 4∙H 2 O. Быстро затвердевает в результате протекания реакции: 2 Ca. SO 4∙H 2 O + 3 H 2 O = 2 Ca. SO 4∙ 2 H 2 O Сульфат кальция – малорастворимая соль, сульфат магния легко растворяется в воде. При 1100 о. С сульфаты разлагаются: 2 Mg. SO 4 = 2 Mg. O + 2 SO 2 + O 2
Карбонаты – труднорастворимые соединения. При прокаливании с углем карбонаты щелочноземельных металлов образуют карбиды, которые представляют собой соединения нестехиометрического состава, т. е. не отвечающие правилу формальной валентности: Ca. CO 3 + 3 C = Ca. C 2 + CO 2 При взаимодействии Ca. C 2 с водой получается ацетилен: Ca. C 2 + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + C 2 H 2 При обжиге карбонатов образуются оксиды: Ca. CO 3 = Ca. O + CO 2
Процесс Доу Известняк Морская вода Растворение Электролиз Испарение Расплав Продукт Производство HCl 78 EOS Chapter 20: s-Block Elements
Жесткость воды Обусловлена присутствием в воде катионов Ca+2 и Mg+2. Суммарная молярная концентрация эквивалентов катионов Ca+2 и Mg+2 называется общей жесткостью. Она складывается из карбонатной (временная) и некарбонатной (постоянная). Карбонатная жесткость обусловлена присутствием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния. Способы ее устранения основаны на выводе катионов Ca 2+ и Mg 2+ из воды в виде нерастворимых солей: - кипячение (используется в быту): Ca(HCO 3)2 = Ca. CO 3 + CO 2 + H 2 O Mg(HCO 3)2 = Mg(OH)2 + 2 CO 2
- действие известкового молока Ca(OH)2 или соды Na 2 CO 3 (используется в промышленности): Ca(HCO 3)2 + Ca(OH)2 = 2 Ca. CO 3 + 2 H 2 O Ca(HCO 3)2 + Na 2 CO 3 = Ca. CO 3 + 2 Na. HCO 3 Mg(HCO 3)2 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + Ca. CO 3 + CO 2 + H 2 O Mg(HCO 3)2 + Na 2 CO 3 = Mg. CO 3 + 2 Na. HCO 3 Некарбонатная, или постоянная, жесткость обусловлена присутствием сульфатов, хлоридов, нитратов и фосфатов кальция и магния. Постоянная жесткость при кипячении воды не устраняется. Ее устраняют добавлением соды или фосфата натрия: Ca. SO 4 + Na 2 CO 3 = Ca. CO 3 + Na 2 SO 4 3 Ca. SO 4 + 2 Na 3 PO 4 = Ca 3(PO 4)2 + 3 Na 2 SO 4
Появление термоядерного оружия стало возможным только благодаря разновидности гидрида лития — дейтериду лития-6. Это соединение тяжёлого изотопа водорода — дейтерия и изотопа лития с массовым числом 6. Дейтерид лития-6 — твёрдое вещество, которое позволяет хранить дейтерий (обычное состояние которого в нормальных условиях — газ) при плюсовых температурах, и, кроме того, второй его компонент — литий 6 — это сырьё для получения самого дефицитного изотопа водорода — трития. Собственно, 6 Li — единственный промышленный источник получения трития.
Гидрид лития
Для того, чтобы создать необходимые для начала термоядерной реакции нейтроны и температуру (порядка 50 млн градусов), в водородной бомбе сначала взрывается небольшая по мощности атомная бомба. Образуется тритий, идет термоядерная реакция, которая и даёт основное выделение энергии при взрыве водородной (термоядерной) бомбы. Если корпус бомбы изготовлен из природного урана, то быстрые нейтроны (уносящие 70 % энергии, выделяющейся при реакции вызывают в нём новую цепную неуправляемую реакцию деления. Возникает третья фаза взрыва водородной бомбы.
A Боеголовка перед взрывом. B Взрывчатое вещество подрывает первую ступень, сжимая ядро плутония до сверхкритического состояния и инициируя цепную реакцию расщепления. C Происходит импульс рентгеновского излучения, который распространяется вдоль внутренней части оболочки. D Вторая ступень сжимается под воздействием рентгеновского излучения, плутониевый стержень внутри второй ступени переходит в сверхкритическое состояние, инициируя цепную реакцию, выделяя огромное количество тепла. E В сжатом и разогретом дейтериде лития-6 происходит реакция слияния. Огненный шар расширяется…
Андрей Дмитриевич Сахаров (1921 -1989) Советский физиктеоретик, академик АН СССР, доктор физикоматематических наук (1953), лауреат Нобелевской премии мира (1975).
Виталий Лазаревич Гинзбург (1916 -2009) Советский и российский физик-теоретик, академик АН СССР и РАН, доктор физикоматематических наук (1942), лауреат Нобелевской премии по физике (2003).
Лев Андреевич Арцимович (1909 -1973) Советский физик, академик АН СССР. Под руководством Арцимовича впервые в мире в лабораторных условиях осуществлена термоядерная реакция. «Наука — лучший способ удовлетворения личного любопытства за государственный счёт» .