Водород. Изотопы водорода. Свойства водорода. Получение и применение водорода. Гидриды

Реакция бора с кипяшей шелочью приводит к его постепенному растворению и образованию бората, причём кристаллический бор растворяется гораздо медленнее, чем аморфный: 2В + 2NaOH + 2H20 = 2NaBO2 - ЗН2.

Реакция бора с расплавом щелочи в присутствии окислителя идет гораздо быстрее: 2В + 2NaOH + NaC103 = 2NaBO2 + NaCl + H20.

Водородные соединения бора (бораны) довольно многочисленны. Подобно углеводородам, они образуют ряд насыщенных (предельных) боранов ВnН2n+2 и ряд ненасыщенных (непредельных) боранов ВnН2n.

Низший боран имеет состав B2H6, а высшие бораны, известные к настоящему времени - B18H22 и В20Н26.

Бораны получают действием кислот на бориды: MgB2 + 2Mg + 6HCl = 3MgCl2 + B2H6.

В промышленности В2Н6 синтезируют восстановлением трифторила бора твёрдым гидридом натрия при 180°С: 2BF(газ) + 6NaH(тв) = B2H6(газ) + 6NaF(тв).

С увеличением числа атомов в молекуле закономерно растут температуры плавления и кипения боранов. В обычных условиях низшие бораны представляют собой бесцветные газы или летучие жидкости, а высшие - твёрдые вещества. Все они обладают неприятным запахом и очень ядовты.

По свойствам бораны сходны с силанами. Они разлагаются водой с выделением водорода: B2H6 + 6Н20 = 2Н3В03 + 6Н2.

Бораны самовозгораются на воздухе и сгорают с выделением большого количества энергии, что позволяет использовать их в качестве ракетного топлива: B2H6 + 302 = В203 + ЗН20 + 2025 кДж.

Оксид бора В203 представляет собой стекловидное вешество, медленно переходящее в кристаллическое состояние.

Он растворяется в воде с образованием ортоборной кислоты: В203 + ЗН20 = 2Н3В03.

Ортоборная кислота Н3В03 - белое кристаллическое вешество, имеющее слоистое строение. Молекулы Н3В03 связаны в плоские слои за счёт водородных связей.

Растворимость Н3ВО3 в воде невелика, но с повышением температуры заметно возрастает: при 0°С она равна 2,6%, а при 100°С - 28,1%.

Ортоборная кислота относится к очень слабым кислотам, константа диссоциации равна 7е-10.

В отличие от других кислот, кислотные свойства Н3В03 обусловлены не отщеплением иона Н+, а присоединением гидроксид-иона ОН- воды: Н3В03 + H2O = [B(OH)4]- + H+.

При нейтрализации Н3ВО3 раствором щёлочи образуются комплексные ионы - тетрагидроксобораты: Н3В03 + NaOH = Na[B(OH)4].

При избытке щёлочи в растворе получаются тетрабораты, которые кристаллизуются из растворов в виде кристаллогидратов: 4Н3В03 + 2NaOH + ЗН20 = Na2B4O7*10H2O.

Тетрабораты можно получить и в результате твердофазной реакции: 4Н3В03 + 2NaOH = Na2B407 + 7H20 или 4Н3ВО3 + Na2C03 = Na2B407 + 6H20 + СО2.

Ортобораты (соли Н3В03) и метабораты (соли НВ02) получаются только в твердофазных реакциях, например при сплавлении оксидов бора и металла: В203 + 3Li20 = 2Li3BO3 или В203 + Li20 = 2LiBO2.

Орто- и метабораты в воде сильно гидролизуются, поскольку Н3В03 является очень слабой кислотой: Na3B03 + ЗН20 = 3NaOH + Н3В03.

Тетрабораты в водных растворах также гидролнзованы, причём продуктом гидролиза является борная кислота: Na2B407 + 7Н20 = 4H3BO3 + 2NaOH.

Наибольшее практическое значение среди боратов имеет бура Nа2В4О7*10Н2О (декагидрат тетрабората натрия). Её используют геологи для анализа минералов в полевых условиях.

Бура применяется и как антисептик. Фармакологическое действие её обу¬словлено гидролизом с выделением борной кислоты и щёлочи, которые вызывают свёртывание белков микробных клеток.

В состав стоматологических паст и клеев входит NaB02.

Оксид бора, борная кислота, бораты применяются для получения стекол, эмалей, глазури, огнестойких покрытий, флюсов.

Своё применение бор находит также в атомной промышленности. Он входит в состав материалов, поглощающих нейтроны в устройствах для регулирования цепных реакций в атомных реакторах.

Бор применяется как добавка к ракетному топливу, им насыщают поверхность стальных изделий для придания коррозионной стойкости (борирование).

Бор используют как упрочнитель композиционных материалов, как легирующую добавку к жаростойким материалам.

27// Алюминий. Строение, свойства, получение и применение алюминия и его сплавов. Свойства оксида и гидроксида алюминия. Алюмотермия. Гидролиз солей алюминия.

Из алюмосиликатов наиболее распространены полевые шпаты, слюды, каолин, цеолиты.

В промышленности искусственно получают цеолиты, обладающие сквозными пустотами с диаметром от 3 до 13 А. Такие цеолиты используют как молекулярные сита: они поглощают только те молекулы, которые могут войти в эти пустоты.

Молекулярные сита используют для разделения смесей углеводородов, очистки газов и жидкостей.

При переходе от бора к апюминию происходит увеличение атомного радиуса и уменьшение потенциалов ионизации, а, следовательно, появляются металлические свойства.

Алюминий - металл серебрисюго цвета мягкий, лёгкий и легкоплавкий (Тпл =660,4°С). Он имеет высокие механические и электрические характеристики.

Кристаллическая структура Аl при обычном давлении - кубическая, с плотнейшей упаковкой атомов.

Алюминий химически активен и на воздухе покрывается оксидной плёнкой Аl2О3, обладающей очень хорошим сцеплением с металлической поверхностью и высокой прочностью.

Она защищает металл от химического воздействия, и поэтому большинство реакций с участием металлического алюминия проходит со скрытым (латентным) периодом, необходимым для разрушения плёнки или для диффузии реагентов через неё.

Прочность оксида такова что, например, гранулированный алюминий не сплавляется в слиток даже при нагреве до 1200°С, так как каждая капля расплава окружена плотной плёнкой оксида.

В мелкораздробленном состоянии (пудра) и при высокой температуре А1 сгорает в чистом кислороде с выделением большого количества теплоты: 4А1 + 302 = 2А1203; ?Н° = - 1676 кДж/моль.

При нагревании алюминий реагирует с серой: 2AI + 3S = Al2S3.

С фтором, хлором и бромом А1 взаимодействует при обычных условиях, а с иодом - при нагревании или в присутствии катализатора (Н2О). Продуктами реакций являются тригатогениды алюминия AlHal3.

При сильном нагревании Al(800°С) реагируeт с азотом, образуя нитрид: 2Аl + N2 = 2AlN.

Алюминий обладает сильными восстановительными свойствами. Широко используется способность порошкового алюминия к восстановлению металлов из их оксидов - "алюмотермия", например: 2AI + Fe203 = Аl203 + 2Fe.

Подобные реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты и повышением температуры до 1200-3000°С. Методом алюмотермии можно получить из оксидов такие металлы, как железо, марганец, хром, ванадий и вольфрам.

В соответствии со своим положением в ряду cтандартных электродных потенциалов (Е°(А13+/А1) = -1,66 В) алюминий должен растворяться в воде. На практике эта реакция не идёт из-за наличия на поверхности металла оксидной плёнки.

Лишённый защитного слоя (например, методом амальгамирования) алюминий легко взаимодействует с водой: 2А1 + 6Н20 = 2А1(ОН)3 + ЗН2.

При обычных условиях алюминий растворяется в растворах кислот и щелочей:

2Аl + 6HCl = 2А1Сl3 + ЗН2

2Al + 2КОН + 6Н20 = 2K[Al(OH)4] + ЗН2.

Важным свойством алюминия является его инертность по отношению к концентрированным кислотам-окислителям HNO3 и H2SO4 на холоду. Это объясняется тем, что подобные кислородсодержащие вещества увеличивают толщину и прочность оксидной плёнки и усиливают склонность алюминия к пассивации.

Металлический алюминий образует сплавы с большинством известных металлов и неметаллов (например, Si). Многие сплавы на основе алюминия, например, дюралюминий, силумин, алюминиевая бронза имеют широкое практическое применение в самолётостроении и кораблестроении.

Гидрид алюминия имеет полимерное строение (АlН3)n и представляет собой порошок белого цвета.

При температуре выше 105°С он разлагается с выделением водорода.

Подробно гидридам бора, гидрид алюминия - соединение с дефицитом электронов на р-орбитали, поэтому для восполнения этого дефицита он образует гидридоалюминаты:

nNaH + (АlН3)n = nNa[AlH4]

2NaH + Na[AlH4] = Na3[AlH6].

Гидридоалюминаты представляют собой белые твёрдые вещества.

Они являются сильными восстановителями, поскольку водород, входящий в состав комплексного аниона, имеет степень окисления 1.

Гидридоалюминаты, как и гидридобораты, широко применяются в органическом синтезе как восстановители.

Оксид алюминия Аl2O3 образуется самопроизвольно на поверхности металла.

Его можно также синтезировать путём термического разложения некоторых соединений алюминия, например, нитрата или гидроксида:

4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O.

Оксид Аl2О3 имеет несколько модификаций. В земной коре встречается наиболее устойчивая кристатлическая модификация а-Аl2О3 в виде минерала корунда.

Искусственно получаемый из бокситов сильно прокатенный Аl2О3, называемый алундом, широко используется как огнеупорный материал.

Оксид алюминия Аl2О3, прошедший высокотемпературную обработку, химически инертен.

Непрокаленный оксид алюминия растворяется в кислотах с образованием солей, катион Аl в которых существует в форме аквакомплекса [A1(H20)6]3+: Аl2О3 + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН20.

В растворах щелочей оксид алюминия растворяется с образованием гидроксокомплексов [А1(ОН)4]- или [А1(ОН)6]3-: Аl203 + 3H20 + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4].

В расплавах щелочей образуются метаалюминаты Аl02-: Al2O3 + 2NaOH = 2NaAl02 + Н20.

Метаалюминаты щелочных металлов устойчивы только в твёрдом состоянии, при растворении в воде они превращаются в гидроксоалюминаты: NaAl02 + 2Н20 = Na[AI(OH)4].

Метаалюминаты можно получить при спекании карбонатов с оксидом алюминия: А1203 + Na2C03 = 2NaA102 + C02.

Гидроксид алюминия А1(ОН)3 получают при взаимодействии солей алюминия со щёлочью или раствором аммиака:

АlСl3 + 3NaOH = Аl(ОН)3 + 3NaCl

AlCl3 + 3NH3 + ЗН20 = 3NH4Cl + Аl(ОН)3.

Растворимые соли Аl3+ подвергаются сильному гидролизу, поэтому их растворы имеют кислую реакцию: Аl(Н20)63+ + Н20 = [Аl(Н20)5ОН]2+ + Н30+.

Из-за сильного гидролиза многие соли алюминия, такие, как сульфид (Al2S3), сульфит Al2(S03)3, карбонат Аl2(С03)3 и цианид Al(CN)3 нельзя получить в водном растворе: Al2S3 + 6Н20 = 2Аl(ОН)3 + 3H2S.

Человеческий организм содержит микроколичества А1 (~1e-5%). Суточное потребление алюминия человеком ~47 мг. Алюминий влияет на рост эпителиальной и соединительной тканей, на регенерацию костных тканей, на обмен фосфора.

Соли алюминия, в частности алюмокалиевые квасцы, KAl(S04)2*12H2O, применяют в медицине для полосканий, промываний при воспалительных заболеваниях кожи и слизистых оболочек, а также как кровеостанавливающее средство.

Жженые квасцы K[AI(S04)2] используют в виде присыпок при потливости ног. Осушающее действие связано с тем, что жжeные квасцы медленно поглощают воду: K[Al(SO4)2] + nH20 = KAl(S04)2*nH20.

Они также дезинфицируют кожу, разрушая белки микробов, в результате исчезает неприятный запах, который создают продукты жизнедеятельности микроорганизмов, питательной средой для которых является пот.

28//Металлы 2 группы. Получение, применение и свойства простых веществ. Биологическая роль магния, кальция. Свойства оксидов, гидроксидов и солей металлов 2 группы. Жесткость воды, цели и методы ее устранения.
Во IIА группу входят бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Са), стронций (Sr), барий (Ва), и радиоактивный радий (Ra). Кальций, стронций и барий объединяются в группу щелочноземельных элементов. Электронная конфигурация внешней орбитали элементов II А группы ns2. В соединениях они проявллют степень окисления +2.

Элементы II А группы обладают металлическими свойствами. В виде простых веществ они представляют собой серебристо-белые металлы.

Стандартные электродные потенциалы металлов IIА группы имеют отрицательные значения, что свидетельствует об их высокой восстановительной способности, которая закономерно возрастает с увеличением радиуса элементов.

Металлы IIА группы окисляются на воздухе, образуя оксиды: 2Э + 02 = 2ЭО; взаимодействуют с галогенами даже в обычных условиях: Э + Наl2 = ЭНаl2.

С менее активными неметаллами, такими, как азот, углерод, кремний, сера, металлы IIА группы взаимодействуют при нагревании:

ЗЭ + N2 = Э3N2

2Э + 2С = Э2С2

Э + S = 3S.

Все металлы II А группы, за исключением бериллия, взаимодействуют с водой с выделением водорода: Э + 2Н20 = Э(ОН)2 + Н2.

С магнием эта реакции идет при нагревании. Реакция бериллия и магния с водой термодинамически возможна и при комнатной температуре, но кинетически она затруднена из-за образования защитной оксидной пленки на поверхности металла. По свойствам и толщине пленка оксида бериллия сходна с Al2O3. Защитные свойства пленки MgO выражены слабее.

Металлы IIA группы легко растворяются даже в разбавленных кислотах (соляной, серной, уксусной и других), например: Э + 2НСl = ЭСl2 + Н2.

Бериллий, проявляя амфотерность, растворяется и в щелочах: Be + 2NaOH + 2H20 = Na2[Be(OH)4] + H2.

Оксиды элементов II А группы получаются при непосредственном взаимодействии металлов с кислородом, а также при термическом разложении гидроксидов, карбонатов, нитратов:

Э(ОН)2 = ЭО + Н20

ЭС03 = ЭО + С02

2Э(N03)2 = 2Э0 + 4N02 + 02.

Оксиды ЭО представляют собой устойчивые тугоплавкие вещества.

Все оксиды ЭО, за исключением оксида бериллия, обладают основными свойствами.

Оксиды щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя сильные основания, хорошо растворимые в воде и называемые щелочами: ЭО + Н20 = Э(ОН)2.

Оксид магния MgO при комнатной температуре реагирует с водой медленно, давая слабое основание, малорастворимое в воде.

Оксид бериллия ВеО амфотерен с преобладанием основных свойств. Предварительно прокаленный оксид бериллия химически инертен, поэтому его используют в качестве огнеупорного материала при изготовлении реактивных двигателей, тиглей, а также в электротехнике.

В ряду гидроксидов элементов IIA группы основные свойства усиливаются в подгруппе сверху вниз. Гидроксид бериллия амфотерен и легко растворяется в кислотах и щелочах.

Растворимость солей щелочноземельных металлов ниже, чем у солей магния. По этой причине в живых организмах основным веществом костной и зубной тканей является гидроксоапатит, состоящий из ионов кальция и фосфат-ионов.

В ряду Be - Mg - Са - Sr - Ва прочность комплексных ионов уменьшается.

Способность бериллия образовывать более прочные комплексы проявляется в том, что он образует множество комплексных соединений со всеми известными лигандами, например: [Ве(NНз)4]2+; [BeF4]2+; [Be(CN)4]2+; [Be(CNS)4]2+; [Be(N03)4]2+ и другие.

Бериллий в отличае от щелочно-земельных металлов - твёрдый и хрупкий. На воздухе бериллий, подобно алюминию, покрывается плёнкой оксида, который делает этот металл химически неактивным.

При обычных условиях или при небольшом нагревании бериллий реагирует с галогенами: Be + Г2 = ВеГ2.

При нагревании бериллий сгорает на воздухе с образованием оксида ВеО, реагирует с серой и азотом с образованием сульфида BeS и нитрида Вe3N2, соответственно. С водородом металл непосредственно не реагирует.

Защитная оксидная плёнка делает бериллий даже при нагревании инертным по отношению к воде. Однако он легко растворяется в разбавленных кислотах, например, НСl, СН3СООН, H2S04: Be + 2HCl = BeCl2 + H2.

В водных растворах ион Be2+ существует в виде аквакомплекса [Ве(Н20)4]2+.

С разбавленной азотной кислотой Be реагирует только при нагревании, а в концентрированной азотной и серной кислотах пассивируется.

С разбавленными растворами щелочей при нагревании бериллий образует гидроксобериллаты: Be + 2NaOH + 2H20 = Na2[Be(OH)4] + Н2.

Со многими металлами бериллий при сплавлении образует интерметаллические соединения - бериллиды. Соединения d-металлов МеВе12 (Me = Ti, Nb, Та, Mo); MeBe11 (Me = Nb, Та) имеют очень высокие температуры плавления и обладают повышенной жаростойкостью.

Металлический бериллий получают восстановлением его фторидов магнием: BeF2 + Mg = MgF2 + Be (порошок), либо электролизом расплава ВеСl2: ВеСl2 = Сl2 + Be.

Бериллий применяют в атомной технике (отражатели, замедлители и источники нейтронов), в авиации и ракетной технике. Широко известны его сплавы - бериллиевые бронзы (до 2,5 мас% Be), которые обладают уникальной упругостью и поэтому используются при изготовления практически «вечных» пружин. Широкому использованию бериллия мешает высокая стоимость и токсичность его соединений.

Гидрид ВеН2 можно получить только косвенным путем, например, при взаимодействии хлорида бериллия и гидрида лития в эфирном растворе: ВеСl2 + 2LiH = ВеН2 + 2LiCl или при разложении бериллоорганических соединений. Гидрид представляет собой полимер состава (ВеН2)n так же, как и гидрид алюминия.

Гидрид бериллия является сильным восстановителем. Он разлагается водой с выделением водорода: ВеН2 + Н20 = Be(OH)2 + Н2.

Оксид ВеО белое твёрдое тугоплавкое вещество (Тпл = 2470°С). Его можно получить не только прямым взаимодействием бериллия с кислородом, но и термическим разложением гидроксида, сульфата, нитрата или основного карбоната бериллия:

Ве(ОН)2 = ВеО + Н20

BeS04 = 2ВеО + 2S02 + 02

2Be(N03)2 = 2ВеО + 4N02 + 02

(ВеОН)2С03 = 2ВеО + Н20 + СО2.

По своим свойствам предварительно прокаленный ВеО сходен с оксидом алюминия (проявление диагонального сходства в периодической системе).

Так же, как Аl203 он химически инертен, хотя обладает более высокой энергией Гиббса образования.

Из-за инертности он реагирует только с расплавами щелочей, гидросульфатов щелочных металлов, с кислотными и основными оксидами:

ВеО + 2КОН = К2Ве02 + Н20

ВеО + 2KHS04 = BeS04 + K2S04 + H20

ВеО + Si02 = BeSi03

ВеО + MgO = MgBe02.

Низкотемпературная модификация ВеО (не прошедшая термообработку) при нагревании реагирует с растворами кислот и щелочей:

ВеО + 2НСl = ВеСl + Н20

ВеО + Н20 + 2NaOH = Na2[Be(OH)n].

Гидроксид Ве(ОН)2 малорастворим в воле я образует белую студенистую массу при осаждении из растворов солей Be2+ щелочами или раствором аммиака: BeS04 + 2NH3*H20 = Be(OH)2 + (NH4)2SO4.

При стоянии или при нагревании гидроксид быстро "стареет", что приводит к понижению его растворимости и уменьшению реакционной способности. В кислотах гидроксид бериллия легко растворяется: Ве(ОН)2 + 2НСl = BeCl2 + 2Н20.

Магний относится к числу распространённых элементов (1,4 мас%). Он встречается в виде силикатов Mg2Si04 - оливин, хлоридов, карбонатов и сульфатов, например, карналлита KCl*MgCl2*6H20, доломита MgCO3*СаС03. Много магния содержится в природных водах.

Кальций по распространённости в земной коре занимает третье место (1,5 мас.%). Содержание стронция и бария намного меньше: Sr - 8e-3 мас.%; Ва - 8e-12 мас.%. Эти элементы содержатся в силикатных породах, а также встречаются в виде карбонатов СаСОз (кальцит), сульфатов CaS04 (ангидрит), SrS04 (целестин), BaS04 (тяжёлый шпат), фторидов CaF2 (флюорит). Радий содержится в урановых рудах как продукт радиоактивного распада урана.

В свободном состоянии Mg, Ca, Sr и Ва представляют собой блестящие серебристо-белые металлы, которые на воздухе окисляются и тускнеют. Магний сравнительно мягкий и пластичный металл, кальций обладает наибольшей среди всех твёрдостью, стронций и барий немного мягче.

Химическая активность металлов очень высокая и возрастает от магния к щелочноземельным металлам и радию. Некоторая химическая инертность магния связана с образованием на его поверхности плотного слоя оксида, который препятствует протеканию процессов.

Магний при нагревании сгорает на воздухе ослепительно белым пламенем: 2Mg + 02 = 2MgO, при этом частично образуется нитрид магния: 3Mg + N2 = Mg3N2.

Магний взаимодействует с галогенами, окисляется при нагревании серой с образованием галогенидов и сульфида, соответственно:

Mg + Г2 = MgГ2

Mg + S = MgS.

С водородом магний непосредственно не реагирует.

Щелочноземельные металлы Ca, Sr и Ва окисляются кислородом и галогенами уже при обычных условиях. При небольшом нагревании протекают реакции этих металлов и с водородом: Э + Н2 - ЭН2; с азотом: 3Э + N2 = Э3N2; а также с углеродом и кремнием: 2Mg + Si = Mg2Si, 2Mg + C = Mg2C.

Радий реагирует с кислородом, азотом и галогенами при обычных условиях.

Магний, как и другие рассматриваемые металлы, стоит в ряду стандартных электродных потенциалов намного левее водорода, однако малорастворимый оксид, который формируется на поверхности металла, затрудняет его взаимодействие с водой. Оно начинается только при кипячении и протекает медленно: Mg + 2Н20 = Mg(OH)2 + Н2.

В отличие от магния щелочноземельные металлы быстро растворяются в воде с образованием сильных гндроксидов, щелочей, например: Са + 2Н20 = Са(ОН)2 + Н2.

Магний, щелочноземельные металлы и радий взаимодействуют с разбавленными кислотами: Э + H2S04 = ЭS04 + H2.

Химическая активность металлов в этих реакциях заметно возрастает вниз по группе.

Концентрированная серная кислота пассивирует магний. С азотной кислотой высокой концентрации металлы от Mg до Ва реагируют преимущественно с образованием оксида N20, а сильно разбавленная кислота восстанавливается до NH4+, например:

4Mg + 10HNO3 = N20 + 4Mg(N03)2 + 5H20

4Са + 10HNO3 = NH4NO3 + 4Ca(N03)2+ 3H20.

Металлический радий реагирует с кислотами ещё более активно, чем его соседи по IIА группе.

Из-за высокой химической активности металлы подгруппы кальция хранят под керосином в запаянных сосудах.

Гидрид магния MgH2, представляющий собой полимер со слоистой структурой, синтезируется так же, как ВеН2. Термически он более устойчив, чем ВеН2, водой не разлагается.

Гидриды щелочноземельных металлов получают прямым взаимодействием металла и водорода при нагревании: Са + Н2 = СаН2.

Эти соединения активно разлагаются водой: СаН2 + 2Н20 = Са(ОН)2 + 2Н2 и обладают сильными восстановительными свойствами: СаН2 + 2Сl2 = СаСl2 + 2НСl.

Оксиды магния и металлов подгруппы кальция ЭО - кристаллические вещества с высокими температурами плавления, получаемые прямым синтезом из простых веществ.

В лабораторной практике эти соединения обычно получают термическим разложением карбонатов или нитратов:

MgC03 = MgO + C02

2Ba(N03)2 = 2BaO + 4N02 + 02.

Оксиды ЭО - химически активные вещества, растворяющиеся в воде с образованием соответствующих гидроксидов. Реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты:

MgO + Н20 = Mg(OH)2

СаО + Н20 = Са(ОН)2.

В отличие от амфотерного оксида ВеО, оксиды Mg, Са, Sr и Ва имеют выраженный основной характер. Они взаимодействуют с кислотными оксидами, например: ЭО + Si02 = 3Si03 и хорошо растворяются в кислотах: Э0 + 2НСl = ЭСl2 + Н2О.

Гидроксиды Э(OH)2 подобно оксидам проявляют только основные свойства.

Гидроксид магния относится к основаниям средней силы, а гидроксиды щелочноземельных металлов нацело диссоциируют по первой ступени даже в не очень разбавленных растворах, проявляя свойства сильных оснований.

Наличие в воде солей кальция и магния обусловливает её жёсткость. Различают жёсткость временную и постоянную. Временную жесткость придают воде гидрокарбонаты, а постоянную - сульфаты и хлориды кальция и магния.

От временной жёсткости можно избавиться кипячением воды, при этом растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты, которые выпадают в осадок: Са(НС03)2 = СаСО3 + С02 + Н20.

Для избавления от постоянной жёсткости в воду добавляют реагенты, в состав которых входят анионы СО3 и ОН. Это приводит к образованию малорастворимых соединений, которые можно удалить фильтрованием.

Более современные способы избавления от жесткости состоят в добавлении к воде соединений, называемых «комплексонами», которые связывают ионы Са2+, Mg2+ и Fe2+ в прочные комплексные соединения, не образующие осадков, или в "деминерализации" воды с помощью ионнообменных смол.