- značilnosti elementa magnezija: elektronska zgradba, možna oksidacijska stanja, bazične spojine: oksid, hidroksid, soli. Kaj je karbonizacija in kakšna je njena vloga v gradbeništvu.

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Aplikacija.

V industriji se uporablja za proizvodnjo ognjevzdržnih materialov, cementov, rafiniranje naftnih derivatov, kot polnilo pri proizvodnji gume. Ultra lahek magnezijev oksid se uporablja kot zelo fin abraziv za čiščenje površin, zlasti v elektronski industriji.

V medicini se uporablja za povečano kislost želodčnega soka, saj je posledica prekomerne vsebnosti klorovodikove kisline. Žgano magnezijo jemljemo tudi v primeru nenamernega zaužitja kislin v želodcu.

AT Prehrambena industrija registriran kot aditiv za živila E530.

Je absolutni reflektor - snov s koeficientom refleksije, ki je enak enotnosti v širokem spektralnem pasu. Uporablja se lahko kot standard za belo barvo.

magnezijev hidroksid - bazični kovinski magnezijev hidroksid. Šibka netopna baza.

V standardnih pogojih je magnezijev hidroksid brezbarvni kristali s heksagonalno mrežo. Pri temperaturah nad 350 °C razpade na magnezijev oksid in vodo. Absorbira ogljikov dioksid in vodo iz zraka, da tvori bazični magnezijev karbonat. Magnezijev hidroksid je praktično netopen v vodi, topen pa je v amonijevih soli. To je šibka osnova. V naravi se pojavlja kot mineral brucit.

potrdilo o prejemu.

Interakcija topnih magnezijevih soli z alkalijami:

Na splošno:

Mg 2+ + 2OH - \u003d Mg (OH) 2 ¯

Primeri:

MgCl 2 + 2NaOH \u003d Mg (OH) 2 ¯ + 2NaCl

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

Interakcija raztopine magnezijevega klorida z žganim dolomitom:

MgCl 2 + CaO × MgO + 2H 2 O \u003d 2 Mg (OH) 2 ¯ + CaCl 2

Interakcija kovinskega magnezija z vodno paro:

Mg + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 ¯ + H 2 -

Kemijske lastnosti.

Kot vse šibke baze je tudi magnezijev hidroksid termično nestabilen. Pri segrevanju na 350 °C razpade:

Reagira s kislinami, da tvori sol in vodo (reakcija nevtralizacije):

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

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

Interakcija s kislinskimi oksidi za tvorbo soli in vode:

Mg (OH) 2 + SO 3 \u003d MgSO 4 + H 2 O

Interakcija z vročimi koncentriranimi raztopinami alkalij s tvorbo hidroksomagnezatov:

Mg (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2

Mg (OH) 2 + Sr (OH) 2 \u003d Sr

Aplikacija.

Magnezijev hidroksid se uporablja za vezavo žveplovega dioksida, kot flokulant pri čiščenju odpadne vode, kot zaviralec gorenja v termoplastičnih polimerih (poliolefini, PVC), kot dodatek pri detergenti, za pridobivanje magnezijevega oksida, rafiniranje sladkorja, kot sestavina zobnih past.

V medicini se uporablja kot zdravilo za nevtralizacijo želodčne kisline, pa tudi kot zelo močno odvajalo.

V Evropski uniji je magnezijev hidroksid registriran kot aditiv za živila E528.

Magnezijeve soli.

Večina magnezijevih soli je dobro topnih v vodi. Ion Mg 2+ daje raztopinam grenak okus. Magnezijevi halidi, z izjemo MgF2, so zelo higroskopični – na zraku se utekočinijo.

Magnezijev klorid MgCl 2 (magnezijev klorid) brezvodni se tali pri 718°. V prisotnosti sledi vode se na zraku »kadi« – razpade na HCl in MgO. Iz vodne raztopine izstopajo brezbarvni kristalni hidrati z 1, 2, 4, 6, 8 in 12 molekulami vode. V temperaturnem območju od -3,4 do 116,7 ° je stabilen kristalni hidrat MgCl 2 × 6H 2 0, ki se v naravi pojavlja v obliki minerala bišofita in v velike količine pridobljen z izparevanjem morske slanice. Magnezijev klorid tvori dvojne soli, med katerimi je izjemno pomemben mineral karnalit KCl × MgCl 2 × 6H 2 O - vir magnezijevega in kalijevega klorida.

Aplikacija.

1. Magnezijev klorid se uporablja predvsem pri proizvodnji kovinskega magnezija, MgCl 2 × 6H 2 0 se uporablja za proizvodnjo magnezijevih cementov.

2. Uporablja se za obdelavo ledu in snega kot dodatek. Zaradi reakcije s snegom se le-ta tali. Ima 3. razred nevarnosti (zmerno nevarne snovi) in agresivne korozijske lastnosti

magnezijev bikarbonat - kisla sol magnezija in ogljikove kisline s formulo Mg (HCO 3) 2, obstaja samo v vodnih raztopinah.

potrdilo o prejemu.

Prehajanje ogljikovega dioksida skozi suspenzijo magnezijevega karbonata:

MgCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Mg (HCO 3) 2

fizične lastnosti.

Magnezijev bikarbonat obstaja samo v vodnih raztopinah.

Prisotnost magnezijevega bikarbonata v vodi določa njeno začasno trdoto.

Kemijske lastnosti.

Ko je raztopina koncentrirana, se magnezijev bikarbonat razgradi:

Mg(HCO 3) 2 \u003d MgCO 3 + CO 2 - + H 2 O

Magnezijev hidrogenfosfat (disubstituiran magnezijev fosfat) - kisla sol magnezija in fosforne kisline s formulo MgHPO 4, rahlo topna v vodi, tvori kristalne hidrate.

potrdilo o prejemu.

Delovanje fosforne kisline na magnezijev oksid ali karbonat:

MgO + H 3 PO 4 \u003d MgHPO 4 + H 2 O

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

Delovanje disubstituiranega natrijevega ortofosfata na magnezijev klorid:

MgCl 2 + 2Na 2 HPO 4 \u003d MgHPO 4 + 2NaCl

Razgradnja magnezijevega dihidroortofosfata:

Mg (H 2 PO 4) 2 \u003d MgHPO 4 + H 3 PO 4

Fizične lastnosti.

Magnezijev hidrogenfosfat tvori bele kristale, ki so kristalni hidrati: pri temperaturah do 225 ° C nastane monohidrat MgHPO4. H 2 O, gostota 2,32 g / cm³, pri temperaturi 36 ° C nastane trihidrat MgHPO4. 3H 2 O, gostota 2,10 g/cm³, at sobna temperatura Nastane heptahidrat MgHPO4. 7H2O.

Kemijske lastnosti.

Pri segrevanju se spremeni v pirofosfat:

Aplikacija .

Uporablja se v prehranskem dopolnilu E343.

Magnezijev dihidroortofosfat - kisla sol kovine magnezija in fosforne kisline s formulo Mg (H 2 PO 4) 2, brezbarvni higroskopski kristali, topni v vodi, tvori kristalne hidrate.

potrdilo o prejemu.

Raztapljanje magnezijevega hidroksida ali oksida v fosforni kislini:

Fizične lastnosti.

Magnezijev dihidroortofosfat tvori brezbarvne kristale.

Nastanejo kristalni hidrati sestave Mg(H 2 PO 4) 2. nH 2 O, kjer je n = 2, 4, 6.

magnezijev karbid- binarna anorganska spojina magnezija in ogljika s formulo MgC 2. Znan je tudi magnezijev karbid s formulo Mg 2 C.

potrdilo o prejemu.

Sintranje magnezijevega fluorida in kalcijevega karbida:

Prehajanje acetilena čez magnezijev prah:

Z redukcijo pentana z magnezijevim prahom pri 650°C lahko dobimo kompleksnejši Mg 2 C 3 karbid.

Kemijske lastnosti.

Pri segrevanju se razgradi s tvorbo vmesnega karbida Mg2C3:

Interakcija z vodo:

magnezijev karbonat, magnezijev karbonat, MgCO 3 - magnezijeva sol ogljikove kisline.

Lastnosti .

Beli kristali, gostota 3,037 g/cm³. Pri 500 °C opazno razpade, pri 650 °C pa popolnoma razpade na MgO in CO2. Topnost magnezijevega karbonata v vodi je zanemarljiva (22 mg/l pri 25 °C) in pada z naraščanjem temperature. Ko je vodna suspenzija MgCO 3 nasičena s CO 2, se slednji raztopi zaradi tvorbe bikarbonata Mg(HCO 3) 2 . Bazične magnezijeve karbonate izoliramo iz vodnih raztopin brez presežka CO 2 . S karbonati številnih kovin magnezijev karbonat tvori dvojne soli, ki vključujejo naravni mineral dolomit MgCO 3 CaCO 3 .

Razširjenost v naravi.

Magnezijev karbonat je v naravi široko razširjen v obliki minerala magnezita.

Aplikacija .

Bazični magnezijev karbonat 3MgCO 3 Mg(OH) 2 3H 2 O (tako imenovani beli magnezijev oksid) se uporablja kot polnilo v gumenih zmeseh, za izdelavo toplotnoizolacijskih materialov.

Magnezijev karbonat je potreben pri proizvodnji stekla, cementa, opeke.

magnezijev nitrat Mg (NO 3) 2 - brezbarvni higroskopski kristali s kubično mrežo; tališče 426 °C (z razgradnjo). Topnost v vodi (g na 100 g): 73,3 (20°C), 81,2 (40°C), 91,9 (60°C). Raztopimo tudi v etanolu, metanolu, tekočem NH3. Odvisno od koncentracije iz vodnih raztopin kristalizirajo nona-, heksa- in dihidrati.

Sestavni del kompleksnih gnojil, saj je magnezij del klorofila, ki je potreben za fotosintezo, povečuje aktivnost številnih encimov in deluje kot prenašalec fosforja. Zaradi visoke topnosti in nizke električne prevodnosti je izdelek izjemno primeren za foliarno aplikacijo in gnojenje, še posebej pri uporabi namakalne vode z visoko koncentracijo soli. Gnojilo se uporablja za koreninsko in foliarno prehrano zelenjave, jagodičevja, sadnih pridelkov, grozdja; oksidant v pirotehničnih sestavkih.

Karbonizacija- nasičenje katere koli raztopine z ogljikovim dioksidom. Uporablja se v gradbeništvu.

Karbonizacija mineralov – silicijevo kislino v silikatih nadomesti ogljikova kislina in nastanejo karbonati. Od karbonatov je najpogostejši kamninotvorni mineral v sedimentnih kamninah kalcit (apnenčev spar) CaCO3. Manj pogosta sta magnezit - MgCO3 in dolomit - CaMg (CO3) 2. AT čisto vodo, ki ne vsebuje ogljikovega dioksida, se kalcit raztopi v majhni količini (0,03 g na liter vode); magnezit je praktično netopen. Če voda vsebuje ogljikov dioksid, se kalcit zlahka raztopi, pri čemer nastane kisli kalcijev karbonat, dobro topen v vodi - Ca(HCO3)2.

Karbonizacija je sprememba, do katere pride v betonu na osnovi portlandskega cementa, ko je ta izpostavljen zraku CO 2 . Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 je še posebej močno prizadet v prisotnosti vlage. Kalcijev hidroksid se pretvori v kalcijev karbonat, ko absorbira ogljikov dioksid. Kalcijev karbonat je slabo topen v vodi in pri nastajanju teži k hermetičnemu zapiranju por na površini betona (to je gost, vodotesen beton).

Običajno je pH vrednost porne vode v betonu v območju od 10,5 do 11,5. Če se zaradi karbonizacije zmanjša na 9 in manj, je možna korozija ojačitve. Zato je debelina karboniziranega sloja pomemben dejavnik za zaščito armature: globlja kot je karbonizacija, večja je nevarnost korozije jekla. Globino karbonizacije lahko določimo z obdelavo betona s fenolftaleinom. Prisotnost alkalnih lastnosti pod delovanjem fenolftaleina dokazuje videz Roza barva karbonizirani beton pa ohrani prvotno barvo.

Visokokakovosten gost beton zelo počasi karbonizira. Ni verjetno, da bi karbonizacijo opazili na globini več kot 5-10 mm, tudi po 50 letih delovanja. Po drugi strani pa lahko globina karbonizacije nizkotrdnega vodoprepustnega betona doseže 25 mm v manj kot 10 letih. Izkušnje kažejo, da so betonski izdelki nizke kakovosti še posebej občutljivi na karbonatizacijo.

- značilnosti elementa kalcija: elektronska zgradba, možna oksidacijska stanja, bazične spojine: oksid, hidroksid, soli.

kalcij - element glavne podskupine druge skupine, četrto obdobje periodni sistem kemični elementi D. I. Mendelejev, z atomsko številko 20. Označen s simbolom Ca (lat. Calcium). Elektronska struktura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 \u003d [ 18 Ar] 4s 2, oksidacijska stanja +2, 0. Nanaša se na zemeljsko alkalijske kovine.

Preprosta snov kalcij je mehka, reaktivna, srebrno bela zemeljsko alkalijska kovina. Pridobivanje v industriji: elektroliza taline kalcijevega klorida.

Kalcijev oksid CaO- bazični oksid, živo apno. Bela, higroskopska. Ognjevzdržen, toplotno nestabilen, hlapen pri žarenju. Močno reagira z vodo (visok ekso učinek), tvori visoko alkalno raztopino, postopek se imenuje gašenje apna. Reagira s kislinami, kovinskimi oksidi, nekovinami. Uporablja se za sintezo drugih kalcijevih spojin, sestavina veziv v gradbeništvu.

Pridobivanje v industriji - žganje apnenca (900 - 1200 o C)

Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 - gašeno apno, bazični hidroksid. Na zmernem ognju razpade. Bela, higroskopska. Absorbira vlago in ogljikov dioksid iz zraka. Rahlo topen v mrazu. voda, še manj - v vreli vodi. Bistra raztopina (apnena voda) hitro postane motna zaradi izločanja hidroksida (suspenzija se imenuje apneno mleko). Kvalitativna reakcija je prehod ogljikovega dioksida skozi apneno vodo s pojavom oborine CaCO3 in njenim prehodom v raztopino. Reagira s kislinami in kislinskimi oksidi, vstopa v reakcije ionske izmenjave.

Uporablja se v gradbeništvu za pripravo apnenih malt (pesek + gašeno apno + voda), ki služijo kot vezivo pri zidakih in zidakih, za zaključevanje (kitanje) zidov in druge gradbene namene. Strjevanje takšnih raztopin je posledica absorpcije CO2 iz zraka.

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O

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

Reagira s solmi, če nastane oborina:

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

Soli kalcija.

kalcijev sulfat(CaSO 4) - anorganska spojina, kalcijeva sol žveplove kisline.

Se v naravi nahaja v obliki CaSO 4 dihidrata? 2H 2 O (sadra, selenit) in v brezvodnem stanju - anhidrit.

kalcijev klorid, CaCl2 je kalcijeva sol klorovodikove kisline.

Ima visoke higroskopske lastnosti. Topnost (g na 100 g H2O): 74 (20°C) in 159 (100°C). Vodne raztopine kalcijevega klorida zmrznejo pri nizke temperature(20% - pri -18,57 ° C, 30% - pri -48 ° C).

Tvori CaCl2 6H2O hidrat, stabilen do 29,8 °C; pri višjih temperaturah se iz nasičene raztopine izločajo kristalni hidrati s 4, 2 in 1 molekulo H2O. Ko se CaCl2*6H2O (58,8 %) pomeša s snegom ali ledom (41,2 %), temperatura pade na -55 °C (kriohidratna točka).

Kalcijev klorid se pridobiva kot stranski produkt pri proizvodnji sode.

V kemijskem laboratoriju se kalcijev klorid uporablja kot polnilo za sušilne cevi, imenovane tudi kalcijeve kloridne cevi, namenjene izolaciji snovi v posodi od atmosferske vodne pare in za sušenje plinov.

Kalcijev klorid se uporablja tudi kot pospeševalnik strjevanja cementa;

Kalcijev karbonat (kalcijev karbonat) - anorganska kemična spojina, sol ogljikove kisline in kalcija. Kemijska formula— CaCO3. V naravi se pojavlja v obliki mineralov - kalcita, aragonita in vaterita, je glavni sestavni del apnenec, marmor, kreda, je del jajčne lupine. Netopen v vodi in etanolu.

Kiti, različna tesnila - vsi vsebujejo kalcijev karbonat v znatnih količinah. Poleg tega je kalcijev karbonat bistven element pri proizvodnji gospodinjskih kemikalij.

Kalcijev karbonat se pogosto uporablja tudi v čistilnih sistemih kot sredstvo za nadzor onesnaževanja. okolju, s pomočjo kalcijevega karbonata pa vzpostavljajo kislinsko-bazično ravnovesje tal.

- primeri, ki ponazarjajo uporabo oksidov in hidroksidov kalcija in magnezija v gradbeništvu.

Kalcijev oksid in hidroksid:

Pri beljenju prostorov.

Pri beljenju lesenih ograj in premazovanju špirovcev - za zaščito pred razpadom in požarom.

Za pripravo apnene malte. Apno se že od antičnih časov uporablja za gradnjo zidov. Mešanico navadno pripravimo v naslednjem razmerju: enemu delu mešanice kalcijevega hidroksida (gašenega apna) z vodo dodamo tri do štiri dele peska (po masi). V tem primeru se zmes strdi po reakciji: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. To je eksotermna reakcija, sprosti se energija 27 kcal (113 kJ).

Kot je razvidno iz reakcije, se med reakcijo sprošča voda. To je negativni dejavnik, saj v prostorih, zidanih z apneno malto, za dolgo časa vzdržuje se visoka vlažnost. V tem pogledu in tudi zaradi številnih drugih prednosti pred kalcijevim hidroksidom ga je cement praktično nadomestil kot vezivo za malte. Poleg tega je nesprejemljivo tudi za uporabo pri polaganju peči, saj se pod vplivom visokih temperatur sprošča zadušljiv ogljikov dioksid.

Za pripravo silikatnega betona. Sestava silikatnega betona je enaka sestavi apnene malte, vendar je pripravljena na drugačen način - mešanica kalcijevega oksida in kremenčevega peska se ne obdela z vodo, temveč s pregreto (174,5-197,4 ° C) paro v avtoklav pri tlaku 9-15 atmosfer.

Pri izdelavi silikatnih zidakov.

Magnezijev oksid in hidroksid:

za izdelavo kombiniranih sistemov iz ognjevzdržnih materialov (magnezitne gradbene plošče), za proizvodnjo cementov. Kot vezivo se uporablja magnezijev oksid (kavstični magnezit), ki se lahko v mešanici z raztopino MgCl2 hitro strdi in pridobi moč na zraku.

- trdota naravnih voda: definicija, vrste trdot, metode za odpravo trdote vode: fizikalne, kemijske (reakcijske enačbe), fizikalno-kemijske.

Naravna voda, ki vsebuje veliko količino kalcijevih ali magnezijevih soli v raztopini, se imenuje trda voda, v nasprotju z mehko vodo, ki vsebuje malo ali nič kalcijevih in magnezijevih soli.

Prvi od njih je posledica prisotnosti kalcijevih in magnezijevih bikarbonatov, drugi pa zaradi prisotnosti soli močnih kislin - sulfatov ali kloridov kalcija in magnezija. Pri daljšem vrenju vode s karbonatno trdoto se v njej pojavi oborina, sestavljena pretežno iz CaCO3, ob tem pa se sprošča CO2.

Obe snovi se pojavita zaradi razgradnje kalcijevega hidrokarbonata:

Zato karbonatno trdoto imenujemo tudi začasna trdota. Kvantitativno je začasno trdoto značilna vsebnost bikarbonatov, ki se odstranijo iz vode, ko jo vre eno uro. Trdota, ki ostane po takem vrenju, se imenuje konstantna trdota.

Trdota vode je izražena kot vsota miliekvivalentov kalcijevih in magnezijevih ionov v vodi. En miliekvivalent trdote ustreza vsebnosti 20,04 mg/l ali 12,16 mg/l.

Trdota naravnih voda je zelo različna. V različnih akumulacijah je drugačen, v isti reki pa se spreminja skozi vse leto (med poplavami je minimalen). Trdota morskih voda je veliko višja od trdote rek in jezer. Tako ima voda Črnega morja skupno trdoto 65,5 meq/l. Povprečna vrednost trdote vode svetovnih oceanov je 130,5 meq/l (vključno z 22,5 meq/l na meq/l).

Zaradi prisotnosti znatne količine kalcijevih ali magnezijevih soli v vodi je voda neprimerna za številne tehnične namene. Torej, s podaljšanim hranjenjem parnih kotlov s trdo vodo, se njihove stene postopoma prekrijejo z gosto skorjo nakii. Takšna skorja že pri debelini sloja 6 močno zmanjša prenos toplote s stenami kotla in posledično povzroči povečanje porabe goriva. Poleg tega lahko povzroči nabrekanje in razpoke tako v ceveh kotla kot na stenah samega kotla.

Trda voda se ne speni z milom zaradi topnih natrijevih soli, ki jih vsebuje milo maščobne kisline- palmitinska in stearinska - prehajajo v netopne kalcijeve soli istih kislin:

Za nekatere se ne sme uporabljati trde vode tehnološki procesi, na primer pri barvanju.

Stalna trdota vode je posledica prisotnosti v njej predvsem sulfatov in kloridov kalcija in magnezija in se ne odstrani z vrenjem. Seštevek začasne (odstranljive) in stalne trdote je skupna trdota vode.

obstajati različne načine definicije togosti.

Razmislimo o dveh od njih:

1) določanje začasne trdote s titrirano raztopino klorovodikove kisline

2) kompleksometrična metoda za določanje skupne trdote.

Ko vzorec vode titriramo s klorovodikovo kislino v prisotnosti metiloranža, pride do razgradnje bikarbonatov, kar povzroči začasno trdoto:

Metoda določanja. V erlenmajerico s pipeto ali merilnim valjem odvzamemo 100 ml preskusne vode, dodamo 2-3 kapljice metiloranža in titriramo z 0,1 i. raztopino HCl, dokler se ne pojavi oranžna barva.

Izračun rezultata analize. 1 ml 0,1 n. Raztopina HCl ustreza 0,1/1000 g-eq ali 0,1 meq Ca 2+. V(HCl) ustreza 0,1 V(HCl)/1000 g-eq ali 0,1 V(HCl) meq Ca 2+. 0,1 V(HCl) mEq je v volumnu V A . Če želite izraziti trdoto v miligramskih ekvivalentih na 1 liter vode, morate ugotovljeno vrednost deliti z V A in pomnožiti s 1000, t.j. trdota preučevane vode je enaka:

Metode izločanja.

Toplotno mehčanje. Na podlagi vrele vode se posledično termično nestabilni kalcijevi in ​​magnezijevi bikarbonati razgradijo s tvorbo lestvice:

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O.

Prekuhavanje odstrani le začasno (karbonatno) trdoto. Najde uporabo v vsakdanjem življenju.

Mehčanje reagenta. Metoda temelji na dodajanju natrijske sode Na2CO3 ali gašenega apna Ca(OH)2 v vodo. V tem primeru kalcijeve in magnezijeve soli preidejo v netopne spojine in se posledično oborijo.

Na primer, dodajanje gašenega apna povzroči pretvorbo kalcijevih soli v netopni karbonat:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

Najboljši reagent za odpravo splošne trdote vode je natrijev ortofosfat Na3PO4, ki je del večine gospodinjskih in industrijskih pripravkov:

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

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

Ortofosfati kalcija in magnezija so zelo slabo topni v vodi, zato jih zlahka ločimo z mehansko filtracijo. Ta metoda je upravičena pri relativno visoki porabi vode, saj je povezana z rešitvijo številnih specifičnih problemov: filtracija usedlin, natančno odmerjanje reagenta.

Kationizacija. Metoda temelji na uporabi ionsko izmenjevalnega granularnega nalaganja (najpogosteje ionsko izmenjevalne smole). Takšna obremenitev ob stiku z vodo absorbira katione trdotnih soli (kalcij in magnezij, železo in mangan). Namesto tega, odvisno od ionske oblike, sprosti natrijeve ali vodikove ione. Ti metodi se imenujeta Na-kationizacija in H-kationizacija. S pravilno izbrano obremenitvijo ionske izmenjave se trdota vode zmanjša z enostopenjsko kationizacijo natrija na 0,05-0,1 °F, z dvostopenjsko - do 0,01 °F. V industriji se s pomočjo ionskih izmenjevalnih filtrov kalcijeve in magnezijeve ione nadomesti z natrijevimi in kalijevimi ioni ter tako dobi mehko vodo.

Povratna osmoza . Metoda temelji na prehodu vode skozi polprepustne membrane (običajno poliamidne). Skupaj s solmi trdote se odstrani tudi večina drugih soli. Učinkovitost čiščenja lahko doseže 99,9 %.

Obstajata nanofiltracija (pogojni premer membranskih lukenj je enak enotam nanometrov) in pikofiltracija (pogojni premer membranskih lukenj je enak enotam pikometrov).

Kot slabosti ta metoda Opozoriti je treba:

Potreba po predhodni pripravi vode, ki se dovaja v membrano reverzne osmoze;

Relativno visoki stroški 1 litra proizvedene vode (draga oprema, drage membrane);

Nizka slanost nastale vode (zlasti s pikofiltracijo). Voda postane skoraj destilirana.

elektrodializa. Temelji na odstranjevanju soli iz vode pod vplivom električnega polja. Odstranjevanje ionov raztopljenih snovi poteka zaradi posebnih membran. Tako kot pri uporabi tehnologije reverzne osmoze se poleg ionov trdote odstranijo tudi druge soli.

Vodo lahko popolnoma očistimo soli trdote z destilacijo.

In kalcijev karbonat ter kako te kemične spojine medsebojno delujejo.

Kalcijev karbonat

Kristalna mreža kalcijevega karbonata CaCO₃

CaCO₃ je zelo pogosta spojina v okolici, sestavljajo jo: kreda, apnenec, marmor itd. Zato je treba omeniti, da je vloga te snovi za ljudi zelo pomembna, saj se kalcijev karbonat pogosto uporablja v prehrambeni industriji kot naravno belo barvilo. CaCO₃ se uporablja tudi v proizvodnji papirja, plastike, gradbeništvu in mnogih drugih področjih.

Kalcijev karbonat je bela snov (trdni kristali) v prahu ali trdni obliki. Lahko reagira z vodo, vendar se v njej ne raztopi popolnoma. Zato voda postane motna in v njej opazimo belo oborino. Če pa reakcija z vodo poteka v prisotnosti, potem dobimo topno kislo sol, kalcijev bikarbonat:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO3)₂

Razmislite, kako nastane kalcijev karbonat

Večina kalcijevega karbonata je pridobljena iz naravnih virov. Torej, za pridobivanje kalcijevega karbonata se praviloma uporablja čist vir, pogosto marmor.

Marmorni kip Davida Michelangela Buonarrotija

Toda v laboratorijskih pogojih lahko kalcijev karbonat dobimo s kalciniranjem kalcijevega oksida. Žganje je posplošen koncept žganja, zaradi katerega kemične snovi pridobijo nove lastnosti. Praženje poteka pri dovolj visoki temperaturi, ne da bi prišlo do taljenja.

Voda se zmeša z nastalim kalcijevim oksidom, kar povzroči reakcijo hidroksida. Nato laboratorijski pomočniki prejmejo ogljikov dioksid, ki ga spustijo skozi predhodno pridobljeno raztopino. Nastala oborina je kalcijev karbonat:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂;

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO3 + H₂O

Če segrejete sol ogljikove kisline in kalcija na visoka temperatura(900 - 1000 ° C), potem bomo kot rezultat kemičnega procesa dobili ogljikov dioksid (ogljikov dioksid), pa tudi kalcijev oksid CaO - živo apno, ki se uporablja v gradbeništvu:

CaCO₃=CaO+CO₂

Če je temperatura še višja (1500 °C), bosta produkta reakcije kalcijev karbid in ogljikov monoksid.

Klorovodikova kislina

molekula klorovodikove kisline

HCl je močna enobazična kislina, ki jo dobimo z raztapljanjem klorovodika v vodi. Je brezbarvna tekočina, čeprav ima lahko tehnična kislina rumen odtenek, na primer zaradi nečistoče železa. Lastnosti HCl bodo neposredno odvisne od koncentracije vodikovega klorida v raztopini.

Soli klorovodikove kisline imenujemo kloridi. Ta snov je zelo jedka, zato zahteva previdno ravnanje: tudi če majhna kapljica pade na kožo, je močna kemična opeklina ni mogoče izogniti. Zato je pri delu z močnimi kislinami priporočljivo vedno imeti pri sebi nevtralizatorje: šibke alkalne raztopine (soda bikarbona) itd. Ne smemo pozabiti, da pri odpiranju posode s koncentrirano kislino nastanejo hlapi HCl, ki negativno vplivajo na oči in dihala. Zato bo pri kemijskih poskusih najbolj priporočljiva uporaba respiratorja in očal.

Pridobivanje klorovodikove kisline

Plin vodikov klorid je raztopljen v vodi. Sam vodikov klorid dobimo na naslednji način: vodik sežgemo v kloru, pri čemer dobimo sintetično kislino. Alternativno je mogoče klorovodikovo kislino pridobiti z uporabo stranskih plinov, ki jih dobimo v številnih kemijskih poskusih, na primer pri kloriranju ogljikovodikov. Tako pridobljeno kislino imenujemo odpadna kislina.

Klorovodikova kislina se uporablja v medicini, industriji in tudi za kemične reakcije.

brezbarvna kislina z oster vonj Vodikov klorid dobro reagira s kovinami. Poteka redoks reakcija. Reducenti pri reakciji so kovinski atomi, oksidanti pa vodikovi kationi.

V bistvu kemične reakcije s kovinami spremlja sproščanje vodika. Intenzivnost interakcije je odvisna od aktivnosti kovine, na primer alkalijska kovina litij reagira burno, medtem ko reakcija poteka šibko z aluminijem zaradi močnega oksidnega filma tega elementa.

Klorovodikova kislina in cink:

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂

Klorovodikova kislina in železo:

2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂

Klorovodikova kislina in magnezij:

2HCl + Mg = MgCl₂ + H₂

Magnezijev klorid, ki se uporablja za razmrzovanje cest

S kovinskimi oksidi kislina tvori sol in vodo:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

Reakcija klorovodikove kisline in kalcijevega karbonata

Za poskus boste potrebovali:

epruveta;

kemična pipeta;

trdni kalcijev karbonat (marmor);

klorovodikova kislina;

rokavice;

respirator.

Pozor! Ne poskušajte sami ponoviti te izkušnje!

Poskus izvajajte v dobro prezračenem prostoru, pri delu s klorovodikovo kislino bodite previdni.

V posodo dodamo nekaj koščkov marmorja in iz pipete kapnemo malo klorovodikove kisline. Posledično bo prišlo do takojšnje reakcije z nastankom mehurčkov - sprošča se ogljikov dioksid. To je reakcija izmenjave, katere produkti so: šibka in nestabilna spojina ogljikova kislina, ki razpade na ogljikov dioksid in vodo. Reakcijska enačba za raztapljanje kalcijevega karionata v klorovodikovi kislini:

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