З'єднання кальцію і магнію

Отже визначивши вчора скільки кальцію міститься в подрібненої яєчної шкаралупи постало питання "пити чи не пити?". Як і більшість чоловіків я до всього підходжу з наукової точки зору і поки сам не побачу, взнаю, перевірю, помацаю жінці на слово не повірю. Тому поділюся своїми думками на підставі знайденої інформації про яєчну шкаралупу і кальцій.

Збираючи в інтернеті інформацію про вживання в якості харчової добавки яєчної шкаралупи не раз траплялися критичні зауваження лікарів про те, що карбонат кальцію, що міститься в яєчній шкаралупі не розчинний у воді і відповідно не може бути засвоєний організмом.
Більш того пригадалася розповідь подружжя мого друга про те, що під час вагітності вона сказала своєму лікарю, у якого спостерігалася, що приймає подрібнену яєчну шкаралупу - лікар її відмовляв і прописав якийсь містить кальцій комплекс.

Десь же правда?

Дійсно карбонат кальцію СаСO3 (саме в цьому виді кальцій знаходиться в яєчній шкаралупі) не розчинний у воді і спирті.
Дійсно обов'язковим передумовою засвоєння кальцію є його розчинність в воді.
Але згадаємо, що основа нашого травлення соляна кислота, що виділяється в шлунку.

І ось що відбувається у нас в шлунку:
СaCO3 + 2HCl (соляна кислота) = СaCl2 (хлорид кальцію) + Co2 + H20
А ось хлорид кальцію прекрасно розчинний у воді !!! Саме в цьому виді кальцій і засвоюється!
Не знають цього лікарі? Або просто лукавлять і продають нам медичні препарати!
Плюс під час цієї реакції відбувається зниження кислотності шлункового соку. Що важливо для людей, які страждають від підвищеної кислотності.

Приклад моя дружина, у неї підвищена кислотність, і вона кожен день приймає трохи подрібненої яєчної шкаралупи і цим вирішує відразу дві проблеми і поповнює нестачу кальцію і знижує собі кислотність. А ось порошок яєчної шкаралупи погашений лимонним соком не може пити - виникає нудота! І тепер зрозуміло чому.

Як ми побачили вище, для засвоєння кальцію з карбонату кальцію потрібно шлунковий сік з підвищеною кислотністю.
У реальному житті дуже часто трапляється ситуація, коли кислотність шлунка знижена або нульова. Ця ситуація особливо характерна для осіб старшого віку, коли особливо висока потреба в кальції для попередження остеопорозу. Наприклад, після 50 років знижена кислотність відзначається приблизно у 40% людей. У цих умовах засвоєння карбонату кальцію, для розчинення в шлунку якого необхідна соляна кислота, падає до 2%.
Напевно в цьому відповідь чому літні люди частіше страждають хворобами пов'язаними з недоліком кальцію - вони просто не можуть його в звичайному вигляді засвоїти.

Тепер розглянемо чому багато рецептів прийому подрібненої яєчної шкаралупи радять погашати її лимонним соком.

Коли ми додаємо лимонний сік в подрібнену лимонну кислоту карбонат кальцію (CaCo3) реагує з лимонною кислотою (C6H8O7) і отримуємо цитрат кальцію (Ca3 (C6H5O7) 2):

2C6H8O7 + 3CaCO3 = Ca3 (C6H5O7) 2 + 3CO2 + 3H2O

Ось. А засвоєння цитрату кальцію, для розчинення якого в шлунку соляна кислота не потрібно, - становить 44%. В результаті, в умовах зниженої кислотності з цитрату кальцію в організму надходить в 11 разів більше кальцію ніж з карбонату!
А цитрат кальцію це вже відомий медичний препарат який продають нам за гроші! А його так і роблять, тільки використовують не лимонний сік а лимонну кислоту!
До речі карбонат кальцію (наша подрібнена яєчна шкаралупа) це зареєстрована харчова добавка E170, А цитрат кальцію (наша подрібнена яєчна шкаралупа полита лимонним соком) це зареєстрована харчова добавка E333! І додають їх в багато продуті харчування, особливо молочні, в тому числі і в молоко для збільшення процентного вмісту кальцію !.

Так навіщо платити більше!
Висновок, якщо у Вас підвищена кислотність - напевно краще застосовувати просто подрібнену яєчну шкаралупу, якщо кислотність знижена напевно краще гасити порошок яєчної шкаралупи лимонним соком.
І ще,

У нічний час відбувається прискорене виділення мінеральних солей з організму (циркадное прискорення резорбтивних процесів в кістки). Тому препарати кальцію доцільно приймати після обіду і ввечері, Що запобіжить прискорену втрату кальцію в другій половині ночі, особливо при зниженому його рівні (або відсутності) в кишечнику. Також відзначається негативний дозозалежний ефект фармакотерапевтической активності кальцію: в низьких дозах цей биометалл всмоктуються краще, ніж у високих.

У зв'язку з цим більш раціонально приймати препарат кілька разів в день.

Читаємо, обговорюємо. Нижче кілька статей на цю тему.
__________________________________________________________________________________________________________

Цитрат кальцію проти карбонату кальцію

джерело< http://www.ortho.ru/77_KMD/Ca_Sravni.htm >
_________________________________________________________________________________________________________

Цитрат кальцію.

Цитрат кальцію - це відмінне джерело усваиваемого кальцію, який грає в організмі дуже важливу роль, оскільки впливає на багато ферментні процеси і згортання крові. Дефіцит кальцію призводить до крихкості кісток і остеопорозу. Маленьким дітям він корисний для здоров'я зубів, дорослим потрібно регулярне вживання кальцію для стабілізації кров'яного тиску.
За даними національного інституту раку (США) добавка Е-333 потенційно може запобігати захворювання на рак товстої кишки та інші види раку. Крім того цитрати кальцію використовуються в медицині для виведення з організму важких металів.
Так як цитрат кальцію є однією з найважливіших транспортних форм кальцію в організм людини він застосовується в медицині поряд з менш ефективним карбонатом кальцію (добавка Е-170) для поповнення запасів кальцію в організмі. З тієї ж причини цитрат кальцію використовується і у вигляді біологічно-активних добавок (БАДів).
У харчовій промисловості добавка Е-333 використовується як стабілізатор, консерванту, регулятора кислотності, фіксатора забарвлення.
Як стабілізатор, харчова добавка Е-333 використовується при виготовленні згущеного молока, сухих вершків, плавленого сиру. У джемах, желе і фруктових консервах добавка Е-333 використовується в якості регулятора кислотності. Також цитрати кальцію широко використовуються для збагачення кальцієм молока і кисломолочних продуктів, хлібобулочних і борошняних виробів, прохолодних напоїв.
На вигляд цитрат кальцію є білим порошком, що володіє яскраво-вираженим кислим смаком. Розчинний у воді. Молекулярна формула цитрату кальцію: Ca3 (C6H5O7) 2. Отримують Е-333 шляхом взаємодії лимонної кислоти з гідроксидом кальцію.
Властивості і технологічні функції:

Можливі назви харчової добавки:

E-333
Е-333
цитрати кальцію
Calcium Citrates
Monocalcium Citrate
Dicalcium Citrate
Tricalcium Citrate

джерело< http://prodobavki.com/dobavki/E333.html >
_____________________________________________________________________________________________

КАЛЬЦІЮ ЦИТРАТ

В середині ХХ ст. почався своєрідний «бум»: біохіміки, фізіологи, біофізики, фармакологи і клініцисти стали проявляти підвищений інтерес до вивчення ролі кальцію в регуляції діяльності органів і систем організму. Встановлено, що іони кальцію беруть участь у порушенні і скорочення м'язових клітин, регуляції проникності клітинних мембран, міжклітинних взаємодій, згортанні крові, секреції гормонів, медіаторів, ферментів; виконують функцію перетворювача сигналів, що надходять в клітину, беруть участь в процесах регуляції внутрішньоклітинного обміну речовин, в тому числі енергетичного. На поверхні мембрани кардіоміоцитів і судин вільних іонів кальцію в 1000 разів більше, ніж в цитоплазмі клітин. З позаклітинного простору вони проникають в цитоплазму через спеціальні кальцієві канали, впливаючи на різні фізіологічні процеси і функції клітин всіх органів, на тонус судин, інтенсивність систоли, діастоли.
Кальцій відіграє важливу роль у формуванні кісткової тканини і збереженні її нормальної структури і функції. Поряд зі спеціальними білками іони кальцію забезпечують твердість і еластичність кістки.
Все це послужило теоретичним фундаментом для розробки і впровадження в медичну практику препаратів кальцію, створених на основі його солей. В даний час в медичній практиці застосовуються такі солі кальцію, як: гліцерофосфат, глюконат, карбонат, лактат, цитрат, хлорид, фосфат і багато інших.
Фармакокінетика препарату КАЛЬЦІЮ ЦИТРАТ має свої особливості. З кишечника кальцій абсорбується в розчинній іонізованої формі. Розчинення препарату краще відбувається в кислому середовищі шлунка. Розчинений іонізований кальцій добре проникає в усі тканини, проникає через плацентарний бар'єр, потрапляє в грудне молоко. Виводиться з організму в основному з калом, близько 20% - з сечею. Важливою особливістю КАЛЬЦИЯ цитрат є низька здатність до утворення каменів в нирках, що важливо при тривалому застосуванні даної солі. Це обумовлено тим, що цитратна сіль зменшує кількість оксалатів в сечі.
Біодоступність визначається швидкістю і ступенем, з якою діюча речовина абсорбується з лікарської форми, стає доступною в місці передбачуваного лікувальної дії.
У нічний час відбувається прискорене виділення мінеральних солей з організму (циркадное прискорення резорбтивних процесів в кістки). Тому препарати кальцію доцільно приймати після обіду і ввечері, що запобіжить прискорену втрату кальцію в другій половині ночі, особливо при зниженому його рівні (або відсутності) в кишечнику. Відзначається негативний дозозалежний ефект фармакотерапевтической активності кальцію: в низьких дозах цей биометалл всмоктуються краще, ніж у високих. У зв'язку з цим більш раціонально приймати препарат кілька разів в день. Для різних вікових груп існують різні фізіологічні норми споживання кальцію (таблиця).
Таблиця
Рекомендована норма споживання кальцію у людей різного віку
(За даними Канадського товариства по остепорозу)

Засвоєнню іонів кальцію сприяють вітамін D, соляна кислота, лактоза, лимонна кислота, наявність білка в їжі, фосфор, магній, а також деякі продукти харчування: олія, яйця, молоко, риба, жир тріски, капуста та ін.
Погіршують засвоєння кальцію: недолік білків в їжі, суворе дотримання вегетаріанської дієти, недолік магнію, фосфору, продукти, багаті щавлевої кислотою (щавель, ревінь, шпинат).
Всмоктування кальцію сповільнюється при захворюваннях органів травлення (гастрит, ентерит, коліт, виразкова хвороба), підшлункової залози (цукровий діабет, панкреатит), патології інших ендокринних органів.
Слід підкреслити, що деякі препарати, особливо глюкокортикоїди, гормональні протизаплідні препарати для системного застосування, левотироксин також погіршують всмоктування іонів кальцію.
За результатами наукових досліджень (дані Канадського товариства по остеопорозу), переконливі докази, на підставі яких можна рекомендувати додаткове споживання інших мінералів (магнію, цинку, міді та ін.) З метою профілактики або лікування остеопорозу, відсутні.
Результати клінічних досліджень, проведених в Україні та інших країнах, підтвердили високу ефективність даного препарату в лікуванні багатьох захворювань. КАЛЬЦІЮ ЦИТРАТ застосовують і з профілактичною метою при різних захворюваннях.
При остеопорозі у осіб похилого віку, остеомаляції КАЛЬЦИЯ ЦИТРАТ призначають по 2-6 таблеток на добу, розділивши добову дозу на 3-4 прийоми. Препарат приймають перед їжею або через 1-1,5 години після їжі, протягом 3 міс. Таким хворим необхідно також призначати вітамін D3 по 400-800 МО на добу, а також включати в раціон масло, молоко, рибу, яйця.
КАЛЬЦІЮ ЦИТРАТ - оптимальна лікарська форма для забезпечення кальцієм не тільки дорослих, а й дітей, а також підлітків, так як він сприяє підвищенню мінеральної щільності кісток, збільшення кісткової маси, зміцненню дентину і емалі зубів. Дітям у віці до 6 міс призначають 1/2 таблетки (250 мг) (подрібнюють, розчиняють в невеликій кількості молока), у віці 6-12 міс - також по 1/2 таблетки 2 рази на день, у віці 1 рік-10 років - 1-2 таблетки, 10-18 років - 2-3 таблетки в день.
Показаннями до призначення КАЛЬЦИЯ цитрат є:
гіпокальціємія унаслідок кровотечі різного походження, а також в період вагітності та годування груддю, при травмах - для поповнення збільшеною потреби організму в іонах кальцію;
порушення всмоктування кальцію при захворюваннях шлунково-кишкового тракту і підвищений рівень виведення кальцію через нирки і кишечник;
гипопаратиреоз, зневоднення організму різного генезу, алергічні захворювання і алергічні ускладнення при прийомі медикаментів, підвищена проникність судинної стінки, знижена здатність згущуватися крові.
КАЛЬЦІЮ ЦИТРАТ необхідно призначати при прийомі глюкокортикоїдів, пероральних протизаплідних засобів, левотироксина. У трьох останніх випадках препарат приймають по 1 таблетці 6 разів на день після їди.
КАЛЬЦІЮ ЦИТРАТ, як правило, добре переноситься, іноді можуть виникати диспепсичні явища (запор або діарея, нудота, блювання, втрата апетиту, біль в животі), поліурія.
Не рекомендується одночасний прийом КАЛЬЦИЯ цитрат з антацидами, що містять алюміній, через зниження їх ефективності. Небажано призначати його одночасно з іншими препаратами кальцію.
На закінчення можна відзначити позитивні фармакологічні властивості КАЛЬЦИЯ цитрат:
цитратна сіль кальцію добре розчиняється і всмоктується в травному тракті, що обумовлює хорошу всмоктуваність кальцію в організмі і, відповідно, ефективність препарату при його профілактичному або лікувальному застосуванні, що підтверджено результатами багатьох клінічних досліджень.
Низький ризик каменеутворення в нирках при прийомі препарату підвищує цінність КАЛЬЦИЯ цитрат при тривалому застосуванні.
І.С. Чекман, завідувач кафедри фармакології з курсом клінічної фармакології Національного медичного університету, член-кореспондент НАН і АМН України, заслужений діяч науки і техніки, професор

сторінка 1

Реакція карбонатів з кислотами може використовуватися як проба на карбонати. Вугільна кислота є дуже слабкою і нестійкою кислотою. Вона може витіснятися зі своїх солей дією менш летючих і більш сильних кислот.

Аналогічно протікають реакції карбонату кальцію з кислотами.

В результаті реакції карбонату з соляною кислотою отримують хлористі кальцій і магній, які добре розчиняються у воді і залишаються у вигляді розчину різної концентрації. Швидкість протікання реакції в колекторах цього типу залежить в основному від тиску і температури.

В результаті реакції карбонату з соляною кислотою виходять хлористі кальції і магній, добре розчинні у воді і залишаються у вигляді розчину різної концентрації.

Введення в реакцію невисушеного карбонату натрію викликає необхідність застосовувати більш високий тиск і збільшувати кількість каталізатора.

Пояснення перерахованих або спостережуваних явищ: чому реакція карбонату кальцію з сірчаною кислотою починається спочатку бурхливо, а потім припиняється. Чому при нагріванні сухого карбонату амонію речовина зникає з пробірки.

Сприятлива дія карбонату кальцію на стійкість портландцементу може бути пояснено реакцією карбонату з алюмосодержащіх мінералами клінкеру. Таким чином, алюмінатних складова цементного каменю виявляється хімічно пов'язаної до набрання ним контакт з сульфатами зовнішнього середовища.

Деякі області застосування карбонату барію засновані на практичної нерастворимости сульфату барію, що утворюється при реакції карбонату барію з речовинами, що містять іони сульфату. Так, при сушінні цегли перед випалюванням на поверхні його з'являється білий наліт, викликаний кристалізацією містяться в глині гіпсу або сульфату магнію. Щоб цього не сталося, до глини додають карбонат барію, який викликає осадження іона сульфату.

У своєму вступі в хімію твердих тіл Хедвал як приклад теоретично можливої реакції призводить реакцію карбонату кальцію з SiO2, в результаті якої утворюється силікат кальцію. Цей приклад він супроводжує зауваженням, що при так званих геотермічних метаморфози звичайної температури недостатньо, так як реакцію між карбонатом кальцію і кремнекислотой можна спостерігати в лабораторних умовах тільки при температурах 500 С.

Щоб зменшити вартість освіти флегми в даному процесі, Клима та Уорд запропонували використовувати розчин карбонату амонію (замість нітрату амонію) і створювати флегму за рахунок реакції збагаченого карбонату амонію з вапном.

При підвищенні температури реакція зміщується в бік утворення більш лужного силікату. Гібсон і Уорд11 на реакції карбонату натрію з кварцом при температурі від 726 до 805 С в струмі азоту показали, що орто-силікат утворюється в присутності достатньої кількості карбонату натрію. Швидкість реакції залежить від часу, величини навішування, швидкості течії газу і складу реагує суміші. Гібсон і Уорд стверджують, що існують силікати натрію проміжного складу.

Надлишок карбонату натрію оттітровивают соляною кислотою. За кількістю що вступив в реакцію карбонату натрію обчислюють вміст сірки в уже згадуваному продукті.

І карбонат кальцію і то, як взаємодіють ці хімічні сполуки.

Карбонат кальцію

Кристалічна решітка карбонату кальцію CaCO₃

CaCO₃ - це дуже поширене в навколишньому світі з'єднання, з нього складаються: крейда, вапняк, мармур і т.д. Тому варто відзначити, що роль цієї речовини для людини дуже істотна, адже карбонат кальцію широко застосовується і в харчовій промисловості, як натуральний білий барвник. Також CaCO₃ використовують при виготовленні паперу, пластмаси, в будівництві і в багатьох інших сферах.

Карбонат кальцію - це біла речовина (тверді кристали) в порошковому або твердому вигляді. Він здатний реагувати з водою, але повністю не розчиняється в ній. Тому вода стає каламутною, і в ній спостерігається білий осад. Але якщо реакція з водою буде проходити в присутності, то ми отримаємо розчинну кислу сіль, гідрокарбонат кальцію:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca (HCO₃) ₂

Розглянемо, як виготовляється карбонат кальцію

Більшу частину карбонату кальцію отримують з природних джерел. Так, щоб добути карбонат кальцію для, як правило, використовують чисте джерело, найчастіше мармур.

Мармурова статуя «Давид», Мікеланджело Буонарроті

Але в лабораторних умовах карбонат кальцію можна отримати за допомогою кальцинації оксиду кальцію. Кальцинацією називають узагальнене поняття випалу, в результаті якого хімічні речовини набувають нових властивостей. Випал проводиться при досить високій температурі, не доходячи до плавлення.

Вода змішується з отриманим оксидом кальцію, в результаті реакції виходить гідроксид. Потім лаборанти отримують діоксид вуглецю, який пропускають через отриманий раніше розчин. Осад, що утворився і є карбонат кальцію:

CaO + H₂O = Ca (OH) ₂;

Ca (OH) ₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

Якщо нагріти сіль вугільної кислоти і кальцію до високої температури (900 - 1000 ° С), то в результаті хімічного процесу ми отримаємо діоксид вуглецю (вуглекислий газ), а також оксид кальцію СаО - негашене вапно, що застосовується при будівництві:

СаСО₃ = СаО + СО₂

Якщо температура буде ще вище (1500 ° С), то продуктами реакції будуть карбід кальцію і оксид вуглецю.

Соляна кислота

Молекула соляної кислоти

HCl - це сильна одноосновная кислота, яка виходить при розчиненні хлороводню у воді. Являє собою безбарвну рідину, хоча технічна кислота може мати жовтий відтінок, наприклад, через домішки заліза. Властивості HCl будуть прямо залежати від концентрації хлороводню в розчині.

Солі соляної кислоти називаються хлоридами. Ця речовина дуже їдка, тому потребує відповідного догляду: навіть якщо маленька крапля потрапить на шкіру, то сильного хімічного опіку не уникнути. Тому при роботі з сильними кислотами бажано завжди мати при собі нейтралізатори: слабкі лужні розчини, (харчову соду) і т.д. Варто пам'ятати, що при відкритті ємності з концентрованою кислотою утворюються пари HCl, які згубно впливають на очі і дихальну систему. Тому при хімічних дослідах найдоцільніше буде користуватися респіратором і захисними окулярами.

Отримання соляної кислоти

Газ хлороводень розчиняють у воді. Сам хлороводород одержують у такий спосіб: водень спалюють в хлорі, тим самим отримуючи синтетичну кислоту. Або ж соляну кислоту можна отримати за допомогою побічних газів, які виходять в ряді хімічних дослідів, наприклад, коли хлорують вуглеводні. Отримана таким способом кислота називається абгазного.

Застосовують соляну кислоту в медицині, промисловості, а також для хімічних реакцій.

Безбарвна кислота з різким запахом хлороводню добре реагує з металами. Відбувається окислювально-відновна реакція. Восстановителями в процесі реакції є атоми металів, а окислювачами - катіони водню.

В основному хімічні реакції з металами супроводжуються виділенням водню. Інтенсивність взаємодії залежить від активності металу, наприклад, лужної метал літій реагує бурхливо, тоді як з алюмінієм реакція протікає слабо через міцної оксидної плівки цього елемента.

Соляна кислота і цинк:

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂

Соляна кислота і залізо:

2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂

Соляна кислота і магній:

2HCl + Mg = MgCl₂ + H₂

Хлорид магнію, який використовується для очищення доріг від льоду

З оксидами металів кислота утворює сіль і воду:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

Реакція соляної кислоти і карбонату кальцію

Для проведення експерименту знадобляться:

пробірка;

хімічна піпетка;

твердий карбонат кальцію (мармур);

соляна кислота;

рукавички;

респіратор.

Увага! Не намагайтеся повторити цей досвід самостійно!

Проводьте досвід в добре провітрюваному приміщенні, будьте обережні при роботі з соляною кислотою.

Додайте в посудину кілька шматочків мармуру і капніть з піпетки трохи соляної кислоти. В результаті піде моментальна реакція з утворенням бульбашок - виділяється вуглекислий газ. Це реакція обміну, продуктами якої є: слабке і нестійке з'єднання, вугільна кислота, яка розпадається на вуглекислий газ і воду. Рівняння реакції розчинення карьоната кальцію в соляній кислоті:

CaCO₃ + 2HCl (разб.) → CaCl₂ + CO₂ + H₂O

- характеристика елемента магнію: електронна будова, можливі ступені окислення, основні сполуки: оксид, гідроксид, солі. Що таке карбонізує і яка її роль в будівництві.

MgCO 3 = MgO + CO 2

Застосування.

У промисловості застосовується для виробництва вогнетривів, цементів, очищення нафтопродуктів, як наповнювач при виробництві гуми. Надлегкий окис магнію застосовується як дуже дрібний абразив для очищення поверхонь, зокрема, в електронній промисловості.

У медицині застосовують при підвищеній кислотності шлункового соку, так як вона обумовлюється надмірним вмістом соляної кислоти. Жжёную магнезію приймають також при випадковому попаданні в шлунок кислот.

У харчовій промисловості зареєстрований в якості харчової добавки E530.

Є абсолютним відбивачем - речовиною з коефіцієнтом відображення, що дорівнює одиниці в широкій спектральній смузі. Може застосовуватися як доступний еталон білого кольору.

гідроксид магнію - основний гідроксид металу магнію. Слабке нерозчинна основа.

При стандартних умовах гідроксид магнію являє собою безбарвні кристали з гексагональної гратами. При температурі вище 350 ° C розкладається на оксид магнію і воду. Поглинає вуглекислий газ і воду з повітря з утворенням основного карбонату магнію. Гідроксид магнію практично не розчиняється у воді, але розчинний в солях амонію. Є слабкою основою. Зустрічається в природі у вигляді мінералу брусита.

Отримання.

Взаємодія розчинних солей магнію з лугами:

У загальному вигляді:

Mg 2+ + 2OH - = Mg (OH) 2 ¯

приклади:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg (OH) 2 ¯ + 2NaCl

Mg (NO 3) 2 + 2KOH = Mg (OH) 2 ¯ + 2KNO 3

Взаємодія розчину хлориду магнію з обпаленим доломітом:

MgCl 2 + CaO × MgO + 2H 2 O = 2 Mg (OH) 2 ¯ + CaCl 2

Взаємодія металевого магнію з парами води:

Mg + 2H 2 O = Mg (OH) 2 ¯ + H 2 -

Хімічні властивості.

Як і всі слабкі підстави, гідроксид магнію термічно нестійкий. Розкладається при нагріванні до 350 ° C:

Взаємодіє з кислотами з утворенням солі і води (реакція нейтралізації):

Mg (OH) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O

Mg (OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

Взаємодія з кислотними оксидами з утворенням солі і води:

Mg (OH) 2 + SO 3 = MgSO 4 + H 2 O

Взаємодія з гарячими концентрованими розчинами лугів з утворенням гідроксомагнезатов:

Mg (OH) 2 + 2NaOH = Na 2

Mg (OH) 2 + Sr (OH) 2 = Sr

Застосування.

Гідроксид магнію застосовується для зв'язування діоксиду сірки, як флокулянт для очищення стічних вод, в якості вогнезахисного засобу в термопластичних полімерах (полиолефини, ПВХ), як добавка в миючі засоби, для отримання оксиду магнію, рафінування цукру, як компонент зубних паст.

У медицині його застосовують як ліки для нейтралізації кислоти в шлунку, а також як дуже сильне проносне.

У Європейському союзі гідроксид магнію зареєстрований в якості харчової добавки E528.

Солі магнію.

Більшість солей магнію добре розчиняється в воді. Іон Mg 2+ надає розчинів гіркий смак. Галогеніди магнію, за винятком MgF2, сильно гігроскопічна - на повітрі розпливаються.

Хлористий магній MgCl 2 (Хлорид магнію) безводний плавиться при 718 °. У присутності слідів води «димить» на повітрі - розкладається на НСl і MgO. З водного розчину виділяються безбарвні кристалогідрати з 1, 2, 4, 6, 8 і 12 молекулами води. В інтервалі температур від -3,4 до 116,7 ° стійкий кристаллогидрат MgCl 2 × 6H 2 0, який зустрічається в природі у вигляді мінералу бішофіту, а в великих кількостях виходить при упарюванні морських розсолів. Хлорид магнію утворює подвійні солі, з яких виключно важливий мінерал карналіт KCl × MgCl 2 × 6H 2 O - джерело отримання магнію і хлориду калію.

Застосування.

1. Хлорид магнію застосовують головним чином у виробництві металевого магнію, MgCl 2 × 6H 2 0 використовується для отримання магнезіальних цементів.

2. Використовується для обробки крижаного і сніжного покриву в якості добавки. В результаті реакції зі снігом викликає його танення. Має 3-й клас небезпеки (помірно небезпечні речовини) і агресивні корозійні властивості

гідрокарбонат магнію - кисла сіль магнію і вугільної кислоти з формулою Mg (HCO 3) 2, існує тільки у водних розчинах.

Отримання.

Пропускання вуглекислого газу через суспензію карбонату магнію:

MgCO 3 + CO 2 + H 2 O = Mg (HCO 3) 2

Фізичні властивості.

Гідрокарбонат магнію існує тільки у водних розчинах.

Наявність гідрокарбонату магнію в воді обумовлює її тимчасову жорсткість.

Хімічні властивості.

При концентруванні розчину гідрокарбонат магнію розкладається:

Mg (HCO 3) 2 = MgCO 3 + CO 2 - + H 2 O

гідроортофосфат магнію (Двузамещённий фосфорнокислий магній) - кисла сіль магнію і ортофосфорної кислоти з формулою MgHPO 4, слабо розчиняється у воді, утворює кристалогідрати.

Отримання.

Дією ортофосфорної кислоти на оксид або карбонат магнію:

MgO + H 3 PO 4 = MgHPO 4 + H 2 O

MgCO 3 + H 3 PO 4 = MgHPO 4 + CO 2 - + H 2 O

Дією двузамещённого ортофосфата натрію на хлорид магнію:

MgCl 2 + 2Na 2 HPO 4 = MgHPO 4 + 2NaCl

Розкладанням дигідроортофосфат магнію:

Mg (H 2 PO 4) 2 = MgHPO 4 + H 3 PO 4

Фізичні властивості.

Гідроортофосфат магнію утворює білі кристали, які є кристалогідрату: при температурах до 225 ° С утворюється моногідрат MgHPO4. H 2 O, щільність 2,32 г / см ³, при температурі 36 ° С утворюється тригідрат MgHPO4. 3H 2 O, щільність 2,10 г / см ³, при кімнатній температурі утворюється гептагідрат MgHPO4. 7H 2 O.

Хімічні властивості.

При нагріванні переходить в пірофосфат:

Застосування.

Використовується в харчовій добавці Е343.

дигідроортофосфат магнію - кисла сіль металу магнію і ортофосфорної кислоти з формулою Mg (H 2 PO 4) 2, безбарвні гігроскопічні кристали, розчинні у воді, утворює кристалогідрати.

Отримання.

Розчинення в ортофосфорної кислоти гідроксиду або оксиду магнію:

Фізичні властивості.

Дигідроортофосфат магнію утворює безбарвні кристали.

Утворюється кристалогідрати складу Mg (H 2 PO 4) 2. nH 2 O, де n = 2, 4, 6.

карбід магнію - бінарне неорганічне з'єднання магнію і вуглецю з формулою MgС 2. Відомий також карбід магнію з формулою Mg 2 C.

Отримання.

Спіканням фториду магнію і карбіду кальцію:

Пропускаючи ацетилен над порошком магнію:

Відновлюючи пентан порошком магнію при 650 ° С можна отримати більш складний карбід Mg 2 З 3.

Хімічні властивості.

При нагріванні розкладається з утворенням проміжного карбіду Mg2С3:

Взаємодіє з водою:

карбонат магнію, Магній вуглекислий, MgCO 3 - магнієва сіль вугільної кислоти.

Властивості.

Білі кристали, щільність 3,037 г / см ³. При 500 ° C помітно, а при 650 ° C повністю розкладається на MgO і CO2. Розчинність карбонату магнію в воді незначна (22 мг / л при 25 ° C) і зменшується з підвищенням температури. При насиченні CO 2 водної суспензії MgCO 3 останній розчиняється внаслідок утворення гідрокарбонату Мg (HCO 3) 2. З водних розчинів за відсутності надлишку CO 2 виділяються основні карбонати магнію. З карбонатами ряду металів карбонат магнію утворює подвійні солі, до яких відноситься і природний мінерал доломіт MgCO 3 · CaCO 3.

Поширеність в природі.

Карбонат магнію широко поширений в природі у вигляді мінералу магнезиту.

Застосування.

Основний карбонат магнію 3MgCO 3 · Mg (OH) 2 · 3H 2 O (так звана біла магнезія) застосовують як наповнювач в гумових сумішах, для виготовлення теплоізоляційних матеріалів.

Карбонат магнію необхідний у виробництві скла, цементу, цегли.

нітрат магнію Mg (NO 3) 2 - безбарвні гігроскопічні кристали з кубічної гратами; температура плавлення 426 ° C (з розкладанням). Розчинність в воді (г в 100 г): 73,3 (20 ° C), 81,2 (40 ° C), 91,9 (60 ° C). Розчинний також в етанолі, метанолі, рідкому NH3. З водних розчинів в залежності від концентрації кристалізуються нона-, гекса- і дигідрат.

Компонент складних добрив, оскільки Магній входить до складу хлорофілу, який необхідний для фотосинтезу, сприяє підвищенню активності багатьох ферментів і виступає в ролі транспортера фосфору. Висока розчинність і низька електропровідність роблять продукт виключно відповідним для позакореневого підживлення і фертигації, особливо при використанні зрошувальних вод з високою концентрацією солей. Добриво використовується для кореневого і некорневого харчування овочевих, ягідних, плодових культур, винограду; окислювач в піротехнічних складах.

карбонізація- насичення будь-якого розчину вуглекислим газом. Застосовується в будівництві.

Карбонізація мінералів - кремнієва кислота в силікату заміщається вугільної кислотою з утворенням карбонатів. З карбонатів породообразующим мінералом в осадових породах є і частіше зустрічається кальцит (вапняний шпат) СаСО3. Рідше зустрічається магнезит - МgСО3 і доломіт - CaMg (CO3) 2. У чистій воді, яка не містить вуглекислоту, кальцит розчиняється в невеликій кількості (0,03 г на літр води); магнезит практично не розчиняється. Якщо вода містить вуглекислоту, кальцит розчиняється легко з утворенням кислого вуглекислого кальцію, добре розчинної у воді - Са (НСО3) 2.

Карбонізація - це зміни, які виникають в бетоні на портландцементі при дії на нього С0 2 повітря. Особливо сильний вплив відчуває гідроокис кальцію Са (ОН) 2 в присутності вологи. Гідроокис кальцію при поглинанні вуглекислого газу перетворюється в карбонат кальцію. Карбонат кальцію погано розчиняється у воді і, утворюючись, прагне герметично закрити пори на поверхні бетону (мається на увазі щільний, водонепроникний бетон).

Зазвичай значення рН парової води в бетоні знаходиться в межах від 10,5 до 11,5. Якщо внаслідок карбонізації воно зменшиться до 9 і нижче, то можлива корозія арматури. Отже, товщина карбонізіруемого шару є важливим фактором для захисту арматури: чим глибше карбонізує, тим більше небезпека корозії сталі. Глибину карбонізації можна визначити, обробляючи бетон фенолфталеїном. Про наявність лужних властивостей при дії фенолфталеїну свідчить поява рожевого кольору, тоді як бетон, що піддався карбонізації, зберігає свою первісну забарвлення.

Високоякісний щільний бетон піддається карбонізації дуже повільно. Малоймовірно, щоб карбонізує спостерігалася на глибині більше 5-10 мм навіть після експлуатації протягом 50 років. З іншого боку, глибина карбонізації низькоміцних водопроникної бетону може досягати 25 мм менше ніж за 10 років. Досвід показує, що бетонні вироби низької якості особливо схильні до карбонізації.

- характеристика елемента кальцію: електронна будова, можливі ступені окислення, основні сполуки: оксид, гідроксид, солі.

кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium). Електронна будова 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 = [18 Ar] 4s 2, ступеня окислення +2, 0. Відноситься до лужноземельних металів.

Проста речовина кальцій - м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору. Отримання в промисловості: електроліз розплаву хлориду кальцію.

Оксид кальцію CaO - основний оксид, негашене вапно. Білий, гігроскопічний. Тугоплавкий, термічно нестійкий, летючий при прожаренні. Енергійно реагує з водою (з високим екзо-ефектом), утворює лужної розчин, процес називається гасінням вапна. Реагує з кислотами, оксидами металів, неметалів. Застосовується для синтезу інших сполук кальцію, компонент в'яжучих мматеріалов в будівництві.

Отримання в промисловості - випал вапняку (900 - 1200 о С)

Гідроксид кальцію Ca (OH) 2 - гашене вапно, основний гідроксид. Розкладається при помірному нагріванні. Білий, гігроскопічний. Поглинає вологу і вуглекислий газ з повітря. Малорастворим в хол. воді, ще менше - в киплячій воді. Прозорий розчин (вапняна вода) швидко мутніє через випадання осаду гідроксиду (суспензію називають вапняне молоко). Якісна реакція - пропускання вуглекислого газу через вапняну воду з появою осаду СаСО3 і переходом його в розчин. Реагує з кислотами і кислотними оксидами, вступає в реакції іонного обміну.

Застосовується в будівництві для приготування вапняних будівельних розчинів (пісок + гашене вапно + вода), службовців сполучною матеріалом для кам'яної та цегляної кладки, обробки (штукатурення) стін і інших будівельних цілей. Затвердіння таких розчинів обумовлено поглинанням СО2 з повітря.

Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O

Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2H 2 O,

Реагує з солями, якщо утворюється осад:

Ca (OH) 2 + Na 2 SO 3 → CaSO 3 ↓ + 2NaOH

Солі кальцію.

сульфат кальцію (CaSO 4) - неорганічна сполука, кальцієва сіль сірчаної кислоти.

Знаходиться в природі у вигляді дигідрату CaSO 4? 2H 2 O (гіпс, селеніт) і в безводному стані - ангідрит.

Хлорид кальцію, CaCl2 - кальцієва сіль соляної кислоти.

Має високі гігроскопічними властивостями. Розчинність (г на 100 г H2O): 74 (20 ° C) і 159 (100 ° C). Водні розчини хлориду кальцію замерзають при низьких температурах (20% -ний - при -18,57 ° C, 30% -ний - при -48 ° C).

Утворює гідрат CaCl2 · 6H2O, стійкий до 29,8 ° C; при більш високих температурах з насиченого розчину випадають кристалогідрати з 4, 2 і 1 молекулами H2O. При змішуванні CaCl2 * 6H2O (58,8%) зі снігом або льодом (41,2%) температура знижується до -55 ° C (кріогідратная точка).

Хлорид кальцію отримують як побічний продукт у виробництві соди.

У хімічній лабораторії хлорид кальцію застосовується в якості наповнювача для осушувальних трубок, також званих хлоркальциевого, призначених для ізоляції речовин в посудині від водяної пари атмосфери і для осушення газів.

Хлорид кальцію також застосовують як прискорювач схоплювання цементу;

Карбонат кальцію (Вуглекислий кальцій) - неорганічне хімічна сполука, сіль вугільної кислоти і кальцію. Хімічна формула -CaCO 3. У природі зустрічається у вигляді мінералів - кальциту, арагоніта і ватеріта, є головною складовою частиною вапняку, мармуру, крейди, входить до складу шкаралупи яєць. Не розчиняється в воді і етанолі.

Шпаклівки, різні герметики - всі вони містять карбонат кальцію в значних кількостях. Також, карбонат кальцію є найважливішим складовим елементом при виробництві продукції побутової хімії.

Карбонат кальцію також широко використовується в очисних системах, як засіб боротьби із забрудненням навколишнього середовища, за допомогою карбонату кальцію відновлюють кислотно-лужний баланс грунту.

- приклади, що ілюструють застосування оксидів і гідроксидів кальцію і магнію в будівництві.

Оксид і гідроксид кальцію:

При побілки приміщень.

При побілки дерев'яних парканів і обмазуванні крокв - для захисту від гниття і займання.

Для приготування вапняного будівельного розчину. Вапно застосовувалася для будівельної кладки з давніх часів. Суміш зазвичай готують в такій пропорції: до однієї частини суміші гідроксиду кальцію (гашеного вапна) з водою додають три-чотири частини піску (по масі). При цьому відбувається затвердіння суміші з реакції: Ca (OH) 2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O. Це екзотермічна реакція, виділення енергії становить 27 ккал (113 кДж).

Як видно з реакції, в ході її виділяється вода. Це є негативним фактором, так як в приміщеннях, побудованих за допомогою вапняного будівельного розчину, довгий час зберігається підвищена вологість. У зв'язку з цим, а також завдяки ряду інших переваг перед гідроксидом кальцію, цемент практично витіснив його в якості сполучного будівельних розчинів. Більш того, він також неприпустимий до застосування при кладці печей, оскільки під впливом високих температур виділяється задушливий діоксид вуглецю.

Для приготування силікатного бетону. Склад силікатного бетону однаковий зі складом вапняного будівельного розчину, проте він готується іншим методом - суміш оксиду кальцію і кварцового піску обробляється не водою, а перегрітою (174,5-197,4 ° C) водяною парою в автоклаві при тиску 9-15 атмосфер.

При виготовленні силікатної цегли.

Оксид і гідроксид магнію:

для виробництва комбінованих систем з вогнетривких матеріалів (магнезитових будівельних плит), для виробництва цементів. Оксид магнію (Каустичний магнезит) використовується в якості в'яжучого речовини, яке при замішуванні розчином MgCl2 здатне швидко тверднути і набирати міцність на повітрі.

- жорсткість природних вод: визначення, види жорсткості, методи усунення жорсткості води: фізичні, хімічні (рівняння реакцій), фізико-хімічні.

Природна вода, що містить в розчині велика кількість солей кальцію або магнію, називається жорсткою водою на противагу м'якій воді, що містить мало солей кальцію і магнію або зовсім не містить їх.

Перша з них зумовлена присутністю гідрокарбонатів кальцію і магнію, друга - присутністю солей сильних кислот - сульфатів або хлоридів кальцію і магнію. При тривалому кип'ятінні води, яка має карбонатної жорсткістю, в ній з'являється осад, що складається головним чином з СаСО3, і одночасно виділяється СО2.

Обидва ці речовини з'являються внаслідок розкладання гпдрокарбоната кальцію:

Тому карбонатну жорсткість називають також тимчасової жорсткістю. Кількісно тимчасову жорсткість характеризують вмістом гідрокарбонатів, що віддаляються з води при її кип'ятінні протягом години. Жорсткість, що залишається після такого кип'ятіння, називається постійною жорсткістю.

Жорсткість води виражають сумою мілліеквівалентов іонів кальцію і магнію, що містяться в води. Один мілліеквівалент жорсткості відповідає змісту 20,04 мг / л або 12,16 мг / л.

Жорсткість природних вод змінюється в широких межах. Вона різна в різних водоймах, а в одній і тій же річці змінюється протягом року (мінімальна під час паводку). Жорсткість вод морів значно вище, ніж рік і озер. Так, вода Чорного моря має загальну жорсткість 65,5 мекв / л. Середнє значення жорсткості води світового океану 130,5 мекв / л (в тому числі на припадає 22,5 мекв / л, на мекв / л).

Присутність у воді значної кількості солей кальцію або магнію робить воду непридатною для багатьох технічних цілей. Так, при тривалому харчуванні парових котлів жорсткою водою їх стінки поступово покриваються щільною кіркою накііі. Така кірка вже при товщині шару в сильно знижує передачу теплоти стінками котла і, отже, веде до збільшення витрати палива. Крім того, вона може служити причиною утворення здуття і тріщин як в кіпятільних трубах, так і на стінках самого котла.

Жорстка вода не дає піни з милом, тому що містяться в милі розчинні натрієві солі жирних кислот -пальмітіновой і стеаринової - переходять в нерозчинні кальцієві солі тих же кислот:

Жорсткої водою не можна користуватися при проведенні деяких технологічних процесів, наприклад при фарбуванні.

Постійна жорсткість води обумовлена присутністю в ній переважно сульфатів і хлоридів кальцію і магнію і не усувається кип'ятінням. Сума тимчасової (усуненою) і постійної жорсткості складає загальну жорсткість води.

Існують різні способи визначення жорсткості.

Розглянемо два з них:

1) визначення тимчасової жорсткості за допомогою титруватирозчину хлористоводневої кислоти

2) комплексометріческого метод визначення загальної жорсткості.

При титруванні зразка води хлористоводневою кислотою в присутності метилового оранжевого відбувається розкладання бікарбонатів, що обумовлюють тимчасову жорсткість:

Методика визначення. Відбирають в конічну колбу піпеткою або мірним циліндром 100 мл досліджуваної води, додають 2-3 краплі метилового оранжевого і титрують 0,1 і. розчином HCl до появи оранжевого забарвлення.

Розрахунок результаті аналізу. 1 мл 0,1 н. розчину HCl відповідає 0,1 / 1000 г-екв або 0,1 мг-екв Ca 2+. V (HCl) відповідає 0,1 V (HCl) / 1000 г-екв або 0,1 V (HCl) мг-екв Ca 2+. 0,1 V (HCl) мг-екв знаходиться в обсязі V A. Щоб висловити жорсткість в міліграм-еквівалентах на 1 л води, потрібно знайдену величину розділити на V A і помножити на 1000, т. Е. Жорсткість досліджуваної води дорівнює:

методи усунення.

Термозм'ягчення. Заснований на кип'ятінні води, в результаті термічно нестійкі гідрокарбонати кальцію і магнію розкладаються з утворенням накипу:

Ca (HCO3) 2 → CaCO3 ↓ + CO2 + H2O.

Кип'ятіння усуває тільки тимчасову (карбонатну) жорсткість. Знаходить застосування в побуті.

реагентне пом'якшення. Метод заснований на додаванні в воду кальцинованої соди Na2CO3 або гашеного вапна Ca (OH) 2. При цьому солі кальцію і магнію переходять в нерозчинні сполуки і, як наслідок, випадають в осад.

Наприклад, додавання гашеного вапна призводить до переведення солей кальцію в нерозчинний карбонат:

Ca (HCO3) 2 + Ca (OH) 2 → 2CaCO3 ↓ + 2H2O

Кращим реагентом для усунення загальної жорсткості води є ортофосфат натрію Na3PO4, що входить до складу більшості препаратів побутового та промислового призначення:

3Ca (HCO3) 2 + 2Na3PO4 → Ca3 (PO4) 2 ↓ + 6NaHCO3

3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3 (PO4) 2 ↓ + 3Na2SO4

Ортофосфати кальцію і магнію дуже погано розчиняються у воді, тому легко відокремлюються механічним фільтруванням. Цей метод виправданий при відносно великих витратах води, оскільки пов'язаний з вирішенням ряду специфічних проблем: фільтрації осаду, точного дозування реагенту.

Катіонірованіе. Метод заснований на використанні іонообмінної гранульованої завантаження (найчастіше іонообмінні смоли). Таке завантаження при контакті з водою поглинає катіони солей жорсткості (кальцій і магній, залізо і марганець). Натомість, в залежності від іонної форми, віддає іони натрію або водню. Ці методи відповідно називаються Na-катіонірованіе і Н-катіонірованіе. При правильно підібраною іонообмінної завантаженні жорсткість води знижується при одноступенчатом натрій-катіонірованіе до 0,05-0,1 ° Ж, при двухступенчатом - до 0,01 ° Ж. У промисловості за допомогою іонообмінних фільтрів замінюють іони кальцію і магнію на іони натрію і калію, отримуючи м'яку воду.

Зворотній осмос . Метод заснований на проходженні води через напівпроникні мембрани (як правило, поліамідні). Разом з солями жорсткості видаляється і більшість інших солей. Ефективність очищення може досягати 99,9%.

Розрізняють нанофільтрацію (умовний діаметр отворів мембрани дорівнює одиницям нанометрів) і пікофільтрацію (умовний діаметр отворів мембрани дорівнює одиницям пікометр).

Як недоліки даного методу слід відзначити:

Необхідність попередньої підготовки води, яка подається на обратноосмотічеськую мембрану;

Відносно висока вартість 1 л одержуваної води (дороге обладнання, дорогі мембрани);

Низьку мінералізацію одержуваної води (особливо при пікофільтраціі). Вода стає практично дистильованої.

Електродіаліз. Заснований на видаленні з води солей під дією електричного поля. Видалення іонів розчинених речовин відбувається за рахунок спеціальних мембран. Так само як і при використанні технології зворотного осмосу, відбувається видалення і інших солей, крім іонів жорсткості.

Повністю очистити воду від солей жорсткості можна дистиляцією.