Разложение карбонатов щелочных металлов

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса " " на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Внимание, если вы не нашли в базе сайта нужную реакцию, вы можете добавить ее самостоятельно.

На данный момент доступна упрощенная авторизация через VK.
В будущем добавлю авторизацию через Гугл и Яндекс.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Эти параметры действуют только для верхнего изображения вещества и не применяются в реакциях.

Корректная работа сайта обеспечена на всех браузерах, кроме Internet Explorer.

Если вы пользуетесь Internet Explorer, смените браузер.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки - помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация - такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

Реакции разложения

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2HgO = 2Hg + O₂

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например , кремниевая кислота:

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

Разложение солей

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например , разложение нитрата калия:

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:

При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

Разложение перманганата калия

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гид-ридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуют-ся щелочи.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образова-нием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в растворе образует также комплексную соль:

Карбонаты

От угольной кислоты Н₂СО₃ происходит два ряда карбонатов щелочных металлов. При полном насыщении угольной кислоты щелочью получаются нейтральные или вторичные карбонаты М₂СО₃, в то время как при замещении лишь одного из двух атомов водорода образуются кислые или первичные карбонаты MHCO₃. Последние называют также гидрокарбонатами, так как они еще содержат водород, который может быть замещен на металл. Их название — «бикарбонаты» (так как они образуются в результате взаимодействия одного эквивалента щелочи с двумя эквивалентами угольной кислоты) — устарело. Как «нейтральные», так и «кислые» карбонаты щелочных металлов (гидрокарбонаты) обнаруживают в водном растворе щелочную реакцию, так как вследствие слабости угольной кислоты они подвергаются частичному гидролизу:

Однако гидрокарбонаты имеют в растворе более слабую щелочную реакцию, чем нейтральные карбонаты. Щелочную реакцию последних можно обнаружить лакмусом и фенолфталеином; гидролиз бикарбонатов не удается обнаружить при помощи менее чувствительного к ионам ОН` фенолфталеина.

За исключением карбоната лития, все нейтральные карбонаты щелочных металлов легко растворимы в воде. Гидрокарбонаты также легко растворимы; лишь гидрокарбонат натрия обладает сравнительно незначительной растворимостью. Как будет видно в дальнейшем, это имеет большое техническое значение.

Карбонаты К и Rb с соответствующими фторидами образуют конгруентно плавящиеся двойные соединения состава К₂СО₃·KF и Rb₂CO₃·RbF. В противоположность этому в системах Li₂CO₃/LiF, Na₂CO₃/NaF и Cs₂CO₃/CsF не образуется ни двойных соединений, ни смешанных кристаллов.

Карбонат натрия. Сода Na₂CO₃ в безводном состоянии представляет собой белый порошок удельного веса 2,4—2,5, который плавится около 850°. В воде сода легко растворяется, причем вследствие образования гидратов растворение сопровождается разогреванием. Важнейший из гидратов, получаемых в твердом состоянии, кристаллическая сода, Na₂CO₃·10Н₂О кристаллизуется из водных растворов при температуре ниже 32° в виде больших бесцветных моноклинных кристаллов удельного веса 1,45, которые плавятся в своей же кристаллизационной воде при 32°. Водные растворы соды обнаруживают ярко выраженную щелочную реакцию, так как вследствие слабости угольной кислоты соль подвергается далеко идущему гидролитическому расщеплению.

Помимо декагидрата, существует ромбический гептагидрат, устойчивый при соприкосновении с раствором в температурном интервале 32,017—35,3°, а также ромбический моногидрат, который, согласно Вальдеку, находясь под раствором при 112,5° и давлении 1,27 атм, переходит в безводную соль. Гептагидрат существует также еще в другой модификации, которая при соприкосновении с водным раствором не устойчива ни при какой температуре.

Сода встречается иногда в природе в водах озер, например в озере Оуэнс в шт. Калифорния, общее содержание соды в котором достигает 100 млн. т; сода, правда достаточно грязная, добывается из этого озера в результате испарения воды на солнце. Содовые озера наряду с нейтральным карбонатом содержат прежде всего гидрокарбонат. В некоторых местах осаждается двойное соединение гидрокарбоната с нормальным карбонатом Na₂CO₃·NaHCO₃, называемое троной (trona или urao). В водах целебных щелочных источников, например в Карловых Варах, также содержатся Na₂CO₃ и NaHCO₃.

Карбонат натрия содержится в золе некоторых морских водорослей. 100 лет назад соду добывали главным образом из золы растений.

Теперь соду получают почти исключительно способом Сольве (аммиачный способ получения соды). Более старый способ Леблана теперь почти совершенно не используют. Производство соды путем карбонизации полученной электролизом натровой щелочи в противоположность осуществляемому таким путем производству поташа имеет ограниченное значение. Как было указано, едкий натр, наоборот, часто получают каустификацией соды. В США соду отчасти получают из криолита.

По способу Леблана каменную соль обрабатывали сначала концентрированной серной кислотой, получая сульфат натрия (называемый обычно в технике коротко сульфат) и в качестве важнейшего побочного продукта соляную кислоту

Затем для получения соды сульфат смешивали с карбонатом кальция (известняк) и углем и сплавляли в пламенной печи. При этом происходили следующие реакции:

Соду извлекали из охлажденного сплава выщелачиванием водой, в то время как нерастворимый CaS оставался в качестве малоценного отброса. Способ был разработан Лебланом в 1791 г. на премию Французской академии. Вскоре после этого, сначала в Англии, затем в Германии и Франции, развилась содовая промышленность, которая до 1870 г. основывалась исключительно на процессе Леблана. Только в последнее время процесс Леблана был вытеснен рентабельным способом Сольве.

Способ получения соды по Сольве, или аммиачный способ, основан на образовании сравнительно трудно растворимого гидрокарбоната натрия NaHCO₃ взаимодействием хлорида натрия с гидрокарбонатом аммония в водном растворе

В технике в почти насыщенный раствор поваренной соли пропускают сначала аммиак, затем двуокись углерода. Образующийся NaHCO₃ отфильтровывают и нагреванием (кальцинирование) переводят в Na₂CO₃ (кальцинированная сода).

При этом выделяется половина первоначально взятой двуокиси углерода, и ее снова направляют в процесс. Чтобы вновь получить NH₃, в маточный раствор, из которого осаждали гидрокарбонат, пропускают аммиак и водяной пар. Благодаря этому содержащийся там гидрокарбонат аммония переходит сначала в нейтральный карбонат

и последний при температурах выше 58° разлагается на двуокись углерода, воду и аммиак:

Аммиак, содержащийся в маточном растворе в виде NH₄Cl (около 75% общего количества), выделяется оттуда при добавлении известкового молока

так что наряду с непрореагировавшим хлоридом натрия единственным отходом является хлорид кальция, который обычно спускают в реки.

Аммиачный способ получения соды был разработан в техническом отношении в 1863 г. бельгийцем Сольве. При этом способе получается очень чистая сода. Аммиачный способ более эффективен, чем способ Леблана, прежде всего потому, что в этом случае расходуется меньше топлива.

Производство соды из криолита применяют в США, правда, в небольших размерах. Способ основан на том, что криолит Na₃AlF₆ при нагревании до красного каления с известняком разлагается по реакции

Полученный таким образом алюминат натрия Na₃AlO₃ разлагают затем водой и двуокисью углерода

Сода, полученная из криолита, отличается особой чистотой.

Сода является одним из важнейших продуктов химической промышленности. В больших количествах ее используют в стекольном и мыловаренном производствах. Она является также исходным продуктом для получения многих других важных соединений натрия, таких, как едкий натр, бура, фосфат натрия, растворимое стекло и др. Большое количество соды употребляют, кроме того, в прачечных, на бумажных фабриках, в красильном производстве, а также для смягчения воды паровых котлов. В домашнем хозяйстве сода применяется как средство для чистки.

Гидрокарбонат натрия, кислый карбонат натрия —«двууглекислый натрий» NaHCO₃ представляет собой белый, устойчивый в сухом воздухе порошок с щелочным вкусом (удельный вес 2,2). Его получают пропусканием двуокиси углерода через холодный насыщенный раствор Na₂CO₃.

Гидрокарбонат натрия получают как промежуточный продукт в способе Сольве. Чтобы получить чистый гидрокарбонат натрия, продукт, загрязненный гидрокарбопатом аммония, растворяют в теплой воде; при охлаждении осаждается чистый гидрокарбонат натрия. Реакцию по уравнению (18) используют в лабораториях для очистки карбоната натрия. Нагреванием примерно до 300° гидрокарбонат можно легко снова перевести в карбонат

В водном растворе (или даже во влажном состоянии) уже при комнатной температуре гидрокарбонат натрия медленно выделяет СО₂. Выше 65° выделение СО₂ из раствора становится энергичным. Растворимость гидрокарбоната в воде, насыщенной СО₂, при атмосферном давлении, по данным Федотьева, равна 0° - 6,9; 15° - 8,8; 30° - 11,02; 45° - 13,86 г в 100 г воды.

Вследствие гидролитического разложения раствор проявляет щелочную реакцию, правда очень слабую. Она обнаруживается лакмусом и метиловым оранжевым, но не обнаруживается (при 0°) фенолфталеином. Гидрокарбонат натрия применяют главным образом в качестве заменителя дрожжей, как медицинское средство для нейтрализации желудочной кислоты (соль Бульриха), а также для приготовления шипучих порошков.

Карбонат калия — поташ — К₂СО₃. Белая гигроскопичная масса удельного веса 2,30 с температурой плавления 894°, легко растворяется в воде, причем растворение сопровождается разогреванием (9,5 ккал/моль). В 100 г воды при 0° растворяется 105, при 25° 113,5, при 100° 156 г К₂СО₃. Среди получающихся в твердом состоянии гидратов при обычной температуре устойчив дигидрат К₂СО₃·2Н₂О.

Техническое получение поташа ведут преимущественно двумя путями: 1) карбонизацией калийного щелока, 2) непосредственно из калиевых солей либо Стассфуртским способом, либо, в последнее время, формиатным способом. Наряду с этим поташ получают также из золы мелассы и из золы овечьей шерсти, а в странах, богатых лесом, из древесной золы.

Еще в древние времена было известно моющее действие золы растений, которое связано с присутствием в ней карбоната калия. Получение карбоната калия из древесной золы было известно уже древним грекам и римлянам, однако они не отличали полученную таким образом соль от встречающейся в природе соды. Алхимики готовили чистый карбонат калия прокаливанием виннокаменной соли КНС₄Н₄О₆, а позднее путем сжигания ее с селитрой.

Для получения поташа Леблан разработал способ, совершенно аналогичный его способу получения соды. Долгое время этот способ имел большое техническое значение.

Карбонизация калийного щелока происходит непосредственно вслед за его электролитическим получением при пропускании через него двуокиси углерода

По предложению Харгревса (Hargreaves) двуокись углерода вводят непосредственно в камеру для электролиза, так что там тотчас образуется К₂СО₃; однако в этом случае поташ трудно отделить от хлорида.

Стассфуртский способ основан на плохой растворимости двойной соли гидрокарбоната калия и карбоната магния. По этому способу двуокись углерода пропускают в раствор хлористого калия, в котором суспендирован MgCO₃·3H₂O:

Выпадающая труднорастворимая двойная соль разлагается в воде при температуре около 60° с выделением двуокиси углерода

По формиатному способу (способ Гольдшмидта) поташ получают через формиат калия КНСО₂, для чего раствор сульфата смешивают в молярном отношении с известковым молоком и эту смесь насыщают окисью углерода при повышенной температуре (около 220°) и давлении 30 ат. Реакция идет по уравнению

в результате чего образуется раствор формиата калия, который после отделения гипса упаривают досуха. Методом окислительного кальцинирования получают затем карбонат по уравнению

Карбонат калия применяют в мыловаренном и стекольном производствах, при крашении, белении и отмывке шерсти. Его используют также для получения цианида калия, а в препаративной химии — часто в качестве воду-отнимающего средства.

Гидрокарбонат калия. Кислый или первичный карбонат калия КНСО₃ несколько более трудно растворим, чем нейтральный карбонат калия, но существенно легче растворим, чем гидрокарбонат натрия (а именно 36,1 г КНСО₃ в 100 г воды при 26°). Он имеет бесцветные моноклинные кристаллы удельного веса 2,17. При нагревании он распадается так же, как гидрокарбонат натрия:

Карбонаты рубидия и цезия. Rb₂CO₃ и Cs₂CO₃ удобнее всего получать взаимодействием сульфатов с гидроокисью бария и последующим упариванием с карбонатом аммония. Обезвоженные прокаливанием соли расплываются на воздухе и растворяются в воде со значительным выделением тепла (8,75, соответственно 11,84 ккал). В спирте карбонат рубидия, так же как другие карбонаты щелочных металлов, незначительно растворим, карбонат цезия, напротив, легко растворим. В 100 г спирта при 19° растворяется 0,74 г Rb₂СО₃ и 11,1 г Cs₂CO₃. Это используют для разделения рубидия и цезия. Гидрокарбонаты рубидия и цезия еще лучше растворимы, чем гидрокарбонат калия.

Карбонат лития. Li₂CO₃ выделяется при смешивании растворов солей лития с растворами, содержащими ионы СО₃ 2- в виде труднорастворимой в воде и нерастворимой в спирте белой кристаллической соли. Удельный вес его 2,11. Точка плавления 618°.

При техническом получении карбоната лития большей частью исходят из амблигонита LiAl[PO₄]F, встречающегося в виде больших залежей в Америке. Его растворяют в горячей концентрированной серной кислоте. Примеси алюминия и железа осаждают добавлением аммиака и сульфида аммония и водную вытяжку смешивают с карбонатом натрия. Выделившийся при этом карбонат лития очищают растворением в соляной кислоте, осаждением примесей серной кислоты хлоридом бария и повторным осаждением соли в виде карбоната. Получение лития из других минералов проводят аналогично, с той только разницей, что вскрытие производят по-другому — например, в случае сподумена LiAl[Si₂O₆] путем сплавления с содой. Силикаты можно вскрывать также прокаливанием с СаСО₃ или с СаО. Для вскрытия трифилина лучше всего применять концентрированную серную кислоту с небольшим добавлением азотной кислоты. Отделение лития от других щелочных металлов можно производить, используя плохую растворимость фосфата в воде или определенную растворимость хлорида в смеси спирта с эфиром.

Карбонат лития лучше растворим в холодной воде, чем в горячей. При нагревании от 0 до 100° растворимость падает от 1,54 до 0,73 ч. Li₂CO₃ на 100 ч. воды. Растворимость значительно увеличивается при добавлении в воду СО₂. Этим иногда пользуются для очистки карбоната. Можно предположить, что в воде, содержащей СО₂, образуется гидрокарбонат, так же как в случае щелочноземельных металлов. В твердом состоянии гидрокарбонат лития не получен.

Карбонат лития является исходным продуктом для получения большинства других, солей лития. Ранее его применяли для лечения подагры. Теперь для этой цели используют органические соли лития, такие, как цитрат лития или салицилат лития.

Читайте также:

  
• Гнутые конструкции из металла
  
• Легкие и тяжелые металлы таблица
  
• Процент на обрезки металла
  
• Материал для металлической лестницы в частном доме
  
• Ширина наружной металлической эвакуационной лестницы