Взаємодія лужних металів з хлором
Основні теоретичні відомості
До головної підгрупи І групи елементів періодичної системи належать лужні метали: Літій Li, Натрій Na, Калій К, Рубідій Rb, Цезій Cs, Францій Fr. У зовнішньому електронному шарі атомів лужних металів розміщується по одному електрону, у передостанньому електронному шарі атома Літію міститься два електрони, а у решти атомів лужних металів по вісім електронів. Тому атоми цих елементів легко віддають один електрон, тобто мають низьку енергію йонізації, яка зменшується в підгрупі зверху вниз. Послаблення зв'язку електрона з ядром (зниження енергії йонізації) зумовлено зростанням радіусів атомів і екрануванням позитивно зарядженого ядра електронами внутрішніх шарів. Тому лужні метали легко утворюють катіони Ме +. по схемі: Ме – 1 е - = Ме + . Всі лужні метали проявляють ступінь окиснення +1 та валентність 1. Радіуси атомів збільшуються зі збільшенням порядкового номеру елемента, і в цьому ж напрямку збільшуються їх відновна активність. Всі лужні метали дуже сильні відновники.
Зі збільшенням протонних чисел елементів радіуси їхніх атомів зростають, енергії йонізації зменшуються, а металічні властивості посилюються. Отже, найактивнішим з лужних металів є Францій.
Зберігаються лужні метали під шаром керосину, так як на повітрі вони досить швидко окислюються за рівнянням:
Лужні метали дуже м'які, легкоплавкі. Для літію, натрію, калію і рубідію характерний сріблясто-білий блиск, для цезію — золотистий. На повітрі лужні метали легко тьмяніють (Rb і Cs здатні самозайматися), реакція прискорюється під дією вологи. Лужні метали мають високі електро- і теплопровідність.
Робота з лужними металами потребує обережності, оскільки вони легко займаються, бурхливо реагують з водою та іншими речовинами.
Завдяки дуже високій активності лужні метали здатні реагувати з сухим воднем під час нагрівання з утворенням гідридів Ме, з азотом під час нагрівання з утворенням нітридів Ме3N.
Рубідій і цезій у кисні здатні самозайматися, натрій і літій займаються лише під час нагрівання. Тільки літій утворює оксид Li2O, а всі інші лужні метали — пероксиди або надпероксиди. Так, натрій внаслідок взаємодії з киснем утворює пероксид Na2O2, а К, Rb, Cs — надпероксиди МеО2.
Пероксиди і надпероксиди лужних металів — сильні окисники.
Оксиди натрію, калію, рубідію і цезію можна добути окисненням у разі нестачі кисню або під час взаємодії стехіометричних кількостей металу і пероксиду. Оксиди Li2O і Na2O — безбарвні, К2О і Rb2O — мають жовте забарвлення, Cs2O — оранжеве.
Пероксиди можна розглядати як солі пероксиду гідрогену Н2О2. Під час розчинення у воді пероксиди повністю гідролізують, оскільки кислотні властивості Н2О2 виражені дуже слабко:
Оксиди лужних металів дуже енергійно взаємодіють з водою з утворенням лугів:
Ще енергійніше з водою реагують самі лужні метали, причому зі збільшенням протонного числа елемента інтенсивність взаємодії його з водою зростає (Rb і Cs реагують з водою з вибухом):
Гідроксиди лужних металів, особливо літію, натрію і калію, дуже важливі сполуки.
Водні розчини гідрооксидів є сильними основами і виявляють сильно лужну реакцію внаслідок дисоціації їх на йони за загальною схемою:
Гідроксиди лужних металів розчиняються у воді з виділенням великої кількості теплоти, що свідчить про утворення гідратів. Розчини МеОН у воді дуже агресивні відносно різних речовин, тому їх називають їдкими лугами.
Лужні метали енергійно взаємодіють з кислотами, наприклад:
2Li + 2HCl = 2LiCl + H2 ↑
Важливими солями лужних металів є нітрати, галогеніди, сульфати, карбонати. Всі вони розчинні у воді. Кристалізуючись, утворюють кристалогідрати, отже, вони гігроскопічні. Солі літію найбільш гігроскопічні, а солі цезію — найменш гігроскопічні.
Із солей лужних металів найбільше практичне значення мають: карбонат натрію, або кальцинована сода, Na2CO3, гідрогенкарбонат натрію, або питна сода, NaHCO3 та кристалогідрат Na2CO3·10Н2О, нітрати натрію NaNО3 та калію К NО3 (добрива), хлорид натрію NаCl (поварена сіль).
Якщо внести в полум'я пальника сіль лужного металу, воно набуде забарвлення, характерного для даного металу: літій забарвлює полум'я в кармінно-червоний колір, натрій — у жовтий, калій — у фіолетовий. За забарвленням полум'я можна виявляти ці елементи.
Дослід 1. Взаємодія лужних металів з повітрям та водою.
(Роботу проводити за склом витяжної шафи).
а). Винути пінцетом із банки з керосином шматочок металічного літію, покласти його на фільтровальний папір і відрізати від нього ножем шматочок величиною з горошину. Звернути увагу на потускніння блискучої металічної поверхні свіжого надрізу. Добре просушити метал фільтровальним папіром і помістити у фарфорову чашку наповнену водою. Прикрити чашку склом. Спостерігайте за ходом реакції. Який газ виділяється?
б). Аналогічні досліди провести з металічним натрієм та калієм. Визначити, який з металів найбільш активно взаємодіє з водою. Чи узгоджується ций висновок з його положенням в ряді стандартних електродних потенціалів. Який газ при цьому виділяється? Дослідити реакцію розчинів фенолфталеіном. Написати рівняння відповідних реакцій.
Дослід 2. Взаємодія натрій пероксиду з волою.
В суху пробірку внести 1 мікрошпатель натрій пероксиду і додати 4-5 крапель води. Розчин підігріти і внести у пробірку тліючу скіпку. Який газ при цьому виділяється? Після закінчення реакції до розчину додати 1-2 краплі фенолфталеїну. У який колір забарвлюється розчин в пробірці? Скласти рівняння реакцій натрій пероксиду з водою.
Дослід 3 Гідроліз солей лужних металів.
У три пробірки помістити окремо декілька кристалів калій хлориду, натрій карбонату, натрій фосфату. Прилити по 2-3 мл дистильованої води і додати 1 краплю лакмусу. Які солі повинні підлягати гідролізу і чому? Написати рівняння відповідних реакцій гідролізу в молекулярній та йонній формах.
Скласти рівняння в молекулярній та йонній формах.
Дослід 5. Забарвлення полум’я солями лужних металів.
Очищену шляхом промивання в хлоридній кислоті і прожарювання ніхромову проволоку внести у розчин солі Літію, а потім в полум’я пальника. Спостерігати забарвлення полум’я. Теж саме виконати з солями Натрію та Калію.
Ніхромову проволоку після кожної солі промити у хлоридній кислоті і прожарити до повного зникнення забарвлення полум’я.
Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет
САМОСТІЙНА РОБОТА (ФРОНТАЛЬНА)
Завдання 1. Напишіть рівняння взаємодії літію, натрію з киснем з огляду на те, що останній утворює пероксид складу R202. Назвіть утворені продукти і дані впишіть у таблицю.
| Рівняння реакції | Назва |
| Li + O2 =Li2O | Літій оксид |
| 2Na + O2 =Na2O2 | Натрій пероксид |
Завдання 2. Напишіть рівняння взаємодії лужних металів з хлором та водою.
| Рівняння реакції з хлором | Рівняння реакції з водою |
| 2Li + Сl2 = 2LiCl | 2Li + 2Н2O = 2LiOH+H2↑ |
| 2Na + Сl2 = 2NaCl | 2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2↑ |
| 2К + Сl2 = 2KCl | 2К + 2Н2O = 2KOH + H2↑ |
Завдання 3. Зробіть висновок про взаємодію лужних металів з киснем, неметалами і водою. Лужні метали активно взаємодіють з киснем, утворюючи оксиди, з неметалами, утворюючи солі, і з водою, утворюючи луги і виділяючи водень.
Завдання 4. У воді масою 150 г розчинили натрій сульфат масою 50 г. Обчисліть масову частку речовини у розчині.
Відомо: m (води)=150 г; m(речовини)=50 г.
І спосіб
1. Знаходимо масу розчину:
m(розчину)= m(речовини)+ m(води)= 50 г+150 г=200 г.
2. Знаходимо масову частку речовини (натрій сульфату ) в розчині за формулою:
w(речовини) = ( m(речовини)/ m(розчину)) • 100%
w(речовини) = (50 г/200 г ) • 100 % = 0,25 • 100 % =25 %.
ІІ спосіб
1. Знаходимо масу розчину:
m(розчину)= m(речовини)+ m(води)= 50 г + 150 г= 200 г.
2. Визначаємо масу речовини (натрій сульфату) , що міститься у 100 г розчину, тобто, масову частку. Для цього складаємо пропорцію і розв'язуємо її :
у 200 г розчину - 50 г речовини
у 100 г розчину - х г речовини
200 г / 100 г = 50 г / х г,
тому х г • 200 г = 50 г • 100 г,
х = (50 г • 100 г) : 200 г
х = 25 г, тому w(речовини) =25%
Відповідь: 25% або 0,25 .
САМОСТІЙНА РОБОТА (ФРОНТАЛЬНА)
Завдання 1. Напишіть рівняння взаємодії фтору, хлору та брому з воднем. Назвіть утворені продукти і дані впишіть у таблицю.
| Рівняння реакції | Назва |
| F2 + H2 = 2HF | Фторидна кислота |
| Сl2 + Н2 = 2HCl | Хлоридна кислота |
| Вг2 + Н2 = 2HBr | Бромідна кислота |
Завдання 2. Напишіть рівняння взаємодії відомих вам галогенів з кальцієм. Назвіть утворені сполуки.
| а) | Ca + Cl2 = CaCl2. Кальцій хлорид. |
| б) | Сa + Br2 = CaBr2. Кальцій бромід. |
| в) | Ca + I2 = CaI2. Кальцій йодид. |
Завдання 3. Обчисліть масу йоду у спиртовому розчині масою 25 г з масовою часткою речовини 5%, який використовують як дезінфікуючий засіб.
Відомо: m(розчину)=25 г; w (йоду)=5%.
Знаходимо масу речовини (йоду) в розчині за формулою:
m(речовини)=( w (речовини)•m(розчину))/100%
m(йоду)= (5%•25 г):100% =1,25 г.
Відповідь: у спиртовому розчині йоду масою 25 г з масовою часткою речовини 5% міститься йод масою 1,25 г.
ДОМАШНЄ ЗАВДАННЯ
І рівень
Вправа 1. Виділіть металічні елементи з даного переліку символів: С, S, Na , Fe , H, К , Lі , Cl, Mg , N, Zn , Нg , Si, Rb , Са .
У довгому варіанті Періодичної системи є ламана лінія, проведена від Бору до Астату, ліворуч від неї перебувають металічні елементи, а праворуч - неметалічні.
Вправа 2. Напишіть формули простих речовин, утворених галогенами, назвіть їх та прочитайте формули.
Будова і властивості атомів. Лужні метали – це елементи головної підгрупи I групи (IA групи) Періодичної системи Д. І. Менделєєва: літій Li, натрій Na, калій К, рубідій Rb, цезій Cs і францій Fr. Францій – рідкісний радіоактивний елемент.
Лужні метали – прості речовини.
На зовнішньому енергетичному рівні атоми цих елементів містять по одному електрону, що знаходиться на порівняно великій відстані від ядра. Вони легко віддають цей електрон, тому є дуже сильними відновниками. У всіх своїх сполуках лужні метали проявляють ступінь окислення +1. Відновні властивості їх посилюються при переході від Li до Cs, що пов’язано зі збільшенням радіусів їх атомів.
Це найбільш типові представники металів: металеві властивості виражені у них особливо яскраво.
Лужні метали – прості речовини. Сріблясто-білі м’які речовини (ріжуться ножем), з характерним блиском на свежесрезанной поверхні (рис. 48). Всі вони легкі і легкоплавкі, причому, як правило, щільність їх зростає від літію до цезію, а температура плавлення, навпаки, зменшується (рис. 49).
Лужні метали активно взаємодіють майже з усіма неметалами. Використовуючи загальне позначення для металів М, запишемо в загальному вигляді рівняння реакцій лужних металів з неметалами – воднем, хлором і сіркою.
Швидкість взаємодії лужного металу з водою буде збільшуватися від літію до цезію (чому?).
З’єднання лужних металів. У вільному вигляді в природі лужні метали не зустрічаються через свою виключно високої хімічної активності. Деякі їх природні сполуки, зокрема солі натрію і калію, досить широко поширені, вони містяться в багатьох мінералах, рослинах, природних водах.
Розглянемо основні сполуки лужних металів на прикладі сполук натрію і калію – найбільш важливих представників цієї групи елементів.
Оксиди М2O – тверді речовини. Мають яскраво виражені основні властивості: взаємодіють з водою, кислотами і кислотними оксидами (запишіть рівняння відповідних реакцій)
Гідроксиди МОН – тверді білі речовини. Дуже гігроскопічні. Добре розчиняються у воді з виділенням великої кількості теплоти. Їх відносять до лугів, вони виявляють яскраво виражені властивості сильних розчинних підстав: взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами, солями, амфотерними оксидами і гідроксидами (запишіть рівняння відповідних реакцій в молекулярній і іонної формах). Гідроксиди лужних металів утворюються при взаємодії лужних металів або їх оксидів з водою (запишіть рівняння відповідних реакцій).
Гідроксид натрію NaOH в техніці відомий під назвами їдкий натр, каустична сода, каустик. Технічна назва гідроксиду калію КОН – їдке калі.
Обидва гідроксиду – NaOH і КОН – роз’їдають тканини і папір, тому їх називають також їдкими лугами.
Їдкий натр застосовують у великих кількостях для очищення нафтопродуктів, у паперовій та текстильній промисловості, для виробництва мила і волокон. Їдке калі дорожче і застосовується рідше. Основна область його застосування – виробництво рідкого мила.
Солі лужних металів – тверді кристалічні речовини іонного будови. Майже всі солі натрію і калію розчинні у воді. Найбільш важливі їх солі – карбонати, сульфати і хлориди.
Na2CO3 – карбонат натрію, утворює кристалогідрат Na2CO3 • 10Н2O, відомий під назвою кристалічна сода, яку застосовують у виробництві скла, паперу, мила. Це середня сіль.
Вам в побуті більш відома кисла сіль – гідрокарбонат натрію NaHCO3 (харчова сода), яку застосовують у харчовій промисловості, в медицині.
К2СO3 – карбонат калію, технічна назва – поташ, використовують у виробництві рідкого мила і для приготування тугоплавкого скла, а також в якості добрива.
Na2SO4 • 10H2O – крісталлогідратат сульфату натрію, технічна назва – глауберової сіль, застосовують для виробництва соди і скла і як проносний засіб.
NaCl – хлорид натрію, або кухонна сіль, добре відомий вам з курсу 9 класу. Хлорид натрію є найважливішим сировиною в хімічній промисловості, широко застосовується в побуті (рис. 52).
Калій підтримує роботу серцевого м’яза, тому нестача калію в організмі негативно позначається на здоров’ї людини. Калій необхідний рослинам, при його недоліку знижується інтенсивність фотосинтезу.
Введення
Лужні метали - це елементи 1-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (по застарілої класифікації - елементи головної підгрупи I групи) [1] : літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs і францій Fr. При розчиненні лужних металів в воді утворюються розчинні гідроксиди, звані лугами.
1. Загальна характеристика лужних металів
В Періодичній системі вони йдуть відразу за інертними газами, тому особливість будови атомів лужних металів полягає в тому, що вони містять один електрон на зовнішньому енергетичному рівні: їх електронна конфігурація ns 1. Очевидно, що валентні електрони лужних металів можуть бути легко видалені, тому що атому енергетично вигідно віддати електрон і придбати конфігурацію інертного газу. Тому для всіх лужних металів характерні відновні властивості. Це підтверджують низькі значення їх потенціалів іонізації ( потенціал іонізації атома цезію - один з найнижчих) і електронегативності (ЕО).
Деякі властивості лужних металів
| Атомний номер | Назва, символ | Металевий радіус, нм | Іонний радіус, нм | Потенціал іонізації, еВ | ЕО | p, г / см | t пл, C | t кип, C |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 3 | Літій Li | 0,152 | 0,078 | 5,32 | 0,98 | 0,53 | 181 | 1347 |
| 11 | Натрій Na | 0,190 | 0,098 | 5,14 | 0,93 | 0,97 | 98 | 883 |
| 19 | Калій K | 0,227 | 0,133 | 4,34 | 0,82 | 0,86 | 64 | 774 |
| 37 | Рубідій Rb | 0,248 | 0,149 | 4,18 | 0,82 | 1,53 | 39 | 688 |
| 55 | Цезій Cs | 0,265 | 0,165 | 3,89 | 0,79 | 1,87 | 28 | 678 |
Всі метали цієї підгрупи мають сріблясто-білий колір (крім сріблясто-жовтого цезію), вони дуже м'які, їх можна різати скальпелем. Літій, натрій і калій легше води і плавають на її поверхні, реагуючи з нею.
Лужні метали зустрічаються в природі у формі сполук, що містять однозарядні катіони. Багато мінерали містять у своєму складі метали головної підгрупи I групи. Наприклад, ортоклаз, або польовий шпат, складається з алюмосилікат калію K 2 [Al 2 Si 6 O 16], аналогічний мінерал, що містить натрій - альбіт - має склад Na 2 [Al 2 Si 6 O 16]. У морській воді міститься хлорид натрію NaCl, а в грунті - солі калію - сильвін KCl, сильвініт NaCl KCl, карналіт KCl MgCl 2 6H 2 O, полігаліт K 2 SO 4 MgSO 4 CaSO 4 2H 2 O.
2. Хімічні властивості лужних металів
Через високу хімічної активності лужних металів по відношенню до воді, кисню, і іноді навіть і азоту ( Li, Cs) їх зберігають під шаром гасу. Щоб провести реакцію з лужним металом, шматочок потрібного розміру акуратно відрізають скальпелем під шаром гасу, в атмосфері аргону ретельно очищають поверхню металу від продуктів його взаємодії з повітрям і тільки потім поміщають зразок до реакційної посудини.
1. Взаємодія з водою. Важлива властивість лужних металів - їх висока активність по відношенню до воді. Найбільш спокійно (без вибуху) реагує з водою літій :
При проведенні аналогічної реакції натрій горить жовтим полум'ям і відбувається невеликий вибух. Калій ще більш активний: в цьому випадку вибух набагато сильніше, а полум'я забарвлене у фіолетовий колір.
2. Взаємодія з киснем. Продукти горіння лужних металів на повітрі мають різний склад залежно від активності металу.
- Тільки літій згорає на повітрі з утворенням оксиду стехіометричного складу:
- У продуктах горіння калію, рубідію і цезію містяться в основному надпероксід :
Для отримання оксидів натрію і калію нагрівають суміші гідроксиду, пероксиду або надпероксід з надлишком металу в відсутність кисню :
Для кисневих сполук лужних металів характерна наступна закономірність: у міру збільшення радіуса катіона лужного металу зростає стійкість кисневих сполук, що містять пероксид-іон О2 2 - і надпероксід-іон O 2 -.
Для важких лужних металів характерне утворення досить стійких озоніди складу ЕО 3. Усі кисневі сполуки мають різну забарвлення, інтенсивність якого поглиблюється в ряді від Li до Cs :
| Формула кисневого з'єднання | Колір |
|---|---|
| Li 2 O | Білий |
| Na 2 O | Білий |
| K 2 O | Жовтуватий |
| Rb 2 O | Жовтий |
| Cs 2 O | Помаранчевий |
| Na 2 O 2 | Світло- жовтий |
| KO 2 | Помаранчевий |
| RbO 2 | Темно- коричневий |
| CsO 2 | Жовтий |
Оксиди лужних металів володіють всіма властивостями, властивими основним оксидам : вони реагують з водою, кислотними оксидами і кислотами :
Пероксиди і надпероксід інтенсивно взаємодіють з водою, утворюючи гідроксіди :
При нагріванні лужні метали здатні реагувати з іншими металами, утворюючи інтерметаліди. Активно (зі вибухом) реагують лужні метали з кислотами.
Лужні метали розчиняються в рідкому аміаку і його похідних - аміну і аміду :
При розчиненні в рідкому аміаку лужної метал втрачає електрон, який сольватіруется молекулами аміаку і надає розчину блакитний колір. Утворені аміди легко розкладаються водою з утворенням луги і аміаку :
Лужні метали взаємодіють з органічними речовинами спиртами (з утворенням алкоголятов) і карбоновими кислотами (з утворенням солей):
4. Якісне визначення лужних металів. Оскільки потенціали іонізації лужних металів невеликі, то при нагріванні металу або його сполук у полум'ї атом іонізується, забарвлюючи полум'я в певний колір:
Забарвлення полум'я лужними металами
та їх сполуками
| Лужний метал | Колір полум'я |
|---|---|
| Li | Кармінно-червоний |
| Na | Жовтий |
| K | Фіолетовий |
| Rb | Бурокрасний |
| Cs | Фіолетово-червоний |
3. Отримання лужних металів
1. Для отримання лужних металів використовують в основному електроліз розплавів їх галогенідів, найчастіше - хлоридів, що утворюють природні мінерали :
катод : Li + + e → Li
2. Іноді для отримання лужних металів проводять електроліз розплавів їх гідроксидів :
катод : Na + + e → Na
анод : 4OH - - 4 e → 2H 2 O + O 2
3. Лужний метал може бути відновлений з відповідного хлориду або броміду кальцієм, магнієм, кремнієм та ін восстановителями при нагріванні під вакуумом до 600-900 C:
Щоб реакція пішла в потрібну сторону, що утворюється вільний лужної метал (M) повинен видалятися шляхом відгону. Аналогічно можливе відновлення цирконієм з хромату. Відомий спосіб отримання натрію відновленням з карбонату вугіллям при 1000 C у присутності вапняку.
Оскільки лужні метали в електрохімічному ряду напружень лівіше знаходяться водню, то електролітичне отримання їх з розчинів солей неможливо; в цьому випадку утворюються відповідні луги і водень.
4. Сполуки лужних металів
Для отримання гідроксидів лужних металів в основному використовують електролітичні методи. Найбільш великотоннажним є виробництво гідроксиду натрію електролізом концентрованого водного розчину кухонної солі :
катод : 
анод : 
Перш луг отримували реакцією обміну:
Отримана таким способом луг була сильно забруднена содою Na 2 CO 3.
Гідроксиди лужних металів - білі гігроскопічні речовини, водні розчини яких є сильними підставами. Вони беруть участь у всіх реакціях, характерних для підстав - реагують з кислотами, кислотними і амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами :
Гідроксиди лужних металів при нагріванні возгоняются без розкладання, за винятком гідроксиду літію, який так само, як гідроксиди металів головної підгрупи II групи, при прожарюванні розкладається на оксид і воду :
Гідроксид натрію використовується для виготовлення мила, синтетичних миючих засобів, штучного волокна, органічних сполук, наприклад фенолу.
Важливим продуктом, що містить лужний метал, є сода Na 2 CO 3. Основна кількість соди в усьому світі роблять за методом Сольве, запропонованим ще на початку XX століття. Суть методу полягає в наступному: водний розчин NaCl, до якого долучено аміак, насичують вуглекислим газом при температурі 26 - 30 C. При цьому утворюється малорозчинний гідрокарбонат натрію, званий питною содою:
Аміак додають для нейтралізації кислотного середовища, що виникає при пропущенні вуглекислого газу в розчин, і отримання гідрокарбонат-іона HCO 3 -, необхідного для осадження гідрокарбонату натрію. Після відділення питної соди розчин, що містить хлорид амонію, нагрівають з вапном і виділяють аміак, який повертають в реакційну зону: 
Таким чином, при аміачному способі отримання соди єдиним відходом є хлорид кальцію, що залишається в розчині і має обмежене застосування.
При прожарюванні гідрокарбонату натрію виходить кальцинована, або пральна, сода Na 2 CO 3 і діоксид вуглецю, який використовується в процесі отримання гідрокарбонату натрію :
Основний споживач соди - скляна промисловість.
Поташ використовують у виробництві скла та рідкого мила.
Літій - єдиний лужної метал, для якого не отримано гідрокарбонат. Причина цього явища в дуже маленькому радіусі іона літію, який не дозволяє йому утримувати досить великий іон HCO 3 -.
Читайте также: