Щелочные металлы 9 класс
За лето ребенок растерял знания и нахватал плохих оценок? Не беда! Опытные педагоги помогут вспомнить забытое и лучше понять школьную программу. Переходите на сайт и записывайтесь на бесплатный вводный урок с репетитором.
Вводный урок бесплатно, онлайн, 30 минут
Предварительный просмотр:
«Общая характеристика щелочных металлов»
- Дать общую характеристику щелочных металлов в свете общего, особенного и единичного.
- Продолжить формирование умений прогнозировать свойства простого вещества на основе положения химического элемента в Периодической системе химических элементов.
- Познакомить учащихся с практическим применением щелочных металлов.
- Способствовать формированию устойчивого интереса к изучаемому предмету, используя исторические хроники, стихи, демонстрационные эксперименты.
- Показать значимость химических знаний для современного наукоемкого производства.
1. Заинтересовать работой пассивную часть учащихся, используя различ-
ные по сложности задания.
Тип урока: изучение нового материала.
Оборудование: штатив с пробирками, стакан, нож, фильтровальная бумага, спиртовка, нихромовая проволока.
Реактивы: натрий, вода, фенолфталеин, растворы хлорида натрия, калия.
1. Проверка выполнения домашнего задания.
3. Формирование знаний о щелочных металлах как химических элементах и как простых веществах.
4. Формирование знаний о получении и применении щелочных металлов.
5. Химический диктант.
6. Решение задач.
7. Подведение итогов урока.
8. Домашнее задание.
I. Проверка домашнего задания.
1. Фронтально – беседа по вопросам:
а) В каком виде металлы встречаются в природе?
б) Что такое металлургия? Какие процессы она включает?
в) Какие виды металлургических процессов вам известны?
г) В чем сущность пирометаллургического метода получения металлов?
д) В чем сущность гидрометаллургического метода получения металлов?
е) Что такое электрометаллургия? Какие металлы получают этим методом?
2. Выполнение письменной проверочной работы по вариантам:
Учащиеся на карточках получают задания различного уровня сложности. На выполнение задания – 5 минут.
Учитель: Сегодня мы познакомимся с представителями металлического мира – щелочными металлами, узнаем много интересного о них. Познакомимся с особенностями строения их атомов, физическими и химическими свойствами. Узнаем о применении щелочных металлов. Это и будет целью нашего сегодняшнего урока. Запишем в рабочих тетрадях тему нашего урока «Общая характеристика щелочных металлов» (слайд № 1) . План урока… (слайд № 2). Так кто же они – щелочные металлы. Послушайте внимательно своих одноклассников и выделите для себя все самое необычное, связанное с ними.
1-й ученик: Литий.
Пурпурным светом в пламени вулканов
Из недр земли выходит он на свет
Чтобы затем трудиться неустанно
В крылатых сплавах и оптическом стекле.
Он в чистом виде нежно серебристый
И мягок – даже режется ножом.
Он плавает в воде и очень быстро
При этом вытесняет водород.
Используется как теплоноситель
Он в ядерных реакторах всегда.
А химика-органика спросите,
Он скажет вам: «Без лития никак!»
Итак, мы с вами убедились
Насколько важен этот элемент.
Космические силы накопили
Его в земле порядочный процент.
2-й ученик: Натрий.
Великий химик Гемфри Деви
Металлу натрию отец.
Свое открытие он сделал
На соде и на поташе. 3
Их электролизу подвергнув,
Он два металла получил,
И натрий был получен первым
Среди металлов щелочных.
Вот светом золотистым ярким
На улицах и площадях
В экономичных натриевых лампах
Сияет он в развешенных шарах.
В каталитических процессах
Нам обойтись без натрия нельзя
А с кадмием он, как известно
По свойствам уникальный сплав.
В природе натрий есть повсюду,
В воде и в воздухе он есть
И чтоб проверить крепость дружбы
Пуд соли вместе надо съесть!
3-й ученик: Калий.
Он Соликамска уроженец
И худо будет без него
В природе множество растений
Без калия не проживет.
Собьется с ритма наше сердце
Без калия – ты это знай.
Без калия и не надейся
Собрать хороший урожай!
Он фантастически активен,
Горит на воздухе, в воде
И фиолетовый красивый
При этом излучает свет!
А вот с ионом бихромата
Он коже дал красивый вид
Неплохо в лайковых перчатках
Весной по городу ходить!
4-й ученик: Рубидий.
Ряд линий в спектре ярко-красных
Киргоф и Бунзен вдруг нашли
Для элемента – это паспорт
И новый элемент Рубидий нарекли.
Рубидий наш буквально недотрога,
Горит на воздухе, взрывается в воде.
В земной коре его совсем немного
Он в минеральных водах и слюде.
Рубидий обнаружен в свекле,
Он в почве есть, в морской воде,
Рубидий в виноградном соке
Вот что такое этот элемент!
5-й ученик: Цезий.
Две линии небесно-голубые
Открыли Бунзен и Киргоф
И новый элемент по цвету линий
Был ими цезием сейчас же наречен.
В природе цезия совсем немного
Его содержит минерал поллук
Химически наш цезий недотрога
На воздухе он вспыхивает вдруг.
Металл он легкоплавкий, серебристый
Легко расплавится в руке
Цветной без цезия не обойдется телевизор,
Известен цезиевый элемент.
Да, кстати, фотоэлементы
Содержат цезий – пленкой на стекле
Чувствительность их просто беспримерна
Ведь реагируют они на инфракрасный свет.
6-й ученик: Франций.
В 20 веке обнаружен
Он Маргаритою Перей
Так эта милая француженка
Нам подарила новый элемент.
Похож по свойствам он на цезий,
Не больше часа жизнь его…
В различных ядерных процессах
Участвует его ядро!
III. Формирование знаний о щелочных металлах как химических элементах и как простых веществах:
1.Щелочные металлы – химические элементы
Учитель: Так в чем же необычность щелочных металлов?
Учащиеся самостоятельно характеризуют положение ЩМ в ПСХЭ (главная подгруппа I группы). Приглашаются трое учащихся, которые на доске записывают электронное строение атомов лития, натрия, калия. Остальные учащиеся выполняют это задание в тетрадях.
Li +3) ) Na +11) ) ) К +19) ) ) )
2 1 2 8 1 2 8 8 1
1S 2 2 S 1 1S 2 2 S 2 2Р 6 3S 1 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 2 3Р 6 4S 1
Учитель: Чем различаются атомы щелочных металлов и что у них общего?
В электронном строении атомов щелочных металлов одинаковое число электронов на последнем энергетическом уровне – один S не спаренный электрон, ЩМ проявляют постоянную степень окисления +1, а различие в том, что разные заряды ядер и радиусы атомов (увеличиваются от лития к калию и далее до франция).
Учитель: Атомы каких металлов будут легче отдавать электроны?
Чем больше радиус атома, тем легче отдают металлы электроны с последнего энергетического уровня. Среди трех первых химических элементов с наиболее ярко выраженными восстановительными свойствами будет калий.
Учитель: Какова кристаллическая решетка у щелочных металлов
У щелочных металлов – металлическая кристаллическая решетка. 5
В узлах кристаллической решетки находятся нейтральные атомы и положительно заряженные ионы, а между ними – свободные электроны. Это электроны
последнего уровня, свободны они потому, что не прочно связаны с ядром. С увеличением радиуса атома щелочного металла уменьшается прочность кристаллической решетки у металлов от лития к цезию.
2. Физические свойства щелочных металлов. Слайд №3. (Рассказ учителя)
Каковы физические свойства щелочных металлов?
Все щелочные металлы обладают металлическим блеском, тепло- и электропроводностью, плавятся при низких температурах, легки и пластичны. Щелочные металлы легко режутся ножом. Все они (за исключением желтоватого цезия) серебристо-белые. Хранят их под слоем керосина или парафина.
Плотности ЩМ возрастают от лития к Францию, температуры плавления, наоборот, уменьшаются. Все ЩМ (кроме Li) плавятся ниже температуры кипения воды.
3. Химические свойства щелочных металлов. (слайд № 4)
Исходя из электронного строения атомов ЩМ можно предположить, что они являются очень сильными восстановителями, т.к. обладают большим атомным радиусом и содержат только 1 электрон на внешнем энергетическом уровне, который легко отдают при взаимодействии с другими соединениями.
Как изменяются химические свойства ЩМ в подгруппе при увеличении порядкового номера элемента?
С увеличением № ЩМ увеличивается атомный радиус элементов, увеличивается число атомных слоев, следовательно, легкость отдачи электронов возрастает. Поэтому, восстановительные свойства ЩМ в подгруппе сверху вниз увеличиваются. Самый сильный восстановитель в ПСХЭ – Fr.
Как и все металлы, ЩМ взаимодействуют с неметаллами (кислородом, серой, хлором, водородом и другими), вытеснять из оксидов и солей менее активные металлы, вытеснять из кислот водород, взаимодействовать с водой.
Давайте убедимся в этом!
Общие свойства ЩМ будем рассматривать на примере натрия.
1) Взаимодействие натрия с кислородом.
Демонстрируется свежий блестящий срез ЩМ, быстро тускнеющий на свету. Объясняется это явление чрезвычайно высокой химической активностью
этих металлов, поэтому на воздухе ЩМ покрыты пленкой сложного состава (оксиды, пероксиды, гидроксиды, в случае лития еще и нитриды). Литий
образует нормальный оксид при сгорании на воздухе, остальные щелочные металлы образуют пероксиды.
4Li + О 2 = 2 Li 2 О
2Na +О 2 = Na 2 О 2
Оксид натрия можно получить слабым нагреванием в недостатке кислорода или нагреванием смеси пероксида с избытком металла:
4Na +О 2 = 2Na 2 О Na 2 О 2 + 2Na = 2Na 2 О
2)Взаимодействие с другими окислителями – водородом, галогенами, серой: 2Na +Н 2 = 2NaН
2Na +Сl 2 = 2NaСl 2Na + S = 2Na 2 S
Эти реакции рассмотрите как окислительно-восстановительные. 2 ученика выходят к доске и записывают электронный баланс для этих реакций.
3) Взаимодействие с водой:
Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой с образованием щелочи и выделением водорода.
2Na + 2Н 2 О = 2NaОН + Н 2 ↑
4) Взаимодействие натрия с концентрированной соляной кислотой:
2Na + 2НCl = 2NaCl + Н 2 ↑
5)Окрашивание пламени соединениями щелочных металлов.
Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами. Ион Li + окрашивает пламя в карминно-красный цвет, ион Na + - в желтый, К + - в фиолетовый.
IV. Формирование знаний о получении и применении щелочных металлов. (слайды № 5,6,7)
Учащийся у доски рассказывает о получении и применении щелочных металлов.
V. Химический диктант.
Учащиеся делятся на 4 варианта. Учитель диктует вопрос, а учащийся в соответствии со своим вариантом отвечает на него «да» или «нет».
1. Порядковый номер вашего химического элемента – 19.
2. Заряд ядра +37.
3. Число электронов последнего энергетического уровня равно 1.
4. Радиус атома больше чем радиус атома натрия.
5. Более сильный восстановитель, чем калий. 7
6. Хранится под слоем вазелина.
7. Хранится под слоем керосина.
8. Имеет всего два энергетических уровня.
9. Бурно взаимодействует с водой с образованием щелочи и водорода.
10. Открыт Бунзеном.
11. Недолгоживущий, радиоактивный химический элемент.
12. Открыт Маргаритою Перей.
13. Используется как теплоноситель в атомных реакторах.
14. Получают электролизом солей.
15. Может вытеснять из растворов солей менее активные металлы.
16. Окрашивает пламя в малиновый цвет.
17. Обнаружен в некоторых сортах свеклы.
VI. Решение задач. (слайд № 8)
Учитель: Теперь решим задачу.
Задача: Гидрид натрия NaH взаимодействует с водой с образованием щелочи и газообразного водорода. Напишите химическое уравнение этой реакции. Вычислите объем водорода, образующегося из 60 г гидрида натрия.
Наиболее подготовленные учащиеся решают индивидуально задачи
VII. Подведение итогов урока. (слайд № 9)
Учитель подводит итоги урока, выставляет оценки и просит учащихся ответить на вопросы:
VIII. Домашнее задание: § 11 с. 44-45, упр. 2 после § 11.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Li 3 Литий 6,941 2 S 1 Na 11 Натрий 22,98977 3 S 1 К 19 Калий 39,102 4 S 1 Rb 37 Рубидий 85,4678 5 S 1 Cs 55 Цезий 132,905 6 S 1 Fr 87 Франций 223 7 S 1
План урока Щелочные металлы как химические элементы Физические свойства щелочных металлов Химические свойства щелочных металлов Получение и применение щелочных металлов Химический диктант Решение задач Подведение итогов урока Домашнее задание
Физические свойства щелочных металлов Li Na K Rb Cs Fr Плотность г/см 3 0,534 0,968 0,8698 1,472 1,873 2,3 Т плавл. º С 180,5 97,83 63,51 39,3 28,7 21
Химические свойства щелочных металлов 1. 4 Li + 2O 2 = 2 Li 2 O – оксид лития 2Na + O 2 = Na 2 O 2 - пероксид натрия Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O 4Na + O 2 = 2Na 2 O –оксид натрия 2. 2Na + Н 2 = 2Na Н –гидрид натрия Na Н + Н 2 О = Na ОН + Н 2 3. 2Na + Cl 2 = 2NaCl -хлорид натрия 4. 2Na + S = Na 2 S -сульфид натрия 5. 2Na + 2Н 2 О = 2 Na ОН + Н 2 ↑ 6. 2Na + 2НС l = 2 NaCl + Н 2 ↑ 7. Качественная реакция на щелочные металлы – окрашивание пламени их катионами: Li + - красное пламя Na + - желтое пламя К+ - фиолетовое пламя
Применение щелочных металлов Li Теплоноситель в Компонент Производство Катализатор ядерных реакторах сплавов трития полимеризации производство Na производство неорганических тетраэтилсвинца ( IV ) веществ наполнитель Хладагент в Восстановитель катализатор в для уличных ядерных реакторах - в металлотермии органической химии светильников размножителях на быстрых нейтронах
Катализатор в производстве каучука В лабораторной К Производство практике перекиси калия Восстановитель Теплоноситель при производстве в атомных титана реакторах
Rb – компонент материала катода в фотоэлементах и фотоэлектрических умножителях С s В фотоэлементах Наполнитель Сверхпроводник и фотоэлектрических газовых лазеров Умножителях и цезиевых ламп
Задача Гидрид натрия NaH взаимодействует с водой с образованием щелочи и газообразного водорода. Вычислите массу водорода, образующегося из 60г гидрида натрия.
Подведение итогов Сегодня я узнал (а) … Я удивился (лась)… Я хотел (а) бы… Домашнее задание: § 11 с. 44-45, упр. 2.
1. Щелочные металлы: общая характеристика, строение; свойства и получение простых веществ
Щелочными металлами называются химические элементы-металлы \(IA\) группы Периодической системы Д. И. Менделеева: литий \(Li\), натрий \(Na\), калий \(K\), рубидий \(Rb\), цезий \(Cs\) и франций \(Fr\).
Электронное строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns 1 . Поэтому для всех металлов группы \(IA\) характерна степень окисления \(+1\).
- увеличение радиуса атомов;
- усиление восстановительных, металлических свойств.
Нахождение в природе. Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. Но из-за высокой химической активности они встречаются только в виде соединений.
- каменная соль (хлорид натрия \(NaCl\)),
- глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na 2 SO 4 \(·\) 10 H 2 O ,
- сильвин — хлорид калия \(KCl\),
- сильвинит — двойной хлорид калия-натрия \(KCl\) \(·\)\(NaCl\) и др.
Соединения лития, рубидия и цезия в природе встречаются значительно реже, поэтому их относят к числу редких и рассеянных.
Физические свойства простых веществ. В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Наличие металлической связи обусловливает общие физические свойства простых веществ-металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.
В свободном виде простые вещества, образованные элементами \(IA\) группы — это легкоплавкие металлы серебристо-белого (литий, натрий, калий, рубидий) или золотисто-жёлтого (цезий) цвета, обладающие высокой мягкостью и пластичностью.
Наиболее твёрдым является литий, остальные щелочные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.
Только у натрия плотность немного больше единицы ρ = 1,01 г / см 3 , у всех остальных металлов плотность меньше единицы.
Химические свойства. Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, реагируя с кислородом и другими неметаллами.
Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. Они являются сильными восстановителями.
Взаимодействие натрия с водой протекает с выделением большого количества теплоты (т. е. реакция является экзотермической). Кусочек натрия, попав в воду, начинает быстро двигаться по её поверхности. Под действием выделяющейся теплоты он расплавляется, превращаясь в каплю, которая, взаимодействуя с водой, быстро уменьшается в размерах. Если задержать её, прижав стеклянной палочкой к стенке сосуда, капля воспламенится и сгорит ярко-жёлтым пламенем.
Получение. Металлический натрий в промышленности получают главным образом электролизом расплава хлорида натрия с инертными (графитовыми) электродами.
Основные характеристики и свойства щелочных металлов
Название «щелочные металлы» произошло от их способности в реакциях с водой образовывать щелочи — основания, растворимые в воде. Слово «выщелачивать» славянского происхождения. В переводе оно означает «растворять».
Щелочными называют металлы IA группы таблицы Менделеева. Их шесть: литий, натрий, рубидий, калий, цезий, франций. По внешнему виду они представляют собой металлы серебристо-белого цвета, за исключением цезия — он золотисто-желтый. Основные физические свойства простых веществ:
- пластичность;
- мягкость;
- невысокая плотность;
- высокая химическая активность;
- легкая окисляемость;
- электропроводность;
- теплопроводность;
- легкоплавкость.
В связи со способностью быстро окисляться, т.е. вступать в реакцию с кислородом и другими веществами, в природе они встречаются в форме соединений.
Соли щелочных металлов окрашивают пламя спиртовки в различные цвета:
В отличие от этих двух представителей, литий, рубидий, цезий не встречаются в природе часто. Следовательно, они относятся к группе редких металлов. Франций — искусственно полученный элемент, отличающийся радиоактивностью.
Калий и натрий являются участниками водно-солевого, а также кислотно-щелочного баланса организма человека. Эти элементы важны для циркуляторных процессов крови, деятельности энзимов. Для жизнедеятельности растений особенно важен калий.
Щелочные металлы имеют валентность, равную единице (степень окисления +1).
Поскольку данная группа элементов в системе Менделеева следует непосредственно за инертными газами, у атомов щелочных металлов появляется новый энергетический уровень, на котором содержится один электрон. Электронная конфигурация — ns1.
Поскольку любой атом стремится приобрести конфигурацию инертного газа, атомы щелочных металлов способны легко отдать валентные электроны и проявлять восстановительные свойства. Этот факт свидетельствует о невысоких значениях энергии ионизации их атомов, а также о низких значениях электроотрицательности.
Сверху вниз по группе наблюдается увеличение радиуса атомов, снижение электроотрицательности, увеличение восстановительных свойств простых веществ.
Какие элементы относятся к щелочным металлам
Перечень щелочных металлов:
- литий — Li;
- натрий — Na;
- калий — K;
- рубидий — Rb;
- цезий — Zs;
- франций — Fr.
Они занимают IA группу в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Электронная формула, в какую группу входят
Строение атомов щелочных металлов, которые расположены в IA группе, можно свести к таблице следующего вида:
В роли окислителей в таких взаимодействиях участвуют простые и сложные вещества. Это могут быть неметаллы, органические соединения, кислоты, соли, оксиды.
Каждый элемент взаимодействует индивидуально.
Оксид в качестве продукта образовывается только в реакциях лития:
4 L i + O 2 = 2 L i 2 O
В случае с натрием в ходе реакции образуется пероксид, а с калием, рубидием, цезием — надпероксид:
2 N a + O 2 = N a 2 O 2
- К реакциям с простыми веществами относится образование галогенидов:
2 N a + C l 2 = 2 N a C l
Рассматривая взаимодействие с H2, S, P, C, Si, необходимо знать, что для протекания данных реакций необходимо нагревание.
Литий реагирует с азотом при комнатной температуре.
- Реакции с водой протекают у щелочных металлов по-разному: литий — спокойно, всплывая на поверхность жидкости, натрий реагирует более активно с образованием пламени, калий, цезий и рубидий реагируют со взрывом. В общем виде
2 M + 2 H 2 O = 2 M O H + H 2 (М – металл)
- В два этапа протекают реакции с кислотами. Металл сначала вступает в реакцию с водой, а после, в момент образования щелочи, она реагирует с разбавленной кислотой и нейтрализуется. Такие реакции часто протекают со взрывом, поэтому на практике проводятся редко.
- В результате реакции с аммиаком образуются амиды:
2 L i + 2 N H 3 = 2 L i N H 2 + H 2
- Взаимодействие с этанолом, фенолами, в ходе которого щелочные металлы замещают атомы водорода в гидроксильной группе ОН этих соединений:
2 N a + 2 C 2 H 5 O H = 2 C 2 H 5 O N a + H 2
- Щелочные металлы могут использоваться для восстановления других металлов, к примеру, алюминия:
3 N a + A l C l 3 = A l + 3 N a C l
Физические свойства щелочных металлов объясняются металлической связью в кристаллической решетке. Для них характерен металлический блеск, отличная ковкость, пластичность, тепло- и электропроводность.
Самым твердым из всей группы является литий, а самая высокая плотность у цезия. Некоторые физические свойства щелочных металлов в сравнении представлены в следующей таблице:
Из таблицы следует, что все элементы получили свое применение благодаря низким температурам плавления (кипения). Их значения снижаются по мере увеличения порядкового номера в Периодической системе Менделеева.
Все металлы, за исключением лития, настолько мягки, что их можно разрезать ножом или на специальном оборудовании раскатать в лист фольги.
Еще одно свойство, которое имеет практическое значение в промышленности — низкая плотность. Плотность лития, натрия и калия ниже плотности воды.
Указанные физические свойства обусловлены слабой связью электронов внешних слоев с атомами щелочных металлов. Поэтому энергия ионизации атомов невысокая, и они при взаимодействии друг с другом образуют металлическую связь.
В периодической таблице в начале каждого периода стоит элемент с низкой температурой плавления (щелочной металл). По мере увеличения порядковых номеров в периоде слева направо этот показатель сначала увеличивается к середине периода (IV А группа), где расположены элементы, образующие преимущественно атомные кристаллические решетки (C, Si).
Затем в конце периода температуры плавления снова уменьшаются, поскольку в VII-VIII группах расположены элементы, простые вещества которых характеризуются молекулярными кристаллическими решетками (галогены, благородные газы).
Меры предосторожности при работе с ними
Из-за высокой химической активности работа со щелочными металлами должна осуществляться с большой осторожностью. Для их хранения выделяются отдельные емкости, которые запаивают и помещают в них слой вазелинового масла или керосина. Тогда предотвращается взаимодействие с воздухом, в частности с кислородом, и исключается горение.
На каждом предприятии, где осуществляются работы с этими химическими элементами и их соединениями, разрабатываются специальные правила безопасности и меры предосторожности, исключающие наступление аварийных ситуаций и производственных травм.
Все сотрудники перед получением допуска к работе должны пройти обязательный производственный инструктаж, который бывает предварительный (перед началом работы) и периодический (через равные промежутки времени — ежеквартально, ежегодно). Они включают качественное изучение требований нормативных документов по безопасности труда и производственному нормированию.
Сотрудники на своих рабочих местах должны находиться в защитной спецодежде, быть оснащены средствами индивидуальной защиты (для органов зрения, дыхания, кожных покровов).
Поскольку растворы щелочных металлов — щелочи, их воздействие на кожу может привести к ожогам и раздражениям. Щелочи при попадании брызг в глаза могут спровоцировать отторжение ветвей глазного нерва и вызвать полную слепоту.
Выше описана возможность бурной реакции металлов с кислородом вплоть до взрыва. Поэтому рабочие места укомплектовываются средствами пожаротушения, которые периодически проходят технические проверки своей исправности. Щелочные металлы нельзя тушить водой, так как они вступают в реакцию с ней.
Натрий и калий можно тушить аргоном и азотом. Аргон эффективнее, поскольку существенно тяжелее воздуха. Литий продолжает гореть в атмосфере азота и диоксида углерода. Для тушения горящего лития разработаны специальные порошковые составы Вексон-D3 на основе различных флюсов и графита с гидрофобизирующими добавками.
С соблюдением техники безопасности проводится и утилизация отходов после работы. Они подвергаются нейтрализации с применением специальных составов, разрешенных для применения компетентными органами.
Получение простых веществ, где применяются
Чистый натрий можно получать путем электролиза расплава хлорида натрия с графитовыми электродами, обладающими инертностью. Поскольку в таком расплаве имеются ионы Na и Cl, в ходе электролиза на катоде восстанавливаются катионы натрия до металлического натрия, а на аноде — окисляются анионы хлора до газообразного хлора.
Презентация "Щелочные металлы" 9 класс
презентация к уроку по химии (9 класс) на тему
Щелочные металлы 9 класс Подготовила учитель химии Кузяшева Ю.В
Цель урока Сформировать понятие щелочных металлов Дать сравнительную характеристику щелочным металлам Познакомиться с физическими и химическими свойствами щелочных металлов
Металлы С u, Au, Ag не взаимодействуют с водой даже при нагревании. Металлы обладают электропроводностью и теплопроводностью. Для металлов характерна металлическая кристаллическая решетка. У атомов металлов на внешнем уровне 1-3 электрона. У атомов металлов на внешнем уровне 1-3 электрона. Металлы являются восстановителями и окислителями. Для металлов характерна металлическая кристаллическая решетка. Металлы обладают электропроводностью и теплопроводностью. При взаимодействии с кислородом металлы принимают электроны. Все металлы активно взаимодействуют с кислотами. Металлы С u, Au, Ag не взаимодействуют с водой даже при нагревании. М g, Be находятся в главной подгруппе II группы Уберите неверное
Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы литий Li, натрий Nа, калий К, рубидий Rb, цезий Сs , франций Fr. Название группы связано с тем, что при взаимодействии этих металлов с водой образуются едкие вещества - щелочи
Как изменяются металлические свойства в группе?
Радиусы атомов элементов 1А группы
Сравнение свойств Что общего в атомном строении щелочных металлов? Как изменяется химическая активность этих элементов?
ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ Натрий и калий – 1807г. Английский химик и физик Г.Дэви получил их в виде металлов при электролизе расплавленного едкого натра NaOH и едкого кали КОН. Литий открыт в 1817г. шведским химиком И. Арфведсон. Этот минерал выглядит как самый обыкновенный камень, и поэтому металл назвали литием, от греческого «литос» - камень.
ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ Рубидий – 1863 г. Р. Бунзен и Г.Кирхгофф обнаружили с помощью спектрального анализа, а затем выделили в чистом виде из минерала лепидолит (фторсиликат лития и алюминия) Цезий - 1882 г. Р. Бунзен и Г.Кирхгофф обнаружили с помощью спектрального анализа, а затем выделили в чистом виде из солей, полученных из минеральных вод.
ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ Франций - Этот элемент был предсказан Д.И.Менделеевым и был открыт в 1939 г. Маргаритой Пере , сотрудницей Института радия в Париже. Она же дала ему в 1964 г. название в честь своей родины – франций . . Микроскопические количества изотопов франция-223 и 224 могут быть химически выделены из минералов урана и тория. Другие изотопы франция получают искусственным путём с помощью ядерных реакций.
Происхождение названий Li (1817) лат. " литос" - камень Na (1807) араб. "натрум" - сода К (1807) араб. "алкали" - щелочь Rb (1861) лат. "рубидус" - темно-красный Cs (1860) лат. "цезиус" - небесно-голубой Fr (1939) от названия страны Франция – его на Земле всего 25 мг.
Изменение физических свойств
Применение щелочных металлов Литий Для получения трития Получение сплавов для подшипников Восстановитель в органическом синтезе Химические источники тока Пиротехника
Применение щелочных металлов
Применение щелочных металлов Калий В гальванотехнике Калийные удобрения Д ля получения перекиси калия К атализатор Термическое получение металлов Теплоноситель в ядерных реакторах
Нахождение в природе В свободном виде в природе щелочные металлы не встречаются из-за своей исключительно высокой химической активности. Некоторые их природные соединения, в частности соли натрия и калия, довольно широко распространены, они содержатся во многих минералах, растениях, природных водах.
Оксид лития Оксид натрия Оксиды щелочных металлов Составьте общую формулу оксидов .
KOH – гидроксид калия NaOH – гидроксид натрия LiOH – гидроксид лития Гидроксиды щелочных металлов Какова общая формула гидроксидов?
НЕМНОГО ИСТОРИИ Древнегреческий поэт Гомер, назвал поваренную соль «божественной». В те далекие времена она ценилась выше золота. Из-за месторождений соли происходили военные столкновения, а нехватка соли у населения вызывала «соляные бунты». М.В.Ломоносов писал, что в его время за четыре-пять плиток соли можно было купить раба. Многие племена в Центральной Африке отдавали за чашку соли чашку золота. В Китае XIII века из каменной соли делали монеты.
Поваренная соль и география Поваренная соль известна человеку с незапамятных времен, и название ее сходно во многих языках. В честь соли названы многие города, реки и озера: Солигалич, Соликамск, Сольвычегорск, Соль-Илецк, Сольцы, Усолье и Усолье-Сибирское, реки Усолка и Соленая и многие другие.
Поваренная соль в организме человека Соль – обязательная составная часть организма человека. Соль поддерживает нормальную деятельность клеток, из которых состоят все ткани и органы. Из соли в желудке вырабатывается соляная кислота, без которой невозможно переваривание пищи. Суточная потребность в поваренной соли для взрослого человека составляет 10 – 15 грамм.
Применение поваренной соли Производство химических веществ --- соляной кислоты --- гидроксида натрия --- хлора --- соды Для консервирования Приправа к пище Производство мыла
Сколько нужно времени для того, чтобы съесть пуд соли? Есть поговорка: «Чтобы хорошо узнать человека, надо съесть с ним пуд соли». Оказывается это можно сделать всего за год с небольшим. Ведь потребность соли для нормального питания человека составляет не менее 7 килограммов в год.
Химические свойства металлов и их соединений
Щелочные металлы — общая характеристика, строение атомов, физические и химические свойства
Щелочные металлы — металлы, расположенные в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ).
К щелочным металлам относят:
- литий Li;
- натрий Na;
- калий K;
- цезий Cs;
- рубидий Rb;
- франций Fr.
Внешний энергетический уровень щелочных металлов обладает следующей электронной конфигурацией: n s 1 . На внешнем энергетическом уровне расположен 1 s-электрон. Таким образом, для щелочных металлов типичной является степень окисления в соединениях +1.
В ряду L i - N a - K - R b - C s - F r , согласно Периодическому закону, можно выявить следующие закономерности:
- увеличение атомного радиуса;
- усиление металлических свойств;
- ослабление неметаллических свойств;
- снижение степени электроотрицательности.
Общие физические свойства щелочных металлов:
- металлическая кристаллическая решетка у твердого вещества;
- высокая теплопроводность;
- высокая электропроводимость;
- низкие температуры кипения;
- низкие температуры плавления;
- небольшие показатели плотности.
Щелочные металлы являются мягкими веществами с серебристой окраской. На свежем срезе можно наблюдать характерный блеск.
Высокая химическая активность щелочных металлов при контакте с водой, кислородом, в некоторых случаях с азотом ( L i ) , объясняет наличие особых требований к режиму хранения. Материалы помещают под слой керосина. Перед проведением химического опыта от щелочного металла отделяют фрагмент необходимого размера с помощью скальпеля под слоем керосина. Затем в атмосфере аргона удаляют с металлической поверхности продукты, образованные при его реакции с воздухом. После этого фрагмент перемещают в резервуар для проведения реакций.
Одним из ключевых свойств щелочных металлов является высокая степень активности при взаимодействии с водой.
Относительно спокойная реакция без взрыва наблюдается при контакте лития с водой:
2 L i + 2 H 2 O ⟶ 2 L i O H + H 2 ↑ 2 L i + 2 H 2 O ⟶ 2 L i O H + H 2 ↑
Аналогичный химический процесс с натрием сопровождается горением пламенем желтого цвета и небольшим взрывом. Калий проявляет большую активность по сравнению с натрием. При такой реакции происходит сильный взрыв, а пламя приобретает фиолетовую окраску.
Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. В результате горения щелочных металлов в воздушной среде образуются вещества различного состава. Компонентный набор продуктов реакции определяется активностью металла.
Горение лития в воздушной среде приводит к образованию оксида стехиометрического состава:
4 L i + O 2 ⟶ 2 L i 2 O 4 L i + O 2 ⟶ 2 L i 2 O
Натрий горит на воздухе, что сопровождается синтезом пероксида N a 2 O 2 с небольшой добавкой в виде надпероксида N a O 2 :
2 N a + O 2 ⟶ N a 2 O 2 2 N a + O 2 ⟶ N a 2 O 2
Продукты, образованные в процессе горения калия, рубидия и цезия, включают в состав, как правило, надпероксиды:
K + O 2 ⟶ K O 2 K + O 2 ⟶ K O 2
R b + O 2 ⟶ R b O 2 R b + O 2 ⟶ R b O 2
C s + O 2 ⟶ C s O 2 C s + O 2 ⟶ C s O 2
Синтезировать оксиды натрия и калия можно путем повышения температуры смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствии кислорода:
2 N a + 2 N a O H ⟶ 2 N a 2 O + H 2 ↑ 2 N a + 2 N a O H ⟶ 2 N a 2 O + H 2 ↑
2 N a + N a 2 O 2 ⟶ 2 N a 2 O 2 N a + N a 2 O 2 ⟶ 2 N a 2 O
3 K + K O 2 ⟶ 2 K 2 O 3 K + K O 2 ⟶ 2 K 2 O
Кислородные соединения щелочных металлов обладают уникальной особенностью. Закономерно с увеличением радиуса катиона щелочного металла повышается степень устойчивости кислородных соединений, в состав которых входят пероксид-ион ( О 2 ) 2 - и надпероксид-ион ( О 2 ) - .
Тяжелые щелочные металлы способны формировать достаточно устойчивые озониды Э О 3 . Кислородные соединения щелочных металлов обладают различной окраской, интенсивность которой повышается от Li до Cs:
Проявление пероксидами и надпероксидами свойств сильных окислителей:
N a 2 O 2 + 2 N a I + 2 H 2 S O 4 ⟶ I 2 + 2 N a 2 S O 4 + 2 H 2 O N a 2 O 2 + 2 N a I + 2 H 2 S O 4 ⟶ I 2 + 2 N a 2 S O 4 + 2 H 2 O
Интенсивное взаимодействие пероксидов и надпероксидов с водой, что сопровождается формированием гидроксидов:
N a 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 N a O H + H 2 O 2 N a 2 O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 N a O H + H 2 O 2
2 K O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + H 2 O 2 + O 2 ↑ 2 K O 2 + 2 H 2 O ⟶ 2 K O H + H 2 O 2 + O 2 ↑
Щелочные металлы вступают в химические реакции со многими неметаллами. В процессе нагрева вещества формируют соединения с водородом. В результате образуются гидриды. Щелочные металлы могут взаимодействовать со следующими веществами:
- галогены;
- сера;
- азот;
- фосфор;
- углерод;
- кремний.
В результате таких химических реакций образуются соответственно:
- галогениды;
- сульфиды;
- нитриды;
- фосфиды;
- карбиды;
- силициды.
2 N a + H 2 ⟶ 2 N a H 2 N a + H 2 ⟶ 2 N a H
2 N a + C l 2 ⟶ 2 N a C l 2 N a + C l 2 ⟶ 2 N a C l
2 K + S ⟶ K 2 S 2 K + S ⟶ K 2 S
6 L i + N 2 ⟶ 2 L i 3 N 6 L i + N 2 ⟶ 2 L i 3 N
Последняя реакции протекает при комнатной температуре.
2 L i + 2 C ⟶ L i 2 C 2 2 L i + 2 C ⟶ L i 2 C 2
При повышении температуры происходят химические реакции щелочных металлов с другими металлами. Продуктами данной реакции являются соединения металлов — интерметаллиды.
Активно протекает взаимодействие щелочных металлов с кислотами. Процесс сопровождается взрывом.
Растворение щелочных металлов в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:
2 N a + 2 N H 3 ⟶ 2 N a N H 2 + H 2 ↑ 2 N a + 2 N H 3 ⟶ 2 N a N H 2 + H 2 ↑
Растворяясь в жидком аммиаке, щелочной металл утрачивает электрон, который сольватируется молекулами аммиака и окрашивает раствор в голубой цвет. Образованные в результате амиды достаточно просто разлагаются водой, что приводит к образованию щелочи и аммиака:
K N H 2 + H 2 O ⟶ K O H + N H 3 ↑ K N H 2 + H 2 O ⟶ K O H + N H 3 ↑
Щелочные металлы вступают в химические реакции с органическими веществами.
При взаимодействии щелочных металлов со спиртами образуются алкоголяты. Если вещество контактирует с карбоновыми кислотами, продуктом реакции являются соли.
2 N a + 2 C H 3 C H 2 O H ⟶ 2 C H 3 C H 2 O N a + H 2 ↑ 2 N a + 2 C H 3 C H 2 O H ⟶ 2 C H 3 C H 2 O N a + H 2 ↑
2 N a + 2 C H 3 C O O H ⟶ 2 C H 3 C O O N a + H 2 ↑ 2 N a + 2 C H 3 C O O H ⟶ 2 C H 3 C O O N a + H 2 ↑
Щелочные металлы распознают по окраске пламени спиртовки, если в него вносить их соединения. По причине небольших потенциалов ионизации щелочных металлов при нагреве металла или его соединений в пламени происходит ионизация атомов. В результате пламя приобретает определенную окраску:
Соединения щелочных металлов, примеры
Получение гидроксидов щелочных металлов связано с применением электролитических способов. Самым крупнотоннажным является получение гидроксида натрия с помощью реакции электролиза концентрированного водного раствора поваренной соли:
2 N a C l + 2 H 2 O ⟶ H 2 ↑ + C l 2 ↑ + 2 N a O H 2 N a C l + 2 H 2 O ⟶ H 2 ↑ + C l 2 ↑ + 2 N a O H
катод: 2 H + + 2 e ⟶ H 2 ↑ 2 H + + 2 e ⟶ H 2 ↑
анод: 2 C l - - 2 e ⟶ C l 2 ↑ 2 C l - - 2 e ⟶ C l 2 ↑
В прошлом для получения щелочи применяли реакцию обмена:
N a 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 N a O H N a 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 N a O H
Продуктом данной реакции является щелочь с большой концентрацией соды N a 2 C O ) 3 .
Гидроксиды щелочных металлов представляют собой гигроскопичные вещества с белой окраской, водные растворы которых являются сильными основаниями.
Гидроксиды щелочных металлов, как и все основания, вступают в химические реакции с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:
2 L i O H + H 2 S O 4 ⟶ L i 2 S O 4 + 2 H 2 O 2 L i O H + H 2 S O 4 ⟶ L i 2 S O 4 + 2 H 2 O
2 K O H + C O 2 ⟶ K 2 C O 3 + H 2 O 2 K O H + C O 2 ⟶ K 2 C O 3 + H 2 O
K O H + A l ( O H ) 3 ⟶ K [ A l ( O H ) 4 ] K O H + A l ( O H ) 3 ⟶ K [ A l ( O H ) 4 ]
Если нагреть гидроксиды щелочных металлов, то вещества возгоняются без разложения. Исключение составляет гидроксид лития, который аналогично гидроксидам металлов главной подгруппы II группы, в процессе прокаливания разлагается на оксид и воду:
2 L i O H ⟶ L i 2 O + H 2 O 2 L i O H ⟶ L i 2 O + H 2 O
Гидроксид натрия используют в производстве твердого мыла и других веществ:
- моющих средств синтетического состава;
- волокон искусственного происхождения;
- органических соединений таких, как фенол.
Ценным продуктом, в состав которого входит щелочной металл, является сода N a 2 C O 3 . Большую часть от объемов мирового производства соды получают с помощью методики Сольве. Данный метод был изобретен в начале XX столетия. Принцип технологии заключается в следующем: водный раствор N a C l с добавлением аммиака насыщают углекислым газом при температуре 26—30 °C. В результате синтезируют гидрокарбонат натрия с низкой степенью растворимости, который получил название питьевой соды:
N a C l + N H 3 + C O 2 + H 2 O ⟶ N a H C O 3 ↓ + N H 4 C l N a C l + N H 3 + C O 2 + H 2 O ⟶ N a H C O 3 ↓ + N H 4 C l
С целью нейтрализовать кислотную среду, которая формируется при пропускании углекислого газа через раствор, добавляют аммиак. Таким образом, получают гидрокарбонат-ион ( H C O 3 ) - , который требуется для того, чтобы продукт выпал в осадок. После того, как отделяется питьевая сода, раствор с хлоридом аммония нагревают с известью и выделяют аммиак, что позволяет вернуть его в зону реакции:
2 N H 4 C l + C a ( O H ) 2 ⟶ 2 N H 3 ↑ + C a C l 2 + 2 H 2 O 2 N H 4 C l + C a ( O H ) 2 ⟶ 2 N H 3 ↑ + C a C l 2 + 2 H 2 O
Аммиачный способ производства соды характеризуется наличием единственного отхода в виде хлорида кальция. Данное вещество остается в растворе и обладает ограниченным применением.
С помощью прокаливания гидрокарбоната натрия можно получить кальцинированную, или стиральную, соду Na_CO_ и диоксид углерода, который используют в синтезе гидрокарбоната натрия:
2 N a H C O 3 ⟶ N a 2 C O 3 + C O 2 ↑ + H 2 O 2 N a H C O 3 ⟶ N a 2 C O 3 + C O 2 ↑ + H 2 O
Большую часть произведенной соды потребляют предприятия стекольной промышленности.
Гидрокарбонат калия K H C O 2 по сравнению с малорастворимой кислой солью N a H C O 3 хорошо растворяется в воде. По этой причине карбонат калия, или поташ, K 2 C O 3 получают путем химической реакции углекислого газа с раствором гидроксида калия:
Поташ активно применяют в производстве стекла и жидкого мыла.
Литий является единственным из всех щелочных металлов, для которого не получен гидрокарбонат. Данное обстоятельство объясняется слишком маленьким радиусом иона лития, не позволяющим ему удерживать достаточно крупный ион ( H C O 3 ) - .
Оксиды щелочных металлов, за исключением лития, получают исключительно косвенными методами. В процессе натрий взаимодействует с окислителями в расплаве.
Получение оксида натрия путем реакции натрия с нитратом натрия в расплаве:
Взаимодействие натрия с пероксидом натрия:
Химическая реакция между натрием и расплавом щелочи:
Получение оксида лития путем разложения гидроксида лития:
Оксиды щелочных металлов по описанию являются типичными основными оксидами. Соединения взаимодействуют со следующими веществами:
- кислотные оксиды;
- амфотерные оксиды;
- кислоты;
- вода.
Взаимодействие оксида натрия с оксидом фосфора (V):
Реакция оксида натрия с амфотерным оксидом алюминия:
При взаимодействии оксидов щелочных металлов с кислотами образуются средние и кислые соли (с многоосновными кислотами). К примеру, оксид калия вступает в химическую реакцию с соляной кислотой, что сопровождается образованием хлорида калия и воды:
Можно наблюдать активное взаимодействие оксидов щелочных металлов с водой. Продуктом такой реакции являются щелочи. К примеру, оксид лития взаимодействует с водой, что сопровождается образованием гидроксида лития:
Окисление оксидов щелочных металлов кислородом (за исключением оксида лития) происходит так, что оксид натрия окисляется до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия — до надпероксида. К примеру, уравнение реакции:
Получение и применение щелочных металлов
Существует несколько основных способов получения щелочных металлов:
- электролиз расплавов галогенидов;
- электролиз расплавов гидроксидов;
- восстановление из галогенидов.
Получить щелочные металлы можно с помощью электролиза расплавов их галогенидов. Это основной способ получения данных веществ. Как правило, применяют хлориды, которые образуют природные минералы:
2 L i C l ⟶ 2 L i + C l 2 ↑ 2 L i C l ⟶ 2 L i + C l 2 ↑
катод: L i + + e ⟶ Li L i + + e ⟶ Li
В некоторых случаях оправдано получение щелочных металлов с помощью электролиза расплавов их гидроксидов (гидроксиды зачастую имеют более низкие температуры плавления):
4 N a O H ⟶ 4 N a + 2 H 2 O + O 2 ↑ 4 N a O H ⟶ 4 N a + 2 H 2 O + O 2 ↑
катод: N a + + e ⟶ Na N a + + e ⟶ Na
анод: 4 O H - - 4 e ⟶ 2 H 2 O + O 2 ↑ 4 O H - - 4 e ⟶ 2 H 2 O + O 2 ↑
Щелочной металл удается восстановить из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и другими восстановителями в процессе повышения температуры в вакуумной среде до 600—900 °C:
2 M C l + C a ⟶ 2 M ↑ + C a C l 2 2 M C l + C a ⟶ 2 M ↑ + C a C l 2
С целью задать химической реакции нужное направление необходимо удалить образованный свободный щелочной металл (M) с помощью отгонки. Таким же способом восстанавливают цирконий из хромата. Известно, что получить натрий можно, если восстановить его из карбоната углем при температуре в 1000 °C с добавлением известняка.
В связи с тем, что щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений расположены слева от водорода, электролитическое получение их из водных растворов солей не представляется возможным. В таком случае продуктами реакции являются соответствующие щелочи и водород.
Читайте также: