Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Апрель 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Неорганическая химия (начало)


Некоторые физико-химические свойства простых веществ щелочных металлов                                                                                        Таблица 2.3.2.

 

Элемент

Li

Na

К

Rb

Cs

Цвет

Сереб­ристо-белый

Сереб­ристо-белый

Сереб­ристо-белый

Сереб­ристо-белый

Желтый

Плотность р, г/см3(298 К)

0,534

0,971

0,862

1,532

1,873

tпл,С

180,7

97,%

63,8

39Д

28,55

t   ,С

кип'

1347,0

983,1

774,0

688,0

678,6

Энтальпия

атомизации

ΔН атом' кДж/моль

158,9

97,96

91,6

82,0

78,0

Стандартный

электродный

потенциал

В: Ме+ + е  Ме

-3,05

-2,71

-2,92

-2,93

-2,92

 

Щелочные металлы обладают небольшой твердостью, ко­торая при переходе от лития к цезию с падением прочности химической связи также уменьшается: литий приблизитель­но такой же мягкий, как свинец, натрий как воск (его можно выдавливать в виде проволоки на ручных прессах при комнатной температуре). Все щелочные металлы (кроме лития) легко режутся ножом.

Щелочные металлы имеют довольно высокую электри­ческую проводимость, которая при переходе от лития к це­зию постепенно уменьшается. Так, удельное электрическое сопротивление лития составляет примерно 9-10-8 Омм, а це­зия— 21-10-8 Омм. Для сравнения: удельное электрическое сопротивление меди равно 1,68- 10-8 Омм.

Щелочные металлы характеризуются высокой теплопро­водностью, в связи с чем используются в технике для отво­да теплоты; например, натрий применяют в качестве тепло­носителя в атомных реакторах. Значения стандартных электродных потенциалов показы­вают, что все щелочные металлы в водных растворах очень сильные восстановители, причем наиболее сильный восстановитель литий. Это объясняется вы­сокой энергией гидратации сравнительно малых по разме­рам ионов Li+. В расплавленных средах (т. е. в отсутствие гидратации) значение стандартного электродного потенциа­ла лития наименьшее по сравнению с таковым для всех щелочных металлов, что коррелирует с наибольшим значе­нием для лития энергии ионизации (см. табл. 2.3.3).

В химическом отношении щелочные металлы чрезвычай­но реакционноспособны. Уже на воздухе они легко окисля­ются и активно взаимодействуют с парами воды. Поэтому при хранении щелочных металлов необходимо исклю­чить доступ к ним воздуха и влаги во избежание взры­вов и пожаров. Щелочные металлы следует держать под слоем керосина (с углеводородами они не реагиру­ют) в герметически закрытых сосудах. Нельзя тушить щелочные металлы водой, поскольку реакция сопро­вождается взрывом. Остатки щелочных металлов лик­видируют не водой, а этиловым спиртом, с которым эти металлы реагируют спокойно.

В ряду литий цезий химическая активность по отно­шению к простым веществам обычно изменяется монотон­но, однаш не следует думать, что в этом ряду она всегда возрастает. Например, как видно из энтальпий образования бромидов и оксидов (табл. 3.3), активность по отношению к брому в ряду Li Cs действительно возрастает, однако по отношению к кислороду она в этом ряду металлов как раз уменьшается. Это подтверждается тем, что литий восстанав­ливает другие щелочные металлы из их оксидов, например:

2Li + K2O   t    2К + Li2O.

Наблюдаются и более сложные зависимости. Так, в ряду хлоридов щелочных металлов энтальпии образования изме­няются зигзагообразно и имеют два локальных экстремума для КС1 и RbCl

 

Энтальпии образования оксидов и бромидов щелочных металлов (кДж/моль)

Таблица 2.3.3.

 

Элемент

Li

Na

К

Rb

Cs

-ΔНо6   оксида

297

209

180

174

171

-ΔНо6   бромида

351,0

359,8

392,0

393,2

410,0

 

Вследствие низких значений энергий ионизации спектр испускания лучистой энергии щелочных металлов лежит в видимой области. Поэтому раскаленные пары щелочных металлов и их соединения имеют характерную окраску: ли­тий малиновую, натрий желтую, калий фиолето­вую, рубидий сиреневую, цезий синюю. Данное свой­ство позволяет распознавать щелочные металлы и их со­единения оптическими методами: например, пламя при вне­сении в него препарата калия окрашивается в фиолетовый цвет.

Рис. 2. 3.3. Зависимость энтальпий образования хлоридов щелочных металлов от природы металла

По химическим свойствам литий стоит несколько особ­няком от остальных щелочных металлов, напоминая в этом отношении магний (диагональное сходство в периодической системе).

 

2.3.3. Взаимодействие щелочных металлов с простыми веществами

 

Отношение щелочных металлов к водороду. Все щелоч­ные металлы при нагревании реагируют с водородом, обра­зуя гидриды:

2Na + Н2  250-400C  2NaH гидрид натрия

2К + Н2  200-350С  2 КН гидрид калия.

Гидриды твердые солеобразные вещества ионного строения, обладающие вследствие наличия в них гидрид-иона Н-1 сильно выраженными восстановительными свой­ствами:

KH-1+H2+1O       KOH + H20

 

2H→1 – 2e       H0     1     Востановитель  

2H+ + 2e        H0      1     Окислитель

 

3NaH + Fe2O3   t   2Fe + 3NaOH

H-1 – 2e      H+1              3

2Fe3+ + 6e      2Fe0     1

 

При электролизе гидридов водород выделяет­ся на аноде, что подтверждает ионное строение гидридов с отрицательно заряженным атомом водорода.

Все гидриды щелочных металлов термически неустойчи­вы и при нагревании в вакууме разлагаются на простые ве­щества:

 

2NaH  300С 2Na + Н2

2KH   400˚C  2К + Н2.

 

Гидриды щелочных металлов легко окисляются кисло­родом с образованием гидроксидов:

2КН+O2   t   2KOH+1

 

Отношение щелочных металлов к галогенам. Все ще­лочные металлы реагируют со всеми галогенами. Реакцион­ная способность данного металла при переходе от фтора к иоду закономерно уменьшается; например, энтальпии образо­вания для NaF и Nal соответственно равны -570,3 кДж/моль и -287,9 кДж/моль. С фтором все щелочные металлы реа­гируют при комнатной температуре. С хлором только руби­дий и цезий вступают в реакцию при комнатной температу­ре, а остальные металлы при нагревании:

2Rb + С12      2RbCl,

2Na + Cl   t   2NaCl.

 

Поскольку концентрация галогена в жидкой фазе боль­ше, чем в газообразной, с жидким бромом щелочные ме­таллы взаимодействуют энергичнее, чем с хлором. Калий, рубидий и цезий, брошенные в жидкий бром, вступают с ним в реакцию со взрывом. Литий и натрий при обычных условиях окисляются бромом только с поверхности, для пол­ного бромирования требуется нагревание:

2Li + Вг2   t   2LiВг.

С наименее активным галогеном, иодом, щелочные ме­таллы реагируют при нагревании:

2K + I2   t­   2KI

Зависимость реакционной способности от природы ме­талла и галогена носит более сложный характер: для броми­дов и иодидов она закономерно возрастает в ряду Li - Cs; для хлоридов наибольшая в случае калия (см. рис. 3.3), а для фторидов максимальная в случае лития и мини­мальная в случае цезия.

Отношение щелочных металлов к кислороду. Все щелочные металлы быстро окисляются на воздухе. Как уже отмечалось, данные по энтальпиям образования ок­сидов указывают на уменьшение активности по отноше­нию к кислороду при переходе от лития к цезию. Однако скорость окисления щелочных металлов при таком переходе возрастает. Это связано как с увеличением проница­емости защитной оксидной пленки от лития к цезию, так и с уменьшением в таком же порядке температур плавле­ния металлов. Рубидий и цезий настолько легкоплавки, что теплоты, выделяющейся при окислении, вполне достаточ­но для того, чтобы перевести эти металлы в жидкое со­стояние.

Жидкие металлы окисляются очень легко, поэтому руби­дий и цезий на воздухе загораются. При сгорании на возду­хе или в атмосфере кислорода литий образует преимуще­ственно оксид, натрий пероксид с примесью оксида; ка­лий, рубидий, цезий надпероксиды:

4Li + O2   t   2Li2О,

4Na + O2   t   2Na2O,

2Na + O2   t   Na2O2  пероксид натрия,

К + O2   t   KO2 надпероксид калия.

Пероксид натрия источник кислорода при взаимодей­ствии с углекислым газом:

2Na2O2 + 2СO2     2Na2CO3 + O2.

Обрабатывая пероксиды разбавленными кислотами (со­ляной, серной), можно получить пероксид водорода:

Na2O2 + 2HC1     2NaCl + Н2O2.

Отношение щелочных металлов к другим простым веществам. При нагревании щелочные металлы реагируют с серой:

2Na + S     ­ Na2S сульфид натрия.

В обычных условиях с азотом реагирует только литий:

6Li + N2     2Li3N нитрид лития.

Во влажном воздухе на поверхности лития одновременно образуются нитрид, оксид и гидроксид лития. Нитриды дру­гих щелочных металлов неустойчивы, в небольших количествах их можно получить при температуре электрического разряда. Нитрид лития, подобно нитридам других металлов, разлагается водой с выделением аммиака:

Li3N + 3H2O     3LiOH + NH3.

 При обработке нитрида лития кислотами образуется соль аммония:

Li3N + 4HC1    3LiC1 + NH4C1.

 При нагревании щелочные металлы реагируют с фосфо­ром, однако с углеродом и кремнием с хорошими выхода­ми взаимодействуют только литий и натрий:

12К + 4Р   t   4К3Р фосфид калия,

2Li + 2С   t  Li2C2 карбид лития,

2Na + 2С    t    Na2C2 карбид натрия.

Карбиды натрия и лития при взаимодействии с водой или кислотами выделяют ацетилен:

Na2C2 + 2Н2O     2NaOH + С2Н2.

Со многими металлами щелочные металлы образуют интерметаллиды:

2Na + К   t   Na2K,

Na + Ва   t   NaBa.

С ртутью натрий образует амальгаму, которая использу­ется как более мягкий восстановитель вместо чистого на­трия.

 

2.3.4. Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

 

С водой все щелочные металлы взаимодействуют при обычных условиях, при этом реакционная способность возра­стает при переходе от лития к цезию. Например, литий реа­гирует с водой относительно медленно, а калий со взры­вом из→за воспламенения водорода

2Li + 2H2O    2LiOH + H2,

2Na + 2H2O     2NaOH + H2.

Очень бурно щелочные металлы взаимодействуют с кис­лотами:

2Na + 2НС1     2NaCl + Н2,

2Li + H2SO4(paзб.)      Li2SO4+ H2.

Особенно энергично протекают реакции с кислотами-окислителями (азотной и концентрированной серной), при этом образуются нитраты или сульфаты и смесь различных продуктов восстановления кислот. Практического значения эти реакции не имеют, так как нитраты и сульфаты щелоч­ных металлов можно получить другими, более безопасны­ми способами (например, на основе карбонатов или щело­чей).

Щелочные металлы реагируют с жидким аммиаком или при нагревании с его парами, образуя амиды (аммиак в этих реакциях окислитель):

2NH3 + 2К  б5-105С  2KNH2 + Н2 .

                              амид калия

Амиды разлагаются водой с выделением аммиака:

NaNH2 + Н2O       NaOH + NH3.

При нагревании щелочные металлы восстанавливают некоторые металлы из расплавов солей:

3Na + A1Cl3    t   3NaCl + Al,

4Na + TiCl4   t   4NaCl + Ti.

 
В избранное