Cтраница 1

Реакция карбонатов с кислотами может использоваться как проба на карбонаты. Угольная кислота является очень слабой и неустойчивой кислотой. Она может вытесняться из своих солей действием менее летучих и более сильных кислот.  

Аналогично протекают реакции карбоната кальция с кислотами.  

В результате реакции карбоната с соляной кислотой получают хлористые кальций и магний, которые хорошо растворяются в воде и остаются в виде раствора различной концентрации. Скорость протекания реакции в коллекторах этого типа зависит в основном от давления и температуры.  

В результате реакции карбоната с соляной кислотой получаются хлористые кальции и магний, хорошо растворимые в воде и остающиеся в виде раствора различной концентрации.  

Введение в реакцию невысушенного карбоната натрия вызывает необходимость применять более высокое давление и увеличивать количество катализатора.  

Объяснение перечисленных или наблюдаемых явлений: почему реакция карбоната кальция с серной кислотой начинается сначала бурно, а затем прекращается. Почему при нагревании сухого карбоната аммония вещество исчезает из пробирки.  

Благоприятное действие карбоната кальция на стойкость портландцемента может быть объяснено реакцией карбоната с алюмосодержащими минералами клинкера. Таким образом, алюминатная составляющая цементного камня оказывается химически связанной до вступления его в контакт с сульфатами внешней среды.  

Некоторые области применения карбоната бария основаны на практической нерастворимости сульфата бария, образующегося при реакции карбоната бария с веществами, содержащими ионы сульфата. Так, при сушке кирпича перед обжигом на поверхности его появляется белый налет, вызываемый кристаллизацией содержащихся в глине гипса или сульфата магния. Чтобы этого не произошло, к глине добавляют карбонат бария, который вызывает осаждение иона сульфата.  

В своем Введении в химию твердых тел Хедвал в качестве примера теоретически возможной реакции приводит реакцию карбоната кальция с SiO2, в результате которой образуется силикат кальция. Этот пример он сопровождает замечанием, что при так называемых геотермических метаморфозах обычной температуры недостаточно, так как реакцию между карбонатом кальция и кремнекислотой можно наблюдать в лабораторных условиях только при температурах 500 С.  

Чтобы уменьшить стоимость образования флегмы в рассматриваемом процессе, Клима и Уорд предложили использовать раствор карбоната аммония (вместо нитрата аммония) и создавать флегму за счет реакции обогащенного карбоната аммония с известью.  

При повышении температуры реакция смещается в сторону образования более щелочного силиката. Гибсон и Уорд11 на реакции карбоната натрия с кварцем при температуре от 726 до 805 С в токе азота показали, что орто-силикат образуется в присутствии достаточного количества карбоната натрия. Скорость реакции зависит от времени, величины навески, скорости течения газа и состава реагирующей смеси. Гибсон и Уорд утверждают, что существуют силикаты натрия промежуточного состава.  

Избыток карбоната натрия оттитровывают соляной кислотой. По количеству вступившего в реакцию карбоната натрия вычисляют содержание серы в анализируемом продукте.  

Итак определив вчера сколько кальция содержится в измельченной яичной скорлупе встал вопрос "пить или не пить?". Как и большинство мужчин я ко всему подхожу с научной точки зрения и пока сам не увижу, узнаю, проверю, пощупаю женщине на слово не поверю. Поэтому поделюсь своими мыслями на основании найденной информации про яичную скорлупу и кальций.

Собирая в интернете информацию про употребление в качестве пищевой добавки яичной скорлупы не раз попадались критические замечания врачей о том, что карбонат кальция, содержащийся в яичной скорлупе не растворим в воде и соответственно не может быть усвоен организмом.
Более того вспомнился рассказ супруги моего друга о том, что во время беременности она сказала своему врачу, у которого наблюдалась, что принимает размельченную яичную скорлупу - врач ее отговаривал и прописал какой-то содержащий кальций комплекс.

Где-же правда?

Действительно карбонат кальция СаСO3 (именно в этом виде кальций находится в яичной скорлупе) не растворим в воде и спирте.
Действительно обязательным предусловием усвоения кальция является его растворимость в воде.
Но вспомним, что основа нашего пищеварения соляная кислота, выделяемая в желудке.

И вот что происходит у нас в желудке:
СaCO3 + 2HCl (соляная кислота) = СaCl2 (хлорид кальция) + Co2 + H20
А вот хлорид кальция прекрасно растворим в воде!!! Именно в этом виде кальций и усваивается!
Не знают этого врачи? Или просто лукавят и продают нам медицинские препараты!
Плюс во время этой реакции происходит снижение кислотности желудочного сока. Что немаловажно для людей страдающих от повышенной кислотности.

Пример моя жена, у нее повышенная кислотность, и она каждый день принимает немного размельченной яичной скорлупы и этим решает сразу две проблемы и восполняет недостаток кальция и понижает себе кислотность. А вот порошок яичной скорлупы погашенный лимонным соком не может пить - возникает тошнота! И теперь понятно почему.

Как мы увидели выше, для усваивания кальция из карбоната кальция требуется желудочный сок с повышенной кислотностью.
В реальной жизни очень часто случается ситуация, когда кислотность желудка пониженная или нулевая. Эта ситуация особенно характерна для лиц старшего возраста, когда особенно высока потребность в кальции для предупреждения остеопороза. Например, после 50 лет пониженная кислотность отмечается примерно у 40% людей. В этих условиях усвоение карбоната кальция, для растворения в желудке которого необходима соляная кислота, падает до 2%.
Наверное в этом ответ почему пожилые люди чаще страдают болезнями связанными с недостатком кальция - они просто не могут его в обычном виде усвоить.

Теперь рассмотрим почему многие рецепты приема размельченной яичной скорлупы советуют погашать ее лимонным соком.

Когда мы добавляем лимонный сок в размельченную лимонную кислоту карбонат кальция (CaCo3) реагирует с лимонной кислотой (C6H8O7) и получаем цитрат кальция (Ca3(C6H5O7)2) :

2C6H8O7 + 3CaCO3 = Ca3(C6H5O7)2 + 3CO2 + 3H2O

Вот. А усвоение цитрата кальция, для растворения которого в желудке соляная кислота не требуется, - составляет 44%. В результате, в условиях пониженной кислотности из цитрата кальция в организма поступает в 11 раз больше кальция чем из карбоната!
А цитрат кальция это уже известный медицинский препарат который продают нам за деньги! А его так и делают, только используют не лимонный сок а лимонную кислоту!
Кстати карбонат кальция (наша измельченная яичная скорлупа) это зарегистрированная пищевая добавка E170 , а цитрат кальция (наша измельченная яичная скорлупа политая лимонным соком) это зарегистрированная пищевая добавка E333 ! И добавляют их во многие продуты питания, особенно молочные, в том числе и в молоко для увеличения процентного содержания кальция!.

Так зачем платить больше!
Вывод, если у Вас повышенная кислотность - наверное лучше применять просто измельченную яичную скорлупу, если кислотность пониженная наверное лучше гасить порошок яичной скорлупы лимонным соком.
И еще,

В ночное время происходит ускоренное выделение минеральных солей из организма (циркадное ускорение резорбтивных процессов в кости). Поэтому препараты кальция целесообразно принимать после обеда и вечером , что предотвратит ускоренную потерю кальция во второй половине ночи, особенно при сниженном его уровне (или отсутствии) в кишечнике. Также отмечается отрицательный дозозависимый эффект фармакотерапевтической активности кальция: в низких дозах этот биометалл всасываются лучше, чем в высоких .

В связи с этим более рационально принимать препарат несколько раз в день.

Читаем, обсуждаем. Ниже несколько статей на эту тему.
__________________________________________________________________________________________________________

Цитрат кальция против карбоната кальция

Источник < http://www.ortho.ru/77_KMD/Ca_Sravni.htm >
_________________________________________________________________________________________________________

Цитрат кальция.

Цитрат кальция – это отличный источник усваиваемого кальция, который играет в организме очень важную роль, поскольку влияет на многие ферментные процессы и свертываемость крови. Дефицит кальция приводит к хрупкости костей и остеопорозу. Маленьким детям он полезен для здоровья зубов, взрослым требуется регулярное употребление кальция для стабилизации кровяного давления.
По данным национального института рака (США) добавка Е-333 потенциально может предотвращать заболевания раком толстой кишки и другие виды рака. Кроме того цитраты кальция используются в медицине для вывода из организма тяжелых металлов.
Так как цитрат кальция является одной из важнейших транспортных форм кальция в организм человека он применяется в медицине наряду с менее эффективным карбонатом кальция (добавка Е-170) для восполнения запасов кальция в организме. По той же причине цитрат кальция используется и в виде биологически-активных добавок (БАДов).
В пищевой промышленности добавка Е-333 используется в качестве стабилизатора, консерванта, регулятора кислотности, фиксатора окраски.
Как стабилизатор, пищевая добавка Е-333 используется при изготовлении сгущенного молока, сухих сливок, плавленого сыра. В джемах, желе и фруктовых консервах добавка Е-333 используется в качестве регулятора кислотности. Также цитраты кальция широко используются для обогащения кальцием молока и кисломолочных продуктов, хлебобулочных и мучных изделий, прохладительных напитков.
На вид цитрат кальция представляет собой белый порошок, обладающий ярко-выраженным кислым вкусом. Растворим в воде. Молекулярная формула цитрата кальция: Ca3(C6H5O7)2. Получают Е-333 путем взаимодействия лимонной кислоты с гидроксидом кальция.
Свойства и технологические функции:

Возможные названия пищевой добавки:

• E-333
• Е-333
• Цитраты кальция
• Calcium Citrates
• Monocalcium Citrate
• Dicalcium Citrate
• Tricalcium Citrate

Источник < http://prodobavki.com/dobavki/E333.html >
_____________________________________________________________________________________________

КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТ

В середине ХХ в. начался своеобразный «бум»: биохимики, физиологи, биофизики, фармакологи и клиницисты стали проявлять повышенный интерес к изучению роли кальция в регуляции деятельности органов и систем организма. Установлено, что ионы кальция принимают участие в возбуждении и сокращении мышечных клеток, регуляции проницаемости клеточных мембран, межклеточных взаимодействий, свертывании крови, секреции гормонов, медиаторов, ферментов; выполняют функцию преобразователя сигналов, поступающих в клетку, участвуют в процессах регуляции внутриклеточного обмена веществ, в том числе энергетического. На поверхности мембраны кардиомиоцитов и сосудов свободных ионов кальция в 1000 раз больше, чем в цитозоле клеток. Из внеклеточного пространства они проникают в цитоплазму через специальные кальциевые каналы, оказывая влияние на разные физиологические процессы и функции клеток всех органов, на тонус сосудов, интенсивность систолы, диастолы.
Кальций играет важную роль в формировании костной ткани и сохранении ее нормальной структуры и функции. Наряду со специальными белками ионы кальция обеспечивают твердость и эластичность кости .
Все это послужило теоретическим фундаментом для разработки и внедрения в медицинскую практику препаратов кальция, созданных на основе его солей. В настоящее время в медицинской практике применяются такие соли кальция, как: глицерофосфат, глюконат, карбонат, лактат, цитрат, хлорид, фосфат и многие другие .
Фармакокинетика препарата КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТ имеет свои особенности. Из кишечника кальций абсорбируется в растворимой ионизированной форме. Растворение препарата лучше происходит в кислой среде желудка. Растворенный ионизированный кальций хорошо проникает во все ткани, проникает через плацентарный барьер, попадает в грудное молоко. Выводится из организма в основном с калом, около 20% - с мочой. Важной особенностью КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТА является низкая способность к образованию камней в почках, что важно при длительном применении данной соли. Это обусловлено тем, что цитратная соль уменьшает количество оксалатов в моче.
Биодоступность определяется скоростью и степенью, с которой действующее вещество абсорбируется из лекарственной формы, становится доступным в месте предполагаемого лечебного действия.
В ночное время происходит ускоренное выделение минеральных солей из организма (циркадное ускорение резорбтивных процессов в кости). Поэтому препараты кальция целесообразно принимать после обеда и вечером, что предотвратит ускоренную потерю кальция во второй половине ночи, особенно при сниженном его уровне (или отсутствии) в кишечнике. Отмечается отрицательный дозозависимый эффект фармакотерапевтической активности кальция: в низких дозах этот биометалл всасываются лучше, чем в высоких. В связи с этим более рационально принимать препарат несколько раз в день. Для разных возрастных групп существуют разные физиологические нормы потребления кальция (таблица).
Таблица
Рекомендованная норма потребления кальция у людей разного возраста
(по данным Канадского общества по остепорозу)

Усвоению ионов кальция способствуют витамин D, соляная кислота, лактоза, лимонная кислота, наличие белка в пище, фосфор, магний, а также некоторые продукты питания: масло, яйца, молоко, рыба, жир трески, капуста и др.
Ухудшают усвоение кальция: недостаток белков в пище, строгое соблюдение вегетарианской диеты, недостаток магния, фосфора, продукты, богатые щавелевой кислотой (щавель, ревень, шпинат).
Всасывание кальция замедляется при заболеваниях органов пищеварения (гастрит, энтерит, колит, пептическая язва), поджелудочной железы (сахарный диабет, панкреатит), патологии других эндокринных органов.
Следует подчеркнуть, что некоторые препараты, особенно глюкокортикоиды, гормональные противозачаточные препараты для системного применения, левотироксин также ухудшают всасывание ионов кальция.
По результатам научных исследований (данные Канадского общества по остеопорозу), убедительные доказательства, на основании которых можно рекомендовать дополнительное потребление других минералов (магния, цинка, меди и др.) в целях профилактики или лечения остеопороза, отсутствуют .
Результаты клинических исследований, проведенных в Украине и других странах, подтвердили высокую эффективность данного препарата в лечении многих заболеваний . КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТ применяют и с профилактической целью при различных заболеваниях.
При остеопорозе у лиц пожилого возраста, остеомаляции КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТ назначают по 2–6 таблеток в сутки, разделив суточную дозу на 3–4 приема. Препарат принимают перед едой или через 1–1,5 ч после еды, в течение 3 мес. Таким больным необходимо также назначать витамин D3 по 400–800 МЕ в сутки, а также включать в рацион масло, молоко, рыбу, яйца.
КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТ - оптимальная лекарственная форма для обеспечения кальцием не только взрослых, но и детей, а также подростков, так как он способствует повышению минеральной плотности костей, увеличению костной массы, укреплению дентина и эмали зубов. Детям в возрасте до 6 мес назначают 1/2 таблетки (250 мг) (измельчают, растворяют в небольшом количестве молока), в возрасте 6–12 мес - также по 1/2 таблетки 2 раза в день, в возрасте 1 год–10 лет - 1–2 таблетки, 10–18 лет - 2–3 таблетки в день.
Показаниями к назначению КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТА являются:
гипокальциемия вследствие кровотечения различного происхождения, а также в период беременности и кормления грудью, при травмах - для восполнения увеличенной потребности организма в ионах кальция;
нарушение всасывания кальция при заболеваниях пищеварительного тракта и повышенный уровень выведения кальция через почки и кишечник;
гипопаратиреоз, обезвоживание организма различного генеза, аллергические заболевания и аллергические осложнения при приеме медикаментов, повышенная проницаемость сосудистой стенки, сниженная свертываемость крови.
КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТ необходимо назначать при приеме глюкокортикоидов, пероральных противозачаточных средств, левотироксина. В трех последних случаях препарат принимают по 1 таблетке 6 раз в день после еды.
КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТ, как правило, хорошо переносится, иногда могут возникать диспепсические явления (запор или диарея, тошнота, рвота, потеря аппетита, боль в животе), полиурия.
Не рекомендуется одновременный прием КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТА с антацидами, содержащими алюминий, из-за снижения их эффективности. Нежелательно назначать его одновременно с другими препаратами кальция.
В заключение можно отметить положительные фармакологические свойства КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТА:
цитратная соль кальция хорошо растворяется и абсорбируется в пищеварительном тракте, что обусловливает хорошую всасываемость кальция в организме и, соответственно, эффективность препарата при его профилактическом или лечебном применении, что подтверждено результатами многих клинических исследований.
Низкий риск камнеобразования в почках при приеме препарата повышает ценность КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТА при длительном применении.
И.С. Чекман, заведующий кафедрой фармакологии с курсом клинической фармакологии Национального медицинского университета, член-корреспондент НАН и АМН Украины, заслуженный деятель науки и техники, профессор

И карбонат кальция и то, как взаимодействуют эти химические соединения.

Карбонат кальция

Кристаллическая решетка карбоната кальция CaCO₃

Ca­CO₃ - это очень распространенное в окружающем мире соединение, из него состоят: мел, известняк, мрамор и т.д. Поэтому стоит отметить, что роль этого вещества для человека очень существенна, ведь карбонат кальция широко применяется и в пищевой промышленности, как натуральный белый краситель. Также Ca­CO₃ используют при изготовлении бумаги, пластмассы, в строительстве и во многих других сферах.

Карбонат кальция - это белое вещество (твердые кристаллы) в порошковом или твердом виде. Он способен реагировать с водой, но полностью не растворяется в ней. Поэтому вода становится мутной, и в ней наблюдается белый осадок. Но если реакция с водой будет проходить в присутствии , то мы получим растворимую кислую соль, гидрокарбонат кальция:

Ca­CO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂

Рассмотрим, как изготавливается карбонат кальция

Большую часть карбоната кальция получают из природных источников. Так, чтобы добыть карбонат кальция для , как правило, используют чистый источник, зачастую мрамор.

Мраморная статуя «Давид», Микеланджело Буонарроти

Но в лабораторных условиях карбонат кальция можно получить с помощью кальцинации оксида кальция. Кальцинацией называют обобщенное понятие обжига, в результате которого химические вещества приобретают новые свойства. Обжиг проводится при достаточно высокой температуре, не доходя до плавления.

Вода смешивается с полученным оксидом кальция, в результате реакции получается гидроксид. Затем лаборанты получают диоксид углерода, который пропускают через полученный ранее раствор. Образовавшийся осадок и есть карбонат кальция:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂;

Ca(OH)₂ + CO₂ = Ca­CO₃ + H₂O

Если нагреть соль угольной кислоты и кальция до высокой температуры (900 - 1000 °С), то в результате химического процесса мы получим диоксид углерода (углекислый газ), а также оксид кальция СаО - негашеную известь, применяющуюся при строительстве:

СаСО₃=СаО+СО₂

Если температура будет еще выше (1500 °С), то продуктами реакции будут карбид кальция и оксид углерода.

Соляная кислота

Молекула соляной кислоты

HCl - это сильная одноосновная кислота, которая получается при растворении хлороводорода в воде. Представляет собой бесцветную жидкость, хотя техническая кислота может иметь желтый оттенок, например, из-за примеси железа. Свойства HCl будут напрямую зависеть от концентрации хлороводорода в растворе.

Соли соляной кислоты называются хлоридами. Это вещество очень едкое, поэтому требует осторожного обращения: даже если маленькая капля попадет на кожу, то сильного химического ожога не избежать. Поэтому при работе с сильными кислотами желательно всегда иметь при себе нейтрализаторы: слабые щелочные растворы, (пищевую соду) и т.д. Стоит помнить, что при открытии емкости с концентрированной кислотой образуются пары HCl, которые пагубно влияют на глаза и дыхательную систему. Поэтому при химических опытах целесообразнее всего будет пользоваться респиратором и защитными очками.

Получение соляной кислоты

Газ хлороводород растворяют в воде. Сам хлороводород получают следующим образом: водород сжигают в хлоре, тем самым получая синтетическую кислоту. Или же соляную кислоту можно получить с помощью побочных газов, которые получаются в ряде химических опытов, например, когда хлорируют углеводороды. Полученная таким способом кислота называется абгазной.

Применяют соляную кислоту в медицине, промышленности, а также для химических реакций.

Бесцветная кислота с резким запахом хлороводорода хорошо реагирует с металлами. Происходит окислительно-восстановительная реакция. Восстановителями в процессе реакции являются атомы металлов, а окислителями - катионы водорода.

В основном химические реакции с металлами сопровождаются выделением водорода. Интенсивность взаимодействия зависит от активности металла, например, щелочной металл литий реагирует бурно, тогда как с алюминием реакция протекает слабо из-за прочной оксидной пленки этого элемента.

Соляная кислота и цинк:

2HCl + Zn = Zn­Cl₂ + H₂

Соляная кислота и железо:

2HCl + Fe = Fe­Cl₂ + H₂

Соляная кислота и магний:

2HCl + Mg = Mg­Cl₂ + H₂

Хлорид магния, используемый для очистки дорог от наледи

С оксидами металлов кислота образует соль и воду:

CuO + 2HCl = Cu­Cl₂ + H₂O

Реакция соляной кислоты и карбоната кальция

Для проведения эксперимента понадобятся:

пробирка;

химическая пипетка;

твердый карбонат кальция (мрамор);

соляная кислота;

перчатки;

респиратор.

Внимание! Не пытайтесь повторить этот опыт самостоятельно!

Проводите опыт в хорошо проветриваемом помещении, соблюдайте осторожность при работе с соляной кислотой.

Добавьте в сосуд несколько кусочков мрамора и капните из пипетки немного соляной кислоты. В результате пойдет моментальная реакция с образованием пузырьков - выделяется углекислый газ. Это реакция обмена, продуктами которой являются: слабое и неустойчивое соединение, угольная кислота, которая распадается на диоксид углерода и воду. Уравнение реакции растворения карьоната кальция в соляной кислоте:

Ca­CO₃ + 2HCl(разб.) → Ca­Cl₂ + CO₂ + H₂O

- характеристика элемента магния: электронное строение, возможные степени окисления, основные соединения: оксид, гидроксид, соли. Что такое карбонизация и какова ее роль в строительстве.

MgCO 3 = MgO + CO 2

Применение.

В промышленности применяется для производства огнеупоров, цементов, очистки нефтепродуктов, как наполнитель при производстве резины. Сверхлегкая окись магния применяется как очень мелкий абразив для очистки поверхностей, в частности, в электронной промышленности.

В медицине применяют при повышенной кислотности желудочного сока, так как она обусловливается избыточным содержанием соляной кислоты. Жжёную магнезию принимают также при случайном попадании в желудок кислот.

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E530.

Является абсолютным отражателем — веществом с коэффициентом отражения, равным единице в широкой спектральной полосе. Может применяться как доступный эталон белого цвета.

Гидроксид магния — основной гидроксид металла магния. Слабое нерастворимое основание.

При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные кристаллы с гексагональной решёткой. При температуре выше 350 °C разлагается на оксид магния и воду. Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием основного карбоната магния. Гидроксид магния практически нерастворим в воде, но растворим в солях аммония. Является слабым основанием. Встречается в природе в виде минерала брусита.

Получение.

Взаимодействие растворимых солей магния с щелочами:

В общем виде:

Mg 2+ + 2OH - = Mg(OH) 2 ¯

Примеры:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2 ¯ + 2NaCl

Mg(NO 3) 2 + 2KOH = Mg(OH) 2 ¯ + 2KNO 3

Взаимодействие раствора хлорида магния с обожжённым доломитом:

MgCl 2 + CaO×MgO + 2H 2 O = 2 Mg(OH) 2 ¯ + CaCl 2

Взаимодействие металлического магния с парами воды:

Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 ¯ + H 2 -

Химические свойства.

Как и все слабые основания, гидроксид магния термически неустойчив. Разлагается при нагревании до 350 °C:

Взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

Mg(OH) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Mg(OH) 2 + SO 3 = MgSO 4 + H 2 O

Взаимодействие с горячими концентрированными растворами щелочей с образованием гидроксомагнезатов:

Mg(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

Mg(OH) 2 + Sr(OH) 2 = Sr

Применение.

Гидроксид магния применяется для связывания диоксида серы, как флокулянт для очистки сточных вод, в качестве огнезащитного средства в термопластических полимерах (полиолефины , ПВХ), как добавка в моющие средства, для получения оксида магния, рафинирования сахара, в качестве компонента зубных паст.

В медицине его применяют в качестве лекарства для нейтрализации кислоты в желудке, а также как очень сильное слабительное.

В Европейском союзе гидроксид магния зарегистрирован в качестве пищевой добавки E528.

Соли магния.

Большинство солей магния хорошо растворяется в воде. Ион Mg 2+ придает растворам горький вкус. Галогениды магния, за исключением MgF2, сильно гигроскопичны — на воздухе расплываются.

Хлористый магний MgCl 2 (хлорид магния) безводный плавится при 718°. В присутствии следов воды «дымит» на воздухе — разлагается на НСl и MgO. Из водного раствора выделяются бесцветные кристаллогидраты с 1, 2, 4, 6, 8 и 12 молекулами воды. В интервале температур от —3,4 до 116,7° устойчив кристаллогидрат MgCl 2 × 6H 2 0, который встречается в природе в виде минерала бишофита, а в больших количествах получается при упаривании морских рассолов. Хлорид магния образует двойные соли, из которых исключительно важен минерал карналлит KCl × MgCl 2 × 6H 2 O — источник получения магния и хлорида калия.

Применение.

1. Хлорид магния применяют главным образом в производстве металлического магния, MgCl 2 × 6H 2 0 используется для получения магнезиальных цементов.

2. Используется для обработки ледяного и снежного покрова в качестве добавки. В результате реакции со снегом вызывает его таяние. Имеет 3-й класс опасности (умеренно опасные вещества) и агрессивные коррозионные свойства

Гидрокарбонат магния — кислая соль магния и угольной кислоты с формулой Mg(HCO 3) 2 , существует только в водных растворах.

Получение.

Пропускание углекислого газа через суспензию карбоната магния:

MgCO 3 + CO 2 + H 2 O = Mg(HCO 3) 2

Физические свойства.

Гидрокарбонат магния существует только в водных растворах.

Наличие гидрокарбоната магния в воде обуславливает ее временную жесткость.

Химические свойства.

При концентрировании раствора гидрокарбонат магния разлагается:

Mg(HCO 3) 2 = MgCO 3 + CO 2 - + H 2 O

Гидроортофосфат магния (двузамещённый фосфорнокислый магний) — кислая соль магния и ортофосфорной кислоты с формулой MgHPO 4 , слабо растворяется в воде, образует кристаллогидраты .

Получение .

Действием ортофосфорной кислоты на оксид или карбонат магния:

MgO + H 3 PO 4 = MgHPO 4 + H 2 O

MgCO 3 + H 3 PO 4 = MgHPO 4 + CO 2 -+ H 2 O

Действием двузамещённого ортофосфата натрия на хлорид магния:

MgCl 2 + 2Na 2 HPO 4 = MgHPO 4 + 2NaCl

Разложением дигидроортофосфата магния:

Mg(H 2 PO 4) 2 = MgHPO 4 + H 3 PO 4

Физические свойства .

Гидроортофосфат магния образует белые кристаллы, которые являются кристаллогидратами: при температурах до 225°С образуется моногидрат MgHPO4 . H 2 O, плотность 2,32 г/см³, при температуре 36°С образуется тригидрат MgHPO4 . 3H 2 O, плотность 2,10 г/см³, при комнатной температуре образуется гептагидрат MgHPO4 . 7H 2 O.

Химические свойства .

При нагревании переходит в пирофосфат:

Применение .

Используется в пищевой добавке Е343.

Дигидроортофосфат магния — кислая соль металла магния и ортофосфорной кислоты с формулой Mg(H 2 PO 4) 2 , бесцветные гигроскопичные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты.

Получение .

Растворение в ортофосфорной кислоте гидроксида или оксида магния:

Физические свойства .

Дигидроортофосфат магния образует бесцветные кристаллы.

Образуется кристаллогидраты состава Mg(H 2 PO 4) 2 . nH 2 O, где n = 2, 4, 6.

Карбид магния — бинарное неорганическое соединение магния и углерода с формулой MgС 2 . Известен также карбид магния с формулой Mg 2 C.

Получение .

Спеканием фторида магния и карбида кальция:

Пропуская ацетилен над порошком магния:

Восстанавливая пентан порошком магния при 650°С можно получить более сложный карбид Mg 2 С 3 .

Химические свойства .

При нагревании разлагается с образованием промежуточного карбида Mg2С3:

Взаимодействует с водой:

Карбонат магния , магний углекислый, MgCO 3 — магниевая соль угольной кислоты.

Свойства .

Белые кристаллы, плотность 3,037 г/см³. При 500 °C заметно, а при 650 °C полностью разлагается на MgO и CO2. Растворимость карбоната магния в воде незначительна (22 мг/л при 25 °C) и уменьшается с повышением температуры. При насыщении CO 2 водной суспензии MgCO 3 последний растворяется вследствие образования гидрокарбоната Мg(HCO 3) 2 . Из водных растворов в отсутствие избытка CO 2 выделяются основные карбонаты магния. С карбонатами ряда металлов карбонат магния образует двойные соли, к которым относится и природный минерал доломит MgCO 3 · CaCO 3 .

Распространённость в природе .

Карбонат магния широко распространён в природе в виде минерала магнезита.

Применение .

Основной карбонат магния 3MgCO 3 · Mg(OH) 2 · 3H 2 O (так называемая белая магнезия) применяют как наполнитель в резиновых смесях, для изготовления теплоизоляционных материалов.

Карбонат магния необходим в производстве стекла, цемента, кирпича.

Нитрат магния Mg(NO 3) 2 — бесцветные гигроскопичные кристаллы с кубической решеткой; температура плавления 426 °C (с разложением). Растворимость в воде (г в 100 г): 73,3 (20 °C), 81,2 (40 °C), 91,9 (60 °C). Растворим также в этаноле, метаноле, жидком NH3. Из водных растворов в зависимости от концентрации кристаллизуются нона-, гекса- и дигидраты.

Компонент сложных удобрений, поскольку Магний входит в состав хлорофилла, который необходим для фотосинтеза, способствует повышению активности многих ферментов и выступает в роли транспортера фосфора. Высокая растворимость и низкая электропроводность делают продукт исключительно подходящим для листовой подкормки и фертигации, особенно при использовании оросительных вод с высокой концентрацией солей. Удобрение используется для корневого и некорневого питания овощных, ягодных, плодовых культур, винограда; окислитель в пиротехнических составах.

Карбонизация — насыщение какого-либо раствора углекислым газом. Применяется в строительстве.

Карбонизация минералов - кремневая кислота в силикатах замещается угольной кислотой с образованием карбонатов. Из карбонатов породообразующим минералом в осадочных породах является и чаще встречается кальцит (известковый шпат) СаСО3. Реже встречается магнезит - МgСО3 и доломит - CaMg(CO3)2. В чистой воде, не содержащей углекислоту, кальцит растворяется в небольшом количестве (0,03 г на литр воды); магнезит практически не растворяется. Если вода содержит углекислоту, кальцит растворяется легко с образованием кислого углекислого кальция, хорошо растворимого в воде - Са(НСО3)2.

Карбонизация — это изменения, которые возникают в бетоне на портландцементе при действии на него С0 2 воздуха. Особенно сильное влияние испытывает гидроокись кальция Са(ОН) 2 в присутствии влаги. Гидроокись кальция при поглощении углекислого газа превращается в карбонат кальция. Карбонат кальция плохо растворяется в воде и, образуясь, стремится герметически закрыть поры на поверхности бетона (имеется в виду плотный, водонепроницаемый бетон).

Обычно значение рН поровой воды в бетоне находится в пределах от 10,5 до 11,5. Если вследствие карбонизации оно уменьшится до 9 и ниже, то возможна коррозия арматуры. Следовательно, толщина карбонизируемого слоя является важным фактором для защиты арматуры: чем глубже карбонизация, тем больше опасность коррозии стали. Глубину карбонизации можно определить, обрабатывая бетон фенолфталеином. О наличии щелочных свойств при действии фенолфталеина свидетельствует появление розового цвета, тогда как бетон, подвергшийся карбонизации, сохраняет свою первоначальную окраску.

Высококачественный плотный бетон подвергается карбонизации очень медленно. Маловероятно, чтобы карбонизация наблюдалась на глубине более 5—10 мм даже после эксплуатации в течение 50 лет. С другой стороны, глубина карбонизации низкопрочного водопроницаемого бетона может достигать 25 мм менее чем за 10 лет. Опыт показывает, что бетонные изделия низкого качества особенно подвержены карбонизации.

- характеристика элемента кальция: электронное строение, возможные степени окисления, основные соединения: оксид, гидроксид, соли.

Кальций — элемент главной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 20. Обозначается символом Ca (лат. Calcium). Электронное строение 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 = [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +2, 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Простое вещество кальций — мягкий, химически активный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Получение в промышленности: электролиз расплава хлорида кальция.

Оксид кальция CaO - основный оксид, негашёная известь. Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термически неустойчивый, летучий при прокаливании. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо-эффектом), образует сильнощелочной раствор, процесс называется гашением извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов, неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, компонент вяжущих мматериалов в строительстве.

Получение в промышленности - обжиг известняка (900 - 1200 о С)

Гидроксид кальция Ca(OH) 2 - гашеная известь, основный гидроксид. Разлагается при умеренном нагревании. Белый, гигроскопичный. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в хол. воде, ещё меньше - в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция - пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСО3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в строительстве для приготовления известковых строительных растворов (песок + гашеная известь + вода), служащих связывающим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание таких растворов обусловлено поглощением СО2 из воздуха.

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2H 2 O,

Реагирует с солями, если образуется осадок:

Ca(OH) 2 + Na 2 SO 3 →CaSO 3 ↓ + 2NaOH

Соли кальция .

Сульфат кальция (CaSO 4) — неорганическое соединение, кальциевая соль серной кислоты.

Находится в природе в виде дигидрата CaSO 4 ? 2H 2 O (гипс, селенит) и в безводном состоянии — ангидрит.

Хлорид кальция , CaCl2 — кальциевая соль соляной кислоты.

Обладает высокими гигроскопическими свойствами. Растворимость (г на 100 г H2O): 74 (20 °C) и 159 (100 °C). Водные растворы хлорида кальция замерзают при низких температурах (20%-ный — при −18,57 °C, 30%-ный — при −48 °C).

Образует гидрат CaCl2·6H2O, устойчивый до 29,8 °C; при более высоких температурах из насыщенного раствора выпадают кристаллогидраты с 4, 2 и 1 молекулами H2O. При смешении CaCl2*6H2O (58,8 %) со снегом или льдом (41,2 %) температура понижается до -55 °C (криогидратная точка).

Хлорид кальция получают как побочный продукт в производстве соды.

В химической лаборатории хлорид кальция применяется в качестве наполнителя для осушающих трубок, также называемых хлоркальциевыми, предназначенных для изоляции веществ в сосуде от водяных паров атмосферы и для осушки газов.

Хлорид кальция также применяют как ускоритель схватывания цемента;

Карбонат кальция (углекислый кальций) — неорганическое химическое соединение, соль угольной кислоты и кальция. Химическая формула —CaCO 3 . В природе встречается в виде минералов — кальцита, арагонита и ватерита, является главной составной частью известняка, мрамора, мела, входит в состав скорлупы яиц. Нерастворим в воде и этаноле.

Шпатлевки, различные герметики — все они содержат карбонат кальция в значительных количествах. Также, карбонат кальция является важнейшим составным элементом при производстве продукции бытовой химии.

Карбонат кальция также широко используется в очистительных системах, как средство борьбы с загрязнением окружающей среды, при помощи карбоната кальция восстанавливают кислотно-щелочной баланс почвы.

- примеры, иллюстрирующие применение оксидов и гидроксидов кальция и магния в строительстве.

Оксид и гидроксид кальция:

При побелке помещений.

При побелке деревянных заборов и обмазывании стропил — для защиты от гниения и возгорания.

Для приготовления известкового строительного раствора. Известь применялась для строительной кладки с древних времён. Смесь обычно приготавливают в такой пропорции: к одной части смеси гидроксида кальция (гашёной извести) с водой добавляют три-четыре части песка (по массе). При этом происходит затвердевание смеси по реакции: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. Это экзотермическая реакция, выделение энергии составляет 27 ккал (113 кДж).

Как видно из реакции, в ходе её выделяется вода. Это является отрицательным фактором, так как в помещениях, построенных с помощью известкового строительного раствора, долгое время сохраняется повышенная влажность. В связи с этим, а также благодаря ряду других преимуществ перед гидроксидом кальция, цемент практически вытеснил его в качестве связующего строительных растворов. Более того, он также недопустим к применению при кладке печей, поскольку под воздействием высоких температур выделяется удушливый диоксид углерода.

Для приготовления силикатного бетона. Состав силикатного бетона одинаков с составом известкового строительного раствора, однако он готовится другим методом — смесь оксида кальция и кварцевого песка обрабатывается не водой, а перегретым (174,5-197,4 °C) водяным паром в автоклаве при давлении 9-15 атмосфер.

При изготовлении силикатного кирпича.

Оксид и гидроксид магния:

для производства комбинированных систем из огнеупорных материалов (магнезитовых строительных плит), для производства цементов. Оксид магния (каустический магнезит) используется в качестве вяжущего вещества, которое при затворении раствором MgCl2 способно быстро твердеть и набирать прочность на воздухе.

- жесткость природных вод: определение, виды жесткости, методы устранения жесткости воды: физические, химические (уравнения реакций), физико-химические.

Природная вода, содержащая в растворе большое количество солей кальция или магния, называется жесткой водой в противоположность мягкой воде, содержащей мало солей кальция и магния или совсем не содержащей их.

Первая из них обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния, вторая — присутствием солей сильных кислот — сульфатов или хлоридов кальция и магния. При длительном кипячении воды, обладающей карбонатной жесткостью, в ней появляется осадок, состоящий главным образом из СаСО3, и одновременно выделяется СО2.

Оба эти вещества появляются вследствие разложения гпдрокарбоната кальция:

Поэтому карбонатную жесткость называют также временной жесткостью. Количественно временную жесткость характеризуют содержанием гидрокарбонатов, удаляющихся из воды при ее кипячении в течение часа. Жесткость, остающаяся после такого кипячения, называется постоянной жесткостью.

Жесткость воды выражают суммой миллиэквивалентов ионов кальция и магния, содержащихся в воды. Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л или 12,16 мг/л.

Жесткость природных вод изменяется в широких пределах. Она различна в разных водоемах, а в одной и той же реке изменяется в течение года (минимальна во время паводка). Жесткость вод морей значительно выше, чем рек и озер. Так, вода Черного моря имеет общую жесткость 65,5 мэкв/л. Среднее значение жесткости воды мирового океана 130,5 мэкв/л (в том числе на приходится 22,5 мэкв/л, на мэкв/л).

Присутствие в воде значительного количества солей кальция или магния делает воду непригодной для многих технических целей. Так, при продолжительном питании паровых котлов жесткой водой их стенки постепенно покрываются плотной коркой накиии. Такая корка уже при толщине слоя в сильно понижает передачу теплоты стенками котла и, следовательно, ведет к увеличению расхода топлива. Кроме того, она может служить причиной образования вздутий и трещин как в кипятильных трубах, так и на стенках самого котла.

Жесткая вода не дает пены с мылом, так как содержащиеся в мыле растворимые натриевые соли жирных кислот —пальмитиновой и стеариновой — переходят в нерастворимые кальциевые соли тех же кислот:

Жесткой водой нельзя пользоваться при проведении некоторых технологических процессов, например при крашении.

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней преимущественно сульфатов и хлоридов кальция и магния и не устраняется кипячением. Сумма временной (устранимой) и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды.

Существуют различные способы определения жесткости.

Рассмотрим два из них:

1) определение временной жесткости с помощью титрованного раствора хлористоводородной кислоты

2) комплексометрический метод определения общей жесткости.

При титровании образца воды хлористоводородной кислотой в присутствии метилового оранжевого происходит разложение бикарбонатов, обусловливающих временную жесткость:

Методика определения. Отбирают в коническую колбу пипеткой или мерным цилиндром 100 мл исследуемой воды, добавляют 2-3 капли метилового оранжевого и титруют 0,1 и. раствором HCl до появления оранжевой окраски.

Расчет результате анализа. 1 мл 0,1 н. раствора HCl соответствует 0,1/1000 г-экв или 0,1 мг-экв Ca 2+ . V(HCl) соответствует 0,1 V(HCl) /1000 г-экв или 0,1 V(HCl) мг-экв Ca 2+ . 0,1 V(HCl) мг-экв находится в объеме V A . Чтобы выразить жесткость в миллиграмм-эквивалентах на 1л воды, нужно найденную величину разделить на V A и умножить на 1000, т. е. жесткость исследуемой воды равна:

Методы устранения .

Термоумягчение . Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи:

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O.

Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.

Реагентное умягчение . Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок.

Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения:

3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3

3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4

Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому легко отделяются механическим фильтрованием. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента.

Катионирование . Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдаёт ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается при одноступенчатом натрий-катионировании до 0,05-0,1 °Ж, при двухступенчатом — до 0,01 °Ж. В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду.

Обратный осмос . Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %.

Различают нанофильтрацию (условный диаметр отверстий мембраны равен единицам нанометров) и пикофильтрацию (условный диаметр отверстий мембраны равен единицам пикометров).

В качестве недостатков данного метода следует отметить:

Необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану;

Относительно высокая стоимость 1 л получаемой воды (дорогое оборудование, дорогие мембраны);

Низкую минерализацию получаемой воды (особенно при пикофильтрации). Вода становится практически дистиллированной.

Электродиализ . Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией.