Металлы главных подгрупп и их соединения

Обновлено: 04.01.2025

Элементы содержания, проверяемые заданиями КИМ: А3 «Общая характеристика металлов главных подгрупп I-III групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов»

Домашнее задание П 18 до химических свойств, обратите внимание на тип химической связи и вид кристаллической решетки, и физические свойства металлов. ВЫПОЛНИТЬ ТЕСТ 3.2.

План
1.Общая характеристика металлов.
2. Особенности строения металлов главных подгрупп I-III групп.

Вложение	Размер
lek_3_ob_har_me.zip	11.74 КБ

Предварительный просмотр:

ЛЕКЦИЯ №3 по химии для 11 класса (профиль)

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.

«Общая характеристика металлов главных подгрупп I-III групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов»

Элементы содержания, проверяемые заданиями КИМ: А3

1.Общая характеристика металлов.

2. Особенности строения металлов главных подгрупп I-III групп.

Большинство химических элементов относят к металлам — 92 из 114 известных элементов.

Все металлы, кроме ртути , в обычном состоянии твердые вещества и имеют ряд общих свойств.

Общие свойства металлов : Металлы — это ковкие, пластичные, тягучие вещества, имеющие металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток.

Атомы элементов-металлов отдают электроны внешнего (а некоторые — и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Это свойство атомов металлов, определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от 1 до 3 на внешнем слое).

Исключение составляют лишь 6 металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют 4 электрона, атомы сурьмы и висмута — 5, атомы полония — 6.

Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от 0,7 до 1,9) и исключительно восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны.

В Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор — астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов . В группах сверху вниз восстановительные свойства усиливаются , так как идет увеличение радиуса атома. В периодах слева направо восстановительные свойства уменьшаются .

Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор — астат (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb) обладают двойственными свойствами : в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других проявляют свойства неметаллов.

В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.

Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.

Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено 76 элементов, из них только 14 не являются металлами. В организме человека некоторые элементы-металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, молибден присутствуют в небольших количествах, т. е. это микроэлементы .

2. Особенности строения металлов главных подгрупп I-III групп

Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы . Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону . Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т. е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения . Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями. В реа Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. Они являются восстановителями , имеют степень окисления +2 . В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий, элементы относятся к р-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три (s 2 p 1 ) электрона, чем объясняется сходство свойств. Степень окисления +3. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл , а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды.

Конспект урока по химии на тему: "Металлы главных подгрупп периодической системы химических элементов"

Тема: Металлы главных подгрупп периодической системы химических элементов

Цель: познакомиться со свойствами металлов главных подгрупп периодической системы химических элементов; рассмотреть общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучить по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений рассмотреть такое понятие, как жесткость воды. Познакомиться с алюминием, его свойствами и сплавами.

Актуализация опорных знаний:

1. Расскажите, каким образом располагаются металлы в ПСХЭ.

2. Каких элементов больше: металлических или неметаллических?

3. Какими общими свойствами обладают металлы?

Изучение нового материала:

Глав­ную под­груп­пу I груп­пы Пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы Д.И. Мен­де­ле­е­ва со­став­ля­ют литий Li, на­трий Na, калий K, ру­би­дий Rb, цезий Cs и фран­ций Fr. Эле­мен­ты этой под­груп­пы от­но­сят к ме­тал­лам . Их общее на­зва­ние – ще­лоч­ные ме­тал­лы.

Ще­лоч­но­зе­мель­ные ме­тал­лы на­хо­дят­ся в глав­ной под­груп­пе II груп­пы Пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы Д.И. Мен­де­ле­е­ва. Это маг­ний Mg, каль­ций Ca, строн­ций Sr, барий Ba и радий Ra.

Ще­лоч­ные и ще­лоч­но­зе­мель­ные ме­тал­лы как ти­пич­ные ме­тал­лы про­яв­ля­ют ярко вы­ра­жен­ные вос­ста­но­ви­тель­ные свой­ства. У эле­мен­тов глав­ных под­групп ме­тал­ли­че­ские свой­ства с уве­ли­че­ни­ем ра­ди­у­са воз­рас­та­ют. Осо­бен­но силь­но вос­ста­но­ви­тель­ные свой­ства про­яв­ля­ют­ся у ще­лоч­ных ме­тал­лов. На­столь­ко силь­но, что прак­ти­че­ски невоз­мож­но про­во­дить их ре­ак­ции с раз­бав­лен­ны­ми вод­ны­ми рас­тво­ра­ми, так как в первую оче­редь будет идти ре­ак­ция вза­и­мо­дей­ствия их с водой. У ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов си­ту­а­ция ана­ло­гич­ная. Они тоже вза­и­мо­дей­ству­ют с водой, но го­раз­до менее ин­тен­сив­но, чем ще­лоч­ные ме­тал­лы.

Элек­трон­ные кон­фи­гу­ра­ции ва­лент­но­го слоя ще­лоч­ных ме­тал­лов – ns 1 , где n – номер элек­трон­но­го слоя. Их от­но­сят к s-эле­мен­там. У ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов – ns 2 (s-эле­мен­ты). У алю­ми­ния ва­лент­ные элек­тро­ны …3s 2 3р 1 (p-эле­мент). Эти эле­мен­ты об­ра­зу­ют со­еди­не­ния с ион­ным типом связи. При об­ра­зо­ва­нии со­еди­не­ний для них сте­пень окис­ле­ния со­от­вет­ству­ет но­ме­ру груп­пы.

Об­на­ру­же­ние ионов ме­тал­ла в солях

Ионы ме­тал­лов легко опре­де­лить по из­ме­не­нию окрас­ки пла­ме­ни. Рис. 1.

Соли лития – кар­ми­но­во-крас­ная окрас­ка пла­ме­ни. Соли на­трия – жел­тый. Соли калия – фи­о­ле­то­вый через ко­баль­то­вое стек­ло. Ру­би­дия – крас­ный, цезия – фи­о­ле­то­во-си­ний.

Соли ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов: каль­ция – кир­пич­но-крас­ный, строн­ция – кар­ми­но­во-крас­ный и бария – жел­то­ва­то-зе­ле­ный. Соли алю­ми­ния окрас­ку пла­ме­ни не ме­ня­ют. Соли ще­лоч­ных и ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов ис­поль­зу­ют­ся для со­зда­ния фей­ер­вер­ков. И можно легко опре­де­лить по окрас­ке, соли ка­ко­го ме­тал­ла при­ме­ня­лись.

2. Щелочные металлы

Ще­лоч­ные ме­тал­лы – это се­реб­ри­сто-бе­лые ве­ще­ства с ха­рак­тер­ным ме­тал­ли­че­ским блес­ком. Они быст­ро туск­не­ют на воз­ду­хе из-за окис­ле­ния. Это мяг­кие ме­тал­лы, по мяг­ко­сти Na, K, Rb, Cs по­доб­ны воску. Они легко ре­жут­ся ножом. Они лег­кие. Литий – самый лег­кий ме­талл с пл. 0,5 г/см 3 .

Хи­ми­че­ские свой­ства ще­лоч­ных ме­тал­лов

1. Вза­и­мо­дей­ствие с неме­тал­ла­ми

Из-за вы­со­ких вос­ста­но­ви­тель­ных свойств ще­лоч­ные ме­тал­лы бурно ре­а­ги­ру­ют с га­ло­ге­на­ми с об­ра­зо­ва­ни­ем со­от­вет­ству­ю­ще­го га­ло­ге­ни­да. При на­гре­ва­нии ре­а­ги­ру­ют с серой, фос­фо­ром и во­до­ро­дом с об­ра­зо­ва­ни­ем суль­фи­дов, гид­ри­дов, фос­фи­дов.

Литий – это един­ствен­ный ме­талл, ко­то­рый ре­а­ги­ру­ет с азо­том уже при ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре.

6Li + N₂ = 2Li₃N, об­ра­зу­ю­щий­ся нит­рид лития под­вер­га­ет­ся необ­ра­ти­мо­му гид­ро­ли­зу.

Толь­ко с ли­ти­ем сразу об­ра­зу­ет­ся оксид лития.

4Li + О₂ = 2Li₂О, а при вза­и­мо­дей­ствии кис­ло­ро­да с на­три­ем об­ра­зу­ет­ся пе­рок­сид на­трия.

2Na + О₂ = Na₂О₂. При го­ре­нии всех осталь­ных ме­тал­лов об­ра­зу­ют­ся над­пе­рок­си­ды.

По ре­ак­ции с водой можно на­гляд­но уви­деть, как из­ме­ня­ет­ся ак­тив­ность этих ме­тал­лов в груп­пе свер­ху вниз. Литий и на­трий спо­кой­но вза­и­мо­дей­ству­ют с водой, калий – со вспыш­кой, а цезий – уже с взры­вом.

4. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­та­ми – силь­ны­ми окис­ли­те­ля­ми

По­лу­че­ние ще­лоч­ных ме­тал­лов

Из-за вы­со­кой ак­тив­но­сти ме­тал­лов, по­лу­чать их можно при по­мо­щи элек­тро­ли­за солей, чаще всего хло­ри­дов.

Со­еди­не­ния ще­лоч­ных ме­тал­лов на­хо­дят боль­шое при­ме­не­ние в раз­ных от­рас­лях про­мыш­лен­но­сти. См. Табл. 1.

Учебно-методическое пособие "Металлы главных подгрупп"

Составитель Пикулина С.С. преподаватель химии высшей квалификационной категории ГБПОУ ВО «Воронежский индустриальный колледж», 2021, с. 19.

Учебно-методическое пособие по теме «Металлы главных подгрупп периодической системы Д.И. Менделеева»

разработано в соответствии с рабочей программой, государственными образовательными стандартами по химии, с учетом значения конкретной темы для приобретения соответствующих профессиональных компетенций, предусмотренных ФГОС СПО и требованиями к минимуму содержания и уровню подготовки выпускников по соответствующей профессии.

В пособии даны рекомендации по изучению темы «Металлы главных подгрупп периодической системы Д.И. Менделеева» содержание теоретической и практической частей, применение темы в повседневной жизни и профессии, примеры решения задач и контрольные вопросы.

Учебно-методическое пособие разработано в помощь обучающимся колледжа по реализации требований ФГОС СПО и позволит им продемонстрировать уровень владения основными компетенциями.

1. Теоретическая часть …………………. 4-12

2. Примеры решения задач ………………………….. 13-14

3. Практическая часть ……………………………….. 15-18

1. Теоретическая часть

Общая характеристика металлов Ι главной подгруппы - Щелочные металлы

Строение атома элемента и распространение в природе

Ι группа ПС

+11 Na ﴿﴿﴿

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 1

Me 0 - 1 e → Me +1 , сильные восстановители, СО = 0, 1

Основные природные соедин

Распространение

Li ₂ O _* Al ₂ O _3* 4 SiO ₂

(28 место) , 3, 2 _* 10 - 3 % по m

Na С l, Na₂SO₄ *10H₂O, Na С l_* K С l

( 6 место) , 2,5% по m

K С l , Na С l _* K С l , K С l _* MgCl _{2 *}6 H ₂ O

( 7 место) , 2,5% по m

В качестве примесей в минералах калия

( 20 место), рассеян , 1,5_*10 -2 % по m

4 Cs ₂ O_* 4Al ₂ O _{3 *} 18SiO _2* 2 H ₂ O

редкий металл , 3,7_*10 -4 % по m

Металлическая связь - осуществляют относительно свободные электроны и положительно заряженные ионы металла

Все элементы существуют в виде твердых металлов.

Высокая тепло - и электропроводность, пластичны;

Низкие tпл. ; t кип ; ρ

t пл. Li =189,5 0 C ; t кип Li . =1317 0 C ; ρL i = 0,534г/см

t пл. Na =97,83 0 C ; t кип. Na = 882,9 0 C ; ρNa = 0,968г/см

t пл. K =63,55 0 C ; t кип. K = 760 0 C ; ρK = 0,962г/см

t пл. Rb =38,9 0 C ; t кип. Rb =703 0 C ; ρRb =1,525г/см

t пл. С s =28,5 0 C ; t кип. С s = 705 0 C ; ρ С s = 1,90г/см

Соединения окрашивают пламя:

Соли Na , K ( K С l , KNO ₃ , NaNO ₃ ) широко используются в качестве удобрений

Расплавы К и Na - в качестве теплоносителя в атомных реакторах и в авиационных двигателях.

Пероксиды К и Na - используются в подводных лодках и космических кораблях для регенерации воздуха

Na служит катализвтором в производстве каучука

Электролиз расплавов солей или щелочей

2Ме Cl → эл. ток→ 2 Me + Cl ₂ ↑; 4Ме OH → эл. ток→ 4 Me + O ₂ ↑ + 2 H ₂ O

Калий получают, вытесняя его избытком натрия из расплавов хлорида или гидроксида K С l + Na → NaCl + K ,

KOH + Na → NaOH + K

Франций - радиоактивный химический элемент, наименее устойчивый из всех радиоактивных химических элементов, встречающихся в природе.

Химические свойства

Взаимодействие с простыми веществами

2Ме+ H ₂ → 2Ме H (гидриды)

2Ме + S → Ме₂ S (сульфиды)

3Ме + P → Ме₃ P (фосфиды)

2Ме + N ₂ → Ме₃ N (нитриды)

(написать соответствующие реакции, указать окислитель, восстановитель);

С кислородом литий образует оксид, остальные металлы - пероксиды.

Взаимодействие со сложными веществами

С водой 2Ме+ H ₂ O → 2Ме OH + H ₂ ↑

C кислотами - сильными окислителями

8 Na + 10 HNO _{3( конц)} → 8 NaNO ₃ + N ₂ O ↑ + 5 H ₂ O

Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Атомы элементов IА–IIIА групп имеют сходство в строении электронных оболочек и закономерностях изменения свойств, что приводит к некоторому сходству их химических свойств и свойств их соединений.

Металлы IA (первой группы главной подгруппы) также называются «щелочные металлы«. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий. Франций – радиоактивный элемент, в природе практически не встречается. У всех металлов IA группы на внешнем энергетическом уровне, на s-подуровне в основном состоянии есть один неспаренный электрон:

… ns 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня щелочных металлов

Металлы IA группы — s-элементы. В химических реакциях они отдают один валентный электрон, поэтому для них характерна постоянная степень окисления +1.

Рассмотрим характеристики элементов IA группы:

Все щелочные металлы — сильные восстановители. Это самые активные металлы, которые могут непосредственно взаимодействовать с неметаллами. С ростом порядкового номера и уменьшением энергии ионизации металлические свойства элементов усиливаются. Щелочные металлы образуют с кислородом оксиды Э₂О. Оксиды щелочных металлов реагируют с водой с образованием основания (щелочи):

Водородные соединения щелочных металлов — это гидриды с общей формулой ЭН. Степень окисления водорода в гидридах равна -1.

Металлы IIA (второй группы главной подгруппы) — щелочноземельные. Раньше к щелочноземельным металлам относили только кальций, стронций, барий и радий, но по решению ИЮПАК бериллий и магний также называются щелочноземельными.

У щелочноземельных металлов на внешнем энергетическом уровне расположены два электрона. В основном состоянии это два спаренных электрона на s-подуровне:

… ns 2 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIA группы

Щелочноземельные металлы — s-элементы. Отдавая два валентных электрона, они проявляют постоянную степень окисления +2. Все элементы подгруппы бериллия — сильные восстановители, но восстановительные свойства выражены слабее, чем у щелочных металлов.

Характеристики элементов IIA группы:

Металлы подгруппы бериллия довольно активны. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды с общей формулой ЭО. Этим оксидам соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂.

Первый элемент IIA группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию (диагональное сходство). Это проявляется в свойствах бериллия. Например, он не взаимодействует с водой. Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Кальций, стронций и барий — это типичные металлы. Они реагируют с водой при обычных условиях.

Элементам IIA группы соответствуют гидриды с общей формулой ЭН₂.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns 2 nр 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Металлические свойства у элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов IIA подгруппы. Элмент бор относится к неметаллам. Энергия ионизации атома у бора наибольшая среди элментов IIIA подгруппы. Алюминий относится к типичным металлам, но оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства. У таллия более сильно выражены металлические свойства, в степени окисления +1 он близок по свойствам к щелочным металлам. Наибольшее практическое значение среди элементов IIIA подгруппы имеет алюминий.

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

Читайте также:

  
• Резцедержатель для токарного станка по металлу
  
• Водосточная система металлическая aquasystem
  
• Резка металла на прессах и ножницах
  
• Торцевая машинка по металлу
  
• Металлический каркас здания состоит из