Характеристика щелочных металлов и их соединений. Щелочные металлы
Щелочные металлы легко реагируют с неметаллами:
2K + I 2 = 2KI
2Na + H 2 = 2NaH
6Li + N 2 = 2Li 3 N (реакция идет уже при комнатной температуре)
2Na + S = Na 2 S
2Na + 2C = Na 2 C 2
В реакциях с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – пероксид, калий – надпероксид.
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 = Na 2 O 2
K + O 2 = KO 2
Получение оксида натрия:
10Na + 2NaNO 3 = 6Na 2 O + N 2
2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O
2Na + 2NaOН = 2Na 2 O + Н 2
Взаимодействие с водой приводит к образованию щелочи и водорода.
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Взаимодействие с кислотами:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2
8Na + 5H 2 SO 4(конц.) = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O
2Li + 3H 2 SO 4(конц.) = 2LiHSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
8Na + 10HNO 3 = 8NaNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
При взаимодействии с аммиаком образуются амиды и водород:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
Взаимодействие с органическими соединениями:
Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H 2
2CH 3 Cl + 2Na → C 2 H 6 + 2NaCl
2C 6 H 5 OH + 2Na → 2C 6 H 5 ONa + H 2
2СН 3 ОН + 2Na → 2 CH 3 ONa + H 2
2СH 3 COOH + 2Na → 2CH 3 COOONa + H 2
Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами. Ион Li + окрашивает пламя в кармино-красный цвет, ион Na + – в желтый, К + – в фиолетовый
Соединения щелочных металлов
Оксиды.
Оксиды щелочных металлов типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.
3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4
Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2
Na 2 O + 2HCl = 2NaCl + H 2 O
Na 2 O + 2H + = 2Na + + H 2 O
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH
Пероксиды .
2Na 2 O 2 + CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2
Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3
Na 2 O 2 + SO 2 = Na 2 SO 4
2Na 2 O + O 2 = 2Na 2 O 2
Na 2 O + NO + NO 2 = 2NaNO 2
2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2
Na 2 O 2 + 2H 2 O (хол.) = 2NaOH + H 2 O 2
2Na 2 O 2 + 2H 2 O (гор.) = 4NaOH + O 2
Na 2 O 2 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O 2
2Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 (разб. гор.) = 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O + O 2
2Na 2 O 2 + S = Na 2 SO 3 + Na 2 O
5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 5O 2 + 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4
Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = I 2 + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2FeSO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3Na 2 O 2 + 2Na 3 = 2Na 2 CrO 4 + 8NaOH + 2H 2 O
Основания (щелочи).
2NaOH (избыток) + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
NaOH + CO 2 (избыток) = NaHCO 3
SO 2 + 2NaOH (избыток) = Na 2 SO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O
2NaOH + Al 2 O 3 2NaAlO 2 + H 2 O
2NaOH + Al 2 O 3 + 3H 2 O = 2Na
NaOH + Al(OH) 3 = Na
2NaOH + 2Al + 6Н 2 О = 2Na + 3Н 2
2KOH + 2NO 2 + O 2 = 2KNO 3 + H 2 O
KOH + KHCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + H 2
3KOH + P 4 + 3H 2 O = 3KH 2 PO 2 + PH 3
2KOH (холодный) + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O
6KOH (горячий) + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O
6NaOH + 3S = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O
2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2
NaHCO 3 + HNO 3 = NaNO 3 + CO 2 + H 2 O
NaI → Na + + I –
на катоде: 2Н 2 О + 2e → H 2 + 2OH – 1
на аноде: 2I – – 2e → I 2 1
2Н 2 О
+ 2I –
H 2
+ 2OH –
+ I 2
2H 2 O
+ 2NaI
H 2
+ 2NaOH + I 2
2NaCl
2Na
+ Cl 2
на катоде на аноде
2Na 2 HPO 4 Na 4 P 2 O 7 + H 2 O
KNO 3 + 4Mg + 6H 2 O = NH 3 + 4Mg(OH) 2 + KOH
4KClO 3 KCl + 3KClO 4
2KClO 3
2KCl + 3O 2
KClO 3 + 6HCl = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O
Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3
Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S↓ + SO 2 + H 2 O
2NaI + Br 2 = 2NaBr + I 2
2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2
I A группа.
1. Над поверхностью налитого в колбу раствора едкого натра пропускали электрические разряды, при этом воздух в колбе окрашивался в бурый цвет, который исчезает через некоторое время. Полученный раствор осторожно выпарили и установили, что твердый остаток представляет собой смесь двух солей. При нагревании этой смеси выделяется газ и остается единственное вещество. Напишите уравнения описанных реакций.
2. Вещество, выделяющееся на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Полученный продукт поместили в газометр, наполненный углекислым газом. Образовавшееся вещество добавили в раствор хлорида аммония и раствор нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.
3) Азотную кислоту нейтрализовали пищевой содой, нейтральный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Образовавшееся вещество внесли в подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия, при этом раствор обесцветился. Азотсодержащий продукт реакции поместили в раствор едкого натра и добавили цинковую пыль, при этом выделился газ с резким запахом. Напишите уравнения описанных реакций.
4) Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора иодида натрия с инертными электродами, внесли в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой, и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия. Напишите уравнения описанных реакций
5) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Поученный продукт последовательно обработали сернистым газом и раствором гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций
6) Белый фосфор растворяется в растворе едкого кали с выделением газа с чесночным запахом, который самовоспламеняется на воздухе. Твердый продукт реакции горения прореагировал с едким натром в таком соотношении, что в образовавшемся веществе белого цвета содержится один атом водорода; при прокаливании последнего вещества образуется пирофосфат натрия. Напишите уравнения описанных реакций
7) Неизвестный металл сожгли в кислороде. Продукт реакции, взаимодействует с углекислым газом, образует два вещества: твердое, которое взаимодействует с раствором соляной кислоты с выделением углекислого газа, и газообразное простое вещество, поддерживающее горение. Напишите уравнения описанных реакций.
8) Через избыток раствора едкого кали пропустили бурый газ в присутствии большого избытка воздуха. В образовавшийся раствор добавили магниевую стружку и нагрели, выделившимся газом нейтрализовали азотную кислоту. Полученный раствор осторожно выпарили, твердый продукт реакции прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
9) При термическом разложении соли А в присутствии диоксида марганца образовались бинарная соль Б и газ, поддерживающий горение и входящий в состав воздуха; при нагревании этой соли без катализатора образуются соль Б и соль высшей кислородсодержащей кислоты. При взаимодействии соли А с соляной кислотой выделяется желто-зеленый газ (простое вещество) и образуется соль Б. Соль Б окрашивает пламя в фиолетовый цвет, при ее взаимодействии с раствором нитрата серебра выпадает осадок белого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
10) К нагретой концентрированной серной кислотой добавили медную стружку и выделившийся газ пропустили через раствор едкого натра (избыток). Продукт реакции выделили, растворили в воде и нагрели с серой, которая в результате проведения реакции растворилась. В полученный раствор добавили разбавленную серную кислоту. Напишите уравнения описанных реакций.
11) Поваренную соль обработали концентрированной серной кислотой. Полученную соль обработали гидроксидом натрия. Полученный продукт прокалили с избытком угля. Выделившийся при этом газ прореагировал в присутствии катализатора с хлором. Напишите уравнения описанных реакций.
12) Натрий прореагировал с водородом. Продукт реакции растворили в воде, при этом образовался газ, реагирующий с хлором, а полученный раствор при нагревании прореагировал с хлором с образованием смеси двух солей. Напишите уравнения описанных реакций.
13) Натрий сожгли в избытке кислорода, полученное кристаллическое вещество поместили в стеклянную трубку и пропустили через неё углекислый газ. Газ, выходящий из трубки, собрали и сожгли в его атмосфере фосфор. Полученное вещество нейтрализовали избытком раствора гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
14) К раствору, полученному в результате взаимодействия пероксида натрия с водой при нагревании, добавили раствор соляной кислоты до окончания реакции. Раствор образовавшейся соли подвергли электролизу с инертными электродами. Газ, образовавшийся в результате электролиза на аноде, пропустили через суспензию гидроксида кальция. Напишите уравнения описанных реакций.
15) Через раствор гидроксида натрия пропустили сернистый газ до образования средней соли. К полученному раствору прилили водный раствор перманганата калия. Образовавшийся осадок отделили и подействовали на него соляной кислотой. Выделившийся газ пропустили через холодный раствор гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.
16) Смесь оксида кремния (IV) и металлического магния прокалили. Полученное в результате реакции простое вещество обработали концентрированным раствором гидроксида натрия. Выделившийся газ пропустили над нагретым натрием. Образовавшееся вещество поместили в воду. Напишите уравнения описанных реакций.
17) Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали раствором хлорида бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрата натрия и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.
18) Натрий нагрели в атмосфере водорода. При добавлении к полученному веществу воды наблюдали выделение газа и образование прозрачного раствора. Через этот раствор пропустили бурый газ, который был получен в результате взаимодействия меди с концентрированным раствором азотной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
19) Гидрокарбонат натрия прокалили. Полученную соль растворили в воде и смешали с раствором алюминия, в результате образовался осадок и выделился бесцветный газ. Осадок обработали избытком раствора азотной кислоты, а газ пропустили через раствор силиката калия. Напишите уравнения описанных реакций.
20) Натрий сплавили с серой. Образовавшееся соединение обработали соляной кислотой, выделившийся газ нацело прореагировал с оксидом серы (IV). Образовавшееся вещество обработали концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.
21) Натрий сожгли в избытке кислорода. Образовавшееся вещество обработали водой. Полученную смесь прокипятили, после чего в горячий раствор добавили хлор. Напишите уравнения описанных реакций.
22) Калий нагрели в атмосфере азота. Полученное вещество обработали избытком соляной кислоты, после чего к образовавшейся смеси солей добавили суспензию гидроксида кальция и нагрели. Полученный газ пропустили рад раскаленным оксидом меди (II).Напишите уравнения описанных реакций.
23) Калий сожгли в атмосфере хлора, образовавшуюся соль обработали избытком водного раствора нитрата серебра. Выпавший осадок отфильтровали, фильтрат выпарили т осторожно нагрели. Образовавшуюся соль обработали водным раствором брома. Напишите уравнения описанных реакций.
24) Литий прореагировал с водородом. Продукт реакции растворили в воде, при этом образовался газ, реагирующий с бромом, а полученный раствор при нагревании прореагировал с хлором с образованием смеси двух солей. Напишите уравнения описанных реакций.
25) Натрий сожгли на воздухе. Образовавшееся при этом твердое вещество поглощает углекислый газ с выделением кислорода и соли. Последнюю соль растворили в соляной кислоте, а к полученному при этом раствору добавили раствор нитрата серебра. При этом выпал белый осадок. Напишите уравнения описанных реакций.
26) Кислород подвергли воздействию электроразряда в озонаторе. Полученный газ пропустили через водный раствор йодида калия, при этом выделился новый газ без цвета и запаха, поддерживающий горение и дыхание. В атмосфере последнего газа сожгли натрий, а полученное при этом твердое вещество прореагировало с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.
I A группа.
1.
N 2
+ O 2
2NO
2NO + O 2 = 2NO 2
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2
2.
2NaCl
2Na + Cl 2
на катоде на аноде
2Na + O 2 = Na 2 O 2
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2
Na 2 CO 3 + 2NH 4 Cl = 2NaCl + CO 2 + 2NH 3 + Н 2 О
3. NaHCO 3 + HNO 3 = NaNO 3 + CO 2 + H 2 O
2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2
5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
NaNO 3 + 4Zn + 7NaOH + 6H 2 O = 4Na 2 + NH 3
4.
2H 2 O
+ 2NaI
H 2
+ 2NaOH + I 2
2K + I 2 = 2KI
8KI + 5H 2 SO 4(конц.) = 4K 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + 4H 2 O
3H 2 S + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 4KOH
5.
2NaCl
2Na
+ Cl 2
на катоде на аноде
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Na 2 O 2 + SO 2 = Na 2 SO 4
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaOH
6. P 4 + 3KOH + 3H 2 O = 3KH 2 PO 2 + PH 3
2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O
P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O
Щелочные металлы – s-элементы. На внешнем электронном слое каждый из них имеет один электрон (ns1). Радиусы атомов сверху вниз в подгруппе увеличиваются, энергия ионизации уменьшается, восстановительная активность, как и способность отдавать валентные электроны с внешнего слоя, увеличивается.
Рассматриваемые металлы очень активны, поэтому в свободном состоянии они в природе не встречаются. Их можно обнаружить в виде соединений, в составе минералов (поваренной соли NaCl, сильвинита NaCl∙KCl, глауберовой соли NaSO4∙10H2O и других) или в виде ионов в морской воде.
Физические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы при обычных условиях представляют собой серебристо-белые кристаллические вещества, обладающие высокой тепло- и электропроводностью. Они имеют объемно-центрированную кубическую упаковку (ОЦКУ). Плотности, температуры кипения и плавления у металлов I группы относительно низкие. Сверху вниз в подгруппе плотности увеличиваются, а температуры плавления уменьшаются.
Получение щелочных металлов
Щелочные металлы получают обычно электролизом расплавленных солей (чаще хлоридов) или щелочей. При электролизе расплава NaCl, к примеру, на катоде выделяется чистый натрий, а на аноде – газообразный хлор: 2NaCl(расплав)=2Na+Cl2.
Химические свойства щелочных металлов
По химическим свойствам литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций – это наиболее активные металлы и одни из самых сильных восстановителей. В реакциях они легко отдают электроны с внешнего слоя, превращаясь в положительно заряженные ионы. В образуемых щелочными металлами соединениях преобладает ионная связь.
При взаимодействии щелочных металлов с кислородом в качестве основного продукта образуются пероксиды, и в качестве побочного – оксиды:
4Na+O2=2Na2O (оксид натрия).
С галогенами они дают галогениды, с серой – сульфиды, с водородом – гидриды:
2Na+Cl2=2NaCl (хлорид натрия),
2Na+S=Na2S (сульфид натрия),
2Na+H2=2NaH (гидрид натрия).
Гидрид натрия – неустойчивое соединение. Он разлагается водой, давая щелочь и свободный водород:
NaH+H2O=NaOH+H2.
Свободный водород образуются также при взаимодействии с водой самих щелочных металлов:
2Na+2H2O=2NaOH+H2.
Эти металлы также взаимодействуют с разбавленными кислотами, вытесняя из них водород:
2Na+2HCl=2NaCl+H2.
С органическими галогенидами щелочные металлы взаимодействуют по реакции Вюрца.
Что же такое щелочные металлы? Это элементы первой группы, основной подгруппы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. К ним относятся такие металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Они обладают рядом свойств, которые присущи этой группе.
Особенности
Эти металлы имеют небольшие значения плотностей (литий, натрий, калий легче води), низкие температуры плавления (максимальная у лития – 180,6 °C). Они мягкие, легко режутся ножом, быстро окисляются, поэтому их хранят в емкостях заполненных химически малоактивными газами или жидкостями (обычно керосин).
Все металлы данной подгруппы имеют серебристо-белый цвет. В периодической системе элементов Д. И. Менделеева щелочные металлы всегда следуют за инертными газами. Инертные или благородные газы очень плохо вступают в какие-либо химические реакции, они химически неактивные газы и это объясняется тем, что их электронные оболочки полностью заполнены.
В отличие от газов у щелочных металлов появляется один неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне. Поэтому в химических реакциях эти металлы выступают донорами электронов. Они всегда имеют степень окисления +1, химически очень активны – активно реагируют с кислотами (со взрывом), бурно реагируют с водой выделяя водород и образуя щёлочи MeOH (здесь Me – металл). Активность данных металлов увеличивается от Li к Fr.
Литий — это первый элемент в группе щелочных металлов. Атомная масса — 6,941, состоит из двух природных изотопов 6Li (7,5 %) и 7Li (92,5 %), также известно о получении искусственным путем еще двух изотопов, но продолжительность их жизни очень мала.
Интересный факт о щелочном металле — стоимость 7Li в несколько раз выше за стоимость 6Li, хотя первый более распространён. История открытия данного элемента связана с именем шведского химика И. А. Арфведсона.
Калий, наравне с натрием, играет важнейшую роль в работе клеток живых организмов, поддерживая их мембранный потенциал. В организме человека содержится около 175 граммов этого металла, и для поддержания этого запаса его нужно ежедневно пополнять примерно на 4 грамма.
В природе встречается часто, но только в составе соединений, занимает третье место по количеству содержания его в воде. При недостатке в почве, этот металл вводят в виде удобрений: хлорида калия KCl, сульфата калия K2SO4 и золы растений.
Многим известно такое вещество, как цианистый калий; но не многие знают, где его используют. А используют его для гальванического серебрения а также золочения неблагородных металлов, извлечения дорогостоящих металлов, а именно серебра и золота, из руд.
Цезий был открыт в 1860 году в целебных минеральных источниках Шварцвальдена. Атомная масса – 132,905.
Данный металл используется в таких отраслях: автоматике и электронике, в радиолокации и кино, а также в атомных реакторах и космических кораблях. Это был первый элемент, который открыли с помощью спектрального анализа.
Франций
Франций — это самый нестабильный и тяжёлый элемент среди щелочных металлов с атомной массой 223 и периодом полураспада 22 минуты. Из-за таких характеристик его было очень сложно выделить.
Это очень редкий металл которого, по подсчетам учёных, в земной коре находится всего около 500 грамм, поэтому франций исследовали на искусственно созданных образцах.
Натрий
Натрий — один из самых распространённых щелочных металлов. Из-за этого его используют в разнообразных отраслях. Например, раствором цианида натрия обрабатывают руды драгоценных металлов. В результате получают координационные соединения из которого с помощью цинка выделяют чистое золото или серебро.
Натрий также используют на атомных подводных лодках как теплоноситель из-за его некоторых физических свойств (большая разница между температурами плавления и кипения). В природе натрий не встречается в чистом виде – слишком активен, поэтому — только в составе руд.
Интересный факт — в атмосфере на высоте около 80 км обнаружен слой атомарного натрия. Это объясняется тем что на таких высотах нет элементов с которыми натрий смог бы взаимодействовать.
Рубидий
Рубидий — это по-своему интересный щелочной металл. Имея атомную массу 85,467 металл является радиоактивным. При соприкосновением с воздухом рубидий воспламеняется и горит розовато-фиолетовым пламенем, с водой, F, Cl, Br, I, S – происходит взрыв.
Интересная особенность рубидия — это способность вырабатывать электрический ток под воздействием солнечного излучения.
Хотя щелочные металлы и обладают рядом особенностей присущих им всем, каждый из них также имеет свойства, характерные только для него. Некоторые элементы до сих пор очень плохо изучены, а учитывая востребованность металлов данной группы разными отраслями промышленности, давно назрела необходимость заполнить пустые места в научных справочниках.
Щелочны́е мета́ллы - это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации - элементы главной подгруппы I группы) : литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, и унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами .
Химические свойства щелочных металлов
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.
1. Взаимодействие с водой . Важное свойство щелочных металлов - их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водойлитий:
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
2. Взаимодействие с кислородом . Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
· Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
· При горении натрия в основном образуется пероксид Na 2 O 2 с небольшой примесью надпероксида NaO 2:
· В продуктах горения калия , рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О 2 2− и надпероксид-ион O 2 − .
Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО 3 . Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:
Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей :
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
3. Взаимодействие с другими веществами . Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованиемгидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов , сульфидов , нитридов , фосфидов , карбидов исилицидов :
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды . Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы скислотами.
Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных - аминах и амидах:
При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиесяамиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:
Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):
4. Качественное определение щелочных металлов . Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями
Щелочноземельные металлы.
Щё́лочноземе́льные мета́ллы - химические элементы II-й группы периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций,стронций, барий и радий .
Все щёлочноземельные металлы - серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение - стронций). Плотность щёлочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который имеет минимальную среди них плотность (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый - радий, плотность которого примерно равна плотности железа.
Химические свойства
Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns ², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).
Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенамидаже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор - исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, так же и как щелочные металлы (и кальций), хранят под слоем керосина.
Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH) 2 - амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH) 2 - слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH) 2 - сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH) 2 - лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH) 2 - сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, иRa(OH) 2 - одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество
Нахождение в природе
Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются. Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры). Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6·10 −4 % от массы земной коры. Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щёлочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1·10 −10 % (от массы земной коры)
Алюминий.
Алюми́ний - элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium ). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).
Простое вещество алюминий - лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- иэлектропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.
Впервые алюминий был получен датским физиком Гансом Эрстедом в 1825 году действием амальгамы калия нахлорид алюминия с последующей отгонкой ртути.Современный метод получения был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al 2 O 3 в расплаве криолита Na 3 AlF 6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.
Для производства 1000 кг чернового алюминия требуется 1920 кг глинозёма, 65 кг криолита, 35 кг фторида алюминия, 600 кг анодной массы и 17 тыс. кВт·ч электроэнергии постоянного тока
Наиболее активными среди металлов являются щелочные металлы. Они активно вступают в реакции с простыми и сложными веществами.
Общие сведения
Щелочные металлы находятся в I группе периодической таблицы Менделеева. Это мягкие одновалентные металлы серо-серебристого цвета с небольшой температурой плавления и невысокой плотностью. Проявляют единственную степень окисления +1, являясь восстановителями. Электронная конфигурация - ns 1 .
Рис. 1. Натрий и литий.
Общая характеристика металлов I группы приведена в таблице.
Список щелочных металлов |
Формула |
Номер |
Период |
t° пл. , °C |
t° кип. , °C |
ρ, г/см 3 |
Активные металлы быстро реагируют с другими веществами, поэтому в природе находятся только в составе минералов.
Получение
Для получения чистого щелочного металла используется несколько способов:
- восстановление цезия из карбоната с помощью циркония -
2Cs 2 CO 3 + Zr → 4Cs + ZrO 2 + 2CO 2 .
электролиз расплавов, чаще всего хлоридов или гидроксидов -
2NaCl → 2Na + Cl 2 , 4NaOH → 4Na + 2H 2 O + O 2 ;
прокаливание соды (карбоната натрия) с углём для получения натрия -
Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO;
восстановление кальцием рубидия из хлорида при высоких температурах -
2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl 2 ;
Взаимодействие
Свойства щелочных металлов обусловлены их строением. Находясь в первой группе периодической таблицы, они имеют всего один валентный электрон на внешнем энергетическом уровне. Единственный электрон легко переходит к атому окислителя, что способствует быстрому вступлению в реакцию.
Металлические свойства увеличиваются в таблице сверху вниз, поэтому литий расстаётся с валентным электроном труднее, чем франций. Литий - наиболее твёрдый элемент среди всех щелочных металлов. Реакция лития с кислородом проходит только под воздействием высокой температуры. С водой литий реагирует значительно медленнее, чем остальные металлы группы.
Общие химические свойства представлены в таблице.
Реакция |
Продукты |
Уравнение |
С кислородом |
Оксид (R 2 O) образует только литий. Натрий образует смесь оксида и пероксида (R 2 O 2). Остальные металлы образуют надпероксиды (RO 2) |
4Li + O 2 → 2Li 2 O; 6Na + 2O 2 → 2Na 2 O + Na 2 O 2 ; K + O 2 → KO 2 |
С водородом |
2Na + H 2 → 2NaH |
|
Гидроксиды |
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 |
|
С кислотами |
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2- |
|
С галогенами |
Галогениды |
2Li + Cl 2 → 2LiCl |
С азотом (реагирует только литий при комнатной температуре) |
6Li + N 2 → 2Li 3 N |
|
Сульфиды |
2Na + S → Na 2 S |
|
С углеродом (реагируют только литий и натрий) |
2Li + 2C → Li 2 C 2 ; 2Na + 2C → Na 2 C 2 |
|
С фосфором |
3K + P → K 3 P |
|
С кремнием |
Силициды |
4Cs + Si → Cs 4 Si |
С аммиаком |
2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2 |
При качественной реакции имеют разный цвет пламени. Литий горит малиновым, натрий - жёлтым, цезий - розово-фиолетовым пламенем. Оксиды щелочных металлов также имеют разный цвет. Натрий становится белым, рубидий и калий - жёлтыми.
Рис. 2. Качественная реакция щелочных металлов.
Применение
Простые металлы и их соединения используются для изготовления лёгких сплавов, металлических деталей, удобрений, соды и других веществ. Рубидий и калий используются в качестве катализаторов. Пары натрия применяются в люминесцентных лампах. Не имеет практического применения только франций из-за радиоактивных свойств. Как используют элементы I группы кратко описано в таблице применения щелочных металлов.
Область применения |
Применение |
Химическая промышленность |
Натрий ускоряет реакцию при производстве каучука; Гидроксид калия и натрия - производство мыла; Карбонат натрия и калия - изготовление стекла, мыла; Гидроксид натрия - изготовление бумаги, мыла, ткани; Нитрат калия - производство удобрений |
Пищевая промышленность |
Хлорид натрия - поваренная соль; Гидрокарбонат натрия - питьевая сода |
Металлургия |
Калий и натрий являются восстановителями при получении титана, циркония, урана |
Энергетика |
Расплавы калия и натрия используются в атомных реакторах и авиационных двигателях; Литий используется для производства аккумуляторов |
Электроника |
Цезий - производство фотоэлементов |
Авиация и космонавтика |
Сплавы из алюминия и лития используются для корпусов машин и ракет |
Рис. 3. Питьевая сода.
Что мы узнали?
Из урока 9 класса узнали об особенностях щелочных металлов. Они находятся в I группе таблицы Менделеева и при реакциях отдают один валентный электрон. Это мягкие металлы, легко вступающие в химические реакции с простыми и сложными веществами - галогенами, неметаллами, кислотами, водой. В природе встречаются только в составе других веществ, поэтому для их извлечения используется электролиз или реакция восстановления. Применяются в промышленности, строительстве, металлургии, энергетике.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 91.