Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Май 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
31


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)


2.3.5. Свойства оксидов и гидроксидов щелочных металлов

 

Оксиды щелочных металлов имеют состав Э2O. Это кри­сталлические вещества с ионной решеткой, бесцветные (Li2O, Na2O), желтые (K2O, Rb2O) или оранжевые (Cs2O). Терми­ческая устойчивость оксидов с ростом атомного номера ще­лочного металла понижается. Так, Rb2O при температуре 505С плавится с разложением:

2Rb2O   t   4Rb + O2,

эгда как оксид лития Li2O плавится только при температуре 1450С и без разложения.

Оксид лития получают прямым взаимодействием простых зеществ. Оксиды других щелочных металлов можно получить.

а) нагреванием металлов до относительно невысоких температур и при недостатке кислорода:

4Na + O2(недост.)  180С+ 2Na2O;

б) взаимодействием металлов с их пероксидами или над пероксидами:

Na2O2 + 2Na    t     2Na2O

 

2O-1 + 2е         2O-2      1

Na - е       Na+1                2

 

KO2-1/2 + 3K0   t    2K2O-2

 

2O-1/2 + Зе      2O2       1

К0 - е       К+1             3

 

в)  осторожным нагреванием пероксидов или надперок→сидов в вакууме:

2Na2O2 400-700с  2Na2O + O2,

4КO2  600С   2К2O + 3O2;

г) взаимодействием металлов с их гидроксидами:

2КOН + 2К   t   2К2O + Н2;

д) восстановлением нитратов металлов самими же метал­лами:

10К + 2KNO3   t    6К2O + N2.

 Оксиды всех щелочных металлов являются основными. Так, они энергично (интенсивность взаимодействия усили­вается в ряду Li2O  Cs2O) реагируют с водой, образуя щелочи:

Na2O + Н2O      2NaOH.

Оксиды щелочных металлов, подобно всем типичным основ­ным оксидам, взаимодействуют с кислотными оксидами:

K2O + SO3      K2SO4,

Na2O + N2O5     2NaNO3

и кислотами:

Li2O + 2НС1      2LiCl + H2O,

K2O + H2SO4      K2SO4 + H2O.

Практического значения оксиды щелочных металлов не имеют.

Гидроксиды щелочных металлов твердые белые ве­щества ионного строения, хорошо (кроме LiOH) растворя­ются в воде с выделением большого количества энергии, сравнительно легкоплавки. Температура плавления законо­мерно понижается от LiOH (473C) до CsOH (346C). Всегидроксиды (за исключением LiOH) при сильном нагрева­нии испаряются без разложения; гидроксид лития при тем­пературе красного каления отщепляет воду:

2LiOH    t   Li2O + H2O.

Водные растворы и расплавы гидроксидов щелочных ме­таллов хорошо проводят электрический ток, и, как показы­вает эксперимент, в этом случае гидроксиды полностью ионизированы:

КОН(кр.)   t    К+ + ОН-,

КОН(р-р)       К+ + ОН-.

Таким образом, гидроксиды щелочных металлов от­носятся к числу самых сильных оснований, поэтому носят название щелочи.

На воздухе гидроксиды щелочных металлов (кроме LiOH) расплываются за счет поглощения атмосферной влаги. Ще­лочи (кроме LiOH) также жадно поглощают углекислый газ, поэтому хранить их водные растворы следует в тщательно закрытых сосудах.

Твердые щелочи и их водные растворы разрушают жи­вые ткани, в связи с чем работа с ними требует особых мер предосторожности (защитные очки, резиновые пер­чатки).

В химическом отношении гидроксиды щелочных метал­лов очень реакционноспособны. Гидроксиды нейтрализу­ют кислоты с образованием солей и воды:

2КОН + H2SO4       K2SO4 + 2Н2O,

ОН- + Н+       Н2O,

KOH + H3PO4       KH2PO4 + H2O

ОН- + H3PO4        Н2РО-4 + Н2O,

2КOН + Н3РO4      K2HPO4 + 2Н2O,

2OН- + Н3РO4         НРO4- + 2Н2P,

3KOH + H3PO4       К3РO4 + 3H2O,

3OH- + H3PO4        PO43- + 3H2O.

Щелочи реагируют с кислотными оксидами:

NaOH + СO2     NaHCO3,

OH- + CO2    НСО-,

2NaOH + СO2    Na2CO3 + Н2O,

2OН- + СO2    СО2- + Н2O,

4NaOH + Р2О5     2Na2HPO4 + Н2О,

4OН- + Р2O5      2HPO42- + Н2O.

Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислыми и основными солями, а также со средними соля­ми, если в результате реакции образуется осадок:

NaHCO3+ NaOH      NaCO3 + H2O,

HCO3- + OH-        CO2-3 + H2O

Са(НСO3)2 + 2МаОН(избыток)       CaCO3+ Na2CO3 + 2H2O,

Са2+ + 2НСО3- + 2OН     CaCO3 + СO2-3 + 2Н2O,

MgOHCl + NaOH         Mg(OH)2 + NaCl,

MgOH++ OH-         Mg(OH)2,

CuCl2 + 2NaOH       Cu(OH)2 + 2NaCl,

Cu2++ 2O‑      Cu(OH)2,

NH4NO3+ KOH       KNO3 + NH3 H2O,

NH+4 + OH-         NH3 + H2O,

СаС12(конц.) + 2NaOH      Ca(OH)2 + 2NaCl,

Ca2++2OH-        Ca(OH)2,

NH4Cl(p-p) + KOH(p-p)      t     KCl(p-p) + NH3 + H2O,

NH+4 + OH     t    NH3 + H2O.

Щелочи взаимодействуют с некоторыми металлами и не­металлами:

2КOН + 2А1 + 6Н2O      2К[А1(ОН)4] + ЗН2,

2NaOH + Zn+ 2Н2O       Na2[Zn(OH)4] + Н2,

6КОН + ЗС12      t    5КС1 + КСlO3 + ЗН2O,

2NaOH + Si+ H2O       Na2SiO3 + 2Н2,

2NaOH + 2Р+ Н2O     t    Na2HPO3 + PH3.

Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

А12O3+ 2КOН+ ЗН2O        2К[А1(ОН)4],

А12O3+ 2OН-+ ЗН2O      2[А1(ОН)4]-,

Zn(OH)2+ 2NaOH        Na2[Zn(OH)4],

Zn(OH)2+ 2OН-          [Zn(OH)]2-.

Сравнительно реже для получения щелочей используют способы, основанные на обменных реакциях:

Na2CO3 + Са(ОН)2        СаСO3 + 2NaOH,

Li2SO4 + Ва(ОН)2        BaSO4 + 2LiOH.

 

2.3.6. Соли щелочных металлов. Общая характеристика

 

Поскольку ионы щелочных металлов бесцветны, то и боль­шинство солей металлов IA группы не окрашены. Окраску имеют только те соли, которые образованы окрашенными ани­онами (Na2Cr2O7 оранжево-красный, КМnO4 темно-фи­олетовый). Комплексообразование для ионов щелочных ме­таллов нехарактерно.

Химическая связь в солях щелочных металлов имеет пре­имущественно ионный характер. Степень ионности связи воз­растает при переходе от солей лития к солям цезия.

Подавляющее большинство солей щелочных металлов хо­рошо растворимы в воде; наибольшее число нерастворимых или малорастворимых солей образует литий (LiF, Li2CO3, Li3PO4). Растворимость солей щелочных металлов с повы­шением температуры, как правило, возрастает. С многоос­новными кислотами щелочные металлы образуют кислые соли. Вообще, образование кислых солей характерная осо­бенность щелочных металлов, и их известно достаточно много (у других металлов они редки).

Поскольку ион Li+ характеризуется высокой энергией гид­ратации, ряд его солей кристаллизуется в виде гидратов: LiClЗН2O, LiC1O43H2O. Тенденция к образованию кристал­логидратов в ряду Li+ Cs+ по мере роста радиуса катиона уменьшается.

В водных растворах соли щелочных металлов со сла­быми кислотами гидролизованы, реакция раствора ще­лочная:

Na2C03 + Н2O        NaHCO3 + NaOH,

CO32- + H2O       HCO3- + OH-.

Соли щелочных металлов окрашивают пламя горелки в характерные цвета, присущие парам данного конкретного ме­тала.

Мы уже рассматривали особенности реакций получения и свойства галогенидов щелочных металлов. Остановимся подробнее на свойствах наиболее важных в практическом отношении сульфатов, нитратов, карбонатов и силикатов на­трия и калия.

Сульфат натрия получают взаимодействием рассчитан­ных количеств гидроксида натрия и серной кислоты. При охлаждении конечного раствора до температуры ниже 32С сульфат натрия выпадает в осадок в виде декагидрата Na2SO4 10H2O.

Прокаливанием кристаллогидрата можно получить без­водную соль:

Na4SO4 10H2O    t      Na2SO4 + 10Н2О.

Сульфат натрия также образуется как побочный продукт при производстве соляной кислоты сульфатным методом:

2NaCl(кp.) + H2SO4кипение   Na2SO4 + 2HC1.

Гидросульфат натрия NaHSO4 можно получить охлаж­дением насыщенного раствора Na2SO4, обработанного избыт­ком серной кислоты с массовой долей ее 60%:

Na2SO4(p-p) + H2SO4(ж) охлаждение  2NaHSO4,

взаимодействием кристаллического NaCl с H2S04(kohц.) при комнатной температуре или слабом нагревании:

NaCl(кp.) + Н2SO(конц.)  20→50C   Na2HSO4 + HCl,

разбавленного раствора NaOH с избытком SO3:

NaOH(paзб.) + SO3       NaHSO4,

а также действием избытка H2SO4(kohц.) на концентрирован­ный раствор NaOH:

NaOH(конц.) + H2SO4(kohц.)       NaHSO4 + H2

. Сульфат натрия термически устойчив (tпл = 884C), гид­росульфат натрия при прокаливании переходит в сульфат или дисульфат (пиросульфат):

2NaHSO4 200˚C  Na2SO4 + H2SO4

2NaHSO4  350C  Na2S2O7 + H2O.

                   дисульфат натрия

В водном растворе NaHSO4 проявляет сильнокислые свой­ства, например реагирует с карбонатами:

2NaHSO4 + Na2CO3       2Na2SО3 + СО2 + H2O.

При нагревании гидросульфатов натрия или калия с хло­ридами этих металлов выделяется хлороводород:

NaHSO4(кp.) + NaCl(Kp.)  600˚C  Na2SO4+ HCl.

Нейтрализацией гидросульфатов получают сульфаты:

NaHSO4(paзб.) + NaOH(конц.)      Na2SO4 + Н2O,

H2SO4-+ OH-      SO42- + H2O.

Карбонаты натрия и калия относятся к числу наиболее применяемых в промышленности солей. Из-за гидролиза вод­ные растворы Na2CO3 и K2CO3 имеют выраженную щелоч­ную реакцию. Карбонат натрия получают по методу Сольве. В теплый насыщенный раствор NaCl пропускают аммиак, а затем углекислый газ. Вначале образуется гидрокарбонат аммония:

NH3H2O + СO2      NH4HCO3.

Далее эта соль вступает в обменную реакцию с хлори­дом натрия:

NH4HCO3+NaCl      NaHCO3 + NH4Cl.
В избранное