Химические свойства s элементов уравнения

Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к группе халькогенов — элементов VIa группы.

Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Природные соединения

• FeS₂ — пирит, колчедан
• ZnS — цинковая обманка
• PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb₂S₃ — сурьмяный блеск, Bi₂S₃ — висмутовый блеск
• HgS — киноварь
• CuFeS₂ — халькопирит
• Cu₂S — халькозин
• CuS — ковеллин
• BaSO₄ — барит, тяжелый шпат
• CaSO₄ — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H₂S, SO₂.

Серу можно получить разложением пирита

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

Реакции с неметаллами

На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO₂. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания — только со фтором.

При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.

Реакции с кислотами

При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

Реакции с щелочами

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

Реакции с солями

Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

Сероводород — H₂S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит от соотношения основания и кислоты).

KOH + H₂S = KHS + H₂O (гидросульфид калия, избыток кислоты)

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S 2- ). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

Оксид серы — SO₂

Сернистый газ — SO₂ — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

В лаборатории SO₂ получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.

Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.

H₂SO₃ + KOH = H₂O + KHSO₃ (соотношение кислота — основание, 1:1)

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

Оксид серы VI — SO₃

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO₂ кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия — Pr, V₂O₅).

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.

Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.

SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O (основание в избытке — средняя соль)

SO₃ + KOH = KHSO₄ + H₂O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)

SO₃ — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO₂.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Сера. Химия серы и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии :

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S₈. Это хрупкое вещество желтого цвета .

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны» . Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96 о С, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

• в самородном виде;
• в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
• в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например , железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют серу до +4:

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Способы получения сульфидов

1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например , сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например , гидроксида калия с сероводородом:

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например , при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S 2– + H₂O ⇄ HS – + OH –

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах .

Например , сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S

А сульфид никеля, например , не растворяется:

NiS + HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте . При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например , сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

или горячей концентрированной серной кислоте:

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например , сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

Еще пример : сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например , сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2− .

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например , сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например , сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .

Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например , озон или оксид азота (IV):

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например , оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO_{3(избыток)} + NaOH → NaHSO₄

Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель , так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

• Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
• Очистка полученного газа от примесей.
• Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
• Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

1. Непрерывность.
2. Противоток
3. Катализ
4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
5. Теплообмен
6. Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

HSO₃ – ↔ SO₃ 2– + H +

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂ и кислород O₂;

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Видео:Химические свойства металлов. 9 класс.Скачать

Важнейшие S -элементы и их соединения

Содержание:

На внешнем электронном уровне элементов главной и побочной подгрупп находятся по 2 электрона (s2), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2. К элементам 2 группы относятся бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Групповое название элементов — щелочно-земельные металлы.

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Важнейшие S -элементы и их соединения

S Элементы в периодической таблице элементов — химические элементы, электронная оболочка которых включает в себя первые два s-электрона. Такие элементы объединяются в группу, называемую s-блок.

К s-элементам относятся:

• щелочные металлы,
• щелочноземельные металлы,
• водород и гелий.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Общая характеристика s-элементов

В периодической системе элементов в начале каждого периода, кроме первого, находятся металлы (IA. НА) семейства s-элементов. На внешнем энергетическом уровне этих элементов содержатся один или два s-электрона,

С увеличением заряда ядер у элементов увеличивается число энергетических уровней и атомные радиусы. Следовательно, уменьшается связь валентного электрона с ядром. В группах сверху вниз возрастает способность отдавать электроны, соответственно, усиливаются химическая активность и восстановительные свойства s-элементов Эта закономерность ярко выражается для элементов 1 группы по сравнению со II группой Как показано, цезий Cs является самым активным металлом и сильным восстановителем. Франции малоизучен и радиоактивен. поэтому не рассматривается. Общие характеристики каждой группы будем рассматривать подробно по отдельности.

Щелочные металлы

Щелочными называются метаны, расположенные в первой главной (LА) группе периодической системы элементов К ним относятся литий Li, натрий Na, калин К. рубидии Rb, цезии Cs. франций Fr. Гидроксиды этих металлов называются щелочами . именно поэтому сами металлы получили название щелочные .

Дэви Хэмфри (1778—1829)

Английский ученый. В 1808 г. путем электролиза солей и щелочей получил калий, натрий, барий, кальций, амальгаму стронция и магния. Имеет множество научных работ.

Наиболее важные из них в практическом отношении — натрии и калий. Схема строения их атомов дана в таблице 20. Строение атомов остальных щелочных металлов аналогично.

Щелочные металлы в своих соединениях проявляют степень окисления равную +1 их валентность также всегда равна 1. Они пластичны и легко режутся ножом. Щелочные металлы относятся к легким металлам, энергично взаимодействуют с кислородом (цезий со взрывом!), водой, кислотами и большинством неметаллов, поэтому их хранят под слоем керосина.

При взаимодействии щелочных металлов с кислородом в зависимости от металла образуются оксиды состава и пероксиды различного состава.

Знаешь ли ты?

В современных сотовых телефонах батарея изготовлена m гндрошш лития, помешенного в алюминиевый каркас.
При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов и пероксидов с водой образуются гидроксиды общей формулы ROH. которые хорошо растворимы вводе, сильные основания (щелочи). Сила основании ROH возрастает от лития к цезию.

Гидриды щелочных металлов соответствуют формуле RH. В этих соединениях степень окисления водорода равна -1.

Нахождение в природе

Из-за своей активности металлы этой группы в свободном состоянии в природе не встречаются. Из соединении щелочных металлов широко распространены соединения калия и натрия, поэтому натрий и калин относятся к числу восьми наиболее распространенных элементов земной коры (2.64 и 2.41% по массе соответственно).

Соединения других щелочных металлов встречаются редко. Франипи получен искусственно, радиоактивным металл мало исследован и не имеет практического применения. Соли калия имеют очень большое значение в жизни растений.

Знаешь ли ты?

Название щелочные произошло от латинского слова, означающего «растворимое, едкое вещество”

Рубидий и цент — редкие элементы. Их соединения используются для изготовления фотоэлементов, в медицине и органической химии.
Щелочными называют металлы, расположенные в первой главной (IA) группе периодической системы элементов. Гидроксиды этих металлов называются щелочами щ именно поэтому’ сами металлы получили название щелочные . Все они имеют один s-электрон на наружном электронном слое, и электронная конфигурация может быть представлена как где n — номер периода, в котором находится металл. При взаимодействии щелочных металлов с кислородом в зависимости от металла образуются оксиды составаи пероксиды различного состава. Щелочные металлы в своих соединениях проявляют степень окисления равную +1 являются сильными восстановителями. Щелочные металлы с водородом образуют гидриды RH. шелочным металлам соответствуют гидроксиды общей формулы ROH.

10 рекордсменов среди металлов

1. Алюминий — самый распространенный
2. Франций — самый редкий на Земле
3. Осмий — самый плотный
4. Литий — самый легкий
5. Серебро — самый электропроводный
6. Калифорний — самый дорогой
7. Вольфрам — самый тугоплавкий
8. Ртуть — самый легкоплавкий
9. Иридий — самый стойкий к кислотам
10. Хром — самый твердый

Натрий

Название элемента натрий произошло от древнееврейского peter — •’вещество». Выделен в 1807 г. X. Дэви в Англии.

Строение. Химическим элемент с порядковым номером 11. Атомная масса 22.98. Находится в 3-м периоде в главной подгруппе 1 группы Периодической системы Д. И. Менделеева. электронная формулаВ своих соединениях натрий проявляет степень окисления +1.

Нахождение в природе . По распространенности в земной коре натрий занимает шестое место. Огромное количество солей натрия содержится в морской воде. Минералы натрия разнообразны. Наиболее важные из них— галит NaCI (поваренная, пли каменная, соль), мирабилит, или глауберова соль. натриевая селитра криолит бура (тетраборат натрия) (рис, 41). Наибольшие запасы галита (NaCI) находятся в Прикаспийской низменности. Приаралье, по течению реки Ертис. Много в Казахстане месторождении мирабилитакрупные из них находятся в Алматинском и Кызылордынской областях.

Физические свойства. Натрий представляет собой серебристо-белый металл. Он мягок: легко режется ножом. Натрий относится к легким

металлам немного легче воды, тяжелее керосина. Типичный представитель щелочных металлов (рис. 42).

Натрий получают электролизом расплавленного хлорида натрия, реже гидроксида натрия:

Химические свойства. По химическим свойствам натрии —активный металл. Его хранят под слоем керосина или машинного масла.

1. Взаимодействие с кислородом . При окислении натрия недостатке кислорода при умеренном нагревании образуется оксид натрия (рис. 43):

2. Натрий энергично взаимодействует со многими нем станами, причем взаимодействие со фтором и хлором сопровождается воспламинением ,

3. Натрии бурно взаимодействует с водой с образованием гидроксида натрия и выделением водорода

4. Активно происходит взаимодействие натрия с различными кислотами, например :

Применение. Металлический натрий широко используется в препаративной химии н промышленности как сильный восстановитель, в т. ч. в металлургии. Натрий используется в производстве весьма энергоемких натриево-серных аккумуляторов. Его также применяют в выпускных клапанах грузовиков как теплоотвод. Изредка металлический натрии применяется в качестве материала для электрических проводов, предназначенных для очень больших токов.

Натрии также относится к жизненно важным элементам, ноны натрия участвуют в регуляции водного обмена и влияют на работу ферментов.

Знаешь ли ты?
Натрии является типичным представлением щелочных металлов. По химическим свойствам натрии — активный металл. Он энергично взаимодействует со многими неметаллами, с водой и кислотами. Металлический натрий широко используется в препаративной химии и промышленности как сильный восстановитель. в т. ч. в металлургии. Натрий также относятся к жизненно важным элементам, ноны натрия участвуют в регуляции водного обмена и влияют на работу ферментов.

Обнаружение ионов натрия

Соли натрия окрашивают пламя в желтый цвет. Проверьте это взяв немного поваренной соли и поместив ее на пламя огня (будьте осторожны).

Важнейшие соединения натрия

В своих соединениях натрии проявляет степень окисления +1. Наиболее важными из этих соединений являются оксид натрия пероксид натрия :. гидроксид натрия NaOH и разные соли.

Оксид натрия является типичным основным оксидом. Он взаимодействует с водой с образованием гидроксида натрия, кислотами и кислотными оксидами, например:

Гидроксид натрия (едкий натр. каустшеская сода) представляет собой белое гигроскотгчное твердое вещество (рис. 44). Если оставить кусочек едкого натра на воздухе, то он вскоре расплывается, так как притягивает влагу из воздуха. Едкий натр хорошо растворяется в воде, при этом выделяется большое количество теплоты. Раствор едкого натра мылок на ощупь

Батырбек Ахметович Беремжанов (1911—1985)

Доктор химических наук, профессор, член-корреспондент АН КазССР, заслуженный деятель науки КаэССР.

Основное направление научной деятельности — исследование химии природных солей и путей их использования. Дал физико-химическую характеристику крупнейших водных бассейнов Казахстана. На основании исследований закономерностей солеобразования и соленакопления предложил теорию континентального солеобразования. Провел работу по изысканию рациональных способов термического, кислотного методов переработки каратауских и актюбинских фосфоритов.
Гидроксид натрия — щелочь. Водный раствор гидроксида натрия окрашивает лакмус в синий а фенолфталеин — в малиновый цвет.

Едкий натр сильно разъедает кожу и ткань: на коже могут появиться язвы а на ткани — дырки, поэтому при работе с ним или с его растворами нужно остерегаться чтобы они не попали на руки лицо или одежду.
В 50-х голах XX в. профессор Б. А. Беремжанов руководи рядом экспедиций и провали фипико-химические исследования соленых озер Прибалхашья. Эти исследования имели прямой практический результат: для комбината «Аралсупьфат» разработан способ обогащения некондиционного мирабилита,на Кдошачансьтм сульфатном руднике внедрена переработка мирабилита по схеме:

В 1952 г. на Балхашском металлургическом комбинате внедрен способ производства сульфида натрия восстановлением упем:

Химические свойства.

1. Гидроксид натрия вступает в реакцию нейтрализации со всеми кислотами с образованием соответствующей соли и воды, например:

2, Он реагируем также со еселш кислотными оксидами, образуя соль и воду:

3. Едкий натр вступает в реакцию со многими салями, образуя новое основание и новую соль, например:

4. Гидроксид натрия также взаимодействует с амфотерным оксидам и амфотерным гидроксидам, например:

Пероксид натрия используется для отбеливания различных материалов. для регенерации кислорода в дыхательных приборах [например, в подводных лодках) по реакции:

Применение соединений натрия. Гидроксид натрия применяется в качестве реагента в химической промышленности, в производстве бумаги. искусственных волокон, для очистки нефти, масел и т. д.

Знаешь ли ты?

Аппетитный розовый цвет колбасным изделиям придает нитрит натрия Удивительно. избыток этого вещества является ядом!

Карбонат гиорокарбонат натрия относятся к многотоннажным продуктам химической промышленности. применяются в различных отраслях химической, мыловаренной, бумажной, текстильной н пищевой промышленности.

Нитрат натрия применяют как удобрение, в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов и т. д.

Хюрид натрия NaCl (поваренная соль) применяется с древних времен как добавка к ганце к консервирующее средство. В наше время используется в технике; в медицине применяют растворы хлорида натрия различной концентрации для инъекций, промывания ран, компрессов н т. д.

Цианид натрия NaCN применяется при гидрометаллургическом способе выщелачивания золота из горных пород, а также при стали и в гальванотехнике (серебрение, золочение).

Хюрат натрия применяется для уничтожения нежелательной растительности на железнодорожном полотне.

Оксид натрия является типичным основным оксидом. Он взаимодействует с водой, кислотами и кислотными оксидами.

Гидроксид натрия — щелочь. Водный раствор гидроксида натрия окрашивает лакмус в синий, а фенолфталеин — в малиновый цвет.

Гидроксид натрия вступает в реакцию нейтрализации со всеми кислотами, кислотными оксидами, солями, а также амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами. Все соли натрия окрашивают пламя в желтый цвет

При работе с едким натром или с его растворами нужно остерегаться, чтобы они не попали на руки, лицо или одежду.

Калий и его важнейшие соединения

Строение. Химический элемент с порядковым номером 19. Атомная масса — 39.10. Находится в 4-м периоде в главной подруппе I группы Периодической системы Д. И Менделеева, электронная формула В своих соединениях калий проявляет степень окисления +1.

По распространенности в земной коре калий занимает седьмое место. Наиболее важными минералами являются сильвин КСl сильвинит карналити др. Калий можно извлечь и из морской воды.

Месторождения калийных солей сосредоточены в Западном Казахстане.

Физические свойства. Простое вещество калий представляет собой мягкий пластичный серебристо-белый металл плотностьюон. как и натрий, легко режется ножом. Хранят калии без доступа воздуха под керосином или под машинным маслом. Калии является важнейшим представителем щелочных металлов.

В технике калий получают натриетермическим методом из расплавленного хлорида или гидроксида по уравнениям:

Химические свойства

1. Взаимодействие с кислородом .

Калий является весьма активным металлом. На воздухе происходит его окисление с образованием супероксида:

2. Калий взаимодействует со многими неметаллами активнее, чем натрии, образуя при этом соответствующие соли:

3. Калин энергично взаимодействует с водой с образованием гидроксида калия. При этом выделяющийся водород самовоспламеняется со взрывом:

4. Калий активно реагирует с различными кислотами :

Важнейшие соединения кадия. Оксид калия — белое кристаллическое вещество. Оксид калия получают восстановлением супероксида:

Он является очень реакционно-способным соединением. Типичный основной оксид. Энергично взаимодействует с водой с образованием гидроксида калия, кислотным оксидами и кислотами, например:

Гидроксид калия КОН белое, очень гигроскопичное вещество, сильное основание. Получает КОН электролитом водного раствора хлорида калия. Гидроксид калия как сильное основание проявляет все характерные для этого класса соединении свойства.

Подумай!

Напишите уравнения реакций, характеризующиехимические свойства гидроксида калия.

Применение. Гидроксид калия применяют для получения мыла. Около 90% добываемых сален калия потребляются в качестве удобрений. Калий ускоряет процесс фотосинтеза и содействует накоплению углеводов в растениях. Карбонат калия содержится в золе растений, придает золе моющее действие. Хлорат калияи нитрат калия используют в пиротехнике. Ион калия играет важную роль в нормальном функционировании сердца, проведении нервных импульсов. А перманганат калия “марганцовка». используется в быту как дезинфицирующее средство и сильнейший окислитель, который используют в химии для осуществления многих химических процессов. Все соли калия окрашивают пламя в фиолетовый цвет.

По распространенности в земной коре калий занимает седьмое место. Калин является важнейшим представителем щелочных металлов. Хранят калий без доступа воздуха под керосином или под машинным маслом. Кати взаимодействует со многими неметаллами с водой активнее, чем натрий. Окаю и гидроксид катя обладают химическими свойствами присущими основным оксидам активных металлов и их гидроксидам. Около 90% добываемых солен калия потребляется в качестве удобрений. Все соли калия окрашивают пламя в фиолетовый цвет

Элементы 2 (IIА) группы. Магний

К элементам главной подгруппы IIА группы относятся бериллий Be. магнии Mg, кальций Са. стронций Sr. барий Ва. радий Ra. которые г называются щелочноземельными металлами . На внешнем электронном слое всех элементов главной подгруппы II группы находятся два s-электрона, имеют электронную конфигурацию Проявляют постоянную степень окисления +2. Радиусы атомов возрастают от бериллия к радию, при этом происходит усиление металлических свойств элементов. В химическом отношении щелочноземельные металлы довольно активны При сгорании образуют оксиды состава RO, вступают в непосредственное взаимодействие с галогенами, азотом, серой. Если магний реагирует с водой только при нагревании, то кальций, стронций, барин взаимодействуют с ней при комнатной температуре.

Рассматриваемые элементы образуют гидроксиды состава Гидроксид бериллия амфотерен, пироксид магния малораствором в воде, а гидроксиды щелочноземельных металлов довольно хорошо растворяются в воде и являются сильными основаниями.

По распространенности в природе и по практической значимости важнейшими элементами являются кальций и магний. Схемы строения их атомов даны в таблице 21.

Магнии находится в 3-м периоде II группе главной подруппы Периодической системы Д. И. Менделеева, электронная формула В своих соединениях магнии проявляет степень окисления +2. Магнии один ил самых распространенных элементов в природе. Он входит в состав более чем 200 минералов. Много в земной коре залежей карбонатов магния —магнезитта , и доломита . Огромное количество магния в виде хлорида содержится в водах морей и океанов.

В нашей стране имеются крупные запасы доломита асбеста Крупные месторождения асбеста находятся в Костанайской области (Житикара).

Физические свойства. Магний — легкий серебристо-белый металл, быстро тускнеющий на воздухе. Плотность магния — 1.74 г Плавится магний при 651°С. Металл хорошо поддается обработке; его можно прокатывать в ленту, вытягивать в проволоку.

Химические свойства. Магний химически активен.

1. Взаимодействие с кислородом Магнии активно взаимодействует с кислородом, в результате чего покрывается оксидной пленкой. Он легко воспламеняется в порошкообразном состоянии или в тонком слое (лента, проволока), его можно поджечь спичкой.

Оксид магния называют жженой магнезией .

2. Взаимодействие с неметаллами.

При нагревании магний реагирует с галогенами, серой, фосфором, азотом и кремнием:

3. Вышлю действие с водой. С холодной водой магний реагирует слабо, по мере нагревания реакция идет бурно:

4. Взаимодействие с кислотами. Магний располагается в ряду активности металлов до водорода и активно реагирует с разбавленным кислотами:

5. Млении является хорошим восстановителем. Он восстанавливает металлы из их оксидов, что широко используется в металлургии:

Соединения магния. Оксид магния MgO — это рыхлый белый порошок, практически не реагирующий с водой. Типичный основной оксид, хорошо растворимый в кислотах:

Гидроксид магния проявляет свойства типичного основания н реагирует с кислотами;

При сильном нагревании гидроксид магния разлагается:

Применение. Магнии в основном используют для производства ‘сверхлегких» сплавов, которые применяют в авиационной и косзш-ческой технике, а также в создании обычного транспорта. Кроме того, магний используют в металлотермии. при изготовлении осветительных и зажигательных ракет. Магнии играет важную роль в жизнедеятельности живых организмов и человека. Он входит в состав хлорофилла, придающего растениям цвет. Без хлорофилла невозможен фотосинтез, а следовательно, и жизнь. Человеческий организм содержит в среднем 20—30 г магния. Нон магния является прекрасным биологическим активатором. Особое значение магний имеет для состояния сердечнососудистой системы

На внешнем электронном слое всех элементов главной подгруппы II группы находятся два s-электрона* имеют электронную конфигурацию Проявляют постоянную степень окисления +2. Образуют оксиды состава RO и гидроксида По распространенности в природе и по практической значимости важней шпкш элементами являются катыши и магний. Магний химически активен. Он реагирует со многими неметаллами, растворами кислот. Магний является хорошим восстановителем. Оксид магния MgO — типичный основной оксид, хорошо растворимый в кислотах. Гидроксид магния проявляет свойства типичного основания.

Кальций и его важнейшие соединения

Дайте характеристику химическому цементу кальцию по положению в Периодической системе Д. И. Менделеева .
Нахождение в природе.

Кальций относится к распространенным элементам. По содержанию в земной коре он занимает пятое место (3.4%). На территории Казахстана соединения кальция распространены повсеместно. Одно из самых распространенных соединений — карбонат кальция Он образует разные минералы, такие как мел, известняк, ракушечник, мрамор и др. Также кальцин встречается в природе в виде апатитов фосфоритов. гипса и др. (рис. 45). Крупнейшие месторождения фосфоритов находятся в горах Каратау и в Актюбинском области, ценный ракушечник

добывают в Мангыстау. гипс— вЖамбылской области, В Казахстане имеются значительные запасы доломитов и других минералов. Соли кальция в большом количестве содержатся в почвах. природных водах, обусловливая жесткость воды.

Получение. Кальций получают в промышленности так же, как щелочные металлы — электролизом галогенидов, в основном расплава хлорида кальция

Физические свойства. Кальций — серебристо-белый легкий ковкий металл. Он значительно тверже щелочных металлов и плавится при температуре 850°С (рис. 46). На воздухе кальций быстро покрывается пленкой продуктов взаимодействия с воздухом, поэтому его. как и щелочные металлы, хранят под слоем керосина.

Химические свойства.

По химической активности немного уступает щелочным металлам. Кальций во всех реакциях участвует как активный восстановитель:

Окислителями для кальция могут быть простые вещества —неметаллы. и сложные вещества — вода, кислоты и др.

1. Взаимодействие с неметаллами.

При обычных условиях он легко взаимодействует с кислородом воздуха и газогенами (воспламенение):

При нагревании легко реагирует с серой, фосфорам, углеродом, водородом и кремнием, образуя сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды и силициды:

Кальций — один из немногих металлов, непосредственно реагирующих с азоном

2. Bзаимодействие с водой и кислотами с выделением водорода:

Важнейшие соединения кальция. К важнейшим соединениям кальция относятся гидроксид и соли.

Оксид кальция СаО — белое тугоплавкое вещество, очень гигроскопичное. В технике СаО называют негашеной известью : оксид кальция получают термическим разложением известняка. мрамора

СаО — типичный основной оксид. Оксид кальция взаимодействует с кислотными оксидами, кислотами:

Оксид кальциялегко взаимодействует с водой, образуя щелочь. Эта реакция протекает бурно, при этом выделяется большое количество теплоты:

Реакцию оксида кальция с водой называют гашением извести . — гидроксид кальция в технике называют гашеной известью . — тонкий рыхлый порошок, малорастворим в воде. Насыщенный раствор в воде называют известковой водой . а взвесь (суспензия) его в воде носит название “известковое молоко”.

В растворе гидроксид кальция полностью диссоциирует на ионы:

Щелочной раствор обнаруживается по малиновой окраске фенолфталеина Гидроксид кальция нейтрализуется кислотными оксидами и кислотами. Известковую воду используют для обнаружения оксида углерода (IV) в лабораторных условиях:

Раствор сначала мутнеет, а при длительном пропускании оксида углерода (IV) он становится прозрачным;

Если полуденный прозрачный раствор гидрокарбоната кальция нагревают» то он снова мутнеет

Процессы превращения карбонатов в гидрокарбонаты и наоборот играют большую роль в поддержании в атмосфере постоянного содержания углекислого газа

Именно такая реакция приводит к образованию в пещерах сталактитов и сталагмитов (рис. 46).

Применение. Главное применение металлического кальция — это его использование восстановителя в металлургии Гашеная известь широко применяется в строительстве. Известняк, мрамор применяют как строительный материал: мел— как наполнитель для резиновых смесей бумага, линолеума, в производстве зубного порошка, косметических средств и т. д. Хлорную известь широко используют при отбеливании и дезинфекции; гипс, алебастр — в строительном деле, в медицине.

Кальций является активным металлом, и в природе встречается только в виде соединении. Он взаимодействует с неметаллами, водой, кислотами и во всех реакциях участвует как активный восстановитель.

Оксид кальция — типичный основной оксид, он взаимодействует с кислотными оксидами, кислотами, легко взаимодействует с водой, образуя шелочь.

Гидроксид кальция как основание проявляет все химические свойства, характерные этому классу соединении.

Жесткость воды и способы ее устранения

Под жесткостью воды понимается совокупность ее свойств, обусловленных содержанием ионов . Природную воду с большим содержанием этих ионов называют жесткой . Такая вода непригодна для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и питания паровых котлов, так как при нагревании жесткой воды на стенках водонагревательных и охладительных систем образуется накинь (рис. 47),

Накипь плохо проводит теплоту, поэтому возможен перегрев моторов и паровых котлов. кроме того, ускоряется их изнашивание. В жесткой воде плохо пенится мыло. Устранение жесткости воды (т. е. осаждение избытка катионов ) называется умягчением .

Различают временную (или карбонатную) и постоянную жесткость воды. Способы устранения жесткости воды приведены в таблице 22.

Природную воду с большим содержанием ионов и называют жесткой . Различают временную и постоянною жесткость воды. При нагревании жестком воды на стенках водонагревательных и охладительных систем образуется накипь. Устранение жесткости воды (т. е. осаждение избытка катионов и ) называется умягчением .

Как временную, так и постоянную жесткость воды также можно устранить добавлением и т. д.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

🔥 Видео

ОСНОВАНИЯ В ХИМИИ — Химические свойства оснований. Реакции оснований с кислотами и солямиСкачать

Элементы 1 (IA) группы и их соединения. 1 часть. 9 класс.Скачать

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

17. Что такое s - элементыСкачать

8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

Разбор реакций по химии s-элементовСкачать

КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Семинар "Химические свойства s-элементов"Скачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

ВСЕ ПРО АЛКАНЫ за 8 минут: Химические Свойства и ПолучениеСкачать

Химия. 10 класс. S-элементы /27.01.2021/Скачать

Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Элементы 2(IIA) группы и их соединения. Кальций. 1 часть. 9 класс.Скачать

Элементы подгруппы А I группы. Видеоурок по химии 9 классСкачать

Семинар "Химические свойства s-элементов"Скачать