Типичные восстановители щелочные металлы

Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) — это реакция, которая протекает с изменением степеней окисления.

В такой реакции всегда участвуют вещество-окислитель и вещество-восстановитель. Другие вещества могут выступать в качестве среды, в которой протекает данная реакция.

Конечно, в каждом правиле есть исключения. Например, реакция диспропорционирования галогенов в горячем растворе щелочи выглядит так: Br2 + KOH = KBrO3 + KBr + H2O. Здесь и окислителем, и восстановителем является простое вещество бром (Br2).

• Теперь посмотрим внимательнее на вещества — участники окислительно-восстановительных реакций.
• Окислитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет принимать электроны, тем самым понижая свою степень окисления.
• Восстановитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет отдавать электроны, тем самым повышая свою степень окисления.

Из определений понятно, что реакция включает два противоположных по действиям явления: процесс окисления и процесс восстановления. Процесс восстановления — это процесс принятия электронов, а процесс окисления — процесс отдачи электронов. Оба процесса протекают одновременно: окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

Вот мы и узнали общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций. Теперь давайте разберемся, какие вещества могут быть окислителями, а какие — восстановителями, и может ли одно вещество проявлять те и другие свойства.

Примеры веществ-окислителей

Только окислителями могут быть элементы в высшей своей степени окисления. Например, S+6 в серной кислоте (H2SO4), N+5 в азотной кислоте (HNO3) или солях-нитратах, Cr+6 в хроматах (CrO42−) и дихроматах (Cr2O72−) соответственно, а также Mn+7 (MnO4−).

В зависимости от среды проведения реакции Mn+7 и Cr+6 ведут себя по-разному. Рассмотрим на схемах:

И марганец, и хром в кислой среде (H+) образуют соли той кислоты, которая образовывала среду. В нейтральной среде (H2O) марганец превращается в оксид бурого цвета, а хром — в серо-зеленый нерастворимый в воде гидроксид. В щелочной среде (OH−) марганец превращается в манганат (MnO42−), а хром — в комплексное соединение светло-зеленого цвета.

Только окислителями могут быть простые вещества-неметаллы. Например, представители VIIA группы — галогены. Проявляя окислительные свойства в кислой среде, галогены восстанавливаются до соответствующих им галогеноводородных кислот: HF, HCl, HBr, HI. В щелочной среде образуются соли галогеноводородных кислот.

Кислород превращается в анион с устойчивой степенью окисления −2. А сера ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам, образуя при этом сероводород и сульфиды.

Только окислителями могут быть и протон водорода (H+) и катионы металлов в их высших степенях окисления при нескольких возможных. Ион Н+ при взаимодействии с восстановителями переходит в газообразный водород (H2), а катионы металлов — в ионы с более низкой степенью окисления: 2CuCl2 + 2KI = CuCl + 2KCl + I2.

Рассмотрим как ведут себя сильные кислоты-окислители — азотная и серная. В зависимости от их концентрации меняются и продукты реакции.

Разбавленная азотная кислота никогда не реагирует с металлами с выделением водорода в отличие от разбавленной серной кислоты. Обе эти кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности после водорода.

Эти кислоты проявляют окислительные способности и с некоторыми неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот в высшей степени окисления неметалла-восстановителя.

Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-окислителей в одном месте.

Примеры веществ-восстановителей

1. Типичными восстановителями могут быть щелочные (IA) и щелочноземельные (IIA) металлы, цинк и алюминий, а также катионы металлов в своих низших степенях окисления при нескольких возможных.

   Например:

2. Fe + H2SO4 (разб) = FeSO4 + H2
3. 6СuCl + K2Cr2O7 + 14HCl (разб) = 6CuCl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O.

Типичными восстановителями также могут быть бескислородные кислоты и их соли.

Например, H2S + 4Cl2 + 4H2O = 8HCl + H2SO4.

Гидриды активных металлов (щелочных и щелочноземельных) тоже являются типичными восстановителями. Например, NaH + H2O = NaOH + H2.

Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-восстановителей в одном месте.

Окислительно-восстановительная двойственность

Окислительно-восстановительная двойственность — это способность атома проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя в зависимости от условия протекания химической реакции.

Разберем вещества, атомы которых обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

Сера

По отношению к водороду и металлам сера играет роль окислителя: S + H2 = H2S.

При взаимодействии с сильными окислителями повышает свою степень окисления до +4 или +6: S + KMnO4 = K2SO4 + MnO2.

Кислородсодержащие соединения серы в степени окисления +4

Сера в сульфитах и сернистой кислоте при взаимодействии с сильными окислителями повышает степень окисления до +6: SO2 + 2HNO3 (конц) = H2SO4 + 2NO2.

С восстановителями соединения серы проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления 0 или −2: SO2 + C = CO2 + S.

Пероксид водорода

Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до –2: 4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O.

Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии окислителей может повышать степень окисления до 0: 3H2O2 + 2KMnO4 = 3O2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O.

Простое вещество йод

Окислительная способность проявляется у йода в реакции с такими восстановителями, как сероводород, фосфор и металлы: I2 + H2S = S + 2HI.

Йод при взаимодействии с более сильными окислителями играет роль восстановителя: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.

Азотистая кислота и нитриты

• При взаимодействии с более сильными окислителями азот повышает степень окисления до +5 и превращается либо в азотную кислоту из азотистой, либо в нитрат-анион из нитрит-аниона: 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
• При взаимодействии с сильными восстановителями обычно происходит восстановление до NO (иногда до других соединений азота в более низких степенях окисления): 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O.
• Для удобства мы собрали представителей типичных окислителей и восстановителей в одну схему.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на четыре типа:

• межмолекулярные ОВР;
• внутримолекулярные ОВР;
• реакции диспропорционирования;
• реакции контрпропорционирования.

1. Рассмотрим каждую по отдельности.
2. Межмолекулярная ОВР — это реакция, окислитель и восстановитель которой являются различными веществами.
3. 2KI + Br2 = 2KBr + I2, где Br2 — окислитель, а KI — восстановитель (за счёт I−1).
4. Внутримолекулярная ОВР — это реакция, в которой один атом является окислителем, а другой восстановителем в рамках одного соединения.
5. Пример такой окислительно-восстановительной реакции:

где Cl+5 — окислитель, а O−2 — восстановитель.

Термическое разложение нитратов — это внутримолекулярная ОВР. Вот схема разложения нитратов в зависимости от металла, входящего в состав соли.

Исключение — разложение нитрата железа (II): 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2. Здесь железо окисляется до +3 вопреки правилам. Иначе разлагается при нагревании и нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O.

Окислительно-восстановительная реакция диспропорционирования — это реакция, в ходе которой один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем. Например, 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O, где N+3 переходит в N+5, являясь восстановителем, и N+3 переходит в N+2, являясь окислителем.

Окислительно-восстановительная реакция контрпропорционирования — это реакция, в которой атомы одного и того же химического элемента в разных степенях окисления входят в состав разных веществ, при этом образуя новые молекулы одного и того же продукта.

Основные правила составления ОВР

1. Подобрать среди исходных веществ окислитель и восстановитель, а также вещество, которое отвечает за среду — при необходимости. Для этого нужно расставить степени окисления элементов и сравнить их окислительно-восстановительные свойства.

2. Составить уравнение реакции и записать продукты реакции.

   Следует помнить, что в кислой среде образуются соли одно-, двух- и трехзарядных катионов, а для создания среды чаще всего используют серную кислоту.

   В кислой среде невозможно образование оснó‎вных оксидов и гидроксидов, так как они вступят в реакцию с кислотой. В щелочной среде не могут образовываться кислоты и кислотные оксиды, а образуются соли.

3. • Уравнять методом электронного баланса или методом полуреакций.
   • Составим алгоритм для уравнивания окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
   • Главное условие протекания ОВР — общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем.
   • Определите атомы, которые меняют свои степени окисления в ходе реакции.
   • Выпишите, сколько электронов принял окислитель и отдал восстановитель. Если восстановителей несколько, выписываем все.
   • Найдите НОК для суммарно отданных/принятых электронов.
   • Расставьте первые полученные коэффициенты перед окислителем и одним или несколькими восстановителями.
   • Уравняйте все присутствующие металлы в уравнении реакции.
   • Уравняйте кислотные остатки.
   • Уравняйте водород — в обеих частях его должно быть одинаковое количество.
   • Проверьте себя по кислороду — если все посчитано верно, то он сойдется.

Характерные химические свойства щелочных металлов

• •Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.
• •Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.
• •Практически все соли растворимы в воде.
• •Низкие температуры плавления,
• •Малые значения плотностей,

•Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги.

Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином.

2. 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ­
3. 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 ­

2.      Реакция щелочных металлов с кислородом:

• 4Li + O 2 → 2Li 2 O (оксид лития)
• 2Na + O 2 → Na 2 O 2 ( пероксид натрия)
• K + O 2 → KO 2 (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

3.      В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

1. 2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогениды)
2. 2Na + S → Na 2 S (сульфиды)
3. 2Na + H 2 → 2NaH (гидриды)
4. 6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды)
5. 2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиды)

4.      Реакция щелочных металлов с кислотами

(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 ­

5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком

(образуется амид натрия):

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2

6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2 ;

2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2 ;

7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:

• Li + – карминово-красный
• Na + – желтый
• K + , Rb + и Cs + – фиолетовый

Получение щелочных металлов

1. Металлические литий, натрий и калий получают электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2 В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:
2. 2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C; 4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4 .
3. Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).

Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие

Электронная конфигурация атома лития 1s 2 2s 1 .  У него самый большой во 2-м периоде атомный радиус, что облегчает отрыв валентного электрона и возникновение иона Li + со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия).

Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий ‑ типичный металлический элемент. В виде вещества это щелочной металл.

От других членов I группы он отличается малыми размерами и наименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагонали от Li элемент II группы ‑ магний. В растворах ион Li + сильно сольватирован; его окружают несколько десятков молекул воды.

Литий по величине энергии сольватации — присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов.

Малый размер иона Li + , высокий заряд ядра и всего два электрона создают условия для возникновения вокруг этой частицы довольно значительного поля положительного заряда, поэтому в растворах к нему притягивается значительное число молекул полярных растворителей и его координационное число велико, металл способен образовывать значительное число литийорганических соединений.

Натрием начинается 3-й период, поэтому у него на внешнем уровне всего 1е — , занимающий 3s-орбиталь. Радиус атома Na — наибольший в 3-м периоде. Эти две особенности определяют характер элемента. Его электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Единственная степень окисления натрия +1.

Электроотрицательность его очень мала, поэтому в соединениях натрий присутствует только в виде положительно заряженного иона и придает химической связи ионный характер. По размеру ион Na + значительно больше, чем Li + , и сольватация его не так велика.

Однако в растворе в свободном виде он не существует.

Физиологическое значение ионов К + и Na + связано с их различной адсорбируемостью на поверхности компонентов, входящих в состав земной коры. Соединения натрия лишь незначительно подвержены адсорбции, в то время как соединения калия прочно удерживаются глиной и другими веществами.

Мембраны клеток, являясь поверхностью раздела клетка ‑ среда, проницаемы для ионов К + , вследствие чего внутриклеточная концентрация К + значительно выше, чем ионов Na + . В то же время в плазме крови концентрация Na + превышает содержание в ней калия. С этим обстоятельством связывают возникновение мембранного потенциала клеток.

Ионы К + и Na + ‑  одни из основных компонентов жидкой фазы организма. Их соотношение с ионами Са 2+ строго определенно, а его нарушение приводит к патологии. Введение ионов Na+ в организм не оказывает заметного вредного влияния.

Повышение же содержания ионов К + вредно, но в обычных условиях рост его концентрации никогда не достигает опасных величин. Влияние ионов Rb + , Cs + , Li + еще недостаточно изучено.

Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв.

Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте.

При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.

Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов.

В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К + он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов 39 К, 40 К, 41 К. Один из них 40 К ‑ радиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа.

Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е — на 4s-орбитали.

Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.

В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus—темно-красный). В 1863 г. Р.

Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей.

Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации.

Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (39 0 C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.

Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается  в измеримых количествах.

Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно.

Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах.

В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.

На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li 3 N (до 75%) и Li 2 O. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na 2 O 2 ) и надпероксиды (K 2 O 4 или KO 2 ).

• Перечисленные вещества реагируют с водой:
• Li 3 N + 3 H 2 O = 3 LiOH + NH 3 ;
• Na 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 O 2 ;
• K 2 O 4 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2 .
• Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:
• Na 2 O 2 +CO 2 =Na 2 CO 3 +0,5O 2 ;
• K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2 .
• В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных. Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:
• 2Li+H 2 =2LiH.
• Гидрид лития используется как сильный восстановитель.
• Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:
• SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.
• Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур их кипения (более 1300 0 С). Некоторые соединения натрия называют содами :

а) кальцинированная сода, безводная сода, бельевая сода или просто сода – карбонат натрия Na 2 CO 3 ; б) кристаллическая сода – кристаллогидрат карбоната натрия Na 2 CO 3 . 10H 2 O; в) двууглекислая или питьевая – гидрокарбонат натрия NaHCO 3 ; г) гидроксид натрия NaOH называют каустической содой или каустиком.

Путешествие по стране "Щелочные металлы и их соединения"

План

1. Общая характеристика элементов щелочных металлов по их положению в периодической системе.

2. Нахождение в природе.

3. Получение.

4. Физические свойства.

5. Химические свойства.

• 6. Соединения щелочных металлов
• А) гидроксиды
• Б) гидриды, пероксиды, оксиды.

7. Применение щелочных металлов и их соединений.

8. Осуществить превращения

9. Задача 1 стр 126

10. Задание на дом: параграф 47, задача 3 стр. 127

Повторим и запомним

Щелочные металлы образуют главную подгруппу 1 группы и обладают наиболее выраженными металлическими свойствами. Это обусловлено строением атомов щелочных металлов, наружный энергоуровень имеет конфигурацию ns1.

От Li к Fr радиусы атомов увеличиваются, восстановительные свойства усиливаются, ионизированные потенциалы уменьшаются.

Взаимодействуют с неметаллами, водой, кислотами. Из соединений натрия и калия большое значение имеют гидроксиды их, сильные электролиты.

Задачи и цель:

Сегодня на уроке мы вместе изучим новую тему, разберем строение элементов атомов щелочных металлов; опираясь на строение рассмотрим способы получения щелочных металлов, выясним, почему щелочные металлы так называются.

С одной стороны — это новый материал, а с другой стороны — изучение этого материала тесно соприкасается с ранее изученной теорией в 8-9 классов. Поэтому предлагаю построить урок как экскурсию, путешествие по стране химии, а именно по области щелочных металлов и их соединений.

Арабская пословица гласит: «Кто путешествует, тот познает.»

Ребята, в ходе экскурсии вы будете и экскурсоводами и экскурсантами. Ответственным за работу экскурсоводов будет главный консультант, он внимательно слушает ответы, оценивает их, анализирует, и если экскурсовод не может ответить на заданный вопрос и другие учащиеся тоже, то тогда отвечает главный консультант.

Итак, начнем урок-экскурсию. На столах лежит план нашей экскурсии. Каждый раздел плана — это лаборатория, которая занимается изучением данного вопроса.

Ну что ж, первая лаборатория, в которую мы попадаем — это, конечно же, лаборатория по изучению строения элементов щелочных металлов и их простых веществ. Кто будет экскурсоводом в этой лаборатории? Кто даст, осветит общую характеристику щелочным металлам?

Краткий рассказ экскурсовода — это подгруппа лития Li.Na. K.Rb. Fr. Cs. Эти элементы находятся в 1-ой группе главной подгруппе, высшая постоянная валентность равна 1, на наружном энергоуровне 1 e, который слабо притягивается к ядру, поэтому атомы щелочных металлов легко его отдают, проявляя степень окисления +1. Это s-элементы.

Простые вещества этих элементов называются щелочными металлами. Молекулы щелочных металлов одноатомные, щелочные металлы сильные восстановители, типичные элементы-металлы. Металлические свойства элементов увеличиваются, химическая активность увеличивается т.к.

происходит увеличение размера атомов с возрастанием порядкового номера от Li к Fr.

Вопросы к экскурсоводу:

1. Почему щелочные металлы имеют одноатомные молекулы?

2. Какое соединение с кислородом образуют элементы подгруппы лития? Характер соединения.

В то время, когда экскурсовод ведет свой рассказ, на доске двое учащихся строят строение атомов металлов подгруппы лития. Это задание также повторяет класс.

Вывод: Выяснили строение атомов щелочных металлов, знаем, что они легко отдают электроны, очень химически активны. Помня все это, скажите: встречаются ли щелочные металлы в природе в свободном состоянии или нет? Ответ класса: Нет, только в виде соединений. Какие вы знаете соединения и где они находятся на территории России (На стене висит географическая карта России). Один из учеников называет основные соединения и показывает их месторождение на карте. Вопросы:

1. Какое месторождение каменной соли называется «солонкой» в России? Раз щелочных металлов нет в природе в свободном виде, только в виде соединений, то в следующей лаборатории занимаются вопросом получения щелочных металлов, которые нужны для промышленности. Предложите способы получения металлов? Кто желает?

Ответ: Электролизом расплава хлорида натрия расплава щелочи.

У доски и на местах учащиеся одновременно составляют уравнения реакций. Есть ли другие способы?

Есть. Калий можно получать аналогично, но много технических трудностей, поэтому предложили другой способ:

KCl + Na -> K+ NaCl Р-в   пары    пары

KOH+Na -> K+NaOH жидк пары

Теперь перейдем в лабораторию, которая занимается изучением физических свойств.

Кто здесь нас ознакомит с работой, которая ведется в данной лаборатории?(рассказ — в атомах щелочных металлов наблюдается металлическая кристаллическая решетка, а значит имеет место металлическая связь.

Строение кристаллической решетки и объясняет свойства щелочных металлов — металлический блеск, серый цвет, пластичность, электро и теплопроводимость и т.д.)

Вопросы: 1. Как изменяется прочность металлической связи от лития к цезию.

2. Какие из щелочных металлов наиболее часто используются.

А теперь перейдем в экспериментальную лабораторию, которая занимается изучением химических свойств металлов. Кто будет экскурсоводом в этой лаборатории?

Строение щелочных металлов нам известно, знаем, что они легко отдают свой электрон, т.е. являются восстановителями, т.е очень химически активные вещества.

Посмотрите, как хранятся щелочные металлы? Под слоем керосина, масла, чтобы не было доступа воздуха. Теперь предположим какие химические свойства характерны щелочным металлам? (учащиеся отвечают на этот вопрос с места, проговаривая уравнения химических свойств).

1. После выяснения этого вопроса на доску вывешивается заранее приготовленная опорная схема, по которой задаются вопросы классу
3. Вопросы:

1. Какое общее свойство характерно всем приведенным реакциям?

2. Какое из веществ отдает электроны? Сколько отдается электронов?

3. Что общего и чем отличаются уравнения химических реакций взаимодействия щелочных металлов с водой и с кислотами?

Зная химические свойства щелочных металлов и неорганических соединений, выполним следующие превращения:

Na2O2 NaOH -> NaHCO3 -> CO2

• (данное превращение имеется в плане урока и лежит на столе у учащихся)
• 1. 2Na+2H2O=2NaOH+H2
• 2. NaOH+CО2=NaHCO3
• 3. 2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2
• 4. 2Na + O2 = Na2O2
• Это превращение выполняется у доски и на местах.
• А в это время ученик — лаборант выполняет опыты, подтверждающие химические свойства щелочных металлов и доказывает, почему металлы так называются.

Опыт № 1 2Na+2H2O=2NaOH+H2 NaОН-щелочь, т.к.фенолфталеин изменяет свою окраску на малиновую. Опыт № 2 2Na+2HCl=2NaCl+ H2

Опыт № 3

Осталась еще одна лаборатория, в которой занимаются изучением соединений щелочных металлов.

Вопросы:

1. Какие вы знаете соединения?
2. Каковы их свойства?

Ответ: из периодической системы видно, что щелочные металлы образуют основные оксиды R2O,но начиная с натрия при сгорании в избытке кислорода образуются пероксиды (R2O2).

С водородом при нагревании взаимодействуют щелочные металлы и образуются соединения, которые называются гидриды состава MeH. Щелочные металлы бурно и с выделением большого количества теплоты взаимодействуют с водой, образуя щелочь, состава R-OH и восстанавливая воду до водорода.

Свойства щелочей: диссоциируют, взаимодействуют с кислотными оксидами, с растворами солей. Получают щелочи электролизом раствора солей щелочных металлов.

Составляются уравнения химических реакций на доске и на местах.

Вопрос:

1. Как изменяется сила оснований от лития к цезию? (от лития к цезию сила оснований увеличивается т.к. возрастает радиус атома и уменьшается притяжение электронов к ядру).

Заключение.

Вот мы и посетили все лаборатории, за исключением вопроса применения. Эту лабораторию вы посетите самостоятельно и на следующий урок принесете отчет, который будет состоять из рисунка и письменного отчета.

• 1-й ряд — применение солей натрия и калия
• 2-й ряд — применение щелочей
• 3-й ряд — применение щелочных металлов

1. Задание на дом (в плане урока)
2. Слово старшему экскурсоводу
3. Выставление оценок за урок
4. Подведение итогов.
5. Некоторым участникам (более сильным) после рассмотрения химических свойств были розданы буклеты с заданиями:
6. 1. Осуществить превращения

Ko — e=K+

K+ + e=Ko

Составить молекулярные уравнения реакций.

2. Осуществить превращения

Na -> NaOH -> Na2CO3 -> CaCO3 -> CaO

3. Закончить уравнения:

• Na+H2O=
• Li+S=
• Li+O2=
• NaOH+ H2=
• K+Cl2=

Указать переход электронов в окислительно-восстановительных реакциях.

25.02.2011

билет № 7, щелочные металлы, хром, бром, йод1

МЕТАЛЛЫ

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

общая
характеристика

• Свойства щелочных
  металлов
• Физические свойства
• Низкие температуры
  плавления, малые значения плотностей,
  мягкие, режутся ножом.
• Низкий потенциал
  ионизации, который уменьшается с
  увеличением атомного номера.

Химические
свойства

Типичные металлы,
очень сильные восстановители. В
соединениях проявляют единственную
степень окисления +1. Восстановительная
способность увеличивается с ростом
атомной массы. Все соединения имеют
ионный характер, почти все растворимы
в воде. Гидроксиды══ ROH щёлочи, сила их возрастает с увеличением
атомной массы металла.

Воспламеняются на
воздухе при умеренном нагревании. С
водородом образуют солеобразные гидриды.
Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

Нахождение
в природе

1. Li
2. Li2O
   ∙ Al2O3
   ∙ 4SiO2
   √ сподумен
3. Na
4. NaCl каменная соль
5. Na2SO4
   ∙ 10H2O глауберова соль (мирабилит)
6. NaNO3 чилийская селитра
7. K
8. KCl
   ∙ NaCl сильвинит
9. KCl
   ∙ MgCl2
   ∙ 6H2O карналлит
10. K2O
    ∙ Al2O3
    ∙ 6SiO2 полевой шпат (ортоклаз)
11. Химические свойства

Все щелочные металлы
— очень сильные восстановители, в
соединениях проявляют единственную
степень окисления +1. Восстановительная
способность увеличивается в ряду Li
Na
K
Rb
Cs.

• Все соединения
  щелочных металлов имеют ионный характер.
• Практически все
  соли растворимы в воде.
• 1. Активно
  взаимодействуют с водой: 2Na
  + 2H2O
  = 2NaOH
  + H2
• 2Li + 2H2O
  = 2LiOH + H2
• 2. Реакция с кислотами: 2Na
  + 2HCl
  = 2NaCl
  + H2╜
• 3. Реакция с
  кислородом: 4Li
  + O2
  = 2Li2O(оксид
  лития)
• 2Na
  + O2
  = Na2O2(пероксид
  натрия)
• K
  + O2
  = KO2(надпероксид
  калия)

На воздухе щелочные
металлы мгновенно окисляются. Поэтому
их хранят под слоем органических
растворителей (керосин и др.).

1. 4. В реакциях с
   другими неметаллами образуются бинарные
   соединения:
2. 2Li
   + Cl2
   = 2LiCl(галогениды)
3. 2Na + S =
   Na2S(сульфиды)
4. 2Na + H2
   = 2NaH(гидриды)
5. 6Li + N2
   = 2Li3N(нитриды)
6. 2Li + 2C =
   2Li2C2(карбиды)
7. Реагируют со
   спиртами и галогенопроизводными
   углеводородов (смотри «Органическую
   химию»)
8. 5. Качественная
   реакция на катионы щелочных металлов
   — окрашивание пламени в следующие цвета:
9. Li+ карминово-красный
10. Na+ желтый
11. K+,
    Rb+
    и Cs+ фиолетовый
12. Оксиды щелочных
    металлов R2O

Получение

• Окислением металла
  получается только оксид лития
• 4Li
  + O2
  = 2Li2O
• (в остальных случаях
  получаются пероксиды или надпероксиды).
• Все оксиды (кроме
  Li2O)
  получают при нагревании смеси пероксида
  (или надпероксида) с избытком металла:
• Na2O2
  + 2Na ╝ 2Na2O
• KO2
  + 3K ╝ 2K2O

Химические
свойства

1. Типичные основные
   оксиды.
2. Реагируют с водой,
   кислотными оксидами и кислотами:
3. Li2O
   + H2O
   = 2LiOH
4. Na2O
   + SO3
   = Na2SO4
5. K2O
   + 2HNO3
   = 2KNO3
   + H2O
6. Пероксид натрия
   Na2O2
7. Получение
8. 2Na
   + O2
   = Na2O2
9. Химические свойства
10. 1.
    Сильный окислитель:
11. 2NaI + Na2O2
    + 2H2SO4
    = I2
    + 2Na2SO4
    + 2H2O
12. 2Na2O2
    + 2CO2
    = 2Na2CO3
    + O2╜
13. 2. Разлагается
    водой:
14. Na2O2
    + 2H2O
    = 2NaOH
    + H2O2

Надпероксид
калия KO2

Получение

K
+ O2
= KO2

Химические
свойства

• 1. Сильный окислитель:
• 4KO2
  + 2CO2
  = 2K2CO3
  + 3O2
• 2. Разлагается
  водой:
• 2KO2
  + 2H2O
  = 2KOH + H2O2
  + O2

Гидроксиды
щелочных металлов ROH

Белые, кристаллические
вещества, гигроскопичны; хорошо растворимы
в воде (с выделением тепла). В водных
растворах нацело диссоциированы.

Получение

1. 1. Электролиз
   растворов хлоридов:
2. 2NaCl + 2H2O
   = 2NaOH + H2
   + Cl2
3. катод:
   2H+
   + 2ē= H02
4. анод: 2Cl-
   — 2ē =Cl02
5. 2.

   Обменные реакции
   между солью и основанием:

6. K2CO3
   + Ca(OH)2
   = CaCO3
   + 2KOH
7. 3.

   Взаимодействие
   металлов или их основных оксидов (или
   пероксидов и надпероксидов) с водой:

8. 2Li + 2H2O
   = 2LiOH + H2
9. Li2O
   + H2O
   = 2LiOH
10. Na2O2
    + 2H2O
    = 2NaOH + H2O2

Химические
свойства

• RОH
  сильные основания (щелочи) (основность
  увеличивается в ряду LiOH NaOH KOH RbOH
  CsOH);
  реагируют с кислотными оксидами и
  кислотами:
• 2NaOH + CO2
  = Na2CO3
  + H2O
• LiOH + HCl
  =LiCl + H2O
• При сплавлении
  NaOH
  с ацетатом натрия образуется метан:
• NaOH +
  CH3COONa═
  t═
  Na2CO3
  + CH4