Кальций — типичный щёлочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем более тяжёлых щёлочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щёлочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или жидкого парафина.
В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный электродный потенциал пары Ca2+/Ca0 −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но без воспламенения:
Ca + 2Н2О → Ca(ОН) 2 + Н2↑ + Q.
С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:
2Са + О2 → 2СаО
Са + Br2 → CaBr2.
При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании, например:
Са + Н2 → СаН2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 → Ca3N2, Са + 2С → СаС2,
3Са + 2Р → Са3Р2 (фосфид кальция) , известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5;
2Ca + Si → Ca2Si (силицид кальция) , известны также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.
Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты (то есть эти реакции — экзотермические) . Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2. Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:
СаН2 + 2Н2О → Са (ОН) 2 + 2Н2↑,
Ca3N2 + 6Н2О → 3Са (ОН) 2 + 2NH3↑.
Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.
Такие соли кальция, как хлорид CaCl2, бромид CaBr2, иодид CaI2 и нитрат Ca(NO3)2, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.
Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО3, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са (НСО3)2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:
СаСО3 + СО2 + Н2О → Са (НСО3)2.
В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:
Са (НСО3)2 → СаСО3 + СО2↑ + Н2О.
Доля этанола 19,658%
Молярная масса фенола 94 г/моль
Молярная масса этанола 46 г/моль
Объяснение:
Этанол не реагирует с гидрооксидами, первоначальный учет по нему.
m(NaOH)=65.31*1.225*0.2=16 грамм
n(NаOH)=16/40=0,4 моль
C6H5OH+NaOH=C6H5ONa+H2O
n(NaOH)=n(C6H5OH)=0.4 моль
Теперь находим объем водорода выделяющийся по реакция с натрием
2C6H5OH+2Na= 2C6H5ONa+H2
V(H2)=(0.4/2)*22.4=4,48 литра
Остаток водорода приходится на этанол
6,72-4,48=2,24 литра
2С2H5OH+2Na=2C2H5ONa+H2
m(C2H5OH)=(2,24/22.4)*2*46=9,2 грамма
m(C6H5OH)=0.4*94=37,6 грамм
Итого было смеси 9,2+37,6=46,8 грамм
Массовая доля этанола
W(C2H5OH)=(9,2/46,8)*100=19,658 %
Молярная масса фенола равна
M(C6H5OH)=6*12+6*1+16=94 г/моль
Молярная масса этанола
M(C2H5OH)=2*12+6*1+16=46 г/моль
Группа III IV V VI VII
2-й период B C N O F
3-й период Si P S Cl
4-й период As Se Br
5-й период Te I
6-й период At
Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов.
Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, большую электроотрицательность и высокий окислительно-восстановительный потенциал.
Благодаря высоким значениям энергии ионизации неметаллов их атомы могут образовывать ковалентные химические связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. В отличие от преимущественно ионной природы строения соединений типичных металлов, простые неметаллические вещества, а также соединения неметаллов имеют ковалентную природу строения.
В свободном виде могут быть газообразные неметаллические простые вещества — фтор, хлор, кислород, азот, водород, твёрдые — иод, астат, сера, селен, теллур, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор, при комнатной температуре в жидком состоянии существует бром.
У некоторых неметаллов наблюдается проявление аллотропии. Так для газообразного кислорода характерны две аллотропных модификации — кислород (O2) и озон (O3), у твёрдого углерода четыре формы — графит, алмаз, карбин, фуллерен.
В молекулярной форме в виде простых веществ в природе встречаются азот, кислород и сера. Чаще неметаллы находятся в химически связанном виде: это вода, минералы, горные породы, различные силикаты, фосфаты, бораты. По распространённости в земной коре неметаллы существенно различаются. Наиболее распространёнными являются кислород, кремний, водород; наиболее редкими - мышьяк, селен, иод.