Из него сложен костный скелет, но организм не способен вырабатывать элемент самостоятельно. Речь о кальции. Взрослым женщинам и мужчинам в сутки необходимо получать не менее 800-от миллиграммов щелочноземельного металла. Извлечь его удается из овсянки, фундука, молока, ячневой крупы, сметаны, фасоли, миндаля.

Кальций содержится и в горохе, горчице, твороге. Правда, если сочетать их со сладостями, кофе, колой и продуктами, богатыми щавелевой кислотой, усвояемость элемента падает.

Желудочная среда становится щелочной, кальций захватывается в нерастворимые и выводится из организма. Кости и зубы начинают разрушаться. Что же такого в элементе, раз он стал одним из самых важных для живых существ и есть ли веществу применение вне их организмов?

Химические и физические свойства кальция

В периодической системе элемент занимает 20-е место. Оно находится в главной подгруппе 2-ой группы. Период, к которому принадлежит кальций, 4-ый. Это значит, что у атома вещества 4 электронных уровня. На них расположены 20 электронов, на что указывает атомный номер элемента. Он же свидетельствует и о его заряде — +20.

Кальций в организме , как и природе, — щелочноземельный металл. Значит, в чистом виде элемент серебристо-белый, блестящий и легкий. Твердость щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных.

Показатель кальция – около 3-х баллов по . Такой же твердостью обладает, к примеру, гипс. 20-ый элемент режется ножом, но значительно труднее, чем любой из просто щелочных металлов.

В чем суть названия «щелочноземельный»? Так кальций и другие металлы его группы окрестили алхимики. Оксиды элементов они именовали землями. Оксиды веществ группы кальция сообщают воде щелочную среду.

Однако, , радий, барий, как и 20-ый элемент, встречаются не только в сочетании с кислородом. В природе много солей кальция. Наиболее известная из них – минерал кальцит. Углекислая форма металла – небезызвестные мел, известняк и гипс. Каждый из них, это карбонат кальция .

Есть у 20-го элемента и летучие соединения. Они окрашивают пламя в оранжево-красный, что становится одним из маркеров для определения веществ.

Горят все щелочноземельные металлы легко. Чтобы кальций вступил в реакцию с кислородом, достаточно обычных условий. Только вот в природе элемент не встречается в чистом виде, лишь в соединениях.

Окси кальция – пленка, которой покрывается металл, окажись он на воздухе. Налет желтоватый. В нем скрыты не только стандартные окислы, но и перекиси, нитриды. Окажись кальций не на воздухе, а в воде, он вытеснит из нее водород.

При этом, выпадает осадок – гидроксид кальция . Остатки чистого металла всплывают на поверхность, подталкиваемые пузырьками водорода. Та же схема работает и с кислотами. С соляной, например, в осадок выпадает хлорид кальция и выделяется водород.

Для некоторых реакций нужна повышенная температура. Если она дойдет до 842-х градусов, кальций можно расплавить. При 1 484-х по шкале Цельсия металл закипает.

Раствор кальция , как и чистый элемент, хорошо проводит тепло и электрический ток. Но, если вещество сильно нагрето, металлические свойства теряются. То есть, их нет ни у расплавленного, ни у газообразного кальция.

В организме человека элемент представлен и твердым, и жидким агрегатным состояниями. Размягченный кальций вода , которая присутствует в , переносит легче. За пределами костей находится лишь 1% 20-го вещества.

Однако, его транспортировка по тканям играет важную роль. Кальций крови регулирует сокращение мышц, в том числе и сердечных, поддерживает в норме артериальное давление.

Применение кальция

В чистом виде металл находит применение в . Они идут на аккумуляторные решетки. Присутствие в сплаве кальция на 10-13% снижает саморазряд батарей. Это особенно важно для стационарных моделей. Из смеси свинца и 20-го элемента изготавливают, так же подшипники. Один из сплавов так и называется – подшипниковый.

На фото продукты, содержащие кальций

В сталь щелочноземельный металл добавляют, чтобы очистить сплав от примесей серы. Восстановительные свойства кальция пригождаются и при производстве урана, хрома, цезия, рубидия, .

Какой кальций применяют в черной металлургии? Все тот же чистый. Разница в назначении элемента. Теперь, он играет роль . Это добавка к сплавам, снижающая температуру их формирования и облегчающая отделение шлаков. Гранулы кальция засыпают в электровакуумные приборы, чтобы удалить из них следы воздуха.

48-ой изотоп кальция пользуется спросом на атомных предприятиях. Там производят сверхтяжелые элементы. Сырье получают на ускорителях ядер. Разгоняют их при помощи ионов – своеобразных снарядов. Если в их роли выступает Ca48, эффективность синтеза увеличивается в сотни раз по сравнению с использованием ионов других веществ.

В оптике 20-ый элемент ценят уже в качестве соединений. Фторид и вольфрамат кальция становятся линзами, объективами и призмами астрономических приборов. Встречаются минералы и в лазерной технике.

Фторид кальция геологи именуют флюоритом, а вольфрамид – шеелитом. Для оптической промышленности отбирают их монокристаллы, то есть отдельные, крупные агрегаты с непрерывной решеткой и четкой формой.

В медицине, так же, прописывают не чистый металл, а вещества на его основе. Они проще усваиваются организмом. Глюконат кальция – наиболее дешевое средство, используется при остеопорозе. Препарат «Кальций Магний » прописывают подросткам, беременным женщинам и пожилым гражданам.

Им БАД нужен, чтобы обеспечить повышенную потребность организма в 20-ом элементе, избежать патологий развития. Кальциево-фосфорный обмен регулирует «Кальций Д3» . «Д3» в названии средства говорит о наличии в нем витамина D. Он редок, но нужен для полноценного усвоения кальция .

Инструкция к «Кальцию никомед3» указывает, что препарат относится к фармацевтическим составам комбинированного действия. То же говорится и о хлористом кальции . Он не только восполняет дефицит 20-го элемента, но и спасает от интоксикаций, а так же, способен заместить плазму крови. При некоторых патологических состояниях это бывает необходимо.

В аптеках выставлен и препарат «Кальций – кислота аскорбиновая». Такой дуэт прописывают при беременности, во время кормления грудью. Нуждаются в добавке и подростки.

Добыча кальция

Кальций в продуктах , минералах, соединениях, известен человечеству издревле. В чистом же виде металл выделили лишь в 1808-ом году. Удача улыбнулась Хемфри Дэви. Английский физик добыл кальций путем электролиза расплавленных солей элемента. Этот способ применяют и сейчас.

Однако, промышленники чаще прибегают ко второму методу, открытому уже после изысканий Хемфри. Кальций восстанавливают из его оксида. Реакцию запускают порошком , иногда, . Взаимодействие проходит в условиях вакуума при повышенных температурах. Впервые выделили кальций таким путем в середине прошлого века, в США.

Цена кальция

Производителей металлического кальция немного. Так, в России поставками занимается, в основном, Чапецкий Механический завод. Он находится в Удмуртии. Предприятие торгует гранулами, стружкой и кусковым металлом. Ценник за тонну сырья держится в районе 1 500 долларов.

Товар предлагают и некоторые химические лаборатории, к примеру, общество «Русский Химик». Последнее, предлагает 100-граммовый кальций. Отзывы свидетельствуют, что это порошок под маслом. Стоимость одной упаковки – 320 рублей.

Кроме предложений купить реальный кальций, в интернете торгуют и бизнес-планами по его производству. Примерно за 70 страниц теоретических выкладок просят около 200-от рублей. Большинство планов составлено в 2015-ом году, то есть, еще не утратили актуальность.

Электронная формула атома кальция 20 Са 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Электронная формула его иона 12 Са 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 .

В растворе ионы кальция Са2+ гидратированы и не имеют окраски, однако летучие соединения окрашивают пламя в оранжево-красный цвет.

На воздухе кальций тотчас покрывается пленкой в состав которой могут входить: оксид (СаО), пероксид (СаО 2) и нитрид (Ca 3 N 2). Кальции является очень активным металлом, его электродный потенциал −2,87 В. Поэтому его хранят под слоем керосина или в атмосфере инертного газа.

Кальций реагирует с водой по уравнению:

Са + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2 .

Малая скорость разложения кальцием воды объясняется малой растворимостью гидроксида кальция, образующеюся на поверхности металла. С повышением температуры растворимость Са(ОН) 2 еще больше уменьшается вследствие образования кристаллогидратов.

Обычно оксид кальция СаО получают при термическом разложении карбоната кальция:

СаCO 3 СаO + СО 2 − 178 кДж/моль.

В зависимости от природных форм карбоната кальция (структура, состав, вид и количество примесей) температуры разложения его могут несколько отличаться Полученный термическим разложением природных форм СаCO 3 оксид кальция называют негашеной известью или «кипелкой», которая может содержать примеси.

Оксид кальция энергично реагирует с водой с выделением теплоты, образуя гидроксид кальция:

СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 + 65,3 кДж/моль.

(гашёная известь)

Гидроксид кальция − сильное основание, мало растворимое в воде. Насыщенный раствор гидроксида кальция называется известковой водой и имеет щелочную реакцию (pH>7). На воздухе известковая вода быстро мутнеет из-а поглощения из воздуха оксида углерода (IV) и образования нерастворимого карбоната кальция:

Са(ОН) + СО 2 = CaCO 3 + Н 2 О.

Гашёную известь широко используют в строительстве: для изготовления известкового раствора; при проведении побелки разных помещений; для смягчения жесткой воды; в бетонах невысоких марок, которые используются в сухих помещениях; в производстве кирпича, газосиликатных блоков; для изготовления сухих строительных смесей (штукатурки, затирки, шпатлевки).

При взаимодействии с кислотами оксид и гидроксид кальция образуют соответствующие соли. Соли с анионами Сl − , Br − , I − и хорошо растворимы в воде, напротив, с анионами F − , , и − малорастворимы. Крайне малой растворимостью оксалата кальция СаС 2 О 4 пользуются для обнаружения следов этого элемента, например, в обычной питьевой воде

Если карбонат кальция малорастворимая соль, то гидрокарбонат кальция Са(HCO 3) 2 хорошо растворим в воде. В природных условиях гидрокарбонат кальция получается, когда породы, содержащие СаСО 3 , подвергаются воздействию воды и растворенного в ней оксида углерода (IV):

СаCO 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(HCO 3) 2 .

Присутствие гидрокарбоната кальция в воде вызывает временную жёсткость воды. Реакцию, протекающую в природных условиях, можно воспроизвести и в лабораторных условиях, насыщая известковую воду оксидом углерода (IV). Для карбоната СаCO 3 не характерно образование кристаллогидратов.

Напротив, нитрат кальция выделяется в виде кристаллогидрата Са(NO 3) 2 ∙4Н 2 О. Также в виде кристаллогидрата получается и сульфат кальция СаSO 4 ∙2Н 2 О − гипс. Двухводный гипс способен при нагревании терять (частично или полностью) воду, переходя в СаSO 4 ∙0,5Н 2 О (полуводный гипс, нагрев до 180 °С) и СаSO 4 (растворимая безводная форма – ангидрит, не выше 400 °С).

Полуводный гипс и безводный сульфат кальция способны вновь присоединять воду, образуя СаSO 4 ∙2Н 2 О в виде твердого камневидного тела. На этом основано применение полуводного гипса и ангидрита в качестве вяжущих строительных материалов, а также использование полуводного гипса в медицине (гипсовые повязки).

Кальций располагается в четвертом большом периоде, второй группе, главной подгруппе, порядковый номер элемента - 20. Согласно периодической таблице Менделеева, атомный вес кальция - 40,08. Формула высшего оксида - СаО. Кальций имеет латинское название cal­ci­um , поэтому символ атома элемента - Са.

Характеристика кальция как простого вещества

При обычных условиях кальций - это металл серебристо-белого цвета. Имея высокую химическую активность, элемент способен образовывать множество соединений разных классов. Элемент представляет ценность для технических и промышленных химических синтезов. Металл широко распространен в земной коре: его доля составляет около 1,5 %. Кальций относится к группе щелочноземельных металлов: при растворении в воде он дает щелочи, но в природе встречается в виде множественных минералов и . Морская вода содержит кальций в больших концентрациях (400 мг/л).

Чистый натрий

Характеристики кальция зависят от строения его кристаллической решетки. У этого элемента она бывает двух типов: кубическая гранецентрическая и объемноцентрическая. Тип связи в молекуле - металлический.

Природные источники кальция:

• апатиты;
• алебастр;
• гипс;
• кальцит;
• флюорит;
• доломит.

Физические свойства кальция и способы получения металла

В обычных условиях кальций находится в твердом агрегатном состоянии. Металл плавится при 842 °С. Кальций является хорошим электро- и теплопроводником. При нагревании он переходит сначала в жидкое, а затем в парообразное состояние и теряет металлические свойства. Металл является очень мягким и режется ножом. Кипит при 1484 °С.

Под давлением кальций теряет металлические свойства и способность к электропроводимости. Но затем металлические свойства восстанавливаются и проявляются свойства сверхпроводника, в несколько раз превышающего по своим показателям остальные .

Кальций долго не удавалось получить без примесей: из-за высокой химической активности этот элемент не встречается в природе в чистом виде. Элемент был открыт в начале XIX века. Кальций как металл впервые синтезировал британский химик Гемфри Дэви. Ученый обнаружил особенности взаимодействия расплавов твердых минералов и солей с электрическим током. В наши дни электролиз солей кальция (смеси хлоридов кальция и калия, смеси фторида и хлорида кальция) остается самым актуальным способом получения металла. Кальций также извлекают из его оксида с помощью алюминотермии - распространенного в металлургии метода.

Химические свойства кальция

Кальций - активный металл, вступающий во многие взаимодействия. При нормальных условиях он легко реагирует, образуя соответствующие бинарные соединения: с кислородом, галогенами. Нажмите , чтобы узнать больше о соединениях кальция. При нагревании кальций реагирует с азотом, водородом, углеродом, кремнием, бором, фосфором, серой и другими веществами. На открытом воздухе мгновенно взаимодействует с кислородом и углекислым газом, поэтому покрывается серым налетом.

Бурно реагирует с кислотами, при этом иногда воспламеняется. В солях кальций проявляет интересные свойства. Например, пещерные сталактиты и сталагмиты - это карбонат кальция, постепенно образовавшийся из воды, углекислого газа и гидрокарбоната в итоге процессов внутри подземных вод.

Из-за высокой активности в обычном состоянии кальций хранится в лабораториях в темной герметичной стеклянной посуде под слоем парафина или керосина. Качественная реакция на ион кальция - окрашивание пламени в насыщенный кирпично-красный цвет.

Кальций окрашивает пламя в красный цвет

Идентифицировать металл в составе соединений можно по нерастворимым осадкам некоторых солей элемента (фторид, карбонат, сульфат, силикат, фосфат, сульфит).

Реакция воды с кальцием

Кальций хранят в банках под слоем защитной жидкости. Чтобы провести , демонстрирующий, как происходит реакция воды и кальция, нельзя просто достать металл и отрезать от него нужный кусочек. Металлический кальций в лабораторных условиях проще использовать в виде стружки.

Если металлической стружки нет, а в банке есть только большие куски кальция, потребуются пассатижи или молоток. Готовый кусочек кальция нужного размера помещают в колбу или стакан с водой. Кальциевую стружку кладут в посуду в марлевом мешочке.

Кальций опускается на дно, и начинается выделение водорода (сначала в месте, где находится свежий излом металла). Постепенно с поверхности кальция выделяется газ. Процесс напоминает бурное кипение, одновременно образовывается осадок гидроксида кальция (гашёная известь).

Гашение извести

Кусок кальция всплывает, подхваченный пузырьками водорода. Примерно через 30 секунд кальций растворяется, а вода из-за образования взвеси гидроксида становится мутно-белой. Если реакцию проводить не в стакане, а в пробирке, можно наблюдать выделение тепла: пробирка быстро становится горячей. Реакция кальция с водой не заканчивается эффектным взрывом, но взаимодействие двух веществ протекает бурно и выглядит зрелищно. Опыт безопасен.

Если мешочек с оставшимся кальцием вынуть из воды и подержать на воздухе, то через некоторое время в результате продолжающейся реакции наступит сильное разогревание и оставшаяся в марле закипит. Если часть помутневшего раствора отфильтровать через воронку в стакан, то при пропускании через раствор оксида углерода CO₂ получится осадок. Для этого не нужен углекислый газ - можно продувать выдыхаемый воздух в раствор через стеклянную трубочку.

Натрий – элемент 3-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,93), проявляет только металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли натрия хорошо растворимы в воде.

В природе – пятый по химической распространенности элемент (второй среди металлов), встречается только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко-желтый цвет (качественное обнаружение).

Натрий Na. Серебристо-белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. С ртутью образует жидкий сплав - амальгаму (до 0,2 % Na).

Весьма реакционноспособный, во влажном воздухе натрий медленно покрывается гидроксидной пленкой и теряет блеск (тускнеет):

Натрий химически активен, сильный восстановитель. Воспламеняется на воздухе при умеренном нагревании (>250 °C), реагирует с неметаллами:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 2Na + H 2 = 2NaH

2Na + Cl 2 = 2NaCl 2Na + S = Na 2 S

6Na + N 2 = 2Na 3 N 2Na + 2C = Na 2 C 2

Очень бурно и с большим экзо -эффектом натрий реагирует с водой:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + Н 2 ^ + 368 кДж

От теплоты реакции кусочки натрия расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться из-за выделения Н 2 . Реакция сопровождается резкими щелчками вследствие взрывов гремучего газа (Н 2 + O 2). Раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет (щелочная среда).

В ряду напряжений натрий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +).

Получение натрия в промышленности:

(см. также ниже получение NaOH).

Натрий применяется для получения Na 2 O 2 , NaOH, NaH, а также в органическом синтезе. Расплавленный натрий служит теплоносителем в ядерных реакторах, а газообразный – используется как наполнитель желтосветных ламп наружного освещения.

Оксид натрия Na 2 O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение (Na +) 2 O 2- . Термически устойчивый, при прокаливании медленно разлагается, плавится под избыточным давлением пара Na. Чувствителен к влаге и углекислому газу в воздухе. Энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, кислородом (под давлением). Применяется для синтеза солей натрия. Не образуется при сжигании натрия на воздухе.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: термическое разложение Na 2 O 2 (см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na 2 O 2:

2Na + 2NaOH = 2Na a O + H 2 (600 °C)

2Na + Na 2 O 2 = 2Na a O (130–200 °C)

Пероксид натрия Na 2 O 2 . Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na +) 2 O 2 2- . При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O 2 . Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O 2 при кипячении - качественная реакция на пероксиды). Сильный окислитель, слабый восстановитель. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO 2), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 (400–675 °C, вакуум)

Na 2 O 2 + 2Н 2 O = Н 2 O 2 + 2NaOH (на холоду)

2Na 2 O 2 + 2Н 2 O = O 2 ^ + 4NaOH (кипячение)

Na 2 O 2 + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н 2 O 2 (на холоду)

2Na 2 O 2 + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н 2 O + O 2 ^ (кипячение)

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3

Na 2 O 2 + 4H + + 2I - = I 2 v + 2H 2 O + 2Na +

5Na 2 O 2 + 16H + + 2MnO 4 - = 5O 2 ^ + 2Mn 2+ + 8H 2 O + 10Na +

3Na 2 O 2 + 2 3- = 2CrO 2 4- + 8OH - + 2H 2 O + 6Na + (80 °C)

Получение: сжигание Na на воздухе.

Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na +)(OH -). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO 3). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с экзо -эффектом, +56 кДж). Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:

NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (конц.) = NaH 2 PO 4 + H 2 O

2NaOH (разб.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

3NaOH (конц.) + H 3 PO 4 (разб.) = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2NaOH (T) + M 2 O 3 = 2NaMO 2 + H 2 O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (конц.) + 3H 2 O + AI 2 O 3 = 2Na (кипячение)

2NaOH (T) + M(OH) 2 = Na 2 MO 2 + 2H 2 O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (конц.) + Zn(OH) 2 = Na 2

Осаждает нерастворимые гидроксиды:

2NaOH + MCl 2 = 2NaCl + M(OH) 2 v (M = Mg, Cu)

Подвергает дисмутации галогены и серу:

2NaOH (конц., хол.) + Е 2 = NaE + NaEO + H 2 O (Е = Cl, Br)

6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

Подвергается электролизу в расплаве:

Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO 3), корродирует поверхность алюминия (образуются Na и Н 2).

Получение NaOH в промышленности :

а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:

б) электролиз раствора NaCl на ртутном катоде (амальгамный способ):

(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).

Едкий натр – важнейшее сырье химической промышленности. Используется для получения солей натрия, целлюлозы, мыла, красителей и искусственного волокна; как осушитель газов; реагент в извлечении из вторичного сырья и очистке олова и цинка; при переработке руд алюминия (бокситов).

Калий – элемент 4-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 1 , степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,91), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли калия хорошо растворимы в воде.

В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида КCl, сульфата K 2 SO 4 и золы растений.

Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет (качественное обнаружение).

Калий К. Серебристо-белый металл, легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Хранят калий под слоем керосина. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму.

По химическим свойствам похож на натрий, но еще более реакционноспособный. Во влажном воздухе тускнеет, покрываясь гидроксидной пленкой.

Калий проявляет сильные восстановительные свойства. Активно сгорает на воздухе до КO 2 , реагирует с водородом (продукт KH), хлором (КCl), серой (K 2 S).

Энергично и с высоким экзо -эффектом калий разлагает воду:

2К + 2H 2 O = 2KOH + Н 2 ^ + 392 кДж,

выделяющийся водород тут же воспламеняется.

В ряду напряжений калий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +), при этом серная кислота частично восстанавливается до SO 2 .

Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.

Применяется калий для синтеза его соединений (КO 2 , KH, соли), в виде расплава (в смеси с Na) – как теплоноситель в ядерных реакторах.

Гидроксид калия КОН. Основный гидроксид, щёлочь, техническое название едкое кали. Белый, имеет ионное строение К + ОН - . Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ (образуется КНСO 3). Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с высоким экзо -эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло (образуется K 2 SiO 3).

Важнейшие реакции и методы получения КОН в промышленности аналогичны свойствам и получению NaOH.

Применяется КОН в производстве мыла, как адсорбент газов, дегидратирующий агент, осадитель нерастворимых гидроксидов металлов.

5.3. Кальций

Кальций – элемент 4-го периода и IIA-группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде.

В природе – шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO 3 , СаО, цианамид кальция CaCN 2 и др.).

Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение).

Кальций Са. Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .

Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод - кальцийтержия):

ЗСа + Cr 2 O 3 = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V 2 O 5 = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо -эффектом):

Са + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + Н 2 ^ + 413 кДж

В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H 2 SO 4 вытесняет водород (за счет Н 2 O и Н +):

Ca + 2H+ = Са 2+ + Н 2 ^

Получение кальция в промышленности :

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ O 2- . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо -эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900-1200 °C):

СаСO 3 = СаО + СO 2

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 . Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН -) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение Са(ОН) 2 в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).

5.4. Жёсткость воды

Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой. В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь – нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временную и постоянную жесткость воды.

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO 3) 2 (М = Са, Mg) и Fe(HCO 3) 2 . Если количественно определяют содержание ионов HCO 3 - , говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са 2+ , Mg 2+ и Fe 2+ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:

Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 v + Н 2 O + СO 2 ^

Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 v + 2СO 2 ^

4Fe(HCO 3) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 v + 8CO 2 ^ + 4H 2 O

Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро-ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.

Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия:

устранение временной жесткости:

Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСO 3 v + 2Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = CaMg(CO 3) 2 v + 2Н 2 O

4Fe(HCO 3) 2 + 8Са(ОН) 2 + O 2 = 4FeO(OH)v + 8СаСO 3 v + 10Н 2 O

устранение постоянной жесткости:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = СаСO 3 v + 2NaNO 3

2MgSO 4 + Н 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + СO 2 ^ + 2Na 2 SO 4

3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 v + 6NaCl

В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированная вода является мягкой, подобно дождевой воде.

5.5. Алюминий

Алюминий – элемент 3-го периода и IIIA-группы Периодической системы, порядковый номер 13. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 1 , степени окисления + III и 0.

По электроотрицательности (1,47) одинаков с бериллием, проявляет амфотерные (кислотные и основные) свойства. В соединениях может находиться в составе катионов и анионов.

В природе – четвертый по химической распространенности элемент (первый среди металлов), находится в химически связанном состоянии.

Алюминий Al . Серебристо-белый, блестящий, легкий и пластичный металл. На воздухе покрывается матовой защитной пленкой Al 2 O 3 , весьма устойчивой и защищающей металл от коррозии; пассивируется в воде и концентрированной HNO 3 (образование той же оксидной пленки).

Реакционноспособный, сгорает на воздухе, при комнатной температуре реагирует с галогенами Cl 2 , Br 2 и I 2 , при нагревании – с фтором, серой:

4Al(порошок) + 3O 2 (воздух) = 2Al 2 O 3 (700 °C)

2Al(порошок) + ЗЕ 2 = 2AlЕ 3 (25 °C, Е = CI, Br)

2Al(порошок) + 3I 2 = 2AlI 3 (25 °C, кат. – капля Н 2 O)

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (600 °C)

2Al + 3S = Al 2 S 3 (150–200 °C)

Алюминий восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод - алюминотермия):

Амальгамированный алюминий, т. е. очищенный от оксидной пленки, энергично и с большим экзо -эффектом реагирует с водой:

2Al + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 v + ЗН 2 ^ + 836 кДж

Алюминий – сильный (типичный) восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода; вытесняет водород из разбавленных кислот НCl и H 2 SO 4:

2Al + 6Н+ = 2Al 3+ + ЗН 2 ^

и, проявляя амфотерность, из концентрированного раствора щелочей (окислитель – вода):

2Al + 2NaOH + 6Н 2 O = 2Na + ЗН 2 ^ (80 °C)

Реагирует со щелочами в расплаве (также демонстрируя амфотерные свойства):

2Al + 6NaOH (T) = 2NaAlO 2 + ЗН 2 + 2Na 2 O (450 °C)

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой:

Al + 4НNO 3 (разб.) = Al(NO 3) 3 + NO^ + 2Н 2 O

и восстанавливает N v до N -III в реакциях с очень разбавленной азотной кислотой и ее солями:

8Al + З0НNO 3 (оч. разб.) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9Н 2 O

8Al + 18Н 2 O + 5КОН + 3KNO 3 = 8К + 3NH 3 ^ (кипячение)

(движущей силой этих реакций служит промежуточное выделение атомарного водорода Н 0 , а во второй реакции – также и образование устойчивого гидроксокомплекса -).

Получение алюминия в промышленности – электролиз Al 2 O 3 в расплаве криолита Na 3 при 950 °C:

Применяется как реагент в алюминотермии для получения редких металлов и термитной сварке стальных конструкций. Алюминий – важнейший конструкционный материал, основа легких коррозионно-стойких сплавов (с магнием - дуралюмин, или дюраль, с медью - желтая алюминиевая бронза, из которой чеканят мелкую разменную монету). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.

Оксид алюминия Al 2 O 3 . Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, имеет ионное строение (Al 3+) 2 (O 2-) 3 . Тугоплавкий, термически устойчивый. Аморфный порошок гигроскопичен и химически активен, кристаллический – очень тверд и химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Переводится в раствор концентрированными кислотами и щелочами, реагирует со щелочами и карбонатом натрия при сплавлении. Применяется как сырье в производстве алюминия, для изготовления огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, особо чистый Al 2 O 3 – для изготовления рубиновых лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Cr 2 O 3 (красный цвет), Ti 2 O 3 и Fe 2 O 3 (голубой цвет).

Уравнения важнейших реакций:

(эта реакция используется для «вскрытия» бокситов)

В природе входит в состав глины и бокситов, образует минерал корунд.

Гидроксид алюминия Al(ОН) 3 . Амфотерный гидроксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Связи Al – ОН преимущественно ковалентные. Разлагается при нагревании без плавления. Практически не растворяется в воде. Реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Не реагирует с NH 3 Н 2 O, NH 4 Cl, СO 2 , SO 2 и H 2 S. Метагидроксид АlO(ОН) химически менее активен, чем Al(ОН) 3 . Промежуточный продукт в производстве алюминия. Применяется для синтеза других соединений алюминия (в том числе криолита), органических красителей, как лекарственный препарат при повышенной кислотности желудочного сока.

Уравнения важнейших реакций:

Термическое разложение

основная и кислотная диссоциация в растворе

(реакции характеризуют очень малую растворимость в воде и амфотерность гидроксида, поставляющего в раствор одновременно ионы ОН и Н + примерно в равной концентрации; гидроксид диссоциирует слабее, чем сама вода)

Амфотерные свойства

Al(ОН) 3 + ЗНСlразб.) = AlCl 3 + ЗН 2 O

Al(ОН) 3 + NaOH (т) = NaAlO 2 + 2Н 2 O (1000 °C)

Al(ОН) 3 + NaOH(конц.) = Na (p)

Для получения осадка Al(ОН) 3 щелочь обычно не используют из-за легкости перехода осадка в раствор (см. выше), а действуют на соли алюминия гидратом аммиака. При комнатной температуре образуется Al(ОН) 3 , а при кипячении – менее активный АlO(ОН):

Удобный способ получения Al(ОН) 3 – пропускание СO 2 через раствор гидроксокомплекса:

СO 2 = Al(ОН) 3 v + HCO 3 -

Тетрагидроксоалюминат(III) натрия Na. Комплексная соль. С таким составом существует при комнатной температуре в концентрированном растворе NaOH. Для твердого состояния состав условный, так как при кристаллизации из раствора он усложняется (выделены Na 4 , Na 4 и др.). При прокаливании твердые соли разлагаются до диоксоалюмината(III) натрия NaAlO 2 , при разбавлении их растворов – до Al(ОН) 3 . По-разному реагируют с сильными и слабыми кислотами, с хлоридом алюминия и карбонатом аммония.

Уравнения важнейших реакций:

Получение : взаимодействие Al(ОН) 3 и солей алюминия с NaOH в концентрированном растворе:

Al(OH) 3 + NaOH(конц.) = Na

AlCl 3 + 4NaOH(конц.) = Na + 3NaCl

Образуется из оксида алюминия (см.) как промежуточный продукт при промышленном «вскрытии» бокситов.

Примеры заданий части А

1. Среди металлов главной подгруппы II группы наиболее сильным восстановителем является

2) кальций

3) стронций

2. При сжигании магния на воздухе образуются

3. Алюминий будет выделять водород из реактива

1) HNO 3 (разб.)

2) NaHSO 4 (разб.)

3) H 2 SO 4 (конц.)

4) NaOH (конц.)

4. Реакция замещения протекает в растворе между алюминием и

5. Из раствора гидрокарбоната бария выпадает осадок при добавлении реактивов

6. Калий можно получить электролизом на угольных электродах из

1) раствора КCl

2) раствора KNO 3

3) расплава КCl

4) расплава смеси КCl и MgCl 2

7-8. Если внести каплю раствора

7. поваренной соли

8. хлорида калия

в бесцветное пламя газовой горелки, оно станет

1) красным

3) зеленым

4) фиолетовым

9. Устранение временной жёсткости воды проводится по реакции

1) Са(НСO 3) 2 + Na 3 PO 4 >…

2) Са(НСO 3) 2 + Са(ОН) 2 >…

3) CaSO 4 + Na 2 CO 3 >…

Модульный урок по химии в 9 классе.

Комбинированная дидактическая цель(КДЦ) : изучение свойств металлов IA-IIIA-групп периодической таблицы химических элементов Менделеева.

Интегрирующая дидактическая цель(ИДЦ) : расширить и углубить знания о щелочноземельных металлах и образуемых ими простых и сложных веществах на примере кальция; показать области применения кальция его основных соединений; изучить его физико-химические свойства; учить записывать уравнения химических реакций;

Частные дидактические цели(ЧДЦ):

1.Положение кальция в периодической таблице химических элементов, строение его атома.

2.Нахождение в природе.

3.Получение.

4.Физико-химические свойства.

5.Применение.

6.Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

7.Решение экспериментальных задач.

Ход урока:

1.Организационный момент:

Постановка целей и задач урока.

Ознакомление учащихся с учебными элементами модуля.

Работа ученика: записать число и тему урока.

2.Учебная деятельность:

Учебный элемент-0(УЭ-0)

Входной контроль:

1. Вспомнить, что такое металлы?

2.Где находятся металлы в ПСХЭ?

3.Кем являются металлы? Окислителями или восстановителями?

4.Характерные химические свойства металлов?

5.Какой тип связи характерен для металлов? Их соединений?

Цель: знать положение кальция в ПСХЭ, схему строения атома, распределение электронов по орбиталям, степень окисления, которую проявляет кальций.

Провести опрос учащихся о ЩЗМ и заполнить таблицу:

Работа ученика:

Цель: знать нахождение кальция в природе.

Рассказ учителя:Кальций принадлежит к числу самых распространённых в природе элементов. В земной коре его содержится приблизительно 3% (масс.). Из-за своей химической активности в чистом виде кальций в природе не встречается, встречается только в виде соединений (солей).

Задание 1: с помощью учебника заполнить таблицу(§41,стр.120)

Задание 2: составьте уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия карбоната кальция с раствором соляной кислоты.

Работа ученика: Из-за высокой химической активности, кальций в природе встречается только в виде соединений:

Промежуточный контроль:

Вызвать ученика к доске по желанию для заполнения таблицы и написания реакций.

Рассказ учителя:

Кальций (его минеральные соли) является основным компонентом костей скелета и зубов животных и человека, обеспечивает правильное развитие костной ткани. Недостаток кальция в организме на фоне нарушения фосфорно-кальциевого обмена приводит к развитию рахита. Из карбоната кальция построен скелет кораллов и моллюсков (раковины). Ионы кальция стимулируют сердечную деятельность. В виде солей лимонной и фосфорной кислот кальций входит в состав сыворотки крови и обеспечивает ее свертываемость. Многие соли кальция плохо растворимы в воде, при старении организма они осаждаются из крови на стенках сосудов, что приводит к развитию различных заболеваний (желчекаменной болезни, катаракты и др.).

Цель: знать получение кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить получение кальция (§41,стр.120).

Работа ученика: кальций в промышленности получают путем электролиза расплавов хлоридов.

Цель: знать физико-химические свойства кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить физико-химические свойства кальция (§41,стр.120).

Работа ученика: кальций-металл серебристо-белого цвета,очень легкий, плотность=1,555 г/см 3 ,температура плавления=851 о С.

Является сильным восстановителем.

Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет. Как и щелочные металлы хранят под слоем керосина.

Цель: знать применение кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить применение кальция (§41, стр.120).

Работа ученика: металлический кальций из-за большой химической активности применяют для восстановления некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий и др.) из их оксидов. Используют также в производстве стали и чугуна.

Промежуточный контроль:

Ответить на вопросы 3-6 стр.125.

Цель: знать важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

Рассказ учителя:

Оксид кальция. СаО - негашеная известь, жженая известь. Белое тугоплавкое вещество, очень гигроскопичное.

Получают в виде рыхлого аморфного порошка прокаливанием известняка, мрамора:

При температуре: 800°С

СаСОз = СаО + С02|

Типичный основный оксид, взаимодействует с водой, образуя щелочь:

СаО + Н20 = Са(ОН)2 (гашеная известь, известковое молоко, известковая вода)

Как основный оксид, реагирует с кислотными оксидами и кислотами:

СаО + С02| = СаС03; СаО + S03 = CaS04

Сплавление: СаО + Si02 = CaSi03

СаО + 2НС1 = СаС12 + Н20

Практически значимой реакцией является взаимодействие с коксом:

СаО + ЗС = СаС2 + CO2 (карбид кальция СаС2)

СаО, или негашеная известь, применяется для освобождения газов одновременно от воды и С02.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 - гашеная известь.

Пылеобразный аморфный порошок белого цвета («пушонка»), малорастворимый в воде (1,7 г в 1 л Н20 при 18 °С). Получают растворением жженой извести в воде (гашение извести). Насыщенный раствор Са(ОН)2 в воде называют известковой водой, а взвесь его в воде носит название «известковое молоко. В присутствии солей щелочных металлов, и особенно NH4CI, растворимость Са(ОН)2 увеличивается.

Известковая вода - реактив для обнаружения С02, при пропускании которого раствор сначала мутнеет из-за образования нерастворимого СаСОз, а потом становится прозрачным из-за образования кислой соли Са(НС03)2:

Са(ОН)2 + С02 = СаСОз! + Н20

Гидроксид кальция - сильное основание (щелочь). В растворе практически полностью диссоциирует:

Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН -

Как сильное основание, проявляет все характерные для этого класса соединений свойства:

1)реагирует с кислотными оксидами:

Са(ОН)2 + С02 = СаС03| + Н20

(избыток карбоната кальция)

Са(ОН)2 + 2С02 = Са(НС03)2 гидрокарбонат кальция

2) реагирует с кислотами:

Са(ОН)2 + H2S04 = CaS04 + 2H20

3) реагирует с растворимыми солями металлов, гидроксиды, которых нерастворимы в Н20, например:

FeCl2 + Са(ОН)2 = Fe(OH)2 + СаС12

Гипс. Различают следующие виды гипса: природный – CaSO4 ∙ 2H2O, жженый(полуводный, алебастр) – (CaSO4)2 ∙ H2O, безводный – CaSO4.

Если смешать порошок алебастра с водой, то образуется полужидкая пластическая масса, которая быстро твердеет. Процесс затвердевания объясняется присоединением воды:

(CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O → 2

Свойство жженого гипса затвердевать используют на практике. Так, например, алебастр в смеси с известью, песком и водой применяют в качестве штукатурки. Из чистого алебастра изготавливают художественные изделия, а в медицине его используют для накладывания гипсовых повязок.

Если природный гипс CaSO4 ∙ 2H2O нагревать при более высокой температуре, то выделяется вся вода:

CaSO4 ∙ 2H2O → CaSO4 + 2H2O

Образовавшийся безводный гипс CaSO4 уже не способен присоединить воду, и поэтому его назвали мертвым гипсом.

Выходной контроль:

4. В какой цвет соединения кальций окрашивают

пламя горелки?

а) зеленый

б) фиолетовый

в) голубой

г) кирпично-красный

Решение экспериментальных задач.

В четырех пробирках для двух вариан­тов даны следующие кристаллические вещества: А. а) хлорид кальция; б) гидроксид натрия; в) карбонат калия; г) хлорид стронция. Б. а) карбонат кальция; б) нитрат стронция; в) сульфат натрия; г) хлорид калия. Опытным путем определите, в какой пробирке находится какое вещество. Пользуясь таблицей 3 (с. 14-15), напишите урав­нения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

2. Проделайте следующие превращения:

а) СаС12 - Са(ОН)2 -* СаСОз - Са(НСОз)2 -* СаСОз -*■ СэС12

Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и со­кращенном ионном виде.

Домашнее задание: письменно ответить на вопросы 7-12, задачи 1-2 (стр. 125), §40-41, стр.119-123.