Пероксиды щелочных металлов 9 класс

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.

  1. Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность по Полингу атомов элементов IA группы.
  2. 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:
  3. 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
  1. Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:
  2. 4МеOH = 4Ме + 2H2O­ + O2­.
  3. Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения, можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов, карбонатов при высоких температурах:
  4. 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:

  1. · Li2O,
  2. · Na2O, Na2O2 (пероксид),
  3. · K2O, K2O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид),
  4. · Rb2O, Rb2O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид),
  5. · Cs2O, Cs2O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид).
  6. 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:
  7. 4 Li + O2 2 Li2O, 2 Na + O2 Na2O2, K + O2 = KO2.
  8. Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:
  9. 2МеO2 Ме2O2 + О2­
  10. и пероксидов:
  11. Ме2O2 + 2Ме 2 Ме2O.
  12. Li2О обычно получают при нагревании его карбоната:
  13. Li2CO3 Li2O + CO2­.
  14. Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:
  15. Ме2O + H2O = 2 МеOH.
  16. Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:
  17. Ме2O2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2, 2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2­,
  18. с кислотными оксидами и кислотами:
  19. Me2O + SO3 = Me2SO4, Me2O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2O, Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4 + H2O2, 4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2.
  20. Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:
  21. Me2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Me2SO4 + 2H2O,
  22. но могут и сами окисляться:
  23. 5Me2O2 + 2KMnO4 +8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2SO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2­ .
  24. Надпероксид калия поглощает СО2 и регенерирует кислород:
  25. 4KO2 + 2H2O + 2CO2 = 4KHCO3 + O2­.
  26. Гидроксиды
  27. Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.
  28. Получение
  29. Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:
  30. Me2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4¯ + 2 MeOH, Me2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3¯ + 2 MeOH,
  31. электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:
  32. 2 МеCl + 2 H2O = 2 МеOH + H2­ + Cl2­, катод: 2H+ + 2e = H2; анод: 2Cl- — 2e = Cl2.
  33. Свойства
Читайте также:  Металлы на товарно сырьевой бирже

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 Энциклопедия Нефти и 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 РјРѕРіСѓС‚ быть окислителями, что обусловливается наличием РІ РЅРёС… перекисного РёРѕРЅР° [ Рћ2 ] 2 -, СЃРїРѕСЃРѕР±РЅРѕРіРѕ принимать электроны.  [2]

Р�Р· пероксидов щелочных металлов практическое применение имеет перекись натрия. РќР° окислительных свойствах основано использование ее для отбелки шерсти, соломы, шелка Рё РґСЂ. Перекись натрия РІС…РѕРґРёС‚ РІ состав стиральных порошков.  [3]

Окисляется пероксидами щелочных металлов, восстанавливается РІРѕРґРѕСЂРѕРґРѕРј.  [4]

РќР° чем основано использование пероксидов щелочных металлов для регенерации кислорода РІ замкнутых системах.  [5]

Р’ узлах ионных кристаллических решеток пероксидов щелочных металлов M2U2 Рё надпероксидов РњРћ2 находятся пероксид-РёРѕРЅС‹ Рћ2 Рё надпероксид-РёРѕРЅС‹ Рћ2; известны Рё ионные РѕР·РѕРЅРёРґС‹ состава РњРћР·. Р’СЃРµ эти соединения легко распадаются РїСЂРё нагревании СЃ выделением кислорода, Р° также подвергаются гидролизу СЃ образованием РіРёРґСЂРѕРєСЃРёРґ-Рё гидропероксид-РёРѕРЅРѕРІ.  [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. Эта 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]

РџСЂРё сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются РѕРєСЃРёРґС‹. Пероксиды, поскольку РѕРЅРё вообще образуются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов.  [10]

РџСЂРё сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются РѕРєСЃРёРґС‹. РџСЃСЂРѕРєСЃРёРґС‹, поскольку РѕРЅРё вообще образуются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов.  [11]

РџСЂРё сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются РѕРєСЃРёРґС‹. Пероксиды, поскольку РѕРЅРё 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]

РџСЂРё устранении сложных аварий, например РїСЂРё разрыве трубопроводов Рё емкостей, заполненных жидким хлором, для защиты органов дыхания используют кислородные противогазы, которые полностью изолируют человека РѕС‚ окружающей атмосферы Рё обеспечивают подачу РІ легкие работающего чистого РІРѕР·РґСѓС…Р°. Кислород, необходимый для дыхания, подается РёР· размещенного РІ противогазе баллона РІ котором РѕРЅ находится РІ сжатом состоянии, или РёР· регенерационного патрона, РІ котором РѕРЅ получается РІ результате химических реакций между РґРёРѕРєСЃРёРґРѕРј углерода Рё влагой, выдыхаемыми человеком, Рё 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]

Читайте также:  Токарные станки по металлу своими руками сделанные

    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)
  • – 4Li + O2 → 2Li2O;
  • – 6Na + 2O2 → 2Na2O + Na2O2;
  • – K + O2 → KO2
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
  1. – Натрий ускоряет реакцию при производстве каучука;
  2. – гидроксид калия и натрия – производство мыла;
  3. – карбонат натрия и калия – изготовление стекла, мыла;
  4. – гидроксид натрия – изготовление бумаги, мыла, ткани;
  5. – нитрат калия – производство удобрений
Пищевая промышленность – Хлорид натрия – поваренная соль; – гидрокарбонат натрия – питьевая сода
Металлургия Калий и натрий являются восстановителями при получении титана, циркония, урана
Энергетика – Расплавы калия и натрия используются в атомных реакторах и авиационных двигателях; – литий используется для производства аккумуляторов
Электроника Цезий – производство фотоэлементов
Авиация и космонавтика Сплавы из алюминия и лития используются для корпусов машин и ракет

Рис. 3. Питьевая сода.

Что мы узнали?

Из урока 9 класса узнали об особенностях щелочных металлов. Они находятся в I группе таблицы Менделеева и при реакциях отдают один валентный электрон.

Это мягкие металлы, легко вступающие в химические реакции с простыми и сложными веществами – галогенами, неметаллами, кислотами, водой.

В природе встречаются только в составе других веществ, поэтому для их извлечения используется электролиз или реакция восстановления. Применяются в промышленности, строительстве, металлургии, энергетике.

ПредыдущаяСледующая

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector