Αυτά είναι στοιχεία της ομάδας Ι Περιοδικός Πίνακας: λίθιο (Li), νάτριο (Na), κάλιο (K), ρουβίδιο (Rb), καίσιο (Cs), φράγκιο (Fr); πολύ μαλακό, όλκιμο, εύτηκτο και ελαφρύ, συνήθως ασημί-λευκό χρώμα. χημικά πολύ δραστικό? αντιδρούν βίαια με το νερό, σχηματίζοντας αλκάλια(εξ ου και το όνομα).
Όλα τα αλκαλιμέταλλα είναι εξαιρετικά ενεργά, παρουσιάζουν αναγωγικές ιδιότητες σε όλες τις χημικές αντιδράσεις, εγκαταλείπουν το μοναδικό τους ηλεκτρόνιο σθένους, μετατρέπονται σε θετικά φορτισμένο κατιόν και εμφανίζουν μια ενιαία κατάσταση οξείδωσης +1.
Η αναγωγική ικανότητα αυξάνεται στη σειρά ––Li–Na–K–Rb–C.
Όλες οι ενώσεις αλκαλιμετάλλων είναι ιοντικής φύσης.
Σχεδόν όλα τα άλατα είναι διαλυτά στο νερό.
Χαμηλές θερμοκρασίες τήξης,
Χαμηλές πυκνότητες,
Μαλακό, κομμένο με μαχαίρι
Λόγω της δραστηριότητάς τους, τα αλκαλικά μέταλλα αποθηκεύονται κάτω από ένα στρώμα κηροζίνης για να εμποδίζουν την πρόσβαση του αέρα και της υγρασίας. Το λίθιο είναι πολύ ελαφρύ και επιπλέει στην επιφάνεια σε κηροζίνη, επομένως αποθηκεύεται κάτω από ένα στρώμα βαζελίνης.
Χημικές ιδιότητες αλκαλιμετάλλων
1. Τα αλκαλικά μέταλλα αλληλεπιδρούν ενεργά με το νερό:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Αντίδραση αλκαλικών μετάλλων με οξυγόνο:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (οξείδιο λιθίου)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (υπεροξείδιο του νατρίου)
K + O 2 → KO 2 (υπεροξείδιο του καλίου)
Στον αέρα, τα αλκαλικά μέταλλα οξειδώνονται αμέσως. Επομένως, αποθηκεύονται κάτω από ένα στρώμα οργανικών διαλυτών (κηροζίνη κ.λπ.).
3. Σε αντιδράσεις αλκαλιμετάλλων με άλλα αμέταλλα σχηματίζονται δυαδικές ενώσεις:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (αλογονίδια)
2Na + S → Na 2 S (σουλφίδια)
2Na + H 2 → 2NaH (υδρίδια)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (νιτρίδια)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (καρβίδια)
4. Αντίδραση αλκαλιμετάλλων με οξέα
(σπάνια πραγματοποιείται, υπάρχει μια ανταγωνιστική αντίδραση με το νερό):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
5. Αλληλεπίδραση αλκαλιμετάλλων με αμμωνία
(σχηματίζεται αμίδιο του νατρίου):
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
6. Αλληλεπίδραση αλκαλικών μετάλλων με αλκοόλες και φαινόλες, που στην περίπτωση αυτή εμφανίζουν όξινες ιδιότητες:
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. Ποιοτική αντίδρασηγια κατιόντα αλκαλιμετάλλων - χρωματισμός της φλόγας στα ακόλουθα χρώματα:
Li+ – κόκκινο καρμίνης 
Na+ – κίτρινο
K + , Rb + και Cs + – μωβ
Παρασκευή αλκαλιμετάλλων
Μέταλλο λίθιο, νάτριο και κάλιο παίρνωμε ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων (χλωρίδια) και ρουβιδίου και καισίου με αναγωγή στο κενό όταν τα χλωρίδια τους θερμαίνονται με ασβέστιο: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
Η θερμική παραγωγή νατρίου και καλίου υπό κενό χρησιμοποιείται επίσης σε μικρή κλίμακα:
2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4.
Τα ενεργά αλκαλιμέταλλα απελευθερώνονται σε θερμικές διεργασίες κενού λόγω της υψηλής πτητικότητάς τους (οι ατμοί τους απομακρύνονται από τη ζώνη αντίδρασης).
Χαρακτηριστικά των χημικών ιδιοτήτων των στοιχείων της ομάδας Ι και τα φυσιολογικά τους αποτελέσματα
Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου λιθίου είναι 1s 2 2s 1. Έχει τη μεγαλύτερη ατομική ακτίνα στη 2η περίοδο, η οποία διευκολύνει την αφαίρεση ενός ηλεκτρονίου σθένους και την εμφάνιση ενός ιόντος Li + με σταθερή διαμόρφωση αδρανούς αερίου (ηλίου). Κατά συνέπεια, οι ενώσεις του σχηματίζονται μεταφέροντας ένα ηλεκτρόνιο από το λίθιο σε άλλο άτομο και σχηματίζοντας έναν ιοντικό δεσμό με μικρή ποσότητα ομοιοπολικότητας. Λίθιο - τυπικό μεταλλικό στοιχείο. Με τη μορφή ουσίας είναι αλκαλικό μέταλλο. Διαφέρει από τα άλλα μέλη της ομάδας Ι ως προς το μικρό του μέγεθος και τη μικρότερη δραστηριότητα σε σύγκριση με αυτά. Από αυτή την άποψη, μοιάζει με το στοιχείο μαγνήσιο της Ομάδας II που βρίσκεται διαγώνια από το Li. Στα διαλύματα, το ιόν Li+ είναι πολύ διαλυτωμένο. περιβάλλεται από πολλές δεκάδες μόρια νερού. Όσον αφορά την ενέργεια της διαλυτοποίησης - την προσθήκη μορίων διαλυτών, το λίθιο είναι πιο κοντά σε ένα πρωτόνιο παρά σε κατιόντα αλκαλιμετάλλων.
Το μικρό μέγεθος του ιόντος Li +, το υψηλό φορτίο του πυρήνα και μόνο δύο ηλεκτρόνια δημιουργούν συνθήκες για την εμφάνιση ενός αρκετά σημαντικού πεδίου θετικού φορτίου γύρω από αυτό το σωματίδιο, επομένως, σε διαλύματα, ένας σημαντικός αριθμός μορίων πολικών διαλυτών είναι έλκεται από αυτό και ο αριθμός συντονισμού του είναι υψηλός, το μέταλλο είναι ικανό να σχηματίσει σημαντικό αριθμό οργανολιθιακών ενώσεων.
Το νάτριο ξεκινά την 3η περίοδο, έτσι έχει εξωτερικό επίπεδομόνο 1ε - , που καταλαμβάνει το τροχιακό 3s. Η ακτίνα του ατόμου Na είναι μεγαλύτερη στην 3η περίοδο. Αυτά τα δύο χαρακτηριστικά καθορίζουν τον χαρακτήρα του στοιχείου. Του ηλεκτρονική διαμόρφωση 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Η μόνη κατάσταση οξείδωσης του νατρίου είναι +1. Η ηλεκτραρνητικότητα του είναι πολύ χαμηλή, επομένως, στις ενώσεις, το νάτριο υπάρχει μόνο με τη μορφή θετικά φορτισμένου ιόντος και δίνει χημικός δεσμόςιοντικό χαρακτήρα. Το ιόν Na + είναι πολύ μεγαλύτερο σε μέγεθος από το Li + και η διαλυτότητά του δεν είναι τόσο μεγάλη. Ωστόσο, δεν υπάρχει σε ελεύθερη μορφή σε διάλυμα.
Η φυσιολογική σημασία των ιόντων K + και Na + σχετίζεται με τη διαφορετική προσροφησιμότητα τους στην επιφάνεια των συστατικών που αποτελούν το φλοιός της γης. Οι ενώσεις νατρίου είναι ελάχιστα ευαίσθητες στην προσρόφηση, ενώ οι ενώσεις του καλίου συγκρατούνται σταθερά από τον άργιλο και άλλες ουσίες. Οι κυτταρικές μεμβράνες, που αποτελούν τη διαχωριστική επιφάνεια μεταξύ του κυττάρου και του περιβάλλοντος, είναι διαπερατές από ιόντα K+, με αποτέλεσμα η ενδοκυτταρική συγκέντρωση του K+ να είναι σημαντικά υψηλότερη από αυτή των ιόντων Na+. Ταυτόχρονα, η συγκέντρωση του Na + στο πλάσμα του αίματος υπερβαίνει την περιεκτικότητα σε κάλιο σε αυτό. Αυτή η περίσταση συνδέεται με την ανάδυση δυναμικό μεμβράνηςκύτταρα. Τα ιόντα K + και Na + είναι ένα από τα κύρια συστατικά της υγρής φάσης του σώματος. Η σχέση τους με τα ιόντα Ca 2+ είναι αυστηρά καθορισμένη και η παραβίασή τους οδηγεί σε παθολογία. Η εισαγωγή ιόντων Na+ στον οργανισμό δεν έχει αξιοσημείωτη επιβλαβή επίδραση. Η αύξηση της περιεκτικότητας σε ιόντα K + είναι επιβλαβής, αλλά υπό κανονικές συνθήκες η αύξηση της συγκέντρωσής του δεν φτάνει ποτέ σε επικίνδυνες τιμές. Η επίδραση των ιόντων Rb + , Cs + , Li + δεν έχει ακόμη μελετηθεί επαρκώς.
Από διάφορες βλάβες, που σχετίζονται με τη χρήση ενώσεων αλκαλιμετάλλων, συμβαίνουν συχνότερα εγκαύματα με διαλύματα υδροξειδίου. Η επίδραση των αλκαλίων σχετίζεται με τη διάλυση των πρωτεϊνών του δέρματος σε αυτά και το σχηματισμό αλκαλικών αλβουμινικών αλάτων. Τα αλκάλια απελευθερώνονται ξανά ως αποτέλεσμα της υδρόλυσής τους και δρα στα βαθύτερα στρώματα του σώματος, προκαλώντας την εμφάνιση ελκών. Τα νύχια υπό την επίδραση των αλκαλίων γίνονται θαμπά και εύθραυστα. Η βλάβη στα μάτια, ακόμη και με πολύ αραιά αλκαλικά διαλύματα, συνοδεύεται όχι μόνο από επιφανειακή καταστροφή, αλλά και από βλάβη στα βαθύτερα μέρη του ματιού (ίριδα) και οδηγεί σε τύφλωση. Κατά την υδρόλυση των αμιδίων των αλκαλιμετάλλων, σχηματίζονται ταυτόχρονα αλκάλια και αμμωνία, προκαλώντας ινώδη τραχειοβρογχίτιδα και πνευμονία.
Το κάλιο ελήφθη από τον G. Davy σχεδόν ταυτόχρονα με το νάτριο το 1807 μέσω της ηλεκτρόλυσης υγρού υδροξειδίου του καλίου. Το στοιχείο πήρε το όνομά του από το όνομα αυτής της ένωσης - "καυστικό κάλιο". Οι ιδιότητες του καλίου διαφέρουν σημαντικά από τις ιδιότητες του νατρίου, γεγονός που οφείλεται στη διαφορά στις ακτίνες των ατόμων και των ιόντων τους. Στις ενώσεις καλίου ο δεσμός είναι πιο ιοντικός και με τη μορφή του ιόντος K + έχει λιγότερο πολωτικό αποτέλεσμα από το νάτριο λόγω του μεγάλου μεγέθους του. Το φυσικό μείγμα αποτελείται από τρία ισότοπα 39 K, 40 K, 41 K. Ένα από αυτά είναι 40 K ‑ είναι ραδιενεργό και ένα ορισμένο ποσοστό της ραδιενέργειας των ορυκτών και του εδάφους σχετίζεται με την παρουσία αυτού του ισοτόπου. Ο χρόνος ημιζωής του είναι μεγάλος - 1,32 δισεκατομμύρια χρόνια. Είναι αρκετά εύκολο να προσδιοριστεί η παρουσία καλίου σε ένα δείγμα: οι ατμοί του μετάλλου και οι ενώσεις του χρωματίζουν τη φλόγα ιώδες-κόκκινο. Το φάσμα του στοιχείου είναι αρκετά απλό και αποδεικνύει την παρουσία του 1e - στο τροχιακό 4s. Η μελέτη του χρησίμευσε ως ένας από τους λόγους για την εύρεση γενικών προτύπων στη δομή των φασμάτων.
Το 1861, ενώ μελετούσε το αλάτι των ορυκτών πηγών με φασματική ανάλυση, ο Robert Bunsen ανακάλυψε ένα νέο στοιχείο. Η παρουσία του αποδείχθηκε από σκούρες κόκκινες γραμμές στο φάσμα, οι οποίες δεν παρήχθησαν από άλλα στοιχεία. Με βάση το χρώμα αυτών των γραμμών, το στοιχείο ονομάστηκε ρουβίδιο (rubidus - σκούρο κόκκινο). Το 1863, ο R. Bunsen έλαβε αυτό το μέταλλο στην καθαρή του μορφή με την αναγωγή του τρυγικού ρουβιδίου (κρασί ξινό αλάτι) αιθάλη. Ένα χαρακτηριστικό του στοιχείου είναι η εύκολη διεγερσιμότητα των ατόμων του. Η εκπομπή ηλεκτρονίων του εμφανίζεται υπό την επίδραση των κόκκινων ακτίνων του ορατού φάσματος. Αυτό οφείλεται στη μικρή διαφορά στις ενέργειες των ατομικών τροχιακών 4d και 5s. Από όλα τα αλκαλικά στοιχεία που έχουν σταθερά ισότοπα, το ρουβίδιο (όπως το καίσιο) έχει μια από τις μεγαλύτερες ατομικές ακτίνες και μικρό δυναμικό ιοντισμού. Τέτοιες παράμετροι καθορίζουν τη φύση του στοιχείου: υψηλή ηλεκτροθετικότητα, ακραία χημική δραστηριότητα, χαμηλή θερμοκρασίατήξη (39 0 C) και χαμηλή αντοχή σε εξωτερικές επιδράσεις.
Η ανακάλυψη του καισίου, όπως και του ρουβιδίου, συνδέεται με τη φασματική ανάλυση. Το 1860, ο R. Bunsen ανακάλυψε δύο φωτεινές μπλε γραμμές στο φάσμα που δεν ανήκαν σε κανένα στοιχείο που ήταν γνωστό εκείνη την εποχή. Από εδώ προέρχεται το όνομα «caesius», που σημαίνει μπλε του ουρανού. Είναι το τελευταίο στοιχείο της υποομάδας των αλκαλιμετάλλων που εξακολουθεί να εμφανίζεται σε μετρήσιμες ποσότητες. Η μεγαλύτερη ατομική ακτίνα και τα μικρότερα δυναμικά πρώτου ιονισμού καθορίζουν τον χαρακτήρα και τη συμπεριφορά αυτού του στοιχείου. Έχει έντονη ηλεκτροθετικότητα και έντονες μεταλλικές ιδιότητες. Η επιθυμία να δωρίσουμε το εξωτερικό ηλεκτρόνιο 6s οδηγεί στο γεγονός ότι όλες οι αντιδράσεις του προχωρούν εξαιρετικά βίαια. Η μικρή διαφορά στις ενέργειες των ατομικών τροχιακών 5d και 6s προκαλεί την ελαφρά διεγερσιμότητα των ατόμων. Η εκπομπή ηλεκτρονίων από το καίσιο παρατηρείται υπό την επίδραση αόρατων υπέρυθρων ακτίνων (θερμότητα). Αυτό το χαρακτηριστικό της ατομικής δομής καθορίζει την καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα του ρεύματος. Όλα αυτά καθιστούν το καίσιο απαραίτητο ηλεκτρονικές συσκευές. Πρόσφατα, όλο και περισσότερη προσοχή δίνεται στο πλάσμα καισίου ως καύσιμο του μέλλοντος και σε σχέση με την επίλυση του προβλήματος της θερμοπυρηνικής σύντηξης.
Στον αέρα, το λίθιο αντιδρά ενεργά όχι μόνο με το οξυγόνο, αλλά και με το άζωτο και καλύπτεται με μια μεμβράνη που αποτελείται από Li 3 N (έως 75%) και Li 2 O. Τα υπόλοιπα αλκαλιμέταλλα σχηματίζουν υπεροξείδια (Na 2 O 2) και υπεροξείδια (K 2 O 4 ή KO 2).
Οι ακόλουθες ουσίες αντιδρούν με το νερό:
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.
Για αναγέννηση αέρα σε υποβρύχια και διαστημόπλοια, στις μονωτικές μάσκες αερίων και στις αναπνευστικές συσκευές των κολυμβητών μάχης (υποβρύχιοι σαμποτέρ), χρησιμοποιήθηκε το μείγμα Oxon:
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.
Αυτή είναι προς το παρόν η τυπική πλήρωση για την αναγέννηση φυσιγγίων μάσκας αερίου για τους πυροσβέστες.
Τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν με το υδρογόνο όταν θερμαίνονται, σχηματίζοντας υδρίδια:
Το υδρίδιο λιθίου χρησιμοποιείται ως ισχυρός αναγωγικός παράγοντας.
ΥδροξείδιαΤα αλκαλικά μέταλλα διαβρώνουν τα γυάλινα και πορσελάνινα πιάτα· δεν μπορούν να θερμανθούν σε πιάτα χαλαζία:
SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.
Τα υδροξείδια του νατρίου και του καλίου δεν διασπούν το νερό όταν θερμαίνονται μέχρι τις θερμοκρασίες βρασμού τους (πάνω από 1300 0 C). Μερικές ενώσεις νατρίου ονομάζονται σόδα:
α) ανθρακικό νάτριο, άνυδρη σόδα, σόδα πλυντηρίου ή απλώς σόδα - ανθρακικό νάτριο Na 2 CO 3.
β) κρυσταλλική σόδα - κρυσταλλικό ένυδρο ανθρακικό νάτριο Na 2 CO 3. 10Η2Ο;
γ) διττανθρακικό ή πόσιμο - διττανθρακικό νάτριο NaHCO 3;
δ) Το υδροξείδιο του νατρίου NaOH ονομάζεται καυστική σόδα ή καυστικό.
Αλάτι19 Αλάτι
1. Μεταλλικό + Αμέταλλο.Τα αδρανή αέρια δεν εισέρχονται σε αυτή την αλληλεπίδραση. Όσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα ενός αμέταλλου, τόσο περισσότερο ένας μεγάλος αριθμόςμέταλλα θα αντιδράσει. Για παράδειγμα, το φθόριο αντιδρά με όλα τα μέταλλα και το υδρογόνο αντιδρά μόνο με τα ενεργά. Όσο πιο αριστερά βρίσκεται ένα μέταλλο στη σειρά δραστηριότητας μετάλλων, τόσο περισσότερα αμέταλλα μπορεί να αντιδράσει. Για παράδειγμα, ο χρυσός αντιδρά μόνο με φθόριο, λίθιο - με όλα τα μη μέταλλα.
2. Αμέταλλο + αμέταλλο.Σε αυτή την περίπτωση, ένα πιο ηλεκτραρνητικό αμέταλλο δρα ως οξειδωτικός παράγοντας και ένα λιγότερο ηλεκτραρνητικό αμέταλλο δρα ως αναγωγικός παράγοντας. Τα αμέταλλα με στενή ηλεκτραρνητικότητα αλληλεπιδρούν ελάχιστα μεταξύ τους, για παράδειγμα, η αλληλεπίδραση του φωσφόρου με το υδρογόνο και του πυριτίου με το υδρογόνο είναι πρακτικά αδύνατη, καθώς η ισορροπία αυτών των αντιδράσεων μετατοπίζεται προς το σχηματισμό απλές ουσίες. Το ήλιο, το νέον και το αργό δεν αντιδρούν με τα μη μέταλλα· άλλα αδρανή αέρια μπορούν να αντιδράσουν με το φθόριο υπό σκληρές συνθήκες. Το οξυγόνο δεν αλληλεπιδρά με το χλώριο, το βρώμιο και το ιώδιο. Το οξυγόνο μπορεί να αντιδράσει με το φθόριο σε χαμηλές θερμοκρασίες.
3. Μέταλλο + οξείδιο οξέος.Το μέταλλο μειώνει το αμέταλλο από το οξείδιο. Η περίσσεια μετάλλου μπορεί στη συνέχεια να αντιδράσει με το προκύπτον αμέταλλο. Για παράδειγμα:
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Si (με ανεπάρκεια μαγνησίου)
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Mg 2 Si (με περίσσεια μαγνησίου)
4. Μέταλλο + οξύ.Μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα αριστερά του υδρογόνου αντιδρούν με οξέα για να απελευθερώσουν υδρογόνο.
Εξαίρεση αποτελούν τα οξειδωτικά οξέα (συμπυκνωμένο θείο και οποιοδήποτε νιτρικό οξύ), τα οποία μπορούν να αντιδράσουν με μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα δεξιά του υδρογόνου· στις αντιδράσεις δεν απελευθερώνεται υδρογόνο, αλλά λαμβάνεται νερό και το προϊόν αναγωγής οξέος.
Είναι απαραίτητο να δοθεί προσοχή στο γεγονός ότι όταν ένα μέταλλο αντιδρά με περίσσεια πολυβασικού οξέος, μπορεί να ληφθεί ένα άλας οξέος: Mg + 2H 3 PO 4 = Mg(H 2 PO 4) 2 + H 2.
Εάν το προϊόν της αλληλεπίδρασης μεταξύ ενός οξέος και ενός μετάλλου είναι ένα αδιάλυτο άλας, τότε το μέταλλο παθητικοποιείται, αφού η επιφάνεια του μετάλλου προστατεύεται από το αδιάλυτο άλας από τη δράση του οξέος. Για παράδειγμα, η επίδραση του αραιού θειικού οξέος στον μόλυβδο, το βάριο ή το ασβέστιο.
5. Μέταλλο + αλάτι. Σε λύσηΑυτή η αντίδραση περιλαμβάνει μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα δεξιά του μαγνησίου, συμπεριλαμβανομένου του ίδιου του μαγνησίου, αλλά στα αριστερά του άλατος μετάλλου. Εάν το μέταλλο είναι πιο ενεργό από το μαγνήσιο, τότε δεν αντιδρά με αλάτι, αλλά με νερό για να σχηματίσει ένα αλκάλιο, το οποίο στη συνέχεια αντιδρά με το αλάτι. Σε αυτή την περίπτωση, το αρχικό αλάτι και το αλάτι που προκύπτει πρέπει να είναι διαλυτά. Το αδιάλυτο προϊόν παθητικοποιεί το μέταλλο.
Ωστόσο, υπάρχουν εξαιρέσεις σε αυτόν τον κανόνα:
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2 FeCl 2;
2FeCl 3 + Fe = 3 FeCl 2. Δεδομένου ότι ο σίδηρος έχει μια ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης, το άλας του στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης ανάγεται εύκολα σε άλας στην ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης, οξειδώνοντας ακόμη λιγότερο ενεργά μέταλλα.
Σε λιώνειένας αριθμός μεταλλικών τάσεων δεν είναι αποτελεσματικός. Ο προσδιορισμός του εάν είναι δυνατή μια αντίδραση μεταξύ ενός άλατος και ενός μετάλλου μπορεί να γίνει μόνο με τη χρήση θερμοδυναμικών υπολογισμών. Για παράδειγμα, το νάτριο μπορεί να εκτοπίσει το κάλιο από ένα τήγμα χλωριούχου καλίου, καθώς το κάλιο είναι πιο πτητικό: Na + KCl = NaCl + K (αυτή η αντίδραση προσδιορίζεται από τον παράγοντα εντροπίας). Από την άλλη πλευρά, το αλουμίνιο ελήφθη με μετατόπιση από χλωριούχο νάτριο: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Αυτή η διαδικασία είναι εξώθερμη και καθορίζεται από τον παράγοντα ενθαλπίας.
Είναι πιθανό ότι το αλάτι αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται και τα προϊόντα της αποσύνθεσής του μπορούν να αντιδράσουν με το μέταλλο, για παράδειγμα, το νιτρικό αλουμίνιο και τον σίδηρο. Το νιτρικό αλουμίνιο αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται σε οξείδιο του αλουμινίου, μονοξείδιο του αζώτου (IV) και το οξυγόνο, το οξυγόνο και το μονοξείδιο του αζώτου θα οξειδώσουν τον σίδηρο:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Μέταλλο + βασικό οξείδιο.Όπως και στα τηγμένα άλατα, η πιθανότητα αυτών των αντιδράσεων προσδιορίζεται θερμοδυναμικά. Το αλουμίνιο, το μαγνήσιο και το νάτριο χρησιμοποιούνται συχνά ως αναγωγικοί παράγοντες. Για παράδειγμα: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe εξώθερμη αντίδραση, παράγοντας ενθαλπίας· 2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (πτητικό ρουβίδιο, παράγοντας ενθαλπίας).
7. Αμέταλλο + βασικό οξείδιο.Υπάρχουν δύο επιλογές εδώ: 1) μη μέταλλο – αναγωγικός παράγοντας (υδρογόνο, άνθρακας): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) μη μέταλλο – οξειδωτικό μέσο (οξυγόνο, όζον, αλογόνα): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.
8. Μη μεταλλικό + βάση.Κατά κανόνα, η αντίδραση λαμβάνει χώρα μεταξύ ενός μη μετάλλου και ενός αλκαλίου.Δεν μπορούν όλα τα αμέταλλα να αντιδράσουν με αλκάλια: πρέπει να θυμάστε ότι τα αλογόνα (με διαφορετικούς τρόπους ανάλογα με τη θερμοκρασία), το θείο (όταν θερμαίνεται), το πυρίτιο, ο φώσφορος εισέλθουν σε αυτή την αλληλεπίδραση.
2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (στο κρύο)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (σε θερμό διάλυμα)
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. Μη μέταλλο + οξείδιο οξέος.Υπάρχουν επίσης δύο επιλογές εδώ:
1) μη μέταλλο – αναγωγικός παράγοντας (υδρογόνο, άνθρακας):
CO 2 + C = 2CO;
2NO2 + 4H2 = 4H2O + N2;
SiO 2 + C = CO 2 + Si. Εάν το προκύπτον μη μέταλλο μπορεί να αντιδράσει με το μέταλλο που χρησιμοποιείται ως αναγωγικός παράγοντας, τότε η αντίδραση θα προχωρήσει περαιτέρω (με περίσσεια άνθρακα) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC
2) μη μέταλλο – οξειδωτικό μέσο (οξυγόνο, όζον, αλογόνα):
2CO + O 2 = 2CO 2.
CO + Cl 2 = COCl 2.
2NO + O 2 = 2NO 2.
10. Όξινο οξείδιο + βασικό οξείδιο. Η αντίδραση λαμβάνει χώρα εάν το προκύπτον άλας υπάρχει κατ' αρχήν. Για παράδειγμα, το οξείδιο του αργιλίου μπορεί να αντιδράσει με τον θειικό ανυδρίτη για να σχηματίσει θειικό αργίλιο, αλλά δεν μπορεί να αντιδράσει με το διοξείδιο του άνθρακα επειδή δεν υπάρχει το αντίστοιχο άλας.
11. Νερό + βασικό οξείδιο. Η αντίδραση είναι δυνατή εάν σχηματιστεί αλκάλιο, δηλαδή διαλυτή βάση(ή ελαφρώς διαλυτό, στην περίπτωση του ασβεστίου). Εάν η βάση είναι αδιάλυτη ή ελαφρώς διαλυτή, τότε συμβαίνει η αντίστροφη αντίδραση αποσύνθεσης της βάσης σε οξείδιο και νερό.
12. Βασικό οξείδιο + οξύ. Η αντίδραση είναι δυνατή εάν υπάρχει το προκύπτον άλας. Εάν το προκύπτον άλας είναι αδιάλυτο, η αντίδραση μπορεί να παθητικοποιηθεί λόγω του αποκλεισμού της πρόσβασης του οξέος στην επιφάνεια του οξειδίου. Σε περίπτωση περίσσειας πολυβασικού οξέος, είναι δυνατός ο σχηματισμός άλατος οξέος.
13. Οξείδιο οξέος + βάση. Τυπικά, η αντίδραση λαμβάνει χώρα μεταξύ ενός αλκαλίου και ενός όξινου οξειδίου. Εάν το όξινο οξείδιο αντιστοιχεί σε ένα πολυβασικό οξύ, μπορεί να ληφθεί ένα όξινο άλας: CO 2 + KOH = KHCO 3 .
Τα όξινα οξείδια, που αντιστοιχούν σε ισχυρά οξέα, μπορούν επίσης να αντιδράσουν με αδιάλυτες βάσεις.
Μερικές φορές τα οξείδια που αντιστοιχούν σε αδύναμα οξέα αντιδρούν με αδιάλυτες βάσεις, γεγονός που μπορεί να οδηγήσει σε ένα μέσο ή βασικό άλας (κατά κανόνα, λαμβάνεται λιγότερο διαλυτή ουσία): 2Mg(OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 Ο.
14. Οξείδιο οξέος + αλάτι.Η αντίδραση μπορεί να λάβει χώρα σε τήγμα ή σε διάλυμα. Στο τήγμα, όσο λιγότερο πτητικό οξείδιο εκτοπίζει τόσο πιο πτητικό οξείδιο από το άλας. Σε διάλυμα, το οξείδιο που αντιστοιχεί στο ισχυρότερο οξύ εκτοπίζει το οξείδιο που αντιστοιχεί στο ασθενέστερο οξύ. Για παράδειγμα, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2, στην προς τα εμπρός κατεύθυνση αυτή η αντίδραση συμβαίνει στο τήγμα, το διοξείδιο του άνθρακα είναι πιο πτητικό από το οξείδιο του πυριτίου. V αντίστροφη κατεύθυνσηη αντίδραση συμβαίνει σε διάλυμα, ανθρακικό οξύισχυρότερο από το πυρίτιο και το οξείδιο του πυριτίου κατακρημνίζεται.
Είναι δυνατόν να συνδυαστεί ένα όξινο οξείδιο με το δικό του άλας, για παράδειγμα, το διχρωμικό μπορεί να ληφθεί από το χρωμικό και το διθειικό από το θειικό και το διθειώδες από το θειικό:
Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5
Για να γίνει αυτό, πρέπει να πάρετε ένα κρυσταλλικό αλάτι και καθαρό οξείδιο ή ένα κορεσμένο διάλυμα άλατος και μια περίσσεια όξινου οξειδίου.
Σε διάλυμα, τα άλατα μπορούν να αντιδράσουν με τα δικά τους οξείδια οξέος για να σχηματίσουν όξινα άλατα: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Νερό + οξείδιο οξέος. Η αντίδραση είναι δυνατή εάν σχηματιστεί ένα διαλυτό ή ελαφρώς διαλυτό οξύ. Εάν το οξύ είναι αδιάλυτο ή ελαφρώς διαλυτό, τότε συμβαίνει μια αντίστροφη αντίδραση, η αποσύνθεση του οξέος σε οξείδιο και νερό. Για παράδειγμα, το θειικό οξύ χαρακτηρίζεται από μια αντίδραση παραγωγής από οξείδιο και νερό, η αντίδραση αποσύνθεσης πρακτικά δεν συμβαίνει, το πυριτικό οξύ δεν μπορεί να ληφθεί από το νερό και το οξείδιο, αλλά αποσυντίθεται εύκολα σε αυτά τα συστατικά, αλλά μπορούν να συμμετέχουν ανθρακικά και θειούχα οξέα σε άμεσες και αντίστροφες αντιδράσεις.
16. Βάση + οξύ.Μια αντίδραση λαμβάνει χώρα εάν τουλάχιστον ένα από τα αντιδρώντα είναι διαλυτό. Ανάλογα με την αναλογία των αντιδραστηρίων, μπορούν να ληφθούν μέτρια, όξινα και βασικά άλατα.
17. Βάση + αλάτι.Η αντίδραση λαμβάνει χώρα εάν και οι δύο αρχικές ουσίες είναι διαλυτές και τουλάχιστον ένας μη ηλεκτρολύτης ή ασθενής ηλεκτρολύτης (ίζημα, αέριο, νερό) λαμβάνεται ως προϊόν.
18. Αλάτι + οξύ.Κατά κανόνα, μια αντίδραση λαμβάνει χώρα εάν και οι δύο αρχικές ουσίες είναι διαλυτές και τουλάχιστον ένας μη ηλεκτρολύτης ή ασθενής ηλεκτρολύτης (ίζημα, αέριο, νερό) λαμβάνεται ως προϊόν.
Ισχυρό οξύμπορεί να αντιδράσει με αδιάλυτα άλατα ασθενών οξέων (ανθρακικά, σουλφίδια, θειώδη, νιτρώδη) και απελευθερώνεται ένα αέριο προϊόν.
Αντιδράσεις μεταξύ συμπυκνωμένων οξέων και κρυσταλλικών αλάτων είναι δυνατές εάν ληφθεί πιο πτητικό οξύ: για παράδειγμα, υδροχλώριο μπορεί να ληφθεί με τη δράση πυκνού θειικού οξέος σε κρυσταλλικό χλωριούχο νάτριο, υδροβρωμιούχο και υδροιώδιο - με τη δράση του ορθοφωσφορικού οξέος σε τα αντίστοιχα άλατα. Μπορείτε να δράσετε με ένα οξύ στο δικό σας άλας για να αποκτήσετε ένα όξινο άλας, για παράδειγμα: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba(HSO 4) 2.
19. Αλάτι + αλάτι.Κατά κανόνα, μια αντίδραση λαμβάνει χώρα εάν και οι δύο αρχικές ουσίες είναι διαλυτές και τουλάχιστον ένας μη ηλεκτρολύτης ή ασθενής ηλεκτρολύτης λαμβάνεται ως προϊόν.
Ας δώσουμε ιδιαίτερη προσοχή σε εκείνες τις περιπτώσεις που σχηματίζεται αλάτι, το οποίο φαίνεται με μια παύλα στον πίνακα διαλυτότητας. Υπάρχουν 2 επιλογές εδώ:
1) αλάτι δεν υπάρχει γιατί υδρολύεται μη αναστρέψιμα . Αυτά είναι τα περισσότερα ανθρακικά, θειώδη, σουλφίδια, πυριτικά τρισθενών μετάλλων, καθώς και ορισμένα άλατα δισθενών μετάλλων και αμμωνίου. Τα άλατα τρισθενών μετάλλων υδρολύονται στην αντίστοιχη βάση και οξύ και τα δισθενή άλατα μετάλλων υδρολύονται σε λιγότερο διαλυτά βασικά άλατα.
Ας δούμε παραδείγματα:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3) 3+ 6 NaCl (1)
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H2O = 2Fe(OH) 3 + 3 H2CO3
H2CO3αποσυντίθεται σε νερό και διοξείδιο του άνθρακα, το νερό στο αριστερό και το δεξί τμήμα μειώνεται και το αποτέλεσμα είναι: Fe 2 (CO 3) 3+ 3H2O = 2Fe(OH) 3 + 3 CO2(2)
Αν τώρα συνδυάσουμε τις εξισώσεις (1) και (2) και μειώσουμε τον ανθρακικό σίδηρο, λαμβάνουμε μια συνοπτική εξίσωση που αντικατοπτρίζει την αλληλεπίδραση χλωριούχου σιδήρου (III) και ανθρακικού νατρίου: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH ) 3 + 3CO2 + 6NaCl
CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO3+ Na 2 SO 4 (1)
Το υπογραμμισμένο αλάτι δεν υπάρχει λόγω μη αναστρέψιμης υδρόλυσης:
2 CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)
Αν τώρα συνδυάσουμε τις εξισώσεις (1) και (2) και μειώσουμε τον ανθρακικό χαλκό, λαμβάνουμε μια συνολική εξίσωση που αντικατοπτρίζει την αλληλεπίδραση θειικού (II) και ανθρακικού νατρίου:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
2) Αλάτι δεν υπάρχει λόγω ενδομοριακή οξείδωση-αναγωγή , τέτοια άλατα περιλαμβάνουν Fe 2 S 3, FeI 3, CuI 2. Μόλις ληφθούν, αποσυντίθενται αμέσως: Fe 2 S 3 = 2FeS+ S; 2FeI 3 = 2FeI 2 +I 2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2
Για παράδειγμα; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),
αλλά αντί για FeI 3 πρέπει να γράψετε τα γινόμενα της αποσύνθεσής του: FeI 2 +I 2.
Τότε αποδεικνύεται: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 +I 2 + 6KCl
Αυτός δεν είναι ο μόνος τρόπος για να γραφτεί αυτή η αντίδραση· εάν το ιώδιο ήταν σε έλλειψη, τότε μπορεί να ληφθεί ιώδιο και χλωριούχος σίδηρος (II):
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 +I 2 + 2KCl
Το προτεινόμενο σχέδιο δεν αναφέρει τίποτα αμφοτερικές ενώσεις και τις αντίστοιχες απλές ουσίες τους. Θα τους δώσουμε ιδιαίτερη σημασία. Έτσι, ένα αμφοτερικό οξείδιο σε αυτό το σχήμα μπορεί να αντικαταστήσει τόσο όξινα όσο και βασικά οξείδια και ένα αμφοτερικό υδροξείδιο μπορεί να αντικαταστήσει ένα οξύ και μια βάση. Πρέπει να θυμόμαστε ότι, ενεργώντας ως όξινα, τα αμφοτερικά οξείδια και τα υδροξείδια σχηματίζουν συνηθισμένα άλατα σε άνυδρο περιβάλλον και σύνθετα άλατα σε διαλύματα:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (σύντηξη)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (σε διάλυμα)
Απλές ουσίες που αντιστοιχούν σε αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδια αντιδρούν με αλκαλικά διαλύματα για να σχηματίσουν σύνθετα άλατακαι απελευθέρωση υδρογόνου: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
ΑΣΚΗΣΗ
Συζητήστε τη δυνατότητα αλληλεπίδρασης...Αυτό σημαίνει ότι πρέπει να αποφασίσετε:
1) είναι πιθανή αντίδραση.
2) αν είναι δυνατόν, τότε υπό ποιες συνθήκες (σε διάλυμα, σε τήγμα, όταν θερμαίνεται κ.λπ.), αν δεν είναι δυνατόν, τότε γιατί.
3) μπορούν να ληφθούν διαφορετικά προϊόντα υπό διαφορετικές (ποιες) συνθήκες;
Μετά από αυτό, πρέπει να γράψετε όλες τις πιθανές αντιδράσεις.
Για παράδειγμα: 1. συζητήστε την πιθανότητα αλληλεπίδρασης του μαγνησίου με το νιτρικό κάλιο.
1) Είναι δυνατή η αντίδραση
2) Μπορεί να εμφανιστεί σε τήγμα (όταν θερμαίνεται)
3) Στο τήγμα η αντίδραση είναι δυνατή, αφού το νιτρικό αποσυντίθεται με την απελευθέρωση οξυγόνου, το οποίο οξειδώνει το μαγνήσιο.
KNO3 + Mg = KNO2 + MgO
2. Συζητήστε τη δυνατότητα αλληλεπίδρασης του θειικού οξέος με το χλωριούχο νάτριο.
1) Είναι δυνατή η αντίδραση
2) Μπορεί να συμβεί μεταξύ συμπυκνωμένο οξύκαι κρυσταλλικό αλάτι
3) Το προϊόν μπορεί να είναι θειικό νάτριο και όξινο θειικό νάτριο (σε περίσσεια οξέος, όταν θερμαίνεται)
H 2 SO 4 + NaCl = NaHSO 4 + HCl
H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl
Συζητήστε την πιθανότητα να συμβεί μια αντίδραση μεταξύ:
1. Ορθοφωσφορικό οξύ και υδροξείδιο του καλίου.
2. Οξείδιο ψευδαργύρου και υδροξείδιο του νατρίου.
3. Θειώδες κάλιο και θειικός σίδηρος (III).
4. Χλωριούχος χαλκός (II) και ιωδιούχο κάλιο.
5. Ανθρακικό ασβέστιο και οξείδιο του αργιλίου.
6. Διοξείδιο του άνθρακα και ανθρακικό νάτριο.
7. Χλωριούχος σίδηρος (III) και υδρόθειο.
8. Μαγνήσιο και διοξείδιο του θείου.
9. Διχρωμικό κάλιο και θειικό οξύ.
10. Νάτριο και θείο.
Ας κάνουμε μια μικρή ανάλυση των παραδειγμάτων Γ2
Τα αλκαλιμέταλλα (ALM) είναι όλα στοιχεία της ομάδας ΙΑ του περιοδικού πίνακα, δηλ. λίθιο Li, νάτριο Na, κάλιο Κ, ρουβίδιο Rb, καίσιο Cs, φράγκιο Fr.
Τα άτομα ΑΜ έχουν μόνο ένα ηλεκτρόνιο ανά εξωτερικό επίπεδο ηλεκτρονίου. μικρό-υποεπίπεδο, που ξεκολλάει εύκολα όταν υπάρχει διαρροή χημικές αντιδράσεις. Σε αυτή την περίπτωση, ένα θετικά φορτισμένο σωματίδιο σχηματίζεται από ένα ουδέτερο άτομο αλκαλιμετάλλου - ένα κατιόν με φορτίο +1:
M 0 – 1 e → M +1
Η οικογένεια των αλκαλιμετάλλων είναι η πιο ενεργή μεταξύ άλλων ομάδων μετάλλων και επομένως στη φύση βρίσκονται σε ελεύθερη μορφή, δηλ. με τη μορφή απλών ουσιών είναι αδύνατο.
Οι απλές ουσίες, τα αλκαλικά μέταλλα, είναι εξαιρετικά ισχυροί αναγωγικοί παράγοντες.
Αλληλεπίδραση αλκαλικών μετάλλων με αμέταλλα
με οξυγόνο
Τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν με το οξυγόνο που βρίσκεται ήδη στο θερμοκρασία δωματίου, και ως εκ τούτου πρέπει να αποθηκεύονται κάτω από ένα στρώμα κάποιου διαλύτη υδρογονάνθρακα, όπως, για παράδειγμα, κηροζίνη.
Η αλληλεπίδραση του αλκαλιμετάλλου με το οξυγόνο οδηγεί σε διαφορετικά προϊόντα. Μόνο το λίθιο αντιδρά με το οξυγόνο για να σχηματίσει ένα οξείδιο:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Σε παρόμοια κατάσταση, το νάτριο σχηματίζεται με οξυγόνο υπεροξείδιο του νατρίου Na 2 O 2:
2Na + O 2 = Na 2 O 2,
και το κάλιο, το ρουβίδιο και το καίσιο είναι κυρίως υπεροξείδια (υπεροξείδια), με τον γενικό τύπο MeO 2:
Rb + O 2 = RbO 2
με αλογόνα
Τα αλκαλιμέταλλα αντιδρούν ενεργά με τα αλογόνα, σχηματίζοντας αλογονίδια αλκαλιμετάλλων με ιοντική δομή:
2Li + Br 2 = 2LiBr βρωμιούχο λίθιο
2Na + I 2 = 2NaI ιωδιούχο νάτριο
2K + Cl 2 = 2KCl χλωριούχο κάλιο
με άζωτο
Το λίθιο αντιδρά με το άζωτο ήδη σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, ενώ το άζωτο αντιδρά με άλλα αλκαλικά μέταλλα όταν θερμαίνεται. Σε όλες τις περιπτώσεις, σχηματίζονται νιτρίδια αλκαλιμετάλλων:
6Li + N 2 = 2Li 3 N νιτρίδιο λιθίου
6K + N 2 = 2K 3 N νιτρίδιο του καλίου
με φώσφορο
Τα αλκαλικά μέταλλα αντιδρούν με τον φώσφορο όταν θερμαίνονται, σχηματίζοντας φωσφίδια:
3Na + P = Na 3 P φωσφίδιο νατρίου
3K + P = K 3 P φωσφίδιο του καλίου
με υδρογόνο
Η θέρμανση των μετάλλων αλκαλίων σε ατμόσφαιρα υδρογόνου οδηγεί στο σχηματισμό υδριδίων αλκαλιμετάλλων που περιέχουν υδρογόνο σε μια σπάνια κατάσταση οξείδωσης - μείον 1:
N 2 + 2K = 2KH -1 υδρίδιο του καλίου
H 2 + 2Rb = 2RbH υδρίδιο του ρουβιδίου
με θειάφι
Η αλληλεπίδραση του αλκαλιμετάλλου με το θείο συμβαίνει κατά τη θέρμανση με το σχηματισμό θειούχων:
S + 2K = K 2 S θειούχος κάλιο
S + 2Na = Na 2 S θειούχο νάτριο
Αλληλεπίδραση αλκαλιμετάλλων με σύνθετες ουσίες
με νερό
Όλα τα μέταλλα αλκαλίων αντιδρούν ενεργά με το νερό για να σχηματίσουν αέριο υδρογόνο και αλκάλιο, γι' αυτό και αυτά τα μέταλλα έλαβαν το αντίστοιχο όνομα:
2HOH + 2Na = 2NaOH + H2
2K + 2HOH = 2KOH + H2
Το λίθιο αντιδρά με το νερό αρκετά ήρεμα, το νάτριο και το κάλιο αναφλέγονται αυθόρμητα κατά τη διάρκεια της αντίδρασης και το ρουβίδιο, το καίσιο και το φράγκιο αντιδρούν με το νερό με μια ισχυρή έκρηξη.
με αλογονωμένους υδρογονάνθρακες (αντίδραση Wurtz):
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
με αλκοόλες και φαινόλες
Τα AP αντιδρούν με αλκοόλες και φαινόλες, αντικαθιστώντας το υδρογόνο στην ομάδα υδροξυλίου μιας οργανικής ουσίας:
2CH 3 OH + 2K = 2CH 3 OK + H 2
μεθοξείδιο του καλίου
2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2
φαινολικό νάτριο
Θέμα Νο 3. ΧΗΜΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΜΗ ΜΕΤΑΛΛΩΝ
Σχέδιο
1. Βασικές χημικές ιδιότητες των αμετάλλων.
2.Οξείδια μη μεταλλικών στοιχείων.
3. Κατανομή των μη μεταλλικών στοιχείων στη φύση.
4.Χρήση μη μετάλλων.
1. Βασικές χημικές ιδιότητες των αμετάλλων
Τα μη μέταλλα (εκτός από αδρανή αέρια) είναι χημικάδραστικές ουσίες.
Σε αντιδράσεις με μέταλλα, άτομα μη μεταλλικών στοιχείων προσθέτουν ηλεκτρόνια και σε αντιδράσεις με αμέταλλα σχηματίζουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.
Η σειρά ηλεκτραρνητικότητας βοηθά να μάθουμε σε ποιο άτομο μετατοπίζονται τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων:
F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si
η ηλεκτραρνητικότητα μειώνεται
- Αλληλεπίδραση αμετάλλων με μέταλλα:
2Mg + Ο2 = 2 MgO (οξείδιο του μαγνησίου)
6Li + N 2 = 2Li 3 N (νιτρίδιο λιθίου)
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (χλωριούχο αργίλιο)
Ca + H 2 = CaH 2 (υδρίδιο ασβεστίου)
Fe + S = FeS (θειούχο σίδηρο(II))
Όταν τα αμέταλλα αλληλεπιδρούν με μέταλλα, σχηματίζονται δυαδικές ενώσεις με ιοντικούς χημικούς δεσμούς.
2 . Αλληλεπίδραση αμετάλλων με οξυγόνο:
C + O 2 = CO 2 (οξείδιο του άνθρακα (IV))
S + O 2 = SO 2 (c οξείδιο του θείου (IV))
Τα προϊόντα της αλληλεπίδρασης των μη μετάλλων με το οξυγόνο είναι δυαδικές ενώσεις με πολικό ομοιοπολικό δεσμόοξείδια , στην οποία το οξυγόνο έχει κατάσταση οξείδωσης- 2.
3. Αλληλεπίδραση αμετάλλων με υδρογόνο:
H2+Cl2 = 2HCl (υδροχλώριο ή υδροχλώριο)
H2+S=H2 S (υδρόθειο ή υδρόθειο)
Όταν τα αμέταλλα αλληλεπιδρούν με το υδρογόνο, σχηματίζονται πτητικές (αέριες ή υγρές) δυαδικές ενώσεις με ομοιοπολικό πολικό δεσμό.
4. Αλληλεπίδραση αμετάλλων με άλλα αμέταλλα:
C + 2S = CS 2 (θειούχος άνθρακα (IV))
Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (χλωριούχο πυρίτιο (IV))
Τα προϊόντα της αλληλεπίδρασης δύο αμέταλλων είναι ουσίες με διαφορετικές κατάσταση συνάθροισηςποιος εχει ομοιοπολικού τύπουχημικός δεσμός.
- Οξείδια μη μεταλλικών στοιχείων
Τα οξείδια των μη μεταλλικών στοιχείων χωρίζονται σε:
α) σχηματισμός αλατιού (η πλειοψηφία τους) και
σι) που δεν σχηματίζει αλάτι(CO, ΝΟ, Ν2Ο, Η2Ο).
Μεταξύ των οξειδίων υπάρχουν και αέριες ουσίες (CO, CO 2, SO2 ), στερεά(Ρ 2 O 5 ), υγρά (H 2 O, Cl 2 O 7 ).
Σε όλα ανεξαιρέτως τα οξείδια, τα άτομα των μη μεταλλικών στοιχείων που συνδέονται με το Οξυγόνο έχουνθετικές καταστάσεις οξείδωσης.
Τα περισσότερα οξείδια των μη μεταλλικών στοιχείωνόξινος . Αλληλεπιδρούν:
- με νερό με το σχηματισμό οξέων,
- με το κύριο και αμφοτερικά οξείδια με το σχηματισμό αλάτων,
- με λόγους και αμφοτερικά υδροξείδια με το σχηματισμό αλάτων και νερού.
- Κατανομή μη μεταλλικών στοιχείων στη φύση
Αμέταλλα πιο συχνόστη φύση παρά στα μέταλλα.
Η σύνθεση του αέρα περιλαμβάνει: άζωτο, οξυγόνο, αδρανή αέρια.
Τα κοιτάσματα αυτοφυούς θείου στην περιοχή των Καρπαθίων είναι από τα μεγαλύτερα στον κόσμο.
Το βιομηχανικό κοίτασμα γραφίτη στην Ουκρανία είναι το κοίτασμα Zavalevskoe, οι πρώτες ύλες του οποίου χρησιμοποιούνται από το γραφίτη της Μαριούπολης.
Στην περιοχή Zhytomyr, στο Volyn, έχουν ανακαλυφθεί κοιτάσματα πετρωμάτων που μπορεί να περιέχουν διαμάντια, αλλά δεν έχουν ακόμη ανακαλυφθεί εμπορικά κοιτάσματα.
Τα άτομα των μη μεταλλικών στοιχείων σχηματίζουν διάφορα σύνθετες ουσίες, μεταξύ των οποίων κυριαρχούν τα οξείδια και τα άλατα.
- Εφαρμογή μη μετάλλων
Οξυγόνο:
Διαδικασίες αναπνοής
Καύση,
Μεταβολισμός και ενέργεια
Παραγωγή μετάλλων.
Υδρογόνο:
Παραγωγή αμμωνίας,
Χλωριούχο οξύ,
Μεθανόλη,
Μετατροπή υγρών λιπών σε στερεά,
Συγκόλληση και κοπή πυρίμαχων μετάλλων,
Ανάκτηση μετάλλων από μεταλλεύματα.
Θείο:
Παρασκευή θειικού οξέος,
Κατασκευή καουτσούκ από καουτσούκ,
Παραγωγή σπίρτων,
μαύρη σκόνη,
Παραγωγή φαρμάκων.
Bor:
Συστατικό υλικών απορρόφησης νετρονίων πυρηνικών αντιδραστήρων,
Προστασία των επιφανειών προϊόντων χάλυβα από τη διάβρωση,
Στην τεχνολογία ημιαγωγών,
Κατασκευή μετατροπέων θερμικής ενέργειας σε ηλεκτρική ενέργεια.
Αζωτο:
Αεριώδης:
Για την παραγωγή αμμωνίας,
Για να δημιουργήσετε ένα αδρανές περιβάλλον κατά τη συγκόλληση μετάλλων,
Σε εγκαταστάσεις κενού,
Ηλεκτρικοί λαμπτήρες,
Υγρό:
Ως ψυκτικό σε συστήματα ψύξης,
Φάρμακο.
Φώσφορος:
άσπρο - για την παραγωγή κόκκινου φωσφόρου,
το κόκκινο - για την παραγωγή σπίρτων.
Πυρίτιο:
ΣΕ ηλεκτρονικών και ηλεκτρολόγων μηχανικώνγια την κατασκευή:
Σχέδια,
Δίοδοι,
τρανζίστορ,
Φωτοκύτταρα,
Για την κατασκευή κραμάτων.
Χλώριο:
Παραγωγή χλωριούχου οξέος,
Οργανικοί διαλύτες,
Φάρμακα,
Μονομερή για την παραγωγή πλαστικών,
λευκαντικά,
Ως απολυμαντικό.
Ανθρακας:
Διαμάντι:
Κατασκευή εργαλείων διάτρησης και κοπής,
λειαντικό υλικό,
Κοσμήματα,
Γραφίτης:
Παραγωγή χυτηρίου, μεταλλουργίας, ραδιομηχανικής,
Κατασκευή μπαταριών,
Στη βιομηχανία πετρελαίου και φυσικού αερίου για εργασίες γεώτρησης,
Παραγωγή αντιδιαβρωτικών επιστρώσεων,
Στόκοι που μειώνουν δύναμη τριβής,
Προσρόφηση.
Προσρόφηση την ικανότητα ορισμένων ουσιών (ιδίως του άνθρακα) να συγκρατούν σωματίδια άλλων ουσιών (αέριο ή διαλυμένη ουσία) στην επιφάνειά τους.
Η χρήση του στην ιατρική για ιατρικούς σκοπούς βασίζεται στην ικανότητα προσρόφησης του άνθρακα· πρόκειται για δισκία ή κάψουλες ενεργού άνθρακα. Χρησιμοποιούνται εσωτερικά για δηλητηρίαση.
Για να αποκατασταθεί η ικανότητα του προσροφητικού να απορροφά και να απομακρύνει την προσροφημένη ουσία, αρκεί η θέρμανση.
Η ικανότητα προσρόφησης του άνθρακα χρησιμοποιήθηκε από τον M.D. Ο Ζελίνσκι στη μάσκα αερίου άνθρακα που εφηύρε το 1915 προσωπική προστασίααναπνευστικά όργανα, το πρόσωπο και τα μάτια ενός ατόμου από έκθεση βλαβερές ουσίες. Το 1916 καθιερώθηκε η βιομηχανική παραγωγή μασκών αερίου, η οποία έσωσε τις ζωές εκατοντάδων χιλιάδων στρατιωτών κατά τον Πρώτο Παγκόσμιο Πόλεμο. Μια βελτιωμένη μάσκα αερίων χρησιμοποιείται ακόμα και σήμερα.
Να γράψετε την αντίδραση αλληλεπίδρασης: α) πυρίτιο με οξυγόνο. β) πυρίτιο με υδρογόνο. γ) ψευδάργυρος με χλώριο. δ) φώσφορο με χλώριο. Ονομάστε τις ενώσεις που προέκυψαν.
Αλληλεπίδραση με το νερό
Πολλά αμέταλλα αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν οξείδια (ή/και άλλες ενώσεις). Οι αντιδράσεις συμβαίνουν κάτω από υψηλή θερμότητα.
C + H 2 O → CO + H 2
6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (βοροξίνη) + 3H 2
4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2
3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2
Όταν αλληλεπιδρούν με το νερό, τα αλογόνα είναι δυσανάλογα (σχηματίζουν ενώσεις με διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης από μια ένωση με μία κατάσταση οξείδωσης) - εκτός από το F2. Οι αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε θερμοκρασία δωματίου.
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO
Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Αλληλεπίδραση με αμέταλλα
Αλληλεπίδραση με το οξυγόνο.
Τα περισσότερα αμέταλλα (εκτός από αλογόνα και ευγενή αέρια) αντιδρούν με το οξυγόνο για να σχηματίσουν οξείδια και υπό ορισμένες συνθήκες (θερμοκρασία, πίεση, καταλύτες) υψηλότερα οξείδια.
N 2 + O 2 → 2NO (η αντίδραση συμβαίνει σε θερμοκρασία 2000°C ή σε ηλεκτρικό τόξο)
C + O 2 → CO 2
4B + 3O 2 → 2B 2 O 3
S + O 2 → SO 2
Αλληλεπίδραση με φθόριο
Τα περισσότερα αμέταλλα (εκτός από το N2, C (διαμάντι), μερικά ευγενή αέρια) αντιδρούν με το φθόριο για να σχηματίσουν φθόριο.
O 2 +2F 2 → 2OF 2 (με μετάδοση ηλεκτρικό ρεύμα)
C + 2F 2 → CF 4 (στους 900°C)
S +3F 2 → SF 6
2.3 Αλληλεπίδραση με αλογόνα (Cl 2, Br 2)
Με τα αμέταλλα (εκτός από άνθρακα, άζωτο, φθόριο, οξυγόνο και αδρανή αέρια), σχηματίζει τα αντίστοιχα αλογονίδια (χλωρίδια και βρωμίδια).
2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
2S + Br 2 → S 2 Br 2
2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (καύση σε ατμόσφαιρα χλωρίου)
Cl 2 + Br 2 → 2BrCl
Cl 2 + I 2 → 2ICl (θέρμανση στους 45°C))
Br 2 + I 2 → 2IBr
Αλληλεπίδραση με οξείδια
Ο άνθρακας και το πυρίτιο μειώνουν τα μέταλλα και τα αμέταλλα από τα οξείδια τους. Οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν θερμαίνεται.
SiO 2 +C=CO 2 +Si
MnO2 + Si → Mn + SiO 2.
Αλληλεπίδραση με αλκάλια
Τα περισσότερα αμέταλλα (εκτός από το F 2, Si) είναι δυσανάλογα όταν αλληλεπιδρούν με αλκάλια. Τα ευγενή αέρια, το O 2 , το N 2 και ορισμένα άλλα μέταλλα δεν αντιδρούν με τα αλκάλια
Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (όταν θερμαίνεται)
3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (κράμα)
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
Αλληλεπίδραση με οξειδωτικά οξέα
Όλα τα αμέταλλα (εκτός από αλογόνα, ευγενή αέρια, N 2 , O 2 , Si) αντιδρούν με οξειδωτικά οξέα για να σχηματίσουν τα αντίστοιχα οξυγονωμένο οξύ(ή οξείδιο).
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
Αλληλεπίδραση με άλατα
Όσο περισσότερο ηλεκτραρνητικό αλογόνο εκτοπίζει τόσο λιγότερο ηλεκτραρνητικό αντιδραστήριο από το άλας ή την ένωση υδρογόνου του
2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2
Χημικές ιδιότητεςΟι δυαδικές ενώσεις χωρίς οξείδιο είναι διαφορετικές. Τα περισσότερα από αυτά (εκτός από τα αλογονίδια) αντιδρούν με το οξυγόνο για να σχηματίσουν δύο οξείδια (στην περίπτωση της αμμωνίας, πρέπει να χρησιμοποιούνται καταλύτες).
Χημικές ιδιότητες βασικών οξειδίων
Αλληλεπίδραση με το νερό
Αλκαλικό και μέταλλα αλκαλικών γαιώναλληλεπιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν διαλυτές (ελαφρώς διαλυτές) ενώσεις - αλκάλια
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
Αλληλεπίδραση με οξείδια
Τα βασικά οξείδια αντιδρούν με όξινα και αμφοτερικά οξείδια σχηματίζοντας άλατα.
Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (σύντηξη)
Αλληλεπίδραση με οξέα
Τα βασικά οξείδια αντιδρούν με οξέα
CaO + 2HCl→ CaCl 2 + H 2 O
FeO + 2HCl→ FeCl 2 + H 2 O
Βασικά οξείδια στοιχείων με μεταβλητές καταστάσεις οξείδωσης μπορούν να συμμετέχουν σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής
FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
2MnO + O 2 → 2MnO 2
Χημικές ιδιότητες των αμφοτερικών οξειδίων
Αλληλεπίδραση με οξείδια
Τα αμφοτερικά οξείδια αντιδρούν με βασικά, όξινα και αμφοτερικά οξείδια σχηματίζοντας άλατα.
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 (σύντηξη)
Αλληλεπίδραση με οξέα και βάσεις
Τα αμφοτερικά οξείδια αντιδρούν με βάσεις και οξέα
6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (όταν θερμαίνεται)
Αλληλεπίδραση με άλατα
Τα αμφοτερικά οξείδια χαμηλής πτητικότητας εκτοπίζουν περισσότερα πτητικά όξινα οξείδια από τα άλατά τους
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Οξειδωτικό - αντιδράσεις μείωσης
Αμφοτερικά οξείδια στοιχείων με μεταβλητές καταστάσεις οξείδωσης μπορούν να συμμετέχουν σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.
MnO 2 + 4HCl→ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Χημικές ιδιότητες οξειδίων οξέος
1. Αλληλεπίδραση με το νερό
Τα περισσότερα οξείδια οξέος διαλύονται στο νερό για να σχηματίσουν το αντίστοιχο οξύ (οξείδια μετάλλων με υψηλότερους βαθμούςοξείδωση και SiO 2 δεν είναι διαλυτά στο νερό).
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
Αλληλεπίδραση με οξείδια
Τα όξινα οξείδια αντιδρούν με βασικά και αμφοτερικά οξείδια σχηματίζοντας άλατα.
