BeO – амфотерный оксид,проявляет как кислотные, так и основные свойства, в воде нерастворим:
| BeO + Na2O = Na2BeO2; | BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O; |
| BeO + SiO2 = BeSiO3; | BeO + 2NaOH  Na2BeO2 + H2O;
|
| BeO + H2O ≠; | BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4]. |
Oстальные оксиды – основные. С увеличением основности возрастает растворимость в воде:
MgO + H2O Mg(OH)2;
CaO + H2O = Ca(OH)2.
Все оксиды легко растворимы в кислотах, взаимодействуют с кислотными оксидами:
CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O;
CaO + SO3 = CaSO4.
Химические свойства гидроксидов
Be(OН)2 – амфотерный гидроксид:
Be(OН)2 + SiO2 = BeSiO3 + H2O;
Be(OН)2 + Na2O = Na2BeO2 + H2O;
Be(OН)2 + 2HNO3 = Be(NO3)2 + 2H2O;
Be(OН)2 + 2NaOH Na2BeO2 + 2H2O;
Be(OН)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4].
Остальные гидроксиды – типичные основания. Mg(OH)2 – слабое основание. Ca(OН)2, Sr(OН)2, Ba(OН)2, Ra(OН)2 – сильные основания (щелочи). Щелочи взаимодействуют:
С амфотерными элементами:
Zn + 2H2O + Ca(OН)2 = Сa[Zn(OH)4] + H2;
Zn + Ca(OН)2 СаZnO2 + H2.
С некоторыми неметаллами:
2 Ca(OН)2 + 2Cl2 = СaCl2 + Сa(ClO)2 + 2H2O;
Белильная известь
6Ca(OН)2 + 6Cl2 5СaCl2 + Сa(ClO3)2 + 6H2O.
С кислотами (реакция нейтрализации):
Ca(OН)2 + 2HCl = СaCl2 + 2H2O.
С кислотными и амфотерными оксидами:
Ca(OН)2 + SiO2 = СaSiO3 + H2O;
Ca(OН)2 + ZnO = СaZnO2 + H2O.
С амфотерными гидроксидами:
Ca(OН)2 + Zn(OH)2 = СaZnO2 + 2H2O.
С кислыми, основными солями:
Ca(OН)2 + Ca(НCO3)2 = 2СaCO3 + 2H2O;
2CuOНCl + Ca(OН)2 = 2Cu(OН)2 + CaCl2.
Со средними солями, если в результате образуется осадок:
Ca(OН)2 + Na2SO4 = СaSO4↓ + 2NaOH.
Гидроксиды термически неустойчивы, при нагревании разлагаются:
Ca(OН)2 СaO + H2О.
Способы получения оксидов металлов II A группы. Промышленный способ – прокаливание известняка:
CaCO3 CaO + CO2.
Лабораторные способы. Окисление металлов кислородом воздуха:
2Ca + O2 = 2CaO.
Термическое разложение солей – нитратов и карбонатов:
2Mg(NO3)2 2MgO + 4NO2 + O2;
CaCO3 CaO + CO2.
Способы получения гидроксидов металлов II A группы. В промышленности щелочи получают электролизом растворов хлоридов данных металлов:
CaCl2 + 2H2O 
Са(ОН)2 + H2 + Cl2.
В лаборатории Ве(ОН)2 и Mg(OH)2 получают по обменной реакции:
MgCl2 + 2NaOH ® Mg(OH)2↓ + 2NaCl;
BeCl2 + 2NaOH(нед) ® Be(OH)2↓ + 2NaCl.
Гидроксиды остальных металлов получают взаимодействием оксидов с водой:
СаО + Н2О → Са(ОН)2.
Жесткость воды
Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь на котлах, которая приводит к коррозии стенок котлов и выходу из строя оборудования, существенно повышает расход топлива. Жесткая вода не пригодна для стирки, моющие средства в ней не дают пены. В ней не развариваются пищевые продукты, а очень жесткая вода непригодна для питья.
Единицы измерения жесткости воды в системе СИ – число молей эквивалентов ионов Са2+ и Mg2+, содержащихся в 1 м3 воды (или число миллимолей эквивалентов ионов Са2+ и Mg2+, содержащихся в 1 дм3 Н2О). Жесткость выражается в градусах жесткости (°Ж). 1°Ж соответствует концентрации щелочноземельного элемента, численно равной 1/2 его моля на 1 м3 воды (или 1/2 его миллимоля на 1 дм3 воды).
Принято классифицировать жесткость воды следующим образом:
– мягкая вода – 4,0°Ж и менее;
– средняя жесткость – 4,0‒8,0°Ж;
– жесткая вода – свыше 8,0°Ж.
Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.
Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной. Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+.
Виды жесткости воды и способы ее устранения приведены в табл. 6.2.
Таблица 6.2.