Общая характеристика металлов.
Металлы – это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка — решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами.
У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической.
Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:
Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg
Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%; магния — 2,3%; калия — 2,1%; титана — 0,56%.
Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, — 0,12%. В природе металлы встречаются в различном виде: — в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть
— в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3 и др.
— в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 • 2SiO2 • 2Н2О, алунит (Na,K)2O • АlО3 • 2SiO2 и др. — различных солей: сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,
- хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl2 • 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4 фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел, мрамор СаСО3, магнезит МgСО3.
- Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.
Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал — в оловянные.
Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Общая характеристика: К элементам главной подгруппы I-ой группы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принято называть щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы.
Эти металлы в своих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнение электронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурацию можно в общем виде обозначить так: ns1, где n — номер периода, в котором находится металл. Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы.
Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий — золотисто-желтый. Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Cs самопроизвольно загораются на воздухе.
- Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность по Полингу атомов элементов IA группы.
- При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом (кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуру плавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая в бурную реакцию:
- 2 Me + 2 H2O = 2 MeOH + H2.
Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочных металлов «стремятся отдавать свой валентный электрон, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа». Это не совсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его в положительно заряженный ион:
Me — e + ПИ = Me+
необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации). При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию — увеличивается.
И уж совсем неожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов: изолированные атомы щелочных металлов «с удовольствием», т.е.
с выделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:
Me + e = Me- + СЭ.
Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомов щелочных металлов — это одно, а их поведение в молекулах, т.е.
при взаимодействии с атомами других химических элементов — это качественно другая ситуация.
В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярные орбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместном пользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образования ионной связи.
Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1. Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 — в молекулах Ме2 и в металлическом состоянии и +1 — в соединениях ( ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочных металлов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой и малой плотностью.
- Получение
- Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:
- 2KCl = 2K+ + 2Cl-, катод 2K+ + 2e = 2K; анод 2Cl- -2e = Cl2.
- Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, oС
| Анион | Li | Na | K | Rb | Cs |
| Cl- | 610 | 801 | 776 | 723 | 645 |
| OH- | 473 | 322 | 405 | 385 | 343 |
- Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:
- 4МеOH = 4Ме + 2H2O + O2.
- Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения, можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов, карбонатов при высоких температурах:
- 3Li2O + 2Al 6Li + Al2O3, 4NaCl + 3CaO + Si 4Na + 2CaCl2 + CaSiO3.
Свойства: Щелочные металлы — очень сильные восстановители. Они энергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурно взаимодествуют с кислотами. В общем виде (обозначая атом щелочного металла просто Ме) эти реакции будут выглядеть так:
- 2Me + H2 = 2MeH (гидриды), 2Me + Г2 = 2MeГ (галогениды), 2Me + S = Me2S (сульфиды), 3Me + P = Me3P (фосфиды), 6Me + N2 = 2Me3N (нитриды), 2Me + 2H2O = 2MeOH + H2.
- Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:
- MeH + H2O = MeOH + H2, 2MeH + O2 = 2 MeOH.
- Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:
- MeF + H2O = MeOH + HF.
- Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:
- TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl.
Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах. Na эффективен при осушке органических растворителей. Сs применяется для изготовления фотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химических элементов.
Оксиды и пероксиды щелочных металлов
Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов — Me2O, пероксидов — Me2O2. Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:
- · Li2O,
- · Na2O, Na2O2 (пероксид),
- · K2O, K2O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид),
- · Rb2O, Rb2O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид),
- · Cs2O, Cs2O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид).
- Литий не образует пероксидов, у Na — один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO2, у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:
- 4 Li + O2 2 Li2O, 2 Na + O2 Na2O2, K + O2 = KO2.
- Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:
- 2МеO2 Ме2O2 + О2
- и пероксидов:
- Ме2O2 + 2Ме 2 Ме2O.
- Li2О обычно получают при нагревании его карбоната:
- Li2CO3 Li2O + CO2.
- Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:
- Ме2O + H2O = 2 МеOH.
- Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:
- Ме2O2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2, 2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2,
- с кислотными оксидами и кислотами:
- Me2O + SO3 = Me2SO4, Me2O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2O, Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4 + H2O2, 4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2.
- Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:
- Me2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Me2SO4 + 2H2O,
- но могут и сами окисляться:
- 5Me2O2 + 2KMnO4 +8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2SO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2 .
- Надпероксид калия поглощает СО2 и регенерирует кислород:
- 4KO2 + 2H2O + 2CO2 = 4KHCO3 + O2.
- Гидроксиды
- Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.
- Получение
- Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:
- Me2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4¯ + 2 MeOH, Me2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3¯ + 2 MeOH,
- электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:
- 2 МеCl + 2 H2O = 2 МеOH + H2 + Cl2, катод: 2H+ + 2e = H2; анод: 2Cl- — 2e = Cl2.
- Свойства
Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы — это самые сильные основания. Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяет использовать их в качестве эффективных осушителей. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли.
- 2Al + 2 MeOH + 6 H2O = 2Me[Al(OH)4] + 3H2, Cl2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + H2O, MeOH + HCl = MeCl + H2O, NH4Cl + MeOH = MeCl + NH3 + H2O, CuCl2 + 2MeOH = Cu(OH)2¯ + 2MeCl, NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O, 2 MeOH + CO2 = Me2CO3 + H2O, 2 MeOH + H2SO4 = Me2SO4 + 2 H2O.
- Натриевые соли очень широко используются в химической промышленности, их применение рассматривается в соответствующих группах неметаллов.
- Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.
Большая Рнциклопедия Нефти Рё Газа
- Cтраница 1
- Пероксиды щелочных металлов представляют СЃРѕР±РѕР№ твердые кристаллические вещества различного цвета: пероксид лития — белого, натрия — слабо — желтого, калия — СЂРѕР·РѕРІРѕРіРѕ, СЂСѓР±РёРґРёСЏ Рё цезия, РїРѕ-РІРёРґРёРјРѕРјСѓ, тоже СЂРѕР·РѕРІРѕРіРѕ цвета. [1]
- Пероксиды щелочных металлов могут быть окислителями, что обусловливается наличием в них перекисного иона [ О2 ] 2 -, способного принимать электроны. [2]
�з пероксидов щелочных металлов практическое применение имеет перекись натрия. На окислительных свойствах основано использование ее для отбелки шерсти, соломы, шелка и др. Перекись натрия входит в состав стиральных порошков. [3]
Окисляется пероксидами щелочных металлов, восстанавливается водородом. [4]
На чем основано использование пероксидов щелочных металлов для регенерации кислорода в замкнутых системах. [5]
В узлах ионных кристаллических решеток пероксидов щелочных металлов M2U2 и надпероксидов МО2 находятся пероксид-ионы О2 и надпероксид-ионы О2; известны и ионные озониды состава МОз. Все эти соединения легко распадаются при нагревании с выделением кислорода, а также подвергаются гидролизу с образованием гидроксид-и гидропероксид-ионов. [6]
Определение общей серы полисульфида возможно после ее окисления пероксидом щелочного металла. [7]
Пероксид Рќ В§ Рћ2 — кристаллы; неустойчив, взрывается РїСЂРё нагр. РџСЂРё СЃСѓС…РѕРј СЃРїРѕСЃРѕР±Рµ синтеза Рќ В§ Рћ сплавляют СЃ пероксидом щелочного металла Рё получают бесцв. [8]
С помощью другой гравиметрической методики определяют суммарное содержание серы.
Для превращения всех форм серы РІ сульфаты окисляют образец пероксидами щелочных металлов или Р±СЂРѕРјРѕРј Рё образующиеся сульфаты определяют гравиметрически РІ РІРёРґРµ сульфата бария. Рта методика РЅРµ позволяет учесть содержания различных форм серы. Р�РЅРѕРіРґР° гравиметрическую методику используют РІ сочетании СЃ иодометрическим титрованием, РІ этом случае можно определить моносульфидную часть серы. [9]
При сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются оксиды. Пероксиды, поскольку они вообще образуются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов. [10]
При сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются оксиды. Псроксиды, поскольку они вообще образуются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов. [11]
При сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются оксиды. Пероксиды, поскольку они вообще образуются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов. [12]
Дыхательные аппараты на химически связанном кислороде производятся в ряде стран.
В этих аппаратах кислород получается в результате химической реакции выдыхаемой человеком влаги и диоксида углерода с пероксидами щелочных металлов.
Преимуществом таких аппаратов является малый вес, большое время защитного действия, возможность быстрого обучения персонала. [13]
При устранении сложных аварий, например при разрыве трубопроводов и емкостей, заполненных жидким хлором, для защиты органов дыхания используют кислородные противогазы, которые полностью изолируют человека от окружающей атмосферы и обеспечивают подачу в легкие работающего чистого воздуха. Кислород, необходимый для дыхания, подается из размещенного в противогазе баллона в котором он находится в сжатом состоянии, или из регенерационного патрона, в котором он получается в результате химических реакций между диоксидом углерода и влагой, выдыхаемыми человеком, и пероксидами щелочных металлов. [15]
Страницы: 1 2
ПОИСК
Почему при горении щелочных металлов на воздухе одни из них образуют оксиды, а другие пероксиды [c.268]
Применение. Из щелочных металлов наибольшее применение находит натрий. Его используют для получения пероксида натрия, в органических синтезах, для металлотермического полу- [c.306]
Совместное хранение реактивов, способных при контактировании друг с другом возгораться или разогреваться, не допускается. Щелочные металлы, пероксид натрия или фосфор хранить вместе с огнеопасными веществами нельзя. [c.12]
Свойства пероксидов, надпероксидов и озонидов щелочно-земельных металлов имеют много общего со свойствами щелочных металлов (см. гл. 10 н 11). [c.264]
Оксиды и пероксиды щелочных металлов [c.310]
Все, щелочные металлы весьма энергично реагируют с кислородом. При избытке кислорода литий образует оксид Li20 (с небольшой гримесью пероксида Li202), натрий — пероксид МпгОг, а К, Rb, s — надпероксиды ЭО2. Реакция [c.302]
Соединения щелочных металлов имеют разнообразное применение. Около 90% добываемой соли калия потребляется как калийные удобрения (K I, KNO.,, K2SO4, К2СО3 и др.). Соединения натрия и элементов подгруппы калия используются в медицине. Пероксид натрия NajOa применяется для отбелки тканей, шерсти, шелка. Важное значение имеют реакции [c.258]
Нитриты устойчивее НЫОг (в молекуле кислоты ничтожно малый ион Н+, внедряясь в электронную оболочку атома О, ослабляет связь N—0), но только нитриты щелочных металлов плавятся без разложения. При термическом разложении нитритов образуется оксид металла,. N0 и ЫОг.
Нитриты щелочных металлов разлагаются выше температуры их плавления, образуя оксиды пли пероксиды металлов, N0 и Оа (так как при высоких температурах N02 распадается на N0 и О2). Нитриты, так же как и НМОг, обладают окислительной и восстановительной активностью.
В растворах они постепенно окисляются, переходя в нитраты. [c.409]
При сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются оксиды. Пероксиды, поскольку они вообще образуются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов. [c.608]
Так, пероксиды щелочноземельных и щелочных металлов интенсивно взаимодействуют с диоксидом углерода и влагой воздуха, выделяя при этом кислород, а при контакте с органическими [c.38]
Ярко-желтый, аморфный, легколетучий, при нагревании разлагается. Реакционноспособный, полностью разлагается кипящей водой, концентрированными серной и азотной кислотами. Переводится в раствор действием щелочей, гидрата аммиака, сульфидов щелочных металлов, пероксида водорода. Окисляется кислородом при нагревании. Получение см. 359, 363 , 372. [c.192]
Чаще пероксид водорода проявляет окислительные свойства. Пероксиды и супероксиды (надпероксиды) щелочных металлов применяют для регенерации кислорода в подводных лодках и изолирующих противогазах, так как они являются не только источниками кислорода, но и поглощают вредные примеси [c.134]
Свойства. Щелочные металлы Ыа, К, КЬ, Сз — легкоплавкие металлы. Ы, Ыа, К, КЬ имеют серебристо-белую окраску, а Сз — золотисто-желтую, не такую яркую как у золота, но вполне заметную. Находящиеся под керосином щелочные металлы бывают покрыты слоем нз оксидов и пероксидов (литпй — смес1 .
ю нитрида и оксида) . На воздухе они легко окисляются (КЬ и Сз — самовозгораются), реакция ускоряется под действием влаги в совершенно сухом кислороде при комнатной температуре натрий не окисляется н сохраняет блестящую поверхность. Литий приблизительно такой же мягкий, как свинец, натрий — как воск.
К, КЬ и Сз — еще мягче. Щелочные металлы обладают высокой сжимаемостью, электро- и теплопроводностью. Литий — самое легкое из твердых веществ, существующих прп комнатной температуре. Некоторые свойства щелочных металлов указаны в табл. 3.
1 Работа со щелочными металлами требует боль иой осторожно сти,. гак как они легко загораются, бурно реагируют с водой многими другими веществами.
При длительном хранении в керо сине калий покрывается слоем надпероксида, который при разре зании металла может с ним интенсивно реагировать, вызывая загорание и разбрызгивание горящей массы. [c.299]
При сгорании Са (в отличие от щелочных металлов) пероксид не образуется. [c.39]
Аурипигмент. Темно-желтый, низкоплавкий, летучий. Пассивен по отношению к воде. Разлагается концентрированными кислотами-окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Переводится в раствор карбонатами и сульфидами щелочных металлов, пероксидом водорода. Окисляется кислородом и серой при нагревании. Получение см. 359, 361″, 372 . [c.192]
Пероксиды и надпероксиды щелочных металлов являются сильными окислителями. Горючие вещества (алюминиевый порошок, древесные опилки и др.), будучи смешанными с НагОг, дают яркую вспышку при поджигании. Реакцию можно вызвать также добавлением небольшого количества воды или H2SO4. [c.302]
Производные радикала О2 называются надпероксидами они известны для наиболее активных щелочных металлов (К, Р Ь, Сз). Над-пероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ К + 02=К02. [c.315]
Применение. Из щелочных металлов наибольшее применение находит натрий. Его используют для получения пероксида натрия, органических синтезах, для получения ряда технически важных металлов (Т1. Zr, Та. Nb) металлотермическим методом, как теплоноситель в ядерных реакторах, для осушки органических растворителей. [c.326]
В пробирку к 5—6 каплям раствора хромита щелочного металла добавьте несколько капель раствора щелочи и столько же раствора пероксида водорода. Раствор слегка подогрейте. Объясните изменение окраски раствора и напишите уравнение реакции. [c.106]
Свойства, и, N8, К, КЬ, Са — легкоплавкие металлы, Ы, N3, К, НЬ имеют серебристо-белую окраску, а Са — золотисто-желтую, ие такую яркую, как у золота, хотя и вполне заметную. Хранящиеся под слоем керосина щелочные металлы обычно покрыты пленкой из оксидов и пероксидов Слитий -смесью нитрида и оксида). [c.319]
Гидраты пероксидов образуются после обработки щелочных растворов солей щелочно-земельных металлов пероксидом водорода. Во избежание образования дигидратов или безводных солей соблюдайте следующие пропорции [c.253]
Рассмотрим прежде всего возможность применения соединений щелочных [366-370] и щелочноземельных [371—376] металлов в качестве катализаторов реакции окисления различных веществ. Карбонаты и оксиды щелочных металлов исследованы как катализаторы окисления графита [366, 367].
Окислителями служили Oj и Oj. При использовании NajO в качестве катализатора реакции кислорода с графитом обнаружено образование пероксида NaiOi. В случае СО2 окислительновосстановительный цикл реакции включает образование щелочного металла, пероксид натрия при этом не образуется. [c.
127]
При взаимодействии с кислородом литий образует оксид ЫгО, а остальные щелочные металлы — пероксиды ЫагОг и над-пероксиды КО2, НЬОг, СзОг. Например [c.233]
Пербораты получают действием Н2О2 на бораты или действием пероксидов щелочных металлов на Н3ВО3. Пербораты — сильные окислители. Используются в качестве отбеливающих средств в моющих порошках, так как при гидролизе образуют перекись водорода. [c.449]
Все щелочные металлы энергично соеднняююя с кислородом. Рубидий и цезпй самовоспламеняются иа воздухе литий, натрий и калий загораются при небольшом нагревании. Характерно, что только литий, сгорая, образует нормальный оксид Ь(20, остальные же щелочные металлы превращаются в пероксидйые соединения ЫазОг. КОа, РЬОз, СзОа. [c.563]
О2 и озониды, содержащие О3. Ионы О2 и Оз можно рассматривать как молекулы Оа и Оз, присоединившие электрон, который занимает разрыхляющую орбиталь. Поэтому надпероксиды и озониды образуют только наиболее активные щелочные металлы К, Rb, s (получены также ЫаОг и NaOs, но эти вещества всегда получаются со значительной примесью пероксида натрия). [c.438]
Щелочные металлы на воздухе очень легко окисляются, вследствие чего их хранят под слоем керосина, а большие количества — в герметичных сосудах. Взаимодействием их с кислородом происходит настолько энергично, что все они, за исключением лития, образуют при этом пероксиды общей формулы R2O2 (NajOj, КгОг). [c.50]
Реакция полимеризации этилена при высоком давлении протекает без катализатора, но под воздействием инициатора (кислорода), который инициирует (возбуждает, начинает) реакцию полимеризации.
Инициатор вводится в сисгему компримирсвания этилена перед реакторами в количестве 0,002-0,060% (об.).
Кроме кислорода, в качестве инициаторов могут применяться органические пероксиды, щелочные металлы, металлоорганические соединения, оксиды металлов. [c.54]
Кальций, стронции и барий по отношению к. кислороду и воде ведут себя подобно щелочным металлам Они разлагают воду с выделением водорода и образованием гидроксидов М(ОН)2. Взаимодействуя с кислородом, образуют оксиды (СаО) и пероксиды (5гО/, ВаОг), которые реагируют с водой но/ обно аналогичным соединениям щелочных металлов. [c.128]
Все щелочные металлы энергично соединяются с кислородом. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе литий, натрий и калий загораются при небольшом нагревании. Характерно, что только литий, сгорая, образует нор- мальный оксид ЫгО, остальные же щелочные элементы превращаются в пероксид (Na202) и супероксиды (КО2, Rb02, СзОг). [c.383]
Входящие в состав главной подгруппы кальций, стронций и барий издавна получили название щелочноземельных элементов.
Происхождение этого названия связано с тем, что гидроксиды кальция, стронция и бария, так же, как и гидроксиды натрия и калия, обладают щелочными свойствами, оксиды же этих элементов по их тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов, носившими прежде общее название земель.
Простые вещества щелочноземельных элементов — типичные металлы, поэтому их часто называют щелочноземельными металлами. При сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются оксиды. Пероксиды, поскольку они вообще обраг1уются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов. [c.388]
При сг-ораиии при атмосферном давлении литий образует только оксид Ь1зО натрий дает пероксид натрия ЫзаОз, калий, рубидий и цезий образуют надпероксиды МО2. Пероксид натрия при повышении давления и температуры может дальше реагировать с кислородом, образуя ЫаОз. Для натрия и элементов подгруппы калия известны также озониды МО.,. С увеличением размера иона щелочного металла устойчивость надпероксидов и пероксидов повышается. [c.254]
Для нахождения степеней окисления руководствуются следующими правилами 1) степень окисления атомов в простых веществах равна нулю 2) в молекулах алгебраическая сумма степеней окисления атомов с учетом их числа равна нулю, для ионов эта сумма равна заряду иона 3) степень окисления щелочных металлов всегда равна -1 4) водород во всех соединениях, кроме гидридов (солеподобных соединений активных металлов ЫаН, СаНа и др.), имеет степень окисления +1, в гидридах степень окисления водорода равна -1 5) степень окисления кислорода равна -2. Исключение составляют пероксиды — соединения, содержащие группу -0-0-, где степень окисления кислорода -1, и некоторые другие вещества (надперокси- [c.48]
Все щелочные металлы весьма энергично реагируют с кислородом. При избытке кислорода литий образует оксид UiO (с н льшой примесью пероксида UjOi), натрий — пероксид NaiOj, а К, Rb, s — надпероксиды ЭОг. Надпероксид натрия получается по реакции, протекающей прн 50Ю °С и давлении 30 МПа [c.322]
Соединения. Кислород образует четыре типа соединений оксиды, содержащие О , пероксиды, имеющие пероксогруппу Ч)-0-, надпероксиды, в структуре которых есть ион О2. и озониды, содержащие 05.
Ионы 05 и Оэ можно рассматривать как молекулы О2 и О], присоединившие электрон, который занимает разрыхляющую орбиталь.
Поэтому надпероксиды и озониды образуют только наиболее активные щелочные металлы К, НЬ, Са (получаемые N80 и N803 всегда содержат значительную примесь пероксида натрия №202). [c.432]
Кислород можно получить также из растворов пероксида водорода и пероксидов щелочных металлов, при электролизе воды, из воздуха (основной источник промышленного получения).
Кислород, полученный термическим разложением различных соединений, обычно содержит примеси (хлор, диоксид азота, озон и др.
), от которых он очищается последовательным пропусканием через промывные склянки с раствором щелочи (здесь поглощаются все летучие примеси кислотного характера) и с концентрированной Н2304, удерживающей пары воды. [c.136]
Оксиды щелочных металлов
Оксиды щелочных металлов являются типичными основными оксидами, обладая всеми их свойствами. Им соответствуют сильные основания (щелочи).
Оксиды щелочных металлов высокореакционны, их основные свойства усиливаются от лития к цезию.
- реагируют с водой с образованием хорошо растворимых гидроксидов: Na2O+H2O = 2NaOH
- реагируют с кислотными оксидами с образованием солей: K2O+CO2 = K2CO3
- реагируют с кислотами с образованием соли и воды: K2O+H2SO4 = K2SO4+H2O
Получение оксидов щелочных металлов:
- оксид лития получают прямой реакцией с кислородом:4Li+O2 = 2Li2O
- оксиды остальных щелочных металлов, кроме лития, получают косвенными реакциями:Na2O2+2Na = 2Na2O
Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
- LiOH — гидроксид лития
- NaOH — г-д натрия (едкий натр или каустическая сода)
- KOH — г-д калия (едкое кали)
- RbOH — г-д рубидия
- CaOH — г-д кальция
Растворимость в воде и сила оснований возрастает в ряду от LiOH к CaOH, что обусловлено увеличением размера атома металла, а, значит, и поляризуемости связи Me-OH.
Физические свойства щелочей:
- не имеют цвета;
- гигроскопичны;
- хорошо растворимы в воде;
- проявляются сильные оснОвные свойства.
Химические свойства щелочей:
- В водных растворах щелочи практически полностью диссоциируют: CaOH ↔ Ca++OH-
- Легко взаимодействуют с минеральными кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду: NaOH+HCl = NaCl+H2O
- Хорошо поглощают влагу и углекислый газ из воздуха, что нашло применение в осушении газов: 2NaOH+CO2 = Na2CO3+H2O
- Реагируют с солями (если один из продуктов реакции выпадает в осадок, то реакция идет не до конца): 2NaOH+CaCl2 = 2NaCl+Ca(OH)2↓
- Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами: NaOH+Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
- Водные растворы щелочей взаимодействуют с хлором и бромом: 2NaOH+Cl2 = NaCl+NaClO+H2O
Получение и применение щелочей
- В промышленности гидроксид лития, натрия, калия получают из водных растворов хлоридов методом электролиза: 2NaCl → 2NaOH+Cl2↑+H2↑
- Карбонатный метод получения щелочей: Na2CO3+Ca(OH)2 = 2NaOH+CaCO3↓
- Взаимодействием металлов или их оксидов с водой: K+H2O = 2KOH+H2↑ Li2O+H2O = 2LiOH
Применение щелочей:
- производство красок, мыла, искусственных волокон, бумаги;
- очистка нефтепродуктов;
- в реакциях химического синтеза;
- для осушки газов и органических жидкостей;
- в текстильной и кожевенной промышленности;
- в качестве электролитов в аккумуляторах.
Соли щелочных металлов
Реагируя с кислотами, щелочные металлы образуют хорошо растворимые в воде соли (за исключением солей лития). Наибольшее практическое применение нашли соли калия и натрия.
Применение солей щелочных металлов:
- NaCl (хлорид натрия, поваренная или каменная соль) есть в каждом доме на столе, о важности этой пищевой приправы говорит хотя бы тот факт, что в войну в первую очередь запасались спичками и солью; применяется в производстве хлора, соляной кислоты, соды, хлорной извести, едкого натра и проч.;
- Na2CO3 (сода, углекислая сода) — карбонат натрия применяется в производстве алюминия, стекла, моющих средств, искусственных волокон, для очистки нефтепродуктов;
- NaHCO3 (питьевая или пищевая сода) гидрокарбонат натрия является настоящим спасением для людей, страдающих изжогой, незаменимый компонент при выпечке хлеба и производстве кондитерских изделий, компонент огнетушителей, широко применяется в производстве безалкогольных напитков и минеральных вод;
- NaSO4 сульфат натрия применяют в производстве стекла, при окраске х/б тканей, для получения серной кислоты, соды, в медицине глауберова соль применяется, как слабительное средство.
- KCl хлорид калия широко применяется в качестве минерального удобрения в сельском хозяйстве.
Щелочные металлы – список свойств и соединений, применение в таблице (9 класс, химия) — Помощник для школьников Спринт-Олимпик.ру
Наиболее активными среди металлов являются щелочные металлы. Они активно вступают в реакции с простыми и сложными веществами.
Содержание
- Общие сведения
- Получение
- Взаимодействие
- Применение
- Что мы узнали?
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 – ns1.
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/см3 |
| Литий | Li | 3 | 2 | 180,5 | 1340 | 0,533 |
| Натрий | Na | 11 | 3 | 98 | 883 | 0,968 |
| Калий | K | 19 | 4 | 63,07 | 759 | 0,856 |
| Рубидий | Rb | 37 | 5 | 39,5 | 688 | 1,532 |
| Цезий | Cs | 55 | 6 | 28,4 | 671 | 1,90 |
| Франций | Fr | 87 | 7 | 20 | 690 | 1,87 |
Активные металлы быстро реагируют с другими веществами, поэтому в природе находятся только в составе минералов.
Получение
Для получения чистого щелочного металла используется несколько способов:
- электролиз расплавов, чаще всего хлоридов или гидроксидов – 2NaCl → 2Na + Cl2, 4NaOH → 4Na + 2H2O + O2↑;
- прокаливание соды (карбоната натрия) с углём для получения натрия – Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO;
- восстановление кальцием рубидия из хлорида при высоких температурах – 2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl2;
- восстановление цезия из карбоната с помощью циркония – 2Cs2CO3 + Zr → 4Cs + ZrO2 + 2CO2.
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 (R2O) образует только литий. Натрий образует смесь оксида и пероксида (R2O2). Остальные металлы образуют надпероксиды (RO2) |
|
| С водородом | Гидриды | 2Na + H2 → 2NaH |
| С водой | Гидроксиды | 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ |
| С кислотами | Соли | 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑ |
| С галогенами | Галогениды | 2Li + Cl2 → 2LiCl |
| С азотом (реагирует только литий при комнатной температуре) | Нитрид | 6Li + N2 → 2Li3N |
| С серой | Сульфиды | 2Na + S → Na2S |
| С углеродом (реагируют только литий и натрий) | Карбиды | – 2Li + 2C → Li2C2; – 2Na + 2C → Na2C2 |
| С фосфором | Фосфиды | 3K + P → K3P |
| С кремнием | Силициды | 4Cs + Si → Cs4Si |
| С аммиаком | Амиды | 2Li + 2NH3 → 2LiNH2 + H2 |
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 |
|
| 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.
ПредыдущаяСледующая
Загрузка...
