Это элементы I группы периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); очень мягкие, пластичные, легкоплавкие и легкие, как правило, серебристо-белого цвета; химически очень активны; бурно реагируют с водой, образуя щёлочи (откуда название).
Все щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают свой единственный валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный катион, 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.
Низкие температуры плавления,
Малые значения плотностей,
Мягкие, режутся ножом
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.
Химические свойства щелочных металлов
1. Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
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:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогениды)
2Na + S → Na 2 S (сульфиды)
2Na + H 2 → 2NaH (гидриды)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды)
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
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:
2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4 .
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:
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.
Соль19 Соль
1. Металл + Неметалл. В данное взаимодействие не вступают инертные газы. Чем выше электроотрицательность неметалла, тем с большим числом металлов он будет реагировать. Например, фтор реагирует со всеми металлами, а водород – только с активными. Чем левее в ряду активности металлов находится металл, тем с большим числом неметаллов он может реагировать. Например, золото реагирует только с фтором, литий – со всеми неметаллами.
2. Неметалл + неметалл. При этом более электроотрицательный неметалл выступает окислителем, менее ЭО – восстановителем. Неметаллы с близкой электроотрицательностью плохо взаимодействуют между собой, например, взаимодействие фосфора с водородом и кремния с водородом практически не возможно, так как равновесие этих реакций смещено в сторону образования простых веществ. Не реагируют с неметаллами гелий, неон и аргон, остальные инертные газы в жестких условиях могут реагировать с фтором. Не взаимодействуют кислород с хлором, бромом и йодом. Со фтором кислород может реагировать при низких температурах.
3. Металл + кислотный оксид. Металл восстанавливает неметалл из оксида. После этого избыток металла может реагировать с получившимся неметаллом. Например:
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Si (при недостатке магния)
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Mg 2 Si (при избытке магния)
4. Металл + кислота. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами с выделением водорода.
Исключение составляют кислоты – окислители (серная концентрированная и любая азотная), которые могут реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода, в реакциях не выделяется водород, а получается вода и продукт восстановления кислоты.
Нужно обратить внимание на то, что при взаимодействии металла с избытком многоосновной кислоты может получиться кислая соль: Mg +2H 3 PO 4 = Mg(H 2 PO 4) 2 + H 2 .
Если продуктом взаимодействия кислоты и металла является нерастворимая соль, то металл пассивируется, так как поверхность металла защищается нерастворимой солью от действия кислоты. Например, действие разбавленной серной кислоты на свинец, барий или кальций.
5. Металл + соль. В растворе в данную реакцию вступают металл, стоящий в ряду напряжений правее магния, включая сам магний, но левее металла соли. Если металл активнее магния, то он реагирует не с солью, а с водой с образованием щелочи, которая в дальнейшем реагирует с солью. При этом исходная соль и получающаяся соль должны быть растворимыми. Нерастворимый продукт пассивирует металл.
Однако, из этого правила бывают исключения:
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;
2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Так как железо имеет промежуточную степень окисления, то его соль в высшей степени окисления легко восстанавливается до соли в промежуточной степени окисления, окисляя даже менее активные металлы.
В расплавах ряд напряжений металлов не действует. Определить, возможна ли реакция между солью и металлом, можно только с помощью термодинамических расчетов. Например, натрий может вытеснить калий из расплава хлорида калия, так как калий более летучий: Na + KCl = NaCl + K (эту реакцию определяет энтропийный фактор). С другой стороны алюминий получали вытеснением из хлорида натрием: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Этот процесс экзотермический, его определяет энтальпийный фактор.
Возможен вариант, что соль при нагревании разлагается, и продукты ее разложения могут реагировать с металлом, например нитрат алюминия и железо. Нитрат алюминия разлагается при нагревании на оксид алюминия, оксид азота (IV) и кислород, кислород и оксид азота будут окислять железо:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Металл + основный оксид. Также, как и в расплавах солей, возможность этих реакций определяется термодинамически. В качестве восстановителей часто используют алюминий, магний и натрий. Например: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (рубидий летучий, энтальпийный фактор).
7. Неметалл + основный оксид. Здесь возможно два варианта: 1) неметалл – восстановитель (водород, углерод): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 .
8. Неметалл + основание. Как правило, реакция идет между неметаллом и щелочью.Не все неметаллы могут реагировать с щелочами: нужно помнить, что в это взаимодействие вступают галогены (по-разному в зависимости от температуры), сера (при нагревании), кремний, фосфор.
2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (в горячем растворе)
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O
2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2
9. Неметалл+ кислотный оксид. Здесь также возможно два варианта:
1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):
СО 2 + С = 2СО;
2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;
SiO 2 + C = CO 2 + Si. Если получившийся неметалл может реагировать с металлом, использованным в качестве восстановителя, то реакция пойдет дальше (при избытке углерода) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiС
2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):
2СO + O 2 = 2СО 2 .
СO + Cl 2 = СОCl 2 .
2NO + O 2 = 2NО 2 .
10. Кислотный оксид + основный оксид . Реакция идёт, если получающаяся соль в принципе существует. Например, оксид алюминия может реагировать с серным ангидридом с образованием сульфата алюминия, но не может реагировать с углекислым газом, так как соответствующей соли не существует.
11. Вода + основный оксид . Реакция возможна, если образуется щелочь, то есть растворимое основание (или мало растворимое, в случае кальция). Если основание нерастворимое или мало растворимое, то идёт обратная реакция разложения основания на оксид и воду.
12. Основный оксид + кислота . Реакция возможна, если образующаяся соль существует. Если получающаяся соль нерастворима, то реакция может пассивироваться из-за перекрытия доступа кислоты к поверхности оксида. В случае избытка многоосновной кислоты возможно образование кислой соли.
13. Кислотный оксид + основание . Как правило, реакция идет между щелочью и кислотным оксидом. Если кислотный оксид соответствует многоосновной кислоте, может получиться кислая соль: CO 2 + KOH = KHCO 3 .
Кислотные оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми основаниями.
Иногда с нерастворимыми основаниями реагируют оксиды, соответствующие слабым кислотам, при этом может получиться средняя или основная соль (как правило, получается менее растворимое вещество): 2Mg(OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.
14. Кислотный оксид + соль. Реакция может идти в расплаве и в растворе. В расплаве менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий. В растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет оксид, соответствующий более слабой кислоте. Например, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , в прямом направлении эта реакция идет в расплаве, углекислый газ более летучий, чем оксид кремния; в обратном направлении реакция идет в растворе, угольная кислота сильнее кремниевой, к тому же оксид кремния выпадает в осадок.
Возможно соединение кислотного оксида с собственной солью, например, из хромата можно получить дихромат, и сульфата – дисульфат, из сульфита – дисульфит:
Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5
Для этого нужно взять кристаллическую соль и чистый оксид, или насыщенный раствор соли и избыток кислотного оксида.
В растворе соли могут реагировать с собственными кислотными оксидами с образованием кислых солей: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Вода + кислотный оксид . Реакция возможна, если образуется растворимая или мало растворимая кислота. Если кислота нерастворимая или мало растворимая то идёт обратная реакция разложения кислоты на оксид и воду. Например, для серной кислоты характерна реакция получения из оксида и воды, реакция разложения практически не идёт, кремниевую кислоту нельзя получить из воды и оксида, но она легко разлагается на эти составляющие, а вот угольная и сернистая кислоты могут участвовать как в прямых, так и обратных реакциях.
16. Основание + кислота. Реакция идет, если хотя бы одно из реагирующих веществ растворимо. В зависимости от соотношения реагентов могут получаться средние, кислые и основные соли.
17. Основание + соль. Реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).
18. Соль + кислота. Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).
Сильная кислота может реагировать с нерастворимыми солями слабых кислот (карбонатами, сульфидами, сульфитами, нитритами), при этом выделяется газообразный продукт.
Реакции между концентрированными кислотами и кристаллическими солями возможны, если при этом получается более летучая кислота: например, хлороводород можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия, бромоводород и йодоводород – действием ортофосфорной кислоты на соответствующие соли. Можно действовать кислотой на собственную соль для получения кислой соли, например: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba(HSO 4) 2 .
19. Соль + соль. Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит.
Особо обратим внимание на те случаи, когда образуется соль, которая в таблице растворимости показана прочерком. Здесь возможны 2 варианта:
1) соль не существует, потому что необратимо гидролизуется . Это большинство карбонатов, сульфитов, сульфидов, силикатов трехвалентных металлов, а так же некоторые соли двухвалентных металлов и аммония. Соли трехвалентных металлов гидролизуются до соответствующего основания и кислоты, а соли двухвалентных металлов – до менее растворимых основных солей.
Рассмотрим примеры:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3) 3 + 6NaCl (1)
Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3
H 2 CO 3 разлагается на воду и углекислый газ, вода в левой и правой части сокращается и получается: Fe 2 (CO 3) 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 (2)
Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III) и карбоната натрия: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl
CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)
Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:
2CuCO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2 (2)
Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат меди, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие сульфата (II) и карбоната натрия:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
2) Соль не существует за счёт внутримолекулярного окисления-восстановления , таким солям относятся Fe 2 S 3 , FeI 3 , CuI 2 . Как только они получаются, тут же разлагаются: Fe 2 S 3 = 2FeS+ S; 2FeI 3 = 2FeI 2 +I 2 ; 2CuI 2 = 2CuI + I 2
Например; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),
но вместо FeI 3 нужно записать продукты его разложения: FeI 2 +I 2.
Тогда получится: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 +I 2 + 6KCl
Это не единственный вариант записи данной реакции, если йодид был в недостатке, то может получиться йод и хлорид железа (II):
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 +I 2 + 2KCl
В предложенной схеме ничего не сказано про амфотерные соединения и соответствующие им простые вещества. На них мы обратим особое внимание. Итак, амфотерный оксид в данной схеме может занять место и кислотного и основного оксидов, амфотерный гидроксид – место кислоты и основания. Нужно помнить, что, выступая в качестве кислотных, амфотерные оксиды и гидроксиды образуют в безводной среде обычные соли, а в растворах – комплексные соли:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (сплавление)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (в растворе)
Простые вещества, соответствующие амфотерным оксидам и гидроксидам, реагируют с растворами щелочей с образованием комплексных солей и выделением водорода: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3Н 2
ЗАДАНИЕ
Обсудите возможность взаимодействия… Это значит, что Вы должны решить:
1) возможна ли реакция;
2) если возможна, то при каких условиях (в растворе, в расплаве, при нагревании и т.п.), если не возможна, то почему;
3) могут ли получиться разные продукты при разных (каких) условиях.
После этого Вы должны записать все возможные реакции.
Например: 1. обсудите возможность взаимодействия магния с нитратом калия.
1) Реакция возможна
2) Она может происходить в расплаве (при нагревании)
3) В расплаве реакция возможна, так как нитрат разлагается с выделением кислорода, который окисляет магний.
KNO 3 + Mg = KNO 2 + MgO
2. обсудите возможность взаимодействия серной кислоты с хлоридом натрия.
1) Реакция возможна
2) Она может происходит между концентрированной кислотой и кристаллической солью
3) В качестве продукта может получаться сульфат натрия и гидросульфат натрия (в избытке кислоты, при нагревании)
H 2 SO 4 + NaCl = NaHSO 4 + HCl
H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl
Обсудите возможность протекания реакции между:
1. Ортофосфорной кислотой и гидроксидом калия;
2. Оксидом цинка и гидроксидом натрия;
3. Сульфитом калия и сульфатом железа (III);
4. Хлоридом меди (II) и йодидом калия;
5. Карбонатом кальция и оксидом алюминия;
6. Углекислым газа и карбонатом натрия;
7. Хлоридом железа (III) и сероводородом;
8. Магнием и сернистым газом;
9. Дихроматом калия и серной кислотой;
10. Натрием и серой.
Проведем небольшой анализ примеров С2
Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.
У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s- подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:
М 0 – 1 e → М +1
Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.
Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.
Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами
с кислородом
Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.
Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na 2 O 2:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 ,
а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO 2:
Rb + O 2 = RbO 2
с галогенами
Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:
2Li + Br 2 = 2LiBr бромид лития
2Na + I 2 = 2NaI иодид натрия
2K + Cl 2 = 2KCl хлорид калия
с азотом
Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:
6Li + N 2 = 2Li 3 N нитрид лития
6K + N 2 = 2K 3 N нитрид калия
с фосфором
Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:
3Na + P = Na 3 Р фосфид натрия
3K + P = K 3 Р фосфид калия
с водородом
Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:
Н 2 + 2K = 2KН -1 гидрид калия
Н 2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия
с серой
Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:
S + 2K = K 2 S сульфид калия
S + 2Na = Na 2 S сульфид натрия
Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами
с водой
Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:
2HOH + 2Na = 2NaOH + H 2
2K + 2HOH = 2KOH + H 2
Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.
с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):
2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10
2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5
со спиртами и фенолами
ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:
2CH 3 OH + 2К = 2CH 3 OК + H 2
метилат калия
2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2
фенолят натрия
Тема № 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ
План
1. Основные химические свойства неметаллов.
2.Оксиды неметаллических элементов.
3.Распространение неметаллических элементов в природе.
4.Применение неметаллов.
1. Основные химические свойства неметаллов
Неметаллы (за исключением инертных газов) химически активные вещества.
В реакциях с металлами атомы неметаллических элементов присоединяют электроны, а в реакциях с неметаллами образуют совместные электронные пары.
Узнать, к какому атому смещаются общие электронные пары, помогает ряд электроотрицательности:
F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si
электроотрицательность уменьшается
- Взаимодействие неметаллов с металлами :
2Mg + O 2 = 2MgO (магний оксид)
6Li + N 2 = 2Li 3 N (литий нитрид)
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (алюминий хлорид)
Ca + H 2 = CaH 2 (кальций гидрид)
Fe + S = FeS (ферум (II) сульфид )
При взаимодействии неметаллов с металлами образуются бинарные соединения с ионной химической связью.
2 . Взаимодействие неметаллов с кислородом :
С + О 2 = СО 2 (карбон (IV) оксид)
S + O 2 = SO 2 (c ульфур (IV) оксид )
Продуктами взаимодействия неметаллов с кислородом являются бинарные соединения с ковалентной полярной связью оксиды , в которых кислород имеет степень окисления - 2.
3. Взаимодействие неметаллов с водородом :
H 2 + Cl 2 = 2HCl (гидроген хлорид или хлороводород)
H 2 + S = H 2 S (гидроген сульфид или сероводород)
При взаимодействии неметаллов с водородом образуются летучие (газообразные или жидкие) бинарные соединения с ковалентной полярной связью.
4. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами :
С + 2S = CS 2 (карбон (IV) сульфид)
Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (силиций (IV) хлорид)
Продуктами взаимодействия двух неметаллов являются вещества с различным агрегатным состоянием, которые имеют ковалентный тип химической связи.
- Оксиды неметаллических элементов
Оксиды неметаллических элементов делят на:
а) солеобразующие (их большинство) и
б) несолеобразующие (СО, NO, N 2 O, H 2 O).
Среди оксидов есть газообразные вещества (СО, СО 2 , SO 2 ), твердые вещества (Р 2 О 5 ), жидкости (H 2 O, Сl 2 O 7 ).
Во всех без исключения оксидах атомы неметаллических элементов, соединенные с Оксигеном, имеют положительные степени окисления.
Большинство оксидов неметаллических элементов кислотные . Они взаимодействуют:
- с водой с образованием кислот,
- с основными и амфотерными оксидами с образованием солей,
- с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием солей и воды.
- Распространение неметаллических элементов в природе
Неметаллы более распространены в природе, чем металлы.
В состав воздуха входят: азот, кислород, инертные газы.
Месторождения самородной серы в Прикарпатье одни из крупнейших в мире.
Промышленным месторождением графита в Украине является Завальевское месторождение, сырье которого использует Мариупольский графитовый комбинат.
В Житомирской области, на Волыни обнаружены залежи пород, которые могут содержать алмазы, однако промышленные месторождения пока еще не открыты.
Атомы неметаллических элементов образуют различные сложные вещества, среди которых доминируют оксиды, соли.
- Применение неметаллов
Кислород:
Процессы дыхания,
Горение,
Обмен веществ и энергии,
Производство металлов.
Водород:
Производство аммиака,
Хлоридной кислоты,
Метанола,
Превращение жидких жиров в твердые,
Сварка и резка тугоплавких металлов,
Восстановление металлов из руд.
Сера:
Получение сульфатной кислоты,
Изготовление резины из каучука,
Производство спичек,
Черного пороха,
Изготовление лекарственных препаратов.
Бор:
Составляющая нейтронопоглощающих материалов ядерных реакторов,
Защита поверхностей стальных изделий от коррозии,
В полупроводниковой технике,
Изготовление преобразователей тепловой энергии в электрическую.
Азот:
Газообразный:
Для производства аммиака,
Для создания инертной среды при сварке металлов,
В вакуумных установках,
Электрических лампах,
Жидкий :
В качестве хладагента в морозильных установках,
Медицине.
Фосфор:
Белый - для производства красного фосфора,
Красный - для производства спичек.
Кремний:
В электронике и электротехнике для изготовления:
Схем,
Диодов,
Транзисторов,
Фотоэлементов,
Для изготовления сплавов.
Хлор:
Производство хлоридной кислоты,
Органических растворителей,
Лекарств,
Мономеров для производства пластмасс,
Отбеливателей,
Как дезинфицирующее средство.
Углерод:
Алмаз:
Изготовление инструментов для бурения и резки,
Абразивный материал,
Ювелирные украшения,
Графит:
Литейное, металлургическое, радиотехническое производство,
Изготовление аккумуляторов,
В нефтегазодобывающей промышленности для буровых работ,
Изготовление антикоррозионных покрытий,
Замазок, уменьшающих силу трения,
Адсорбция.
Адсорбция способность некоторых веществ (в частности углерода) удерживать на своей поверхности частицы других веществ (газа или растворенного вещества).
На адсорбционной способности углерода базируется его использование в медицине в лечебных целях это таблетки или капсулы активированного угля. Их применяют внутрь при отравлении.
Чтобы вернуть адсорбенту способность к адсорбции и изъять адсорбированное вещество, достаточно нагрева.
Адсорбционную способность углерода использовал М.Д. Зелинский в изобретенном им в 1915 угольном противогазе средстве индивидуальной защиты органов дыхания, лица и глаз человека от воздействия вредных веществ. В 1916 было налажено промышленный выпуск противогазов, что спасло жизнь сотен тысяч солдат во время Первой мировой войны. Усовершенствованный противогаз применяется и сейчас.
Напишите реакции взаимодействия: а) кремния с кислородом; б) кремния с водородом; в) цинка с хлором; г) фосфора с хлором. Назовите полученные соединения.
Взаимодействие с водой
Многие неметаллы взаимодействуют с водой с образованием оксидов (и/или других соединений). Реакции идут при сильном нагревании.
С + H 2 O → CO + H 2
6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (бороксин)+ 3H 2
4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2
3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2
Галогены при взаимодействии с водой диспропорционируют (образуют из соединения с одной степенью окисления соединения с различными степенями окисления)- кроме F 2 . Реакции идут при комнатной температуре.
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO
Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Взаимодействие с неметаллами
Взаимодействие с кислородом.
Большинство неметаллов (кроме галагенов, благородных газов) взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов, а при определенных условиях (температура, давление, катализаторы) – высших оксидов.
N 2 + O 2 → 2NO (реакция идет при температуре 2000°C или в электрической дуге)
С + O 2 → СO 2
4B + 3O 2 → 2B 2 O 3
S + O 2 → SO 2
Взаимодействие с фтором
Большинство неметаллов (кроме N 2 , С (алмаз), некоторые благородные газы) взаимодействуют с фтором с образованием фторидов.
O 2 +2F 2 → 2OF 2 (при пропускание электрического тока)
C + 2F 2 → CF 4 (при температуре 900°C)
S +3F 2 → SF 6
2.3 Взаимодействие с галогенами (Cl 2 , Br 2)
C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие галогениды (хлориды и бромиды).
2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
2S + Br 2 → S 2 Br 2
2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (сжигание в атмосфере хлора)
Cl 2 + Br 2 → 2BrCl
Cl 2 + I 2 → 2ICl (нагрев до 45°C))
Br 2 + I 2 → 2IBr
Взаимодействие с оксидами
Углерод и кремний восстанавливают металлы и неметаллы из их оксидов. Реакции идут при нагревании.
SiO 2 +C=CO 2 +Si
MnO2 + Si → Mn + SiO 2.
Взаимодействие со щелочами
Большинство неметаллов (кромеF 2 , Si) диспропорционируют при взаимодействии со щелочами. Благородные газы, O 2 , N 2 и некоторые другие металлы не взаимодействуют со щелочами
Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (при нагревании)
3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (присплавлении)
P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3
Si +2NaOH+ H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2
Взаимодействие с кислотами-окислителями
Все неметаллы (кроме галогенов, благородных газов, N 2 , O 2 , Si) взаимодействуют с кислотами – окислителями с образованием соответсвующей кислородсодержащей кислоты (или оксида).
C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 +2H 2 O
B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2
S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Взаимодействие с солями
Более электроотрицательный галоген вытесняет менее электроотрицательный реагент из его соли или водородного соединения
2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2
Химические свойства неоксидных бинарных соединений различно. Большинство из них (кроме галогенидов) при взаимодействии с кислородом образуют два оксида (в случае аммиака необходимо использовать катализаторы).
Химические свойства основных оксидов
Взаимодействие с водой
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием растворимых (малорастворимых) соединений – щелочи
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
Взаимодействие с оксидами
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (сплавление)
Взаимодействие с кислотами
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами
CaO + 2HCl→ CaCl 2 + H 2 O
FeO + 2HCl→ FeCl 2 + H 2 O
Основные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях
FeO + 4HNO 3 →Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
2MnO + O 2 → 2MnO 2
Химические свойства амфотерных оксидов
Взаимодействие с оксидами
Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными, кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2
3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3
ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (сплавление)
Взаимодействие с кислотами и основаниями
Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и кислотами
6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при нагревании)
Взаимодействие с солями
Малолетучие амфотерные оксиды вытесняют более летучие кислые оксиды из их солей
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Окислительно – восстановительные реакции
Амфотерные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях.
MnO 2 + 4HCl→ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой
Большинство кислотных оксидов растворяется в воде с образованием соответствующей кислоты (оксиды металлов с высшими степенями окисления и SiO 2 не растворяются в воде).
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
Взаимодействие с оксидами
Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием солей.
