1. Важнейшие элементы периодической системы
Д.И. Менделеева, определяющие состав и
свойства неорганических строительных
материалов.
Доц. к.т.н. Петрова Елена Александровна
Московский Государственный Строительный
Университет
http://chemistry.do.am

2. Основные вопросы
1. Кальций, магний и их соединения.
2. Жесткость природных вод.
3. Алюминий, кремний и их соединения
4. Галогены

3. Кальций в природе
По распространенности в природе кальций
занимает 4место. Его содержание в
земной коре составляет 4% .
кислород
2 алюминий
Кальций встречается в природе только в
железо
26 виде соединений, в основном солей
кальций кислородсодержащих кислот. Известно
49
1 натрий около 400 видов минералов, содержащих
2 7 магний кальций.
2 4 водород
5
кремний
остальное

4. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов горных
пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al2Si2O8].
гранит гнейс
анортит
Природный гипс

5. Соединения кальция
оксиды гидроксиды соли
Негашеная известь Гашеная
CaO известь, известков Сульфат Карбонат
ая кальция кальция
вода, известковое
молоко Ca(OH)2 Гипс, алебастр Мел, мрамор, из
CaSO4 вестняк
CaCO3

6. 1. Кальций, магний и их соединения
Кальций - Щелоземельный металл II группы первой группы периодической
системы Менделеева.
Кальций — легкий серебристо-белый металл.
По химическим свойствам кальций близок к соседним с ним элементам
главной подгруппы I группы — щелочным металлам.
При нагревании кальция он загорается и горит с образованием белого дыма, окрашивая пламя в кирпично-
красный цвет. Дым состоит из мельчайших твердых частичек оксида кальция:
2Са + O2 = 2СаО + Q
Кальций реагирует с водой, превращаясь в гидроксид кальция и вытесняя из воды водород:
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2 + Q
Фенолфталеин в полученном растворе окрашивается в малиновый цвет. Это доказывает сходство кальция с
щелочными металлами: как и щелочные металлы, кальций взаимодействует с холодной водой с выделением
водорода.
Кальций хранят под слоем керосина, так как этот металл реагирует с водяными парами, содержащимися в
воздухе.
2Са + О2 = 2СаО
С холодной водой с образованием гидроксида кальция (с горячей водой реакция протекает более
энергично)
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2
При нагревании реагирует со многими неметаллами — водородом, азотом, серой, фосфором, углеродом и
др.
Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция)
3Са + N2 = Са3N2 (нитрид кальция)
Са + S = СаS (сульфид кальция)
Восстанавливает менее активные металлы из их оксидов и галогенидов
2Са + ТiO2 = 2СаО + Тi

7. Получение кальция в промышленности
•путем электролиза расплава СаСl2 (75-85%) + КСl
•алюмотермическим восстановлением СаО.

8. Применение кальция в строительстве

9. Магний в природе
По распространенности в природе кальций
занимает 6 место. Его содержание в
кислород
земной коре составляет 2% по массе.
2 алюминий
железо Он встречается в природе только в виде
26
кальций соединений. Известно более 100 видов
49
1 натрий минералов, содержащих магний, а также
2 7 магний он содержится в морской воде
2 4 водород
5
кремний
остальное

10. Магний
Магний - элемент II группы периодической системы Д. И. Менделеева; порядковый
номер 12; относительная атомная масса 24,312. Это легкий (плотность 1,74 г/см3)
серебристо-белый металл с температурой плавления 651° С. На воздухе загорается при
температуре 550° С и горит яркобелым пламенем. Если полоску магния внести во
влажный хлор, то она воспламенится даже при обычной температуре. Горение магния
сопровождается выделением большого количества теплоты (605 кДж/моль).
Магний химически очень активен. Поэтому в
лабораторных условиях его хранят в бензине. При
хранении в обычных условиях магний быстро
окисляется, покрываясь тончайшей пленкой.
Химические свойства магния определяются наличием
двух электронов на наружной электронной оболочке его
атома. Поэтому наиболее характерны для магния реакции
восстановления, в которых он окисляется, переходя в ион
Mg+2.
Магний почти не реагирует с чистой холодной водой, но
из кипящей воды он энергично вытесняет водород. С
увеличением количества примесей в воде резко
повышается способность магния образовывать
растворимые соединения. Поэтому он довольно быстро
растворяется как в морской, так и в минеральной воде.

11. Соединения магния
оксиды гидроксиды соли
Жженая магнезия Гидроксид магния
MgO (брусит) Mg(OH)2
Сульфат Хлорид
магния гидроксомагния
M gS O 4 7 H 2 O MgOHCl
Хлорид магния

12. Применение магния в строительстве
Окись магния применяется в строительстве в качестве вяжущих веществ.
Магнезиальный цемент

13. Жесткость воды - совокупность свойств воды, обусловленная наличием в ней преимущественно катионов Са2+ и Mg2+.
2. Жесткость природных вод
Жесткость воды - совокупность свойств воды, обусловленная наличием в ней
преимущественно катионов Са2+ и Mg2+

14. Жесткость воды
карбонатная некарбонатная общая
Обусловлена присутствием в воде
SO 2-, Cl- и др.
4
представляет собой
сумму карбонатной
карбонатов и гидрокарбонатов магния обусловлена присутствием (временной) и
сульфатных, нитратных и хлоридных некарбонатной
HCO3-, CO3 2- анионов (постоянной)
жесткости
Временная, т.е. неустранимая
можно устранить
Классификация жесткости
Постоянная, т.е.
мягкая вода – жесткость 3,0 мг-экв/л устранить нельзя
средняя жесткость – от 3,0 до 7,0 мг- Ж, мг-экв/л
экв/л;
Ж ≤ 7 мг-экв/л – хозяйственно-
жесткая вода – свыше 7,0 мг-экв/мл; питьевая вода

15. Умягчение воды – процесс удаления из нее катионов жесткости, т.е. кальция и магния.
Методы умягчения воды
Термические Реагентные Ионного обмена комбинированные
основаны на основаны на связывании основаны на представляют собой
нагревании воды, ее находящихся в воде фильтровании воды сочетания разных
дистилляции или ионов кальция и магния через специальные методов.
вымораживании в практически материалы, обменивающ
нерастворимые ие входящие в их состав
соединения. ионы натрия или
водорода на ионы
кальция или
магния, содержащиеся в
природной воде.

16. Термические методы умягчения воды
Воду нагревают свыше 1000С. При этом удаляется карбонатная и часть
некарбонатной жесткости в виде карбоната кальция, гидроксида магния и сульфата
кальция:
Са(НСО3)2 СаСО3+Н2О+СО2
Mg(HCO3)2 MgCO3+H2O+CO2
MgCO3+ H2O = Mg(OH)2+СО2
Частичное удаление постоянной жесткости (соли сульфата кальция) связано с
уменьшением растворимости этой соли при нагревании (при 1000С растворимость
сульфата кальция составляет всего 0,65 г/л).
Этот метод применим преимущественно для удаления карбонатной жесткости.

17. Реагентные методы умягчения воды
Известкование
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2= 2 СаСО3+ 2 Н2О;
Mg SO4 + Са(ОН)2 = Mg(OH)2+ Са SO4.
Известково-содовый метод
CaCl2 + Na2CO3= СаСО3+ 2NaCl;
Са SO4+ Na2CO3 = СаСО3+ Na2SO4.
Умягчение щелочью (NaOH)
При введении в воду гидроксида натрия удаляется карбонатная жесткость и происходит
образование карбоната натрия:
Са(НСО3)2 + 2NаОН = СаСО3 + Na2CO3 + 2 Н2О, который частично связывает некарбонатную
жесткость.
Умягчение воды фосфатами
3CaCl2 + 2Na3РO4= Са3(РО4)2+ 6NaCl;
3Mg SO4+ 2Na3РO4 = Mg3(РО4)2+ 3Na2SO4.
Импфирование – процесс перевода временной жесткости в постоянную путем разложения
гидрокарбонатов неорганическими кислотами.
Перевод временной жесткости в постоянную осуществляют добавлением к воде сильных
кислот (HCl, H2SO4) в количествах, эквивалентных устранимой жесткости:
Са(НСО3)2 + 2HCl = СаСl2 + 2Н2О+2СО2
Mg(HCO3)2 + H2SO4 = Mg SO4 + 2H2O+2CO2

18. Метод ионного обмена
Сущность методов ионного обмена заключается в способности ионообменных
материалов (ионитов) поглощать из воды (раствора электролита) положительные
или отрицательные ионы в обмен на эквивалентное количество ионов ионита.
Ионитами называются электролиты, в которых один поливалентный ион является
нерастворимым, а ионы противоположного знака меняются на ионы окружающего
раствора.
К ионообменным материалам (ионитам) относятся различные ионообменные
смолы, сульфоуголь и т.д. в зависимости от того, какие ионы обмениваются (катионы
или анионы) различают катиониты и аниониты.
Катиониты
Минеральные Органические Обменная емкость - количество
Естественные Искусственные Естественные Искусственные катионов, которые катионит может
Глауконит, Алюмосиликаты Бурый уголь, Сульфоуголь, КУ-
алюмосиликаты торф 1, КБ-4, зеролит
обменять в течение фильтроцикла.
натрия, калия, 225 и др.
магния, хрома

19. Сущность Na-катионитового метода умягчения в пропускании воды
через колонну, содержащую Na-катионитовый наполнитель.
При этом происходят обменные реакции:
2Na[K] + Ca(HCO3)2 Ca[K]2 + 2NaHCO3
2Na[K] + Mg(HCO3)2 Mg[K]2 + 2NaHCO3
2Na[K] + CaCl2 Ca[K]2 + 2NaCl
2Na[K] + MgSO4 Mg[K]2 + Na2SO4
Регенерация – процесс восстановления
обменной емкости катионита
Ca[K] + 2NaCl 2Na[K] + CaCl2
Mg[K] + 2NaCl 2Na[K] + MgCl2
Регенерацию Na-катионита проводят путем
фильтрования через него хлорида натрия
концентрацией 5-8%

20. Сущность H-катионитового метода умягчения воды состоит в пропускании воды
через колонну, содержащую H-катионитовый наполнитель.
В этом случае происходят реакции обмена катионов водорода на катионы кальция и
магния, содержащиеся в воде:
2H[K] + Ca(HCO3)2 Ca[K]2 + 2H2O + 2CO2
2H[K] + MgCl2 Mg[K]2 + 2HCl
2H[K] + CaSO4 Ca[K]2 + H2SO4
2H[K] + MgSiO3 Mg[K]2 + H2SiO3
Регенерацию H-катионитов проводят серной кислотой:
Ca[K]2 + H2SO4 2H[K] + CaSO4
Mg[K]2 + H2SO4 2H[K] + MgSO4

21. Аниониты способны к обмену анионов.
2- -
SO4 + [A](OH)2 = [A]SO4 + 2OH
2- -
CO4 + [A](OH)2 = [A]CO4 + 2OH
Регенерация анионита проводится едким натром
[A]SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + [A](OH)2

23. 3. Алюминий, кремний и их соединения
По распространенности в природе
алюминий занимает 7место. Его
содержание в земной коре составляет 7%
кислород
по массе.
2 алюминий
железо
26 Основное его количество находится в
кальций алюмосиликатах. Кроме вышеназванного
49
1 натрий это и бокситы, и алуниты, и глинозёмы, и
2 7 магний корунд, и криолит, и еще несколько сотен
2 4 водород других.
5
кремний
остальное

24. Свойства алюминия
Алюминий подвергается коррозии в кислой и щелочной средах.
Поэтому используют анодированный алюминий, т.е. усиленный окисной пленкой в целях
повышения коррозионной стойкости.
Отношение алюминия к щелочам
Окись алюминия растворяется в щелочах.
Al2O3 + NaOH = NaAlO2 + H2O Отношение алюминия к кислотам
2Al + 6HOH = 2Al(OH)3 + 3H2
3+
Al - 3e = Al 1 2 Окись алюминия растворяется в
+ 0 концентрированных кислотах.
H + 1e = H 3 6
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Суммарная реакция:
2Al + 2NaOH + 6HOH = 2NaAlO2 + 4H2O + 3H2
Na[Al(OH)4]

25. Важнейшие природные соединения алюминия
Каолинит:
Al2O3 2SiO2 2H2O
Каолинит - слоистый
силикат, главная составная часть
белой, огнеупорной, и фарфоровой
глины.
Имеет две модификации - диккит и
накрит.
Каолинит сильно гигроскопичен.

26. Сырье для получения алюминия
Бокситы: Нефелин:
Al2O3 nH2O Na2O Al2O 2SiO2
Бокситы это осадочные
алюминиевые руды. Содержат Минерал - серые, красноватые и другие
вредную примесь - SiO2. кристаллы с характерным жирным блеском.
Бокситы служат важным сырьем Главный минерал щелочных изверженных пород.
для получения алюминия, а
также красок, абразивов и Используется как сырье для добычи алюминия.
огнеупорных материалов.

27. Горные породы, содержащие алюминий
Корунд: Полевой шпат или ортоклаз:
Al2O3 K2O Al2O3 6SiO2
Корунд образует прозрачные
драгоценные кристаллы - сапфира, и, с Калиевый полевой шпат.
добавлением хрома, рубина. Белый, серый, розовый, и.т.д.
В основном используется как абразивный Одна из главных составных частей
материал. Его смесь с гранитов, гнейсов, и других изверженных и
магнетитом, гематитом, и шпинелью метаморфических пород.
называют наждаком.
Сырье стекольной и керамической
промышленности.

28. Применение алюминия в строительстве
Алюминаты применяются в производстве неорганических вяжущих материалов.
Например, трехкальциевый
алюминат входит в
минералогический состав клинкера
портландцемента.
Однокальциевый алюминат
является главной составной частью
клинкера глиноземистого цемента.

29. Кремний
кислород
По распространенности в природе
2 алюминий
кремний занимает 2 место.
железо
26
кальций
49 Его содержание в земной коре составляет
1 натрий
2 7 26% по массе.
магний
2 4 водород
5
кремний
остальное

30. Силикаты в природе
Силикаты чрезвычайно распространены в природе. К природным силикатам относятся
полевые шпаты, слюда, глины, асбест, тальк и многие другие минералы. Силикаты входят
в состав целого ряда горных пород: гранита, гнейса, базальта и т.д.
xSiO 2 yR 2 O 3 zH 2 O Общая формула силикатов
где R – преимущественно алюминий

31. Сырье для производства кремния
диоксид кремния SiO2 (кремнезем)

32. Получение кремния
Кремний – кристаллическое вещество темно-серого цвета с
металлическим блеском. Кристаллическая решетка кремния
напоминает структуру алмаза. Полупроводник.
SiF4+4K=4KF+Si tплав(Si)=1415 ˚C, tплав(алмаз)=3730 ˚C.
Лабораторный способ:
SiO2+2Mg=Si+2MgO
Промышленный способ:
SiO2+2C=2CO+Si

33. Химические свойства кремния
1) Si+O2=SiO2
2) Si+NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
3) Si+C=SiC
4) Si+2Mg=Mg2Si
1) Mg2Si+H2O=2Mg(OH)2+SiH4
2) SiH4+2O2=SiO2+2H2O

34. Применение кремния в строительстве
• для производства стекла,
• Для производства керамики
• В качестве добавки для цемента цемента.
Обычное оконное стекло состоит из
силикатов натрия и кальция, сплавленных
с диоксидом кремния. Состав такого
стекла приблизительно может быть
выражен формулой .
N 2 O C aO 6S iO 2

35. 4. Галогены
Галогенами (от греческого «halos» - соль и genes – образующий) называются
элементы главной подгруппы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева:
фтор, хлор, бром, йод, астат.
Такое название, означающее «солерождающие», элементы получили за
способность взаимодействовать с металлами с образованием солей.
Например, хлорид натрия NaCl.
хлор
бром
фтор

36. Галогены в природе
Галогены обладают очень высокой химической активностью. Поэтому в природе они
встречаются только в связанном состоянии.
Фтор встречается в природе в виде минерала плавикового шпата
СаF2, а также в виде криолита и фторапатита .
Хлор встречается в природе, в основном, в виде поваренной соли
NaCl и в морской воде.
Йод содержится в больших количествах в виде солей (йодата
калия KIO3).
Бром встречается в природе в виде солей калия, натрия и
магния.
Астат является самым тяжелым галогеном. Он в природе не встречается. Его получают
путем искусственно осуществляемых ядерных реакций.

37. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов
1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня ns2np2. Это
значит, что во внешнем электронном слое атомы галогенов содержат семь
электронов (два на s- и пять на р- орбиталях).
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, а
также уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства
(увеличиваются металлические свойства).
Галогены являются сильными окислителями. Окислительная способность элементов
уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
5) Галогены могут образовывать соединения друг с другом. Например, BrCl.

38. Физические свойства галогенов

39. Химические свойства галогенов
Галогены очень активны и взаимодействуют почти со всеми простыми веществами.
Степень активности галогенов можно представить следующим образом:
а) окислительная активность галогенов:
F2 C l2 B r2 I2
б) восстановительная активность галогенов:
I Br Cl F

40. Фтор является самым сильным окислителем из всех веществ:
1) 2F2 + 2H2O 4HF + O2
2) H2 + F2 2HF (реакция со взрывом)
3) Cl2 + F2 2ClF
Хлор является сильным окислителем:
2Na + Cl2 2NaCl H2 + Cl2 h 2HCl
с металлами с неметаллами
2Fe + 3Cl2 2FeCl3 2P + 3Cl2 2PCl3
Cl2 + H2O HCl + HClO с водой
50C
Cl2 + 2KOH KCl + KClO + H2O со щелочью
хлор вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей:
Cl2 + 2KI 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr 2HCl + Br2

41. Бром в свободном состоянии является сильным окислителем, а его раствор
(«бромная вода» HBr) используется в качестве слабого окислителя.
с металлами с неметаллами
2Al + 3Br2 2AlBr3 H2 + Br2 2HBr
2P + 5Br2 2PBr5
с водой и щелочами
Br2 + H2O HBr + HBrO
Br2 + 2KOH KBr + KBrO + H2O
с сильными восстановителями
Br2 + 2HI I2 + 2HBr

42. Йод
2Al + 3I2 2AlI3 с металлами
H2 + I2 2HI с водородом
I2 + SO2 + 2H2O H2SO4 + 2HI с сильными
I 2 + H2 S S + 2HI восстановителями
3I2 + 6NaOH 5NaI + NaIO3 + 3H2O со щелочами

43. Получение галогенов
- 0
Фтор получают путем электролиза расплава гидрофторида калия KHF2: 2F - 2e F2
Хлор получают путем окисления ионов хлора сильными окислителями, или электрическим током:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O Электролиз раствора хлорида натрия
+ 2+
MnO2 + 4H + 2e = Mn + 2H2O 1 (промышленный способ)
-
2Cl - 2e = Cl2 1 + - +
Анод (+): 2Na + 2Cl- 2e = Cl2 + 2Na окисление
+ - 2+ -
MnO2 + 4H + 2Cl = Mn + 2H2O + Cl2 Катод (-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH восстановление
или + - + -
2Na + 2Cl + 2H2O = 2Na + 2OH + Cl2 + H2
2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
или
2NaCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH
Йод получают путем окисления ионов йода сильными окислителями:
- -
2I + Cl2 = 2Cl + I2
2KI + Cl2 = 2KCl + I2
Астат получают облучением металлического висмута a-частицами высокой энергии или
металлического тория

44. Применение фтора в строительстве
Фтор используют для получения фторпроизводных
углеводородов, обладающих уникальными свойствами.
Например, для изготовления пластмассы, устойчивой к
воздействию химических реагентов (фторопласты).

45. Применение хлора
Обеззараживание воды

46. Применение брома
Дезинфекция воды с помощью
брома.
Бром-убивает бактерии,вирусы