Как щелочные металлы реагируют с кислородом при повышенной температуре
К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.
Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за
их сильной реакционной способности.
Общая характеристика
От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств,
реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns1:
- Li – 2s1
- Na – 3s1
- K – 4s1
- Rb – 5s1
- Cs – 6s1
- Fr – 7s1
Природные соединения
В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:
- NaCl – галит (каменная соль)
- KCl – сильвит
- NaCl*KCl – сильвинит
Получение
Получить такие активные металлы электролизом водного раствора – невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при
высоких температурах (естественно – безводных):
NaCl → Na + Cl2↑ (электролиз расплава каменной соли)
Химические свойства
- Реакция с кислородом
- Реакции с неметаллами
- Реакция с водой
- Окрашивание пламени
Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид,
натрий – пероксид, калий, рубидий и цезий – супероксиды.
Li + O2 → Li2O (оксид лития)
Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия)
K + O2 → KO2 (супероксид калия)
Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления
+1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.
Li + H2 → LiH (в гидридах водород -1)
Na + F2 → NaF (в фторидах фтор -1)
Na + S → Na2S (в сульфидах сера -2)
K + N2 → K3N (в нитридах азот -3)
Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда – взрыв.
Na + H2O → NaOH + H2↑ (воду можно представить в виде HOH – натрий вытесняет водород)
Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: “… в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет”.
Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.
Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий – в желтый, калий – в фиолетовый, рубидий – синевато-красный,
цезий – синий.
Оксиды щелочных металлов
Имеют общую формулу R2O, например: Na2O, K2O.
Получение
Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:
Li + O2 → Li2O (оксид лития)
В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из
пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:
Na2O2 + Na → Na2O
KO2 + K → K2O
Химические свойства
По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:
Li2O + H2O → LiOH (осн. оксид + вода = основание – реакция идет, только если основание растворимо)
K2O + CO2 → K2CO3 (осн. оксид + кисл. оксид = соль)
Na2O + SO2 → Na2SO3 (обратите внимание – мы сохраняем СО серы +4)
Li2O + HCl → LiCl + H2O
Гидроксиды щелочных металлов
Относятся к щелочам – растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH – едкий натр, KOH – едкое кали.
Получение
Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции
щелочных металлов и их оксидов с водой:
KCl + H2O → (электролиз!) KOH + H2 + Cl2 (на катоде выделяется водород, на аноде – хлор)
Li2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + LiOH
K + H2O → KOH + H2↑
Rb2O + H2O → RbOH
Химические свойства
Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется
газ или образуется слабый электролит (вода).
LiOH + H2SO4 → LiHSO4 + H2O (соотношение 1:1, кислота в избытке – получается кислая соль)
2LiOH + H2SO4 → Li2SO4 + 2H2O (соотношение 2:1, основание в избытке – получается средняя соль)
KOH + SO2 → KHSO3 (соотношение 1:1 – получается кислая соль)
2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O (соотношение 2:1 – получается средняя соль)
NaOH + MgBr2 → NaBr + Mg(OH)2↓
С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием оксиелов –
смешанных оксидов (при высоких температурах – прокаливании).
NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] (в водном растворе образуются комплексные соли)
NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + H2O (при прокаливании образуется оксиел – смесь двух оксидов: Al2O3
и Na2O, вода испаряется)
Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:
NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)
NaOH + Cl2 → NaClO3 + NaCl + H2O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)
В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:
NaOH + I2 → NaIO3 + NaI + H2O (с нагреванием)
NaOH + S → Na2S + Na2SO3 + H2O (сера переходит в СО -2 и +4)
Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO2, который соответствует сразу двум кислотам – и азотной,
и азотистой.
LiOH + NO2 → LiNO2 + LiNO3 + H2O
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
На чтение 10 мин. Обновлено 15 декабря, 2020
Характерные химические свойства щелочных металлов
Щелочные металлы — это элементы I группы периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); очень мягкие, пластичные, легкоплавкие и легкие, как правило, серебристо-белого цвета; химически очень активны; бурно реагируют с водой, образуя щёлочи (откуда название).
1. Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:
2. Реакция щелочных металлов с кислородом:
K + O2 → KO2 (надпероксид калия)
На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).
3. В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:
2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды)
2Na + S → Na2S (сульфиды)
2Na + H2 → 2NaH (гидриды)
4. Реакция щелочных металлов с кислотами
(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком
(образуется амид натрия):
6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:
Li + – карминово-красный
Получение щелочных металлов
Металлические литий, натрий и калий получают электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl2
В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:
Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).
Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие
Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв. Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте. При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.
Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов. В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К + он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов 39 К, 40 К, 41 К. Один из них 40 К ‑ радиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа. Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е — на 4s-орбитали. Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.
В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus—темно-красный). В 1863 г. Р. Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей. Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации. Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (39 0 C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.
Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается в измеримых количествах. Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно. Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах. В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.
На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li3N (до 75%) и Li2O. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na2O2) и надпероксиды (K2O4 или KO2).
Перечисленные вещества реагируют с водой:
Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:
В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных.
Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:
Гидрид лития используется как сильный восстановитель.
Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:
Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур их кипения (более 1300 0 С). Некоторые соединения натрия называют содами:
Источник
2.2.1. Характерные химические свойства щелочных металлов.
Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.
У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:
Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.
Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.
с кислородом
Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.
Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:
Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na2O2:
а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO2:
с галогенами
Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:
2Li + Br2 = 2LiBr бромид лития
2Na + I2 = 2NaI иодид натрия
2K + Cl2 = 2KCl хлорид калия
с азотом
Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:
с фосфором
Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:
3Na + P = Na3Р фосфид натрия
3K + P = K3Р фосфид калия
с водородом
Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:
Н2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия
с серой
Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:
S + 2Na = Na2S сульфид натрия
Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами
с водой
Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:
2HOH + 2Na = 2NaOH + H2↑
2K + 2HOH = 2KOH + H2↑
Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.
с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):
со спиртами и фенолами
ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:
Источник
Щелочные металлы
К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.
Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.
Общая характеристика
От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Природные соединения
Получение
NaCl → Na + Cl2↑ (электролиз расплава каменной соли)
Химические свойства
K + O2 → KO2 (супероксид калия)
Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.
Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: «. в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет». Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.
Оксиды щелочных металлов
Имеют общую формулу R2O, например: Na2O, K2O.
Получение
Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:
В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:
Химические свойства
По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:
Гидроксиды щелочных металлов
Получение
Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:
Химические свойства
Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] (в водном растворе образуются комплексные соли)
Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:
Подобная схема универсальная для брома и для йода. С серой реакция протекает схожим образом:
NaOH + I2 → NaIO + NaI + H2O (без нагревания)
NaOH + I2 → NaIO3 + NaI + H2O (с нагреванием)
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
Источник