Главная
Случайная страница
Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Качественные реакции анионов
Качественные реакции катионов и анионов
Ион
| Реактив
| Уравнения реакций, наблюдения
| NH4+
| NaOH, газовая камера
| NH4Cl + NaOH ® NaCl + H2O + NH3
Запах, ф-ф бумага - краснеет
| K+
| Na3[Co (NO2)6], меш. NH4+
| 2KCl + Na3[Co(NO2)6] ® K2Na[Co(NO2)6] ¯ + 2NaCl
Желтый осадок¯ в слабокислой среде
| Pb2+
| HCl
| Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3
Белый осадок¯ растворимый в горячей воде
|
| KI
| PbCl2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KCl Желтый осадок ¯
| Hg22+
| HCl
| Hg2(NO3)2 + 2HCl ® Hg2Cl2¯ + 2HNO3
Белый ¯ растворимый в NH4OH
|
| NH3×H2O
| Hg2Cl2¯ + 2 NH3×H2O ® [HgNH2]Cl¯ + Hg¯ + NH4Cl + 2H2O
Черный ¯ - Спец. слив!
| Ag+
| HCl, NH3×H2O, HNO3
| AgNO3 + HCl ® AgCl¯ + HNO3;
AgCl¯ + 2 NH3×H2O ® [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O;
|
|
| [Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 ® AgCl¯ + 2NH4NO3
Белый ¯ растворимый в NH3×H2O, образующийся снова в HNO3 Спец. слив!
| Ba2+
| H2SO4
| BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl Белый¯ не растворимый в HNO3
|
| K2CrO4 или K2Cr2O7
| BaCl2 + K2CrO4 ® BaCrO4 ¯ + 2KCl (только Ba2+, не Ca2+)
Желтый ¯ не растворимый в СH3COOH, растворимый в HNO3
| Ca2+
| H2SO4 и C2H5OH
| CaCl2 + H2SO4 + 2H2O ® CaSO4´2H2O¯ + 2HCl
Кристаллы гипса под микроскопом
|
| (NH4)2C2O4
| CaCl2 + (NH4)2C2O4 ® СaC2O4¯ +2NH4Cl
Белый¯ не растворимый в СH3COOH, но растворимый в HNO3
| Al3+
| Ализарин
NH3×H2O
| Соль Al на фильтр. бумагу; NH3; Ализарин; NH3; Сушить; Розовый лак.
| Сr3+
| NaOH, H2O2, t
| 2CrCl3 + 10NaOH + 3H2O2 ®2K2CrO4 + 6NaCl + 8H2O Желтый раствор
|
| амиловый спирт, H2SO4
| Добавить изоамиловый спирт, H2SO4, наблюдать синее кольцо
| Fe2+
| K3[Fe(CN)6]
| FeSO4 + K3[Fe(CN)6] ® KFe[Fe(CN)6]¯ + K2SO4
Тем.синий¯ турнбулевой сини
| Fe3+
| K4[Fe(CN)6]
| FeCl3 + K4[Fe(CN)6] ® KFe[Fe(CN)6]¯ + 3KCl
Тем.синий¯ берлинской лазури
|
| NH4CNS
| FeCl3 + 3NH4CNS ® Fe(CNS)3 + 3NH4Cl
Кроваво-красный раствор
| Mn2+
| NaBiO3(крист) в HNO3
| 2Mn(NO3)2 + 14HNO3 + 5NaBiO3 ® 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 5NaNO3 + 7H2O
Розовый раствор
| Cu2+
| NH3×H2O избыток
| CuSO4 + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4 Синий раствор. Центрифугировать!
| Co2+
| NH4CNS, амил. спирт
| CoCl2 + 4NH4CNS ® (NH4)2[Co(SCN)4] +2NH4CNS Синее кольцо
Если мешают ионы Fe3+, добавить кристаллический NH4F
| Ni2+
| Р-в Чугаева, рН»9-10
| Розовый осадок
|
Качественные реакции анионов
Ион
| Реактив
| Уравнения реакций, наблюдения
| SO42-
| Ba(NO3)2
| Na2SO4 + Ba(NO3)2 ® BaSO4¯ + 2NaNO3 Белый¯ не растворимый в HNO3
| Cl-
| AgNO3, NH4OH,
| AgNO3 + HCl ® AgCl¯ + HNO3; AgCl¯ + 2NH4OH ® [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
|
| HNO3
| [Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 ® AgCl¯ + 2NH4NO3
Белый¯ растворяется в NH4OH, образуется в HNO3
| NO3-
| Дифениламин в H2SO4 (конц)
| Темно синее окрашивание на стенках пробирки
|
Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов.
Степень окисления- это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными.
Окисление - это процесс отдачи электронов.
Восстановление - это процесс присоединения электронов.
Окислитель - это атом, молекула или ион, который берет электроны.
Восстановитель - это атом, молекула или ион, который даёт электроны.
Активные металлыотносительно легко отдают электроны и являются восстановителями.
Активные неметаллылегко присоединяют электроны и являются окислителями.
Элемент в своей высшей степени окисления, когда уже отданы все валентные электроны, может быть только окислителем.
Элемент в своей низшей степени окисления, заполнив все свои орбитали, может быть только восстановителем.
В промежуточных степенях окисления элементможет иметь и окислительные и восстановительные свойства.
Окислители, принимая электроны, переходят в восстановленную форму:
F2 [ок.] + 2ē ® 2F- [вост.]
Восстановители, отдавая электроны, переходят в окисленную форму:
Na0 [вост.] - 1ē ® Na+ [ок.]
Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной и восстановленной формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной формы в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму.
| Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью уравнения Нернста для окислительно-восстановительного потенциала:
E = E о + lg
где Е о - стандартное значение окислительно-восстановительного (электродного) потенциала;
Е о = Е, если [восст] = [ок] = 1 моль/л; n - число переданных электронов, [восст] и [ок] - молярные концентрации соединения в восстановленной и окисленной формах соответственно.
Величины стандартных электродных потенциалов Е о приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений:
чем положительнее величина Е о, тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е о, тем сильнее восстановительные свойства.
Например, для F2 + 2ē D 2F- Е о = 2,87 вольт (F2 - сильный окислитель), а для Na+ + 1ē D Na0 Е о = -2,71 вольт (Na - сильный восстановитель)
Процесс всегда записывается для реакций восстановления.
Метод электронно-ионного баланса
KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 → MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O
ок.MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O ´ 2
в.NO2- + H2O - 2ē → NO3- + 2H+ ´ 5
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5NaNO2 → 2MnSO4 + 5NaNO3 + + 1K2SO4 + 5H2O
Na[Cr(OH)4] + NaOH + H2O2 → Na2CrO4 + H2O
в. Cr(OH)4- + 4OH- - 3ē → CrO42- + 4H2O ´ 2
ок. H2O2 + 2ē → 2OH- ´ 3
2Na[Cr(OH)4] + 2NaOH + 3H2O2 → Na2CrO4 + 4H2O
| Влияние среды на электродные потенциалы
Окислительно-восстановительные свойства соединений зависят от характера среды. Например, окислительный потенциал KMnO4 уменьшается при переходе от кислой к нейтральной и щелочной среде:
в кислой среде MnO4- + 5`e ® Mn+ Е0 = +1,51 в
в нейтральной среде: MnO4- + 3e ® MnO2 Е0 =+0,60 в
в щелочной среде: MnO4- + `e ® MnO4-2 Е0 = +0,56 в
Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями в кислой среде (Е0 = +1,33 в), восстанавливаясь в Cr+3, а соединения хрома (III) в щелочной среде проявляют восстановительную способность (Е0 = -0,13 в), окисляясь в соединения хрома (VI).
Э.д.с. реакции
Окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, и характеризуется электродвижущей силой (э.д.с.) D Е o:
D Е o = Е oок - Е oвосст,
где Е oок и Е oвосст - стандартные потенциалы окислителя и восстановителя для данной реакции.
Связь э.д.с. реакции D Е с D G и К
Э.д.с. реакции D Е связана с изменением энергии D G
D G o = -n F D Е o или D Е o = -(1 /n F)D G o
Э.д.с. реакции D Е связана с константой равновесия К:
D Е = (0,059/n)lg K и К = 10nD Е /0,059
| Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться соотношения: D G <0 или К >>1, которым соответствует условие D Е о>0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение D Е о.
Если D Е о>0, реакция идет.
Если D Е о<0, реакция не идет
Задача. Определить возможность протекания реакции:
2KMnO4 + 16HCl ® 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O.
Решение. Окислителем является перманганат-ион MnO4-, переходящий в Mn2+, а восстановителем - хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl2.
Определяем по таблице их потенциалы:
Е о(MnO4-/Mn2+) = 1,51 В и Е о(Cl2/2Cl-) = 1,36 В. Имеем D Е о = Е о ок - Е овосст = 1,51 - 1,36 = 0,15 в > 0. Реакция возможна, так как D Е о > 0.
|
Координационные соединения
Координационные (комплексные) соединения - это соединения с донорно-акцепторной связью.
Координационные соединения состоят из ионов внутренней и внешней сфер. Ионы внутренней сферы состоят из комплексообразователя и лигандов. Число лигандов во внутренней сфере комплекса называется координационным числом. Дентатность лиганда- это число связей, которыми данный лиганд соединен с комплексообразователем.
Комплексы: K3[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2]OH и др.
Комплексообразователи: Ag+, Cu2+, Hg2+, Ni2+, Fe3+ и др.
Лиганды: молекулы H2O, NH3 и анионы СN-, Cl-, OH- и др.
Координационные числа: 4 или 6, реже 2, 3 и др.
Состав координационных соединений
Для K3[Fe(CN)6] имеем:
• Ионы внешней сферы - 3К+
• Ион внутренней сферы - [Fe(CN)6]3-
• Комплексообразователь - Fe3+
• Лиганды - 6CN-, их дентатность - 1
• Координационное число – 6
Для [Ag(NH3)2]OH имеем:
• Ион внешней сферы - OH-
• Ион внутренней сферы - [Ag(NH3)2]+
• Комплексообразователь - Ag+
• Лиганды - 2NH3, их дентатность - 1
• Координационное число - 2
| Номенклатура
Назвать сначала анион (в именительном падеже), затем катион (в родительном падеже). Названия некоторых лигандов: NH3 - аммин, H2O - акво, CN- - циано, Cl- - хлоро, OH- - гидроксо. Названия координационных чисел: 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса. Указать степень окисления комплексообразователя.
• [Ag(NH3)2]Cl - хлорид диамминсеребра(I)
• [Cu(NH3)4]SO4 - сульфат тетрамминмеди(II)
• K3[Fe(CN)6] - гексацианоферрат(III) калия
• K2[PtCl4] - тетрахлороплатинат(II) калия
• [PtCl4(NH3)2] -диамминтетрахлороплатина(IV)
Химическая связь
Согласно теории валентных связей лиганды связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью. Центральный атом является акцептором, а лиганды - донорами.
При необходимости допускается использование внешних орбиталей соответствующей симметрии. Например, использование 4 d -АО для комплексов 3 d -металлов.
Теория валентных связей предполагает гибридизацию орбиталей центрального атома. Расположение образующихся при этом гибридных орбиталей определяет геометрию комплексов.
| Диамагнитный комплексный ион Fe(CN)64-
Цианид ион СN- является донором ¯ СºN-.
Ион железа Fe2+ - акцептор - имеет формулу 3 d 64 s 04 p 0. C учетом диамагнитности комплекса (все электроны спарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем d 2 sp 3-гибридизацию.
Комплекс Fe(CN)64- диамагнитный, низкоспиновый, внутриорбитальный, стабильный (не используются внешние электроны), октаэдрический (d 2 sp 3-гибридизация).
Парамагнитный комплексный ион FeF63-
Фторид ион - донор.
Ион железа Fe3+ - акцептор - имеет формулу 3 d 54 s 04 p 0. C учетом парамагнитности комплекса (электроны распарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем sp 3 d 2-гибридизацию:
Комплекс парамагнитный, высокоспиновый, внешнеорбитальный, нестабильный (использованы внешние 4 d -орбитали), октаэдрический (sp 3 d 2-гибридизация).
Диссоциация координационных соединений
Координационные соединения в растворе полностью диссоциируют на ионы внутренней и внешней сфер.
[Ag(NH3)2]NO3 ⇄ Ag(NH3)2+ + NO3- α = 1
Ионы внутренней сферы, то есть, комплексные ионы, диссоциируют на ионы металла и лиганды как слабые электролиты, по ступеням.
| I ступень: Ag(NH3)2+ ⇄ Ag(NH3)+ + NH3 α << 1
II ступень: Ag(NH3)+ ⇄ Ag+ + NH3 α << 1
Суммарно: Ag(NH3)2+ ⇄ Ag+ + 2NH3 α << 1
Константы диссоциации комплексов – это константы нестойкости
Константы нестойкости
I ступень: Ag(NH3)2+ ⇄ Ag(NH3)+ + NH3
K 1 = = 1,2´10-4
II ступень: Ag(NH3)+ ⇄ Ag+ + NH3
K 2 = = 4,8´10-4
суммарно: Ag(NH3)2+ ⇄ Ag+ + 2NH3
K 1-2 = K 1× K 2 = 5,8´10-8
К 1, К 2, K 1-2 называют константами нестойкости. Константы нестойкости приводятся в таблицах и характеризуют диссоциацию комплексов:
чем меньше константа нестойкости, тем меньше диссоциирует комплекс, тем он устойчивее.
Задача. Вычислите концентрацию ионов Fe3+ в 0,2М растворе K3[FeF6], в котором [F-] = 0,1M, если К 1-6 комплексного иона равна 8×10-17.
Решение. Уравнения диссоциации комплекса:
K3[FeF6] ⇄ 3K+ + FeF63- α = 1
FeF63- ⇄ Fe3+ + 6F- α << 1
K 1-6 = = = 8×10-17
x = [Fe3+] = 1,6×10-11 M
| Основные классы неорганических соединений
Оксиды - сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента
Не являются оксидами
Н2О2 – пероксид водорода
OF2 – фторид кислорода
КO2 – cупероксид калия
Номенклатура оксидов
Fe2O3 - оксид железа(III),
Cl2O- оксид хлора(I).
Получение оксидов
Горение простых веществ:
C + O2 = CO2
2Ca + O2 = 2CaO
Горение (обжиг) сложных веществ:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
Разложение сложных веществ:
CaCO3 → CaO + CO2
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Химические свойства основных оксидов
Основные оксиды (Na2O, CaO, CuO) реагируют: с водой
CaO + H2O = Ca(OH)2 (IА и IIА, кр. Be, Mg)
CuO + H2O ¹
с кислотными оксидами
СaO + CO2 = CaCO3
с кислотами
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
| Химические свойства кислотных оксидов
Кислотные оксиды (CO2, P2O5, CrO3) реагируют:
c водой(кроме SiO2)
SO2 + H2O = H2SO3
SiO2 + H2O ¹
с основными оксидами
SO2 + CaO = CaSO3
с основаниями
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
Химические свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды (ZnO, Al2O3, Cr2O3, BeO)
не реагируют с водой
ZnO + H2O ¹
реагируют с кислотами
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
реагируют с щелочами
при нагревании или сплавлении
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
в разбавленных растворах
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]
Основания - сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксильных групп; Основания - электролиты, образующие при диссоциации в качестве анионов только гидроксид ионы
Номенклатура:
NaOH - гидроксид натрия
Fe(OH)3 - гидроксид железа(III)
Классификация оснований
растворимые (щелочи) NaOH, KOH.
Нерастворимые Fe(OH)2, Mg(OH)2, Ni(OH)2, Сr(OH)2
амфотерные Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2, Cr(OH)3
однокислотные NaOH, KOH
двухкислотные Ba(OH)2, Zn(OH)2, трехкислотные Al(OH)3, Cr(OH)3,
| Получение оснований
Получение щелочей:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Na2O + 2H2O = 2NaOH
NaH + H2O = NaOH + H2
Получение нерастворимых и амфотерных оснований:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3¯ + 3NaCl
Свойства щелочей
NaOH + HCl = NaCl + H2O
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]
2NaOH + Al2O3-(t)-> 2NaAlO2 + H2O
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2¯ + Na2SO4
2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2
2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O (20 оС)
6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (100 оС)
Свойства нерастворимых и амфотерных оснований
Свойства нерастворимых оснований:
Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 -(t)-> FeO + H2O
Свойства амфотерных оснований:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4])
2Al(OH)3 -(t)-> Al2O3 + 3H2O
| Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; кислоты - электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода.
Классификация кислот.
одноосновные HCl
двухосновные H2S
трехосновные H3PO4
кислородосодержащие HNO3
бескислородные HСl
Получение кислот
CO2 + H2O = H2CO3 (кроме SiO2)
Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3¯
H2 + Cl2 = 2HCl
Химические свойства кислот
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (Fe в ряду напр. до Н)
Cu + HCl ¹ (Cu в ряду напр. после Н)
2HCl + CuO = CuCl2 + H2O
2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O
2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O
3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2
HCl + AgNO3 = AgCl¯ + HNO3
HCl + NaNO3 ¹
Соли - сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.
Соли - электролиты, образующие при диссоциации катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка.
| Классификация солей
средние MgCl2, Na3PO4
кислые Na2HPO4, Ca(H2PO4)2
основные MgOHCl, (Al(OH)2)2SO4
смешанные NaCl×NaF, CaBrCl
двойные KMgF3, KAl(SO4)2
комплексные Na2[Zn(OH)4], K3[Al(OH)6]
кристаллогидраты СuSO4´5H2O
Получение солей
Cu + 2H2SO4 конц. = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + SO3 = CuSO4
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
CuCO3 + H2SO4 = CuSO4 + H2O + CO2
CuCl2 + Ag2SO4 = CuSO4 + 2AgCl¯
Химические свойства солей
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (Fe до Cu в ряду напряжений)
Pb + ZnCl2 ¹ (Pb после Zn в ряду напряжений)
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2¯ + Na2SO (образуется осадок)
CuSO4 + H2S = CuS¯ + H2SO4 (образуется осадок)
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + CuCl2 (образуется осадок)
| Разложение солей при нагревании
Ca(HCO3)2 → CaCO3¯ + H2O + CO2 (при 100 oC)
CaCO3 → CaO + CO2 (при 1000 oC)
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2 (до Mg в ряду напряжений)
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2 (от Mg до Cu в ряду напр.)
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2 (после Cu в ряду напр.)
NH4Cl → NH3 + HCl
NH4NO3 → N2O + 2H2O (ОВР)
NH4NO2 → N2 + 2H2O (ОВР)
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O (реакция “вулкан”)
4KClO3 → KCl + 3KClO4 (при 400 oC)
2KClO3 → 2KCl + 3O2 (в присутствии MnO2)
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
Какой объем 2н раствора KOH можно приготовить из 140 мл 30% раствора KOH(r=1,3 г/мл)?
Решение: с э 1(KOH) m 1/(M э(КОН)× V 1(KOH)) для раствора 1
w 2(KOH) = m 2/(r2(KOH)× V 2(KOH)) для раствора 2
Имеем m 1 = m 2 или с э× M э(КОН)× V 1 = w 2×r2× V 2
Отсюда V 1 = (w 2×r2× V 2)/(с э 1× M э(КОН)) = (0.3×1,3×140)/(2×56) = 0,4875 л
| Химия элементов IA группы
щелочные металлыLi, Na, K, Rb, Cs, Fr. Атомы этих элементов имеют электронную формулу n s 1. Они являются сильными восстановителями. Их активность растет от лития к цезию. Для них характерна степень окисления +1. В природе щелочные металлы находятся в виде хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т.д.
Получение и свойства щелочных металлов
Получение 2NaCl → 2Na + Cl2 (электролиз расплава)
горение в кислороде
4Li + O2 → 2Li2O (оксид лития)
2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия)
K + O2 → KO2 (супероксид калия)
реакции с другими неметаллами
2Na+ Cl2 = NaCl
2Na + H2 = 2NaH
2K + S = K2S
6Li + N2 = 2Li3N
реакции с водой и разбавленными кислотами
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
Получение и химические свойства оксидов щелочных металлов
Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами
4Li + O2 –(t)->2Li2O
Na2O2 + 2Na –(t)->2Na2O
Na2O + H2O = 2NaOH
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2O(тв) + Al2O3(тв) –(t)->2NaAlO2
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
| Получение и химические свойства гидроксидов щелочных металлов
Гидроксиды щелочных металлов - это растворимые основания, щелочи
NaOH ® Na+ + OH- (α»1)
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O
NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3¯ + 3NaCl
Получение и химические свойства соединений щелочных металлов
Гидриды щелочных металлов – восстановители
NaH + H2O = NaOH + H2
NaH + HCl = NaCl + H2
Пероксиды и супероксиды - окислители
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
Na2O2 + 2KI + 2H2SO4 = Na2SO4 + I2 + K2SO4 + 2H2O
2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2
Соли щелочных металлов
Na2CO3 + H2O ⇄ NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32- + H2O ⇄ HCO3- + OH- + 2Na+
CO32- + H2O ⇄ HCO3- + OH-
|
|