Химические свойства натрия и калия кратко
Обновлено: 05.07.2024
7. Соединения натрия и калия, их свойства и применение.
8. Особенности строения атомов щелочноземельных металлов
9. Особенности физических свойств магния и кальция.
10. Особенности химических свойств магния и кальция.
11. Нахождение в природе магния и кальция.
12. Получение магния и кальция.
13. Применение магния и кальция
14. Соединения магния и кальция, их свойства и применение.
1. Особенности строения атомов щелочных металлов.
К щелочным металлам относятся все элементы главной подгруппы 1 группы в ПС. Особенность строения щелочных металлов заключается в том, что они имеют на внешнем электронном слое только один s-электрон. И этот электрон легко может оторваться от ядра, т.к. атому выгодно приобрести конфигурацию инертного газа. У щелочных металлов низкая энергия ионизации и низкая электроотрицательность. Они сильные восстановители. С увеличением числа электронных слоев увеличивается радиус атомов и закономерно изменяется ЭО и все остальные свойства. Обратите внимание! Литий, наименее активный из всех щелочных металлов, в электрохимическом ряду металлов стоит первым. Это связано с высокой степенью гидратации лития.
Особенности физических свойствщелочных металлов
Щелочные металлы серебристо-белые (только у цезия желтоватый оттенок), но блеск быстро теряется из-за образования на поверхности металлов слоя оксидов. Эти металлы очень мягкие (можно резать ножом), очень легкие и легкоплавкие.
Особенности химических свойствщелочных металлов
Щелочные металлы очень сильные восстановители (т.е. очень легко окисляются).
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к кислороду, азоту, воде их хранят в стеклянных банках под слоем керосина. При взаимодействии с кислородом щелочные металлы обычно образуют не только оксиды, но и пероксиды(перекиси). Например,
Они могут окисляться и другими неметаллами. Например,
Щелочные металлы легко окисляются ионами водорода (при взаимодействии металлов с водой), например,
При этом образуются основания растворимые в воде, т.е. щелочи. Все эти реакции окисления протекают с выделением тепла, а может даже и света. Может произойти взрыв. Поэтому опыты со щелочными металлами требуют особой осторожности. Реакции взаимодействия с кислотами не проводят по этой же причине.
Для определения щелочных металлов часто используют изменение окраски пламени (желтая у натрия и розовая у калия).
Нахождение в природещелочных металлов
Содержание в земной коре более 2% по массе, т.е. они входят в десятку самых распространенных элементов. Встречаются только в виде соединений. Но, т.к. большинство из них растворимы, они достаточно редко встречаются в виде минералов. Важнейшие минералы Na: каменная соль, поваренная соль, галит (NaCl), глауберова соль, мирабилит (Na2SO4∙10H2O), криолит (Na3AlF6), бура (Na2B4O7∙10H2O), чилийская селитра (NaNO3). Важнейшие минералы К: сильвин (KCl), сильвинит (KCl∙NaCl), карналит (KCl∙MgCl2∙6H2O).
Получениещелочных металлов
Щелочные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов (см. предыдущую лекцию).
6.Применение натрия и калия.
Натрий (жидкий) применяют как теплоноситель в ядерных реакторах. В цветной металлургии его используют как восстановитель (натрийтермия). В органическом синтезе натрий используют как катализатор.
Калий тоже можно использовать для этих целей. Используют их также при производстве фотоэлементов и электродов в гальванических источниках электрического тока.
7.Роль натрия и калия в организме человека, применение его соединений в медицине.
По содержанию в организме элементы условно делят на макроэлементы- их содержание в организме более 0,01% (C, H, O, N, P, S, Na, Ca, K, Mg, Cl) и микроэлементы– их содержание меньше 0,01 % (Mn, Cu, Zn, Co, Fe, I, Mo и др.). Макроэлементы, в основном играют роль пластического материала при построении тканей, поддерживают осмотическое давление, ионное равновесие, кислотно-щелочное равновесие, коллоидное состояние…Микроэлементы входят в состав БАВ и участвуют в составе ферментов в процессах роста, размножения, обмена веществ.
Натрий – содержание в организме - 0,25%, суточная потребность 4-7 г, это основной внеклеточный ион (т.е. он содержится в основном в межклеточной жидкости и его содержание там больше, чем любого другого иона). Ион натрия участвует в передаче нервных импульсов, принимает участие в обеспечении осмотического давления и работе буферных систем. Он входит в состав некоторых ферментов, регулирующих водный обмен. В медицине используют его хлориды, сульфаты, карбонаты. Хлорид натрия (поваренная соль) - в виде изотонических 0,9% растворов (внутривенно, подкожно, ректально: при кровопотерях, отравлениях, холере; наружно: для промывания ран и слизистых) и гипертонических растворов (внутривенно: при легочных, желудочных и кишечных кровотечениях; наружно: в виде примочек для гнойных ран). Сульфат натрия (глауберова соль) – слабительное, его используют при отравлениях, как желчегонное, мочегонное и противоотёчное средство. Гидрокарбонат натрия (питьевая сода)– нейтрализует кислотность желудочного сока, снимает появления ацидоза; наружно – для полоскания слизистых (создание щелочной среды), для ингаляций.
Калий – содержание в организме 0,22%, это основной внутриклеточный ион. Повышенное содержание иона калия угнетает возбудимость и проводимость тканей, влияет на автоматизм и сократительную функцию миокарда; калий входит в состав ферментов, которые участвует в синтезе белков. Быстро всасывается и быстро выводится из организма и не заменим никаким другим ионом. Используют в медицине: хлорид калия – при сердечной дистрофии, нарушениях сердечного ритма, при упорной рвоте, тяжелых интоксикациях, после операций; бромид и иодид калия – для регуляции нервной деятельности, при повышенной возбудимости.
Соединения натрия и калия, их свойства и применение.
Оксиды неустойчивы при н.у., поэтому не применяются.
Пероксиды используют для регенерации воздуха. Например: Na2O2 + СО2 → Na2СО3 + O2
Из солей натрия широко используют хлорид натрия (NaCl) - в пищевой промышленности как консервант и важнейшая пищевая добавка; как сырье для производства других соединений натрия, соду кальцинированную (Na2CO3) – в производстве СМС и стекла (около 10 млн.т в год), питьевая сода (NaНCO3) – в пищевой промышленности.
Из солей калия используют хлорид калия (КСl) – как калийное минеральное удобрение и для производства сложных минеральных удобрений (аммофоска, нитрофоска, калийная селитра). Поташ (К2CO3) – используют при производстве стекла и жидкого мыла.
Натрий и калий относятся к числу довольно распространенных элементов.
Содержание натрия в земной коре составляет 2,64%, калия – 2,6%.
В свободном виде калий и натрий в природе не встречаются. Эти щелочные металлы входят в состав различных соединений. Одним из таких соединений является – хлорид натрия NaCl (образует залежи каменной соли - Донбасс, Соликамск, Соль-Илецк и др).
Также хлорид натрия содержится в морской воде и соляных источниках.
Калийные соли также присутствуют в морской воде, но в значительно меньших количествах. Обычно калийные соли содержат верхние слои залежей. Самые большие в мире запасы калийных солей находятся на Урале в районе Соликамска. В Белоруссии (г.Солигорск) открыты крупные залежи калийных солей
Мы не случайно рассматриваем натрий и калий вместе, сходные своими физическими свойствами, они и открыты были одновременно.
В 1807 г. Дэви, путем электролиза слегка увлажненных твердых щелочей, были получены свободные металлы - калий и натрий. В то время они получили названия - потассий (Potassium) и содий (Sodium).
В следующем году Гильберт, издатель известных "Анналов физики",
предложил именовать новые металлы калием и натронием (Natronium).
Позднее Берцелиус сократил последнее название до "натрий" (Natrium).
Вообще, название "натрий" (англ. и франц. Sodium, нем. Natrium) происходит от древнего слова, распространенного в Египте, у древних греков (vixpov) и римлян и соответствует древнееврейскому нетер (neter).
В древнем Египте натроном, или нитроном называли щелочь, получаемую не только из природных содовых озер, но и из золы растений. Ее употребляли для мытья, изготовления глазурей, при мумификации
трупов. В конце XVIII в. Клапрот ввел для минеральной щелочи
название натрон (Natron), а для растительной - кали (Kali).
Известно, что в начале XIX в. в России натрий называли содием.
Что касается слова калий, то оно происходит от арабского термина
алкали (щелочные вещества, именуемые в средние века “щелочные соли”). В то время их еще не отличали друг от друга и называли именами, имевшими сходное значение: натрон, боракс, варек т. д. Слово кали (qila) впервые встречается в 850 г. у арабских писателей, затем начинает употребляться слово Qali (al-Qali), которое обозначало продукт, получаемый из золы некоторых
растений. В России, в первой четверти XIX в., калий назывался потассий, поташ, а также поташий. В 1828 г. в химической литературе наряду с названием поташ уже встречается название кали (едкое кали, кали соляный и др.).
Название калий стало общепринятым во всем мире после выхода в свет учебника Гесса.
Калий и натрий – серебристо-белые металлы, с плотностью
K = 0,86 г/см3, Na = 0,97г/см3,
Эти металлы очень мягкие, режутся ножом.
Обладают всеми свойствами, присущими веществам с металлической связью, а именно: металлический блеск, пластичность, мягкость, хорошая электрическая проводимость и теплопроводность.
Это обусловлено тем, что в атомах щелочных металлов один внешний электрон приходится на 4 и более свободные орбитали, а энергия ионизации атомов низкая, в следствии чего между атомами металлов возникает металлическая связь.
В природе натрий состоит из одного изотопа
калий – из двух стабильных изотопов
При химическом взаимодействии, атомы калия и натрия легко отдают валентные электроны, переходя в положительно заряженные ионы: K+ и Na+. Оба металла являются сильными восстановителями.
Быстро окисляются на открытом воздухе, поэтому необходимо хранить калий и натрий под слоем керосина.
Реакция с водой - бурная. Эти металлы легко взаимодействуют со многими неметаллами –серой, фосфором, галогенами и др.
Образуют гидриды NaH, KH, взаимодействуя с водородом, при нагревании. Эти гидриды легко разлагаются водой с образованием
соответствующей щелочи и водорода:
NaH + H2O = NaOH + H2
При сгорании натрия в избытке кислорода образуется пероксид натрия Na2O2, который в свою очередь взаимодействует с влажным углекислым газом воздуха, выделяя кислород:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
На этой реакции основано применение пероксида натрия для получения кислорода на
подводных лодках и для регенерации воздуха в закрытых помещениях.
Едкими щелочами называются хорошо растворимые в воде гидроксиды. Важнейшие из них NaOH и KOH.
Гидроксид натрия и гидроксид калия – белые, непрозрачные, твердые
кристаллические вещества. В воде хорошо растворяются с выделением большого количества теплоты. В водных растворах практически нацело диссоциированы и являются сильными щелочами. Проявляют все свойства оснований.
Твердые гидроксиды натрия и калия и их водные растворы поглощают оксид углерода (IV):
NaOH + CO2 = NaHCO3
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
или в иной форме:
2OH- + CO2 = CO + H2O
В твердом состоянии на воздухе NaOH и KOH поглощают влагу, благодаря чему используются как осушители газов.
В промышленности гидроксид натрия и гидроксид калия получают электролизом концентрированных растворов соответственно NaCl и KCl. При этом одновременно получаются хлор и водород. Катодом служит железная сетка, анодом – графит.
Схему электролиза (на примере KCl) следует представлять так, KCl полностью диссоциирует на ионы K+ и Cl-. При прохождении электрического тока к катоду подходят ионы K+, к аноду – хлорид-ионы Cl-. Калий в ряду стандартных электродных потенциалов расположен до алюминия, и его ионы восстанавливаются
(присоединяют электроны) гораздо труднее, чем молекулы воды. Ионов же водорода H+ в растворе очень мало. Поэтому на катоде разряжаются молекулы воды с выделением молекулярного водорода:
2H2O + 2e- = H2 + 2OH-
Хлорид-ионы в концентрированном растворе легче отдают электроны (окисляются), чем молекулы воды, поэтому на аноде разряжаются хлорид-ионы:
Общее уравнение электролиза раствора в ионной форме:
2H2O + 2e- = H2 + 2OH- 1
2Cl- + 2H2O электролиз H2 + 2OH- + Cl2
2KCl + 2H2O электролиз H2 + 2KOH + Cl2
Аналогично протекает электролиз раствора NaCl. Раствор, содержащий NaOH и NaCl, подвергается упариванию, в результате чего выпадает в осадок хлорид натрия (он имеет намного меньшую растворимость и она мало изменяется с температурой), который отделяют и используют для дальнейшего электролиза. Гидроксид натрия получают в очень больших количествах. Он является одним из важнейших продуктов основной химической промышленности. Применяют его для очистки нефтяных продуктов – бензина и керосина, для производства мыла, искусственного шелка, бумаги, в текстильной, кожевенной, химической промышленности, а также в быту (каустик,каустическая сода).
Более дорогой продукт – гидроксид калия – применяется реже, чем NaOH.
Соли калия и натрия.
Практически все соли калия и натрия растворимы в воде.
Натрий способен образовывать соли со всеми кислотами.
Наиболее распространенными и используемыми в быту и промышленности являются – хлорид натрия NaCl (поваренная соль), сода и сульфат натрия Na2SO4.
Рассмотрим каждую из них в одельности.
Хлорид натрия NaCl – используется для консервирования пищевых продуктов, в качестве приправы при приготовлении пищи, является сырьем в промышленности при получения гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др.
Сульфат натрия Na2SO4 – используется в промышленности для приготовления глауберовой соли, путем кристаллизации десятиводного гидрата Na2SO4 * 10H2O.
Глауберова соль применяется в медицине как слабительное.
Соли натрия и калия (ионы натрия и калия), применяются при качественном обнаружении натрия и калия в соединениях.
Соли натрия окрашивают пламя горелки в желтый цвет.
Соли калия окрашивают пламя горелки в фиолетовый цвет.
Это очень чувствительный метод. Единственный его минус то, что в присутствии даже ничтожных количеств натрия в соединениях фиолетовый цвет маскируется желтым. В этом случае используют синее стекло, поглощающее желтые лучи.
Калийные соли используют главным образом как калийные удобрения.
Натрий получают в процессе электролиза расплавленного хлорида натрия или гидроксида натрия.
При электролизе расплава гидроксида натрия NaOH на катоде выделяется натрий:
а на аноде – вода и кислород:
4OH- -- 4e- = 2H2O + O2
При электролизе расплава хлорида натрия NaCl на катоде выделяется натрий:
А на аноде – хлор:
Предпочтительнее, с экономической точки зрения, вследствие дороговизны гидроксида натрия,использовать в качестве основного метода электролиз расплава NaCl.
Также как и натрий, калий можно получить в процессе электролиза хлорида калия KCl и гидроксида калия KOH.
Но этот способ не получил широкого распространения, т.к. в процессе электролиза возник ряд технических трудностей, в том числе, трудность обеспечения техники безопасности.
На сегодняшний день получение калия в промышленности основано на следующих реакциях:
1. KCl + Na Ы NaCl + K
При получении калия этим способом, через расплавленный хлорид калия пропускают пары натрия при 8000С, а выделяющиеся пары калия конденсируют.
2. KOH + Na Ы NaOH + K
Здесь взаимодействие между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием осуществляется противотоком при температуре 4400С в реакционной колонне из никеля.
Также этими способами можно получать сплав калия с натрием. Этот сплав применяется:
в атомных реакторах, как жидкий металлический теплоноситель.
в качестве восстановителя при производстве титана.
Широко используют калий и его соединения в различных отраслях хозяйства:
- при получении некоторых красителей,
- при гидролизе крахмала,
- при производстве пороха,
- при отбелке тканей.
С помощью пероксидов натрия и калия проводится регенерация воздуха в космических кораблях и подводных лодках.
Поташ в больших количествах идет на производство стекла. Используя едкий калий производят самое лучшее - жидкое туалетное мыло.
1. “Пособие по химии для поступающих в вузы”. Г.П.Хомченко. 1976 г.
2. “Основы общей химии”. Ю.Д.Третьяков, Ю.Г.Метлин. Москва “Просвещение” 1980 г.
Ошибка в тексте? Выдели её мышкой и нажми
Остались рефераты, курсовые, презентации? Поделись с нами - загрузи их здесь!
Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.
Электронное строение щелочных металлов и основные свойства
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.
Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.
В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .
Физические свойства
Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.
Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.
Нахождение в природе
Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:
Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия
Сильвин KCl — хлорид калия
Сильвинит NaCl · KCl
Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия
Едкое кали KOH — гидроксид калия
Поташ K2CO3 – карбонат калия
Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:
Способы получения
Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):
2LiCl = 2Li + Cl2
Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:
2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2
Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).
Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:
KCl + Na = K↑ + NaCl
KOH + Na = K↑ + NaOH
Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:
Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2
В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.
Качественные реакции
Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .
Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный
Химические свойства
1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .
1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:
2K + I2 = 2KI
1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:
2Na + S = Na2S
1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:
3K + P = K3P
2Na + H2 = 2NaH
1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:
Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.
1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.
Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.
2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:
2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.
Например , калий реагирует с водой очень бурно:
2K 0 + H2 + O = 2 K + OH + H2 0
Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.
2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.
Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.
Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:
2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):
С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:
При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .
Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:
Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:
Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H2
Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:
Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:
Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:
2СH3COOH + 2Li → 2CH3COOLi + H2↑
Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).
Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:
2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.
Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :
3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al
Оксиды щелочных металлов
Способы получения
Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:
1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:
2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :
3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :
2Na + 2NaOН → 2Na2O + Н2↑
4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :
2LiOН → Li2O + Н2O
Химические свойства
Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.
1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :
Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):
Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:
2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).
Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:
K2O + 2HCl → 2KCl + H2O
3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.
Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:
Li2O + H2O → 2LiOH
4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.
Пероксиды щелочных металлов
Химические свойства
Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.
1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:
При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:
2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .
Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:
3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:
При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:
4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:
5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.
Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:
Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:
6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.
Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:
Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
Способы получения
1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.
Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Na2O + H2O → 2NaOH
2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2
3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.
Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:
Химические свойства
1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:
2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:
А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:
3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.
Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:
в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:
Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:
4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.
Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:
5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).
При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:
Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:
Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:
Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:
6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:
В растворе образуются комплексная соль и водород:
2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2
7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .
С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.
Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl
Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.
Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl
8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:
2LiOH → Li2O + H2O
9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.
NaOH ↔ Na + + OH —
10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:
4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O
Соли щелочных металлов
Нитраты и нитриты щелочных металлов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.
Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:
Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.
Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.
В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.
Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:
Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.
Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:
14.1. Общая характеристика элементов IA и IIA групп
В IA группу входят литий, натрий, калий, рубидий и цезий. Эти элементы называют щелочными элементами. В эту же группу входит искусственно полученный малоизученный радиоактивный (неустойчивый) элемент франций. Иногда в IA группу включают и водород (см.главу 10). Таким образом, в эту группу входят элементы каждого из 7 периодов.
Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы.
Говоря о том, сколь часто встречаются природе атомы того, или иного элемента, обычно указывают его распространенность в земной коре. Под земной корой понимают атмосферу, гидросферу и литосферу нашей планеты. Так, в земной коре наиболее распространены четыре из этих тринадцати элементов: Na (w =2,63 %), K (w = 2,41 %), Mg (w = 1,95 %) и Ca (w = 3,38 %). Остальные встречаются значительно реже, а франций вообще не встречается.
Орбитальные радиусы атомов этих элементов (кроме водорода) изменяются от 1,04 А (у бериллия) до 2,52 А (у цезия), то есть у всех атомов превышают 1 ангстрем. Это приводит к тому, что все эти элементы представляют собой элементы, образующие истинные металлы, а бериллий – элемент, образующий амфотерный металл.
Общая валентная электронная формула элементов IA группы – ns 1 , а элементов IIА группы – ns 2 .
Большие размеры атомов и незначительное число валентных электронов приводят к тому, что атомы этих элементов (кроме бериллия) склонны отдавать свои валентные электроны. Наиболее легко отдают свои валентные электроны атомы элементов IA группы (см. приложение 6), при этом из атомов щелочных элементов образуются однозарядные катионы, а из атомов щелочноземельных элементов и магния – двухзарядные катионы. Степени окисления в соединениях у щелочных элементов равна +I, а у элементов IIA группы – +II.
Простые вещества, образуемые атомами этих элементов, – металлы. Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций называют щелочными металлами, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Химическая активность этих веществ увеличивается по мере увеличения атомного радиуса.
Из химических свойств этих металлов наиболее важны их восстановительные свойства. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители. Металлы элементов IIA группы также довольно сильные восстановители.
Все они (кроме бериллия) реагируют с водой (магний при кипячении):
2M + 2H2O = 2M aq + 2OH aq + H2 ,
M + 2H2O = M 2 + 2OH + H2 .
В случае магния, кальция и стронция из-за малой растворимости образующихся гидроксидов реакция сопровождается образованием осадка:
Щелочные металлы реагируют с большинством неметаллов:
2M + H2 = 2MH (при нагревании),
4M + O2 = 2M2O (M – Li),
2M + Cl2 = 2MCl (при обычных условиях),
2M + S = M2S (при нагревании).
Из щелочных металлов, сгорая в кислороде, обычный оксид образует только литий. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (M2O2) или надпероксиды (MO2 – соединения, содержащие надпероксид-ион с формальным зарядом –1 е).
Как и щелочные металлы, металлы элементов IIA группы реагируют со многими неметаллами, но при более жестких условиях:
M + H2 = MH2 (при нагревании; кроме бериллия),
2M + O2 = 2MO (при обычных условиях; Be и Mg – при нагревании),
M + Cl2 = MCl2 (при обычных условиях),
M + S = MS (при нагревании).
В отличие от щелочных металлов с кислородом они образуют обычные оксиды.
С кислотами спокойно реагирует только магний и бериллий, остальные простые вещества очень бурно, часто со взрывом.
Бериллий реагирует с концентрированными растворами щелочей:
Be + 2OH + 2H2O = [Be(OH)4] 2 + H2
В соответствии с положением в ряду напряжений с растворами солей реагируют только бериллий и магний, остальные металлы в этом случае реагируют с водой.
Являясь сильными восстановителями, щелочные и щелочноземельные металлы восстанавливают многие менее активные металлы из их соединений, например, при нагревании протекают реакции:
4Na + MnO2 = 2Na2O + Mn;
2Ca + SnO2 = 2CaO + Sn.
Общий для всех щелочных металлов и металлов IIA группы промышленный способ получения – электролиз расплавов солей.
Кроме бериллия оксиды всех рассматриваемых элементов – основные оксиды, а гидроксиды – сильные основания (у бериллия эти соединения амфотерные, гидроксид магния – слабое основание).
Усиление основных свойств гидроксидов с увеличением порядкового номера элемента в группе легко прослеживается в ряду гидроксидов элементов IIA группы. Be(OH)2 – амфотерный гидроксид, Mg(OH)2 – слабое основание, Ca(OH)2, Sr(OH)2 и Ba(OH)2 сильные основания, но с увеличением порядкового номера растет их растворимость, и Ba(OH)2 уже можно отнести к щелочам.
НАДПЕРОКСИДЫ
1.Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов IA и IIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.
2.По каким причинам водород помещают в IA группу, а по каким – в VIIA группу?
3.Составьте уравнения реакций следующих веществ с избытком кислорода: Li, Na, K, LiH, NaH, Li3N, Na2C2.
4.Кристаллы некоторого вещества состоят из однозарядных ионов. В состав каждого иона входит по 18 электронов. Составьте а) простейшую формулу вещества; б) сокращенные электронные формулы ионов; в) уравнение одной из реакций получения этого вещества; г) два уравнения реакций с участием этого вещества.
Натрий и калий – важнейшие щелочные элементы.
Простые вещества, образуемые этими элементами, – мягкие легкоплавкие серебристые металлы, легко режутся ножом, быстро окисляются на воздухе. Хранят их под слоем керосина. Температура плавления натрия 98 °С, а калия 64 °С.
Оксиды этих элементов типичные основные оксиды. Они очень гигроскопичны: поглощая воду, превращаются в гидроксиды.
Гидроксиды натрия и калия – щелочи. Это твердые бесцветные кристаллические вещества, плавящиеся без разложения. Как и оксиды, они очень гигроскопичны: поглощая воду, превращаются в концентрированные растворы. Как твердые гидроксиды, так и их концентрированные растворы – очень опасные вещества: при попадании на кожу вызывают труднозаживающие язвы, вдыхание их пыли приводит к поражению дыхательных путей. Гидроксид натрия (тривиальные названия – едкий натр, каустическая сода) относится к важнейшим продуктам химической промышленности – с его помощью создается щелочная среда во многих химических производствах. Гидроксид калия (тривиальное название – "едкое кали") используют для производства других соединений калия.
Большинство средних солей натрия и калия термически устойчивые вещества и разлагаются только при очень высоких температурах. При умеренном нагревании разлагаются только соли галогенсодержащих оксокислот, нитраты и некоторые другие соединения:
Кислые соли менее устойчивы, при нагревании все они разлагаются:
Основных солей эти элементы не образуют.
Из солей наибольшее значение имеет хлорид натрия – поваренная соль. Это не только необходимая составная часть пищи, но и сырье для химической промышленности. Из него получают гидроксид натрия, питьевую соду (NaHCO3), соду (Na2CO3) и многие другие соединения натрия. Соли калия – необходимые минеральные удобрения.
Почти все соли натрия и калия растворимы, поэтому доступных качественных реакций на ионы этих элементов не. (Качественными реакциями называют химические реакции, позволяющие обнаружить в соединении атомы или ионы какого-либо химического элемента, доказав при этом, что обнаружен именно эти атомы или ионы, а не какие-нибудь другие, похожие на них по химическим свойствам. Также называют реакции, позволяющие обнаружить какое-либо вещество в смеси) Определить наличие в соединении ионов натрия или калия можно по окрашиванию бесцветного пламени при внесении в него исследуемого образца: в случае натрия пламя окрашивается в желтый цвет, а в случае калия – в фиолетовый.
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ
Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) натрия, б) гидроксида калия, в) карбоната натрия, г) гидросульфида натрия.
Окрашивание пламени солями натрия и калия
Простые вещества магний и кальций – металлы. Кальций быстро окисляется на воздухе, а магний в этих условиях значительно устойчивее – он окисляется лишь с поверхности. Кальций хранят под слоем керосина. Температуры плавления магния и кальция – 650 и 851 °С соответственно. Магний и кальций значительно более твердые вещества, чем щелочные металлы. Невысокая плотность магния (1,74 г/см 3 ) при значительной прочности дает возможность использовать его сплавы в авиационной промышленности.
И магний, и кальций – сильные восстановители (особенно при нагревании). Их часто используют для восстановления других, менее активных, металлов из их оксидов (магний – в лаборатории, а кальций – в промышленности).
Магний и кальций – одни из немногих металлов реагирующих с азотом. При нагревании они образует с ним нитриды Mg3N2 и Ca3N2. Поэтому, сгорая на воздухе, магний и кальций превращаются в смесь оксидов с нитридами.
Кальций легко реагирует с водой, а магний – только при кипячении. В обоих случаях выделяется водород и образуются малорастворимые гидроксиды.
Оксиды магния и кальция – ионные вещества; по химическому поведению они – основные оксиды. Оксид магния с водой не реагирует, а оксид кальция (тривиальное название – "негашеная известь") реагирует бурно с выделением теплоты. Образующийся гидроксид кальция в промышленности называют "гашеной известью".
Гидроксид магния нерастворим в воде, тем не менее он является основанием. Гидроксид кальция заметно растворим в воде; его насыщенный раствор называют "известковой водой", это щелочной раствор (изменяет окраску индикаторов). Гидроксид кальция в сухом, а особенно во влажном состоянии поглощает углекислый газ из окружающего воздуха и превращается в карбонат кальция. Это свойство гашеной извести много веков использовалось в строительстве: гашеная известь как основной компонент входила в состав строительных известковых растворов, в настоящее время почти полностью замененных цементными. Оба гидроксида при умеренном нагревании, не плавясь, разлагаются.
Соли магния и особенно кальция входят в состав многих породообразующих минералов. Из этих горных пород наиболее известны мел, мрамор и известняк, основным веществом которых является карбонат кальция. Карбонаты кальция и магния при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды и углекислый газ. С водой, содержащей растворенный диоксид углерода, эти карбонаты реагируют, образуя растворы гидрокарбонатов, например:
При нагревании, и даже при попытке выделить гидрокарбонаты из раствора, удаляя воду при комнатной температуре, они разлагаются по обратной реакции:
Гидратированный сульфат кальция CaSO4·2H2O представляет собой бесцветное кристаллическое вещество малорастворимое в воде. При нагревании оно частично обезвоживается, переходя в кристаллогидрат состава 2CaSO4·H2O. Тривиальное название двуводного гидрата – гипс, а полуводного – алебастр. При смешивании алебастра с водой он гидратируется, при этом образуется плотная твердая масса гипса. Это свойство алебастра используется в медицине (гипсовые повязки) и строительстве (армированные гипсовые перегородки, заделка дефектов). Скульпторы используют алебастр для изготовления гипсовых моделей и форм.
Карбид (ацетиленид) кальция CaC2. Структурная формула (Ca 2 )( CC ). Получают спеканием негашеной извести с углем:
CaO + 3C = CaC2 + CO
Это ионное вещество не является солью и полностью гидролизуется водой с образованием ацетилена, который долгое время и получали таким способом:
Гидратированный ион магния [Mg(H2O)6] 2 – катионная кислота (см. приложение 13), поэтому растворимые соли магния подвергаются гидролизу. По этой же причине магний может образовывать основные соли, например, Mg(OH)Cl. Гидратированный ион кальция не является катионной кислотой.
Кальций в соединении может быть обнаружен по окрашиванию пламени. Цвет пламени – оранжево-красный. Качественная реакция на ионы Ca 2 , Sr 2 и Ba 2 , не позволяющая однако различить эти ионы между собой – осаждение соответствующих сульфатов разбавленным раствором серной кислоты (или любым раствором сульфата в кислотной среде):
1.Почему магний и кальций не образуют однозарядных ионов?
2.Составьте уравнения всех реакций, приведенных параграфе описательно.
3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) кальция, б) оксида кальция, в) гидроксида магния, г) карбоната кальция, д) хлорида магния.
Исследование свойств соединений магния и кальция
Природная вода в той, или иной степени содержит ионы растворимых солей. Если в пресной воде суммарная концентрация ионов Mg 2 и Ca 2 превышает 2 ммоль/л, то такую воду называют жесткой (если не превышает, то – мягкой). В качестве анионов в жесткой воде могут содержаться HCO3 , SO4 2 , Cl и другие ионы.
При нагревании жесткой воды из нее выделяются карбонаты магния и кальция, а при кипячении – еще и сульфаты. Образующийся плотный осадок часто называют "накипью". Именно он появляется на внутренних поверхностях чайников. В промышленности этот осадок образуется на стенках котлов, снижая их теплопроводность, и трубопроводов, уменьшая их внутренний диаметр.
При стирке в жесткой воде с использованием мыла его расход сильно возрастает, а качество стирки снижается, так как из раствора мыла (натриевых солей некоторых органических кислот) выделяются нерастворимые кальциевые и магниевые соли. При использовании синтетических стиральных порошков этот эффект не наблюдается.
Различают временную (карбонатную) жесткость, устраняемую кипячением, и постоянную (некарбонатную), сохраняющуюся после кипячения воды.
Устранение жесткости заключается в удалении из нее ионов Mg 2 и Ca 2 .
Временная жесткость устраняется кипячением.
Для устранения общей жесткости в воду добавляют различные реагенты:
1. Гашеную известь Ca(OH)2.
Ca 2 + HCO2 +OH = CaCO3 + H2O
Mg 2 + 2HCO3 + Ca 2 + 2OH = MgCO3 + CaCO3 + 2H2O
Mg 2 + 2OH = Mg(OH)2
Фосфаты кальция и магния менее растворимы, чем карбонаты. Поэтому применение фосфата натрия приводит к более полному устранению жесткости.
Современный способ устранения жесткости основан на применении ионообменных смол (ионитов). Иониты представляют собой полимерные кислоты RHn (катиониты) и полимерные основания R(OH)n (аниониты).
При пропускании растворов солей через трубки (ионообменники), заполненные зернами ионитов, протекают реакции, называемые реакциями ионного обмена: катиониты как бы обменивают свои атомы водорода на катионы (отсюда и их название), а аниониты – гидроксильные группы на анионы:
RHn + (n/2)M 2 + nH2O = RMn/2 + nH3O ,
R(OH)n + nA = RAn + nOH .
Последовательно пропуская жесткую воду через ионообменник, заполненный катионитом, и ионообменник, заполненный анионитом, жесткость можно устранить полностью.
Таким способом можно очистить не только жесткую, но и морскую воду, что иногда и делается для ее опреснения. В промышленности иониты используют для получения чистой (деионизированной) воды вместо дистиллированной.
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ,ЖЕСТКАЯ ВОДА,МЯГКАЯ ВОДА, ВРЕМЕННАЯ ЖЕСТКОСТЬ, ПОСТОЯННАЯ ЖЕСТКОСТЬ, ИОНООБМЕННЫЕ СМОЛЫ (ИОНИТЫ), КАТИОНИТ, АНИОНИТ, ИОНООБМЕННИК, РЕАКЦИЯ ИОННОГО ОБМЕНА.
Составьте молекулярные уравнения реакций, ионные уравнения которых приведены в тексте параграфа.
Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору
Читайте также: