Щелочные металлы

Сообщение 2

Щелочные металлы — это химические элементы, которые расположены в 1А группе таблицы Менделеева. К данным металлам относятся: калий, рубидий, натрий, цезий, а также франций, литий.

Все элементы данной группы имеют лишь один электорн на своем внешнем энергетическом уровне. Следовательно, степень окисления у них будет +1. Все щелочные металлы очень похожи, так как для каждого из них характерна способность к:

  • усилению восстановительных и металлических свойств
  • уменьшению электропроницаемости
  • увеличению радиуса атомов

Растворенные в воде (H2O) щелочные металлы образуют так называемые растворимые гидроксиды, которые называют щелочами.

Щелочные металлы в природе

Самыми распространенными элементами группы 1А являются калий и натрий. Однако, эти щелочные металлы обладают довольно высокой химической активностью, отчего встретить их в природе возможно исключительно в виде соединений. Наиболее богатыми источниками Na и K является каменная (NaCL) и некоторые другие соли. Соединения прочих металлов из данной группы встречаются крайне редко.

Калий — щелочной металл серебристого цвета. Этот элемент с легкостью вступает в реакцию с водой, в результате чего образуется щелочь. Это довольно легкий, быстроплавящийся металл. Известно, что люди с глубокой древности использовали соединения калия. Для этого они собирали золу и смачивали водой. Затем получившийся раствор фильтровали и выпаривали. В результате получался поташ — уникальное для своего времени моющее средство, содержащее калий.

Натрий — элемент, по своим химическим свойствам очень похожий на калий. Этот элемент шестой по распространенности в земной коре. В Древнем мире люди использовали соединения натрия. К примеру египтяне добывали соду(Na2CO3) в озерах Египта. С её помощью они бальзамировали трупы, готовили пищу, изготавливали краски и т. д.

Литий, рубидий, цезий — чрезвычайно редкие и рассеянные щелочные металлы серебристого цвета. Каждый из этих металлов очень легко плавится.

Франций — один из самых редких металлов на земле(реже встречается лишь астат). В земной коре содержится лишь 300-350 грамм этого радиогенного элемента.

При работе с щелочными металлами необходимо соблюдать технику безопасности, так как при взаимодействии с водой происходят реакция образования едких щелочей, что может вызвать огненную вспышку либо даже взрыв

Поэтому, важно надеть латексные перчатки и очки

Соли

Такие соединения щелочных металлов, как соли, являются не только практически востребованными веществами, но и присутствуют в организме живых существ, поддерживая их нормальную жизнеспособность.

Самой главной солью является, безусловно, хлорид натрия. Это обычная поваренная соль, которая есть у каждого дома и которой не придают особого значения вследствие большой распространенности. Однако если представить, что она вдруг исчезнет, мало кто обрадуется последствиям. Несоленую пищу есть сложно, к тому же это наносит непоправимый вред здоровью, так как в организм не поступают ионы натрия, нужные для работы сердца и сосудов.

Также важные соединения щелочных металлов — это карбонаты. Особенно карбонат и бикарбонат натрия, который в простонародье называется содой. Его используют при производстве стекла, для изготовления моющих средств. Содой можно спокойно чистить посуду. Она обладает хорошими дезинфицирующими, обеззараживающими, очищающими и отбеливающими свойствами. Широко используется в пищевой промышленности, особенно в кондитерском деле и хлебопечении. С ее помощью варят мыло, создают стиральные порошки.

Сода, соль, каустик — все это соединения щелочных металлов в природе. Они существуют в чистом виде, формируя залежи, либо входят в состав продуктов сгорания тех или иных веществ. Иногда их получают лабораторным способом. Но всегда эти вещества важны и ценны, так как окружают человека и формируют его быт.

Соединения щелочных металлов и их применение не ограничиваются только натрием. Также распространены и популярны в отраслях хозяйства такие соли, как:

  • хлорид калия;
  • селитра калийная (нитрат калия);
  • карбонат калия;
  • сульфат.

Все они являются ценными минеральными удобрениями, используемыми в сельском хозяйстве.

Получение щелочных металлов

Электролиз расплавов галогенидов

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

2 LiCl⟶2 Li+ Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {2\ LiCl\longrightarrow 2\ Li+\ Cl_{2}\uparrow }}}
катод: Li++e⟶Li{\displaystyle {\mathsf {Li^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Li}}}
анод: 2Cl−−2e⟶Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}}}-2e\longrightarrow {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow }

Электролиз расплавов гидроксидов

Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

4 NaOH⟶4 Na+2 H2O+ O2↑{\displaystyle {\mathsf {4\ NaOH\longrightarrow 4\ Na+2\ H_{2}O+\ O_{2}\uparrow }}}
катод: Na++e⟶Na{\displaystyle {\mathsf {Na^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Na}}}
анод: 4OH−−4e⟶2H2O+O2↑{\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}}}-4e\longrightarrow {\mathsf {2H_{2}O+O_{2}}}\uparrow }

Восстановление из галогенидов

Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600—900 °C:

2 MCl+ Ca⟶2 M↑+ CaCl2{\displaystyle {\mathsf {2\ MCl+\ Ca\longrightarrow 2\ M\uparrow +\ CaCl_{2}}}}

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.[источник не указан 2719 дней]

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из водных растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Элементы и их нахождение в таблице Менделеева

Каждый элемент имеет определенные особенности. Чтобы понять, как работать с подобными металлами, необходимо изучить их характеристики.

Бериллий

Характеристики:

  • номер — 4;
  • простое вещество — твердый материал;
  • цвет — светло-серый.

Особенности — металлический блеск, высокая токсичность.

Бериллий (Фото: Instagram / chemistry_easy)

Магний

Характеристики:

  • номер — 12;
  • простое вещество — легкий, ковкий материал;
  • цвет — белый с серебристыми отливами.

Особенности — металлический блеск, малый удельный вес.

Характеристики:

  • номер – 20;
  • простое вещество – мягкий материал;
  • цвет — белый с серебристыми отливами.

Стронций

Характеристики:

  • номер — 38;
  • простое вещество — мягкий, ковкий, пластичный материал;
  • цвет — белый с серебристыми отливами.

Стронций в ампуле с аргоном (Фото: Instagram / chemical_elements)

Характеристики:

  • номер — 58;
  • простое вещество — ковкий, мягкий материал;
  • цвет — белый с серебристыми отливами.

Радий

Характеристики:

  • номер – 88;
  • простое вещество — твердый материал;
  • цвет — белый с серебристыми отливами.

Особенности — радиоактивен, поверхности радия быстро тускнеют на воздухе.

Калий

Калий, наравне с натрием, играет важнейшую роль в работе клеток живых организмов, поддерживая их мембранный потенциал. В организме человека содержится около 175 граммов этого металла, и для поддержания этого запаса его нужно ежедневно пополнять примерно на 4 грамма .

В природе встречается часто, но только в составе соединений, занимает третье место по количеству содержания его в воде. При недостатке в почве, этот металл вводят в виде удобрений: хлорида калия KCl, сульфата калия K2SO4 и золы растений.

Многим известно такое вещество, как цианистый калий; но не многие знают, где его используют. А используют его для гальванического серебрения а также золочения неблагородных металлов, извлечения дорогостоящих металлов, а именно серебра и золота, из руд.

Устаревшая и новая нумерация группы

По устаревшей системе нумерации щелочные металлы, занимающие крайний слева вертикальный столбец таблицы Менделеева, относятся к I-А группе. В 1989 году в качестве основного Международный химический союз (IUPAC) предложил иной вариант (длиннопериодный). Щелочные металлы в соответствии с новой классификацией и сплошной нумерацией относятся к 1-й группе. Открывает эту совокупность представитель 2-го периода — литий, завершает ее радиоактивный элемент 7-го периода — франций. У всех металлов 1-й группы во внешней оболочке атомов содержится один s-электрон, который они легко отдают (восстанавливаются).

Популярные темы сообщений

  • Деревья леса

    а первый взгляд, все очень просто, лес — это огромная территория земли на которой растут деревья. Но на самом деле все значительно сложнее. Потому, что в состав леса входят не только растущие в нем деревья, но и кустарники,

  • Интересные факты о Солнце

    Солнце – это большая и единственная звезда в солнечной системе. Все планеты в нашей галактике вращаются вокруг солнца. Например, Земля совершает круг от своей орбиты и огибает солнце за 365 дней. Раньше люди считали, что не Земля вращается вокруг солнца,

  • Свободное падение

    Свободное падение — это явление когда тела движутся и на них действует только одна и сила и это сила тяжести. На нашей планете такое падение будет только условным. Ведь когда что-то будет падать в атмосфере, то возникнет еще наступит сопротивление

Последовательность открытия щелочных металлов

Британский химик и физик Г. Дэви в 1807 году провел электролиз расплавов щелочей, впервые получив натрий и калий в свободном виде. В 1817 году шведский ученый Иоганн Арфведсон открыл элемент литий в минералах, а в 1825-м Г. Дэви выделил чистый металл. Рубидий был впервые обнаружен в 1861 году Р. Бунзеном и Г. Кирхгофом. Немецкие исследователи анализировали состав алюмосиликатов и получили в спектре красную линию, соответствующую новому элементу. В 1939 году сотрудница Парижского института радиоактивности Маргарита Пере установила существование изотопа франция. Она же дала название элементу в честь своей родины. Унуненний (эка-франций) — предварительное название нового вида атомов с порядковым номером 119. Временно используется химический символ Uue. Исследователи с 1985 года предпринимают попытки синтеза нового элемента, который станет первым в 8-м периоде, седьмым в 1-й группе.

Ход урока

Этапы урока Деятельность учителя Деятельность ученика
I Организационный этап  Приветствует обучающихся, определяет готовность обучающихся к работе на занятии. Приветствуют учителя, проверяют свои рабочие места
II Целеполагание планирование деятельности

Актуализация знаний. Проводится беседа по следующим вопросам:

  1. Как объяснить, что химические элементы делятся на металлы и неметаллы?
  2. Что общего в строении атомов металлов?
  3. Какие элементы можно отнести к типичным металлам?

Далее учащимся раздаются технологические карты урока для индивидуальной работы учащихся с напечатанными на нем заданиями.

Отвечают на вопросы. Вместе с учителем формулируют тему и цели урока. Записывают тему урока в технологическую карту. 
III Изучение нового материала, работа с Периодической таблицей  Объясняет порядок работы с технологической картой. Презентация «Щелочные металлы» работа с периодической таблицей Д.И.Менделеева, знакомство с историей открытия щелочных металлов. Заполняют технологическую карту по таблице Менделеева:
  • Русское название химического элемента.
  • Химический знак .
  • Цвет, агрегатное состояние простого вещества.
  • Год открытия.
  • Кем открыт.
  • Атомная масса
  • Температура плавления.
  • Температура кипения.

Рассматривают фотографии и видео простых веществ.

б) электронное строение  Исходя из нахождения в Периодической системе химических элементов дают сравнительную характеристику щелочных металлов Записывают :
  • число электронных слоев
  • изменение притяжения электронов к ядру
  • изменение окислительной способности (неметаллических свойств)
  • внешнее электронное строение атомов
в) нахождение в природе.  Знакомство с минералами щелочных металлов, их характеристикой. Выступление ученика: «Галогениды щелочных металлов, добываемые в Башкортостане (поваренная соль и пр.).
  г) химические свойства  В технологической карте составляют уравнение реакции и расставляют коэффициенты. Техника безопасности при работе со щелочными металлами.
Демонстрация опытов: 1)Взаимодействие щелочных металлов с водой: металлический натрий, вода, фенолфталеин; 2) Качественное определение щелочных металлов: соли лития, натрия, калия, спиртовка.
В технологической карте составляют уравнения реакций и расставляют коэффициенты.
д) получение и применение щелочных металлов Знакомство с методами получения щелочных металлов, применением щелочных металлов. Выступление ученика: «Биологическая роль ионов щелочных металлов»
IV Первичная проверка усвоения материала и закрепление знаний Для закрепления и проверки знаний предлагаются разные по форме и содержанию задания: «заполни пропуски» физические свойства; тесты со множественным выбором; тренажер на знание химических свойств щелочных металлов. Ученики могут выполнить их все, а можно выбрать на свое усмотрение лишь одно из заданий.
V Подведение итогов урока Подведение итогов урока, выставление оценок учащимся за активную работу.  
VI Домашнее задание Сообщает д/з Записывают д/з

Архив презентации с включенными видеофайлами.

Особенности

Оглавление

Эти металлы имеют небольшие значения плотностей (литий, натрий, калий легче води), низкие температуры плавления (максимальная у лития – 180,6 °C). Они мягкие, легко режутся ножом, быстро окисляются, поэтому их хранят в емкостях заполненных химически малоактивными газами или жидкостями (обычно керосин).

Все металлы данной подгруппы имеют серебристо-белый цвет. В периодической системе элементов Д. И. Менделеева щелочные металлы всегда следуют за инертными газами. Инертные или благородные газы очень плохо вступают в какие-либо химические реакции, они химически неактивные газы и это объясняется тем, что их электронные оболочки полностью заполнены.

В отличие от газов у щелочных металлов появляется один неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне. Поэтому в химических реакциях эти металлы выступают донорами электронов. Они всегда имеют степень окисления +1, химически очень активны – активно реагируют с кислотами (со взрывом), бурно реагируют с водой выделяя водород и образуя щёлочи MeOH (здесь Me – металл). Активность данных металлов увеличивается от Li к Fr.

Металлы: общая характеристика

Все металлы объединяются общими химическими и физическими свойствами, по которым их легко отличить от неметаллических веществ. Так, например, строение кристаллической решетки позволяет им быть:

  • проводниками электрического тока;
  • хорошими теплопроводниками;
  • ковкими и пластичными;
  • прочными и блестящими.

Конечно, среди них есть и различия. Одни металлы блестят серебристым цветом, другие — более матовым белым, третьи — вообще красным и желтым. Также отличия есть и в показателях тепло- и электропроводности. Однако все равно эти параметры — общие для всех металлов, в то время как у неметаллов больше различий, нежели схожести.

По химической природе все металлы — восстановители. В зависимости от условий реакции и конкретных веществ могут выступать и в роли окислителей, однако редко. Способны образовывать многочисленные вещества. Химические соединения металлов встречаются в природе в огромном количестве в составе руды или полезных ископаемых, минералов и прочих пород. Степень окисления металлов всегда положительная, может быть постоянной (алюминий, натрий, кальций) или переменной (хром, железо, медь, марганец).

Многие из них получили широкое распространение в качестве строительных материалов, используются в самых разных отраслях науки и техники.

Соединения щелочных металлов

Гидроксиды

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

2 NaCl+2 H2O⟶ H2↑+ Cl2↑+2 NaOH{\displaystyle {\mathsf {2\ NaCl+2\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{2}\uparrow +\ Cl_{2}\uparrow +2\ NaOH}}}
катод: 2 H++2 e⟶ H2↑{\displaystyle 2\ {\mathsf {H^{+}}}+2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {H_{2}}}\uparrow }
анод: 2 Cl−−2 e⟶ Cl2↑{\displaystyle 2\ {\mathsf {Cl^{-}}}-2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow }

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

Na2CO3+ Ca(OH)2⟶ CaCO3↓+2 NaOH{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow \ CaCO_{3}\downarrow +2\ NaOH}}}

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na2CO3.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

2 LiOH+ H2SO4⟶ Li2SO4+2 H2O{\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Li_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}}
2 KOH+ CO2⟶ K2CO3+ H2O{\displaystyle {\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}}
KOH+ Al(OH)3⟶ KAl(OH)4{\displaystyle {\mathsf {KOH+\ Al(OH)_{3}\longrightarrow \ K}}}

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

2 LiOH⟶ Li2O+ H2O{\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH\longrightarrow \ Li_{2}O+\ H_{2}O}}}

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Соли

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26—30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

NaCl+ NH3+ CO2+ H2O⟶ NaHCO3↓+ NH4Cl{\displaystyle {\mathsf {NaCl+\ NH_{3}+\ CO_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ NaHCO_{3}\downarrow +\ NH_{4}Cl}}}

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3−, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:

2 NH4Cl+ Ca(OH)2⟶2 NH3↑+ CaCl2+2 H2O{\displaystyle {\mathsf {2\ NH_{4}Cl+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2\ NH_{3}\uparrow +\ CaCl_{2}+2\ H_{2}O}}}

Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na2CO3 и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:

2 NaHCO3⟶ Na2CO3+ CO2↑+ H2O{\displaystyle {\mathsf {2\ NaHCO_{3}\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3}+\ CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O}}}

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO3, гидрокарбонат калия KHCO3 хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K2CO3 получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:

2 KOH+ CO2⟶ K2CO3+ H2O{\displaystyle {\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}}

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO−3.

Химические свойства щелочных металлов

Единственный внешний электрон в атомах щелочных металлов слабо притягивается к ядру, поэтому им свойственна низкая энергия ионизации, отрицательное или близкое к нулю сродство к электрону. Элементы 1-й группы, обладая восстановительной активностью, практически не способны окислять. В группе сверху вниз возрастает активность в химических реакциях:

  • Натрий, калий и литий при небольшом нагревании загораются на воздухе. Для первых двух металлов характерно образование в этой реакции пероксидов и надпероксидов, а для лития — оксида Li2O. Рубидий и цезий на воздухе самовоспламеняются.
  • Щелочные металлы способны восстанавливать даже водород. При нагревании взаимодействуют с атомами самого легкого элемента и восстанавливают его до отрицательно заряженного иона H-. В реакции получаются гидриды, например, NaH, KH.
  • Простые вещества, соответствующие элементам 1-й группы, взаимодействуют с водой и образуют щелочи, например, LiOH, NaOH, KOH. Процесс сопровождается выделением газообразного водорода, который самовоспламеняется или взрывается. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑. Рубидий и цезий вступают в реакцию даже со льдом. Хранение щелочных металлов допускается под слоем минерального масла, в керосине, в запаянных стеклянных сосудах.
  • Активно взаимодействуют металлы 1-й группы с галогенами, особенно энергично происходит реакция с фтором и хлором, при нагревании — с серой и фосфором. Большинство получившихся солей обладает хорошей растворимостью.
  • Качественная реакция — разложение солей щелочных металлов в огне газовой горелки. Пары окрашивают пламя в определенный цвет.
  • При взаимодействии щелочных металлов со спиртами получаются алкоголяты, с карбоновыми кислотами они дают соответствующие соли, например, формиат натрия.

Применение

Простые металлы и их соединения используются для изготовления лёгких сплавов, металлических деталей, удобрений, соды и других веществ. Рубидий и калий используются в качестве катализаторов. Пары натрия применяются в люминесцентных лампах. Не имеет практического применения только франций из-за радиоактивных свойств. Как используют элементы I группы кратко описано в таблице применения щелочных металлов.

Область применения

Применение

Химическая промышленность

– Натрий ускоряет реакцию при производстве каучука;

– гидроксид калия и натрия – производство мыла;

– карбонат натрия и калия – изготовление стекла, мыла;

– гидроксид натрия – изготовление бумаги, мыла, ткани;

– нитрат калия – производство удобрений

Пищевая промышленность

– Хлорид натрия – поваренная соль;

– гидрокарбонат натрия – питьевая сода

Металлургия

Калий и натрий являются восстановителями при получении титана, циркония, урана

Энергетика

– Расплавы калия и натрия используются в атомных реакторах и авиационных двигателях;

– литий используется для производства аккумуляторов

Электроника

Цезий – производство фотоэлементов

Авиация и космонавтика

Сплавы из алюминия и лития используются для корпусов машин и ракет

Рис. 3. Питьевая сода.

Что мы узнали?

Из урока 9 класса узнали об особенностях щелочных металлов. Они находятся в I группе таблицы Менделеева и при реакциях отдают один валентный электрон. Это мягкие металлы, легко вступающие в химические реакции с простыми и сложными веществами – галогенами, неметаллами, кислотами, водой. В природе встречаются только в составе других веществ, поэтому для их извлечения используется электролиз или реакция восстановления. Применяются в промышленности, строительстве, металлургии, энергетике.

  1. Вопрос 1 из 10

Начать тест(новая вкладка)

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

  • LiOH — гидроксид лития
  • NaOH — г-д натрия (едкий натр или каустическая сода)
  • KOH — г-д калия (едкое кали)
  • RbOH — г-д рубидия
  • CaOH — г-д кальция

Растворимость в воде и сила оснований возрастает в ряду от LiOH к CaOH, что обусловлено увеличением размера атома металла, а, значит, и поляризуемости связи Me-OH.

Физические свойства щелочей:

  • не имеют цвета;
  • гигроскопичны;
  • хорошо растворимы в воде;
  • проявляются сильные оснОвные свойства.

Химические свойства щелочей:

  • В водных растворах щелочи практически полностью диссоциируют:
    CaOH Ca++OH-
  • Легко взаимодействуют с минеральными кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду:
    NaOH+HCl = NaCl+H2O
  • Хорошо поглощают влагу и углекислый газ из воздуха, что нашло применение в осушении газов:
    2NaOH+CO2 = Na2CO3+H2O
  • Реагируют с солями (если один из продуктов реакции выпадает в осадок, то реакция идет не до конца):
    2NaOH+CaCl2 = 2NaCl+Ca(OH)2
  • Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами:
    NaOH+Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
  • Водные растворы щелочей взаимодействуют с хлором и бромом:
    2NaOH+Cl2 = NaCl+NaClO+H2O

§ 97. Натрий

Электронная конфигурация атома натрия ls 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Структура его внешнего слоя:

Натрий встречается в природе только в виде солей. Наиболее распространенной солью натрия является поваренная соль NaCl, а также минерал сильвинит КCl · NaCl и некоторые сернокислые соли, например глауберова соль Na2SO4 · 10H2O, встречающаяся в больших количествах в заливе Каспийского моря Кара-Богаз-Гол.
Из поваренной соли NaCl металлический натрий получают путем электролиза расплава этой соли. Установка для электролиза изображена на рис. 76. В расплавленную соль опускают электроды. Анодное и катодное пространство разделено диафрагмой, которая изолирует образующийся от натрия, чтобы не произошло обратной реакции. Положительный ион натрия принимает с катода электрон и превращается в нейтральный атом натрия. Нейтральные атомы натрия собираются на катоде в виде расплавленного металла. Происходящий на катоде процесс можно изобразить следующей схемой:
Na + + Na 0 .
Поскольку на катоде происходит принятие электронов, а всякое принятие электронов атомом или ионом является восстановлением, ионы натрия на катоде восстанавливаются. На аноде ионы хлора отдают электроны, т. е. происходит процесс окисления и выделение свободного

газообразного хлора, что можно изобразить следующей схемой:

Cl — — е
— → Cl 0

Полученный металлический натрий имеет серебристо-белый цвет, легко режется ножом. Срез у натрия, если его рассмотреть сразу после разреза, имеет яркий металлический блеск, но быстро тускнеет вследствие крайне быстрого окисления металла.

Рис. 76. Схема установки для электролиза расплава поваренной соли.1 — кольцевой катод; 2 — колокол для выведения газообразного хлора из анодного пространства

Если натрий окислять в небольшом количестве кислорода при температуре около 180°, получается окись натрия:
4Na + О2 = 2Na2O.
При горении в кислороде получается перекись натрия:
2Na + O2 = Na2O2.
При этом натрий сгорает ослепительно желтым пламенем.
В связи с легкой и быстрой окисляемостью натрия его хранят под слоем керосина или парафина, причем предпочтительнее, так как в керосине все же растворяется некоторое количество воздуха и окисление натрия хотя и медленно, но все же происходит.

Натрий может давать соединение с водородом — гидрид NaH, в котором проявляет степень окисления — 1. Это солеподобное соединение, которое по характеру химической связи и величине степени окисления отличается от летучих гидридов элементов главных подгрупп IV-VII группы.
Металлический натрий может реагировать не только с кислородом и водородом, но и с многими простыми и сложными веществами. Например, при растирании в ступке с серой натрий бурно реагирует с ней, образуя :
2Na + S = Na2S

Реакция сопровождается вспышками, поэтому ступку нужно держать подальше от глаз и обернуть руку полотенцем. Для реакции следует брать небольшие кусочки натрия.
Натрий энергично сгорает в хлоре с образованием хлорида натрия, что особенно хорошо наблюдать в хлор-кальциевой трубке, в которой через расплавленный и сильно разогретый натрий пропускают ток хлора:
2Na + Сl2 = 2NaCl
Натрий реагирует не только с простыми, но и со сложными веществами, например с водой, вытесняя из нее , так как является весьма активным металлом, в ряду напряжений стоит намного левее водорода и легко вытесняет последний из воды:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2
Загоревшийся щелочной металл нельзя тушить водой. Лучше всего засыпать его порошком кальцинированной соды. В присутствии натрия бесцветное пламя газовой горелки окрашивается в желтый цвет.
Металлический натрий можно использовать как катализатор в органическом синтезе, например при производстве синтетического каучука из бутадиена. Он служит исходным веществом для получения других соединений натрия, например перекиси натрия.

■ 27. Докажите с помощью приведенных в тексте уравнений реакций с участием металлического натрия, что он ведет себя как восстановитель.

28. Почему натрий нельзя хранить на воздухе?

29. Ученик опустил в раствор сульфата меди кусочек натрия, надеясь вытеснить из соли металлическую . Вместо металла красного цвета получился студенистый голубой осадок. Опишите происшедшие реакции и напишите их уравнения в молекулярной и ионной формах. Как следовало изменить условия реакции, чтобы реакция привела к желаемому результату? Уравнения напишите в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах.
30. В сосуд с 45 мл воды поместили 2,3 г металлического натрия. Какова едкого натра, образовавшегося по окончании реакции.
31. Какие средства можно применять при тушении загоревшегося натрия? Дайте обоснованный ответ.

Литература

  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 14. Щелочные металлы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 224—231. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0.
  • Кузьменко Н. Е. , Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. — М.: Экзамен, 1997—2001.
  • Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. — М.: Химия, 1987.
  • Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
  • Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
  • Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: Высший химический колледж РАН, 1997.
Оцените статью
Рейтинг автора
5
Материал подготовил
Андрей Измаилов
Наш эксперт
Написано статей
116
Добавить комментарий