§ 14. щелочные металлы

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.

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.

Химические свойства

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с простыми веществами и сложными соединениями, образуя соли, оксиды, щёлочи. Основные свойства активных металлов описаны в таблице.

Взаимодействие

Щелочные металлы

Щелочноземельные металлы

С кислородом

Самовоспламеняются на воздухе. Образуют надпероксиды (RO2), кроме лития и натрия. Литий образует оксид при нагревании выше 200°C. Натрий образует смесь пероксида и оксида.

Примеры:

– 4Li + O2 → 2Li2O;

– 2Na + О2 → Na2O2;

– Rb + O2 → RbO2

На воздухе быстро образуются защитные оксидные плёнки. При нагревании до 500°С самовоспламеняются.

Примеры:

– 2Mg + O2 → 2MgO;

– 2Ca + O2 → 2CaO

С неметаллами

Реагируют при нагревании с серой, водородом, фосфором:

– 2K + S → K2S;

– 2Na + H2 → 2NaH;

– 2Cs + 5P → Cs2P5.

С азотом реагирует только литий, с углеродом – литий и натрий:

– 6Li + N2 → 2Li3N;

– 2Na + 2C → Li2C2

Реагируют при нагревании:

– Ca + Br2 → CaBr2;

– Be + Cl2 → BeCl2;

– Mg + S → MgS;

– 3Ca + 2P → Ca3P2;

– Sr + H2 → SrH2

С галогенами

Бурно реагируют с образованием галогенидов:

2Na + Cl2→ 2NaCl

С водой

Образуются щёлочи. Чем ниже металл расположен в группе, тем более активно протекает реакция. Литий взаимодействует спокойно, натрий горит жёлтым пламенем, калий – со вспышкой, цезий и рубидий взрываются.

Примеры:

Менее активно, чем щелочные металлы, реагируют при комнатной температуре:

– Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2;

– Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

С кислотами

Со слабыми и разбавленными кислотами реагируют с взрывом. С органическими кислотами образуют соли.

Примеры:

– 8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O + 5H2O;

– 10Na + 12HNO3 (разб) → N2 + 10NaNO3 + 6H2O;

Образуют соли:

– 4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O;

Со щелочами

Из всех металлов реагирует только бериллий:

Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2

С оксидами

Вступают в реакцию все металлы, кроме бериллия. Замещают менее активные металлы:

2Mg + ZrO2 → Zr + 2MgO

Рис. 3. Реакция калия с водой.

Щелочные и щелочноземельные металлы можно обнаружить с помощью качественной реакции. При горении металлы окрашиваются в определённый цвет. Например, натрий горит жёлтым пламенем, калий – фиолетовым, барий – светло-зелёным, кальций – тёмно-оранжевым.

Что мы узнали?

Щелочные и щелочноземельные – наиболее активные металлы. Это мягкие простые вещества серого или серебристого цвета с небольшой плотностью. Литий, натрий, калий плавают на поверхности воды. Щелочноземельные металлы более твёрдые и плотные, чем щелочные. На воздухе быстро окисляются. Щелочные металлы образуют надпероксиды и пероксиды, оксид образует только литий. Бурно реагируют с водой при комнатной температуре. С неметаллами реагируют при нагревании. Щелочноземельные металлы вступают в реакцию с оксидами, вытесняя менее активные металлы. Со щелочами реагирует только бериллий .

  1. Вопрос 1 из 10

Начать тест(новая вкладка)

Щелочные металлы

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Менделеева (ПСМ) (кроме водорода).

Задание 9.1. Назовите все щелочные металлы. Составьте схемы строения атомов натрия и калия. Укажите распределение их валентных электронов.

На внешнем уровне у атомов таких металлов находится по 1 электрону, но расстояние до ядра, а значит, и притяжение к нему, у этих электронов различно.

Вопрос. У какого элемента (натрия или калия) внешние электроны дальше от ядра?

Чем дальше электроны от ядра, тем слабее они притягиваются к нему, тем легче данный атом отдаёт электроны. А это означает, что металлические свойства выражены тем ярче, чем дальше валентные электроны от ядра (при прочих равных условиях). Поэтому сверху вниз в каждой главной подгруппе увеличивается число энергетических уровней в атомах, растёт металлическая активность элементов, т. е. способность их атомов отдавать электроны.

Вопрос. Какой металл более активный: натрий или калий?

Таким образом, активность щелочных металлов возрастает

Но поскольку на внешнем уровне любого щелочного металла находится один электрон, в любой химической реакции щелочные металлы могут отдать только один электрон. Значит, они имеют постоянную валентность I и образуют оксиды состава

Этот оксид растворяется в воде, реагирует с нею:

Полученное основание — щёлочь.

Вопрос. Что такое щёлочь? (См. урок 2.3.)

В подгруппе сверху вниз увеличивается и сила оснований, т. е. способность диссоциировать в водных растворах на ионы. Самой сильной щёлочью является CsOH.

Растворы щелочей мылкие на ощупь, разъедают кожу и ткани (щёлочи — едкие!), изменяют окраску индикаторов. Поскольку все металлы главной подгруппы I группы образуют щёлочи, — их называют «щелочные металлы».

Рассмотрим свойства щелочных металлов на примере натрия. При этом будем придерживаться схемы, изложенной начале второй части.

Строение атома Nа изображается схемой:

Имея один валентный электрон (…3s1), натрий является активным металлом с постоянной валентностью I:

Простое вещество «натрий» — очень лёгкий (легче воды) серебристо-белый металл, который легко режется ножом. Натрий активно реагирует с кислородом, водородом, неметаллами, водой:

Вопрос. Почему атом серы присоединил 2 электрона?

Задание 9.2. Составьте уравнения реакций натрия с хлором Cl2, азотом N2 и водой (при затруднениях см. пояснения в уроке 7).

Даже небольшие кусочки натрия (величиной с горошину) при попадании в воду вызывают оглушительный взрыв — это взрывается водород (см. урок 12). Тот же эффект будет, если натрий опустить в раствор кислоты или соли. Кроме того, здесь возможны более сложные побочные процессы. Поэтому составлять уравнения реакций для щелочных металлов в качестве примеров процессов

  • металл + раствор кислоты →
  • металл + раствор соли →

не рекомендуется.

Натрий образует основный оксид Nа2O, который реагирует с водой, с кислотами и кислотными оксидами (см. урок 2.1), например:

Задание 9.3. Составьте уравнения реакций оксида натрия с водой и с серной кислотой.

Гидроксид натрия NaOH (едкий натр, каустическая сода) проявляет все свойства щелочей: реагирует с кислотными оксидами, кислотами, растворами солей (см. урок 2.3), например:

Все соединения натрия окрашивают пламя в жёлтый цвет. Это качественная реакция на соединения натрия.

Задание 9.4. Составьте уравнения реакций гидроксида натрия с хлоридом железа III, фосфорной кислотой, оксидом серы IV. (При затруднениях см. урок 2.3.)

Задание 9.5. Опишите по разобранной схеме свойства калия и его соединений.

Многие соединения натрия нашли применение в быту и промышленности. Так, каустическая сода NаОН применяется для получения мыла, в производстве алюминия, искусственных волокон и др. Кальцинированная сода Na2CO3 также применяется при получении мыла, а также при варке стекла, стирке белья и др. Но в пищу эти «соды» не употребляются! При приготовлении пищи используют питьевую соду NaHCO3 и поваренную соль NaCl. Питьевая сода используется при лечении простуды, её кладут в печенье, пирожки. Без соли NaCl почти любая еда покажется невкусной, без неё невозможно законсервировать мясо, овощи, грибы. Эти вещества применяются и в технических целях.

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.

Натрий

Натрий — один из самых распространённых щелочных металлов. Из-за этого его используют в разнообразных отраслях. Например, раствором цианида натрия обрабатывают руды драгоценных металлов. В результате получают координационные соединения из которого с помощью цинка выделяют чистое золото или серебро.

Натрий также используют на атомных подводных лодках как теплоноситель из-за его некоторых физических свойств (большая разница между температурами плавления и кипения). В природе натрий не встречается в чистом виде – слишком активен, поэтому — только в составе руд.

Интересный факт — в атмосфере на высоте около 80 км обнаружен слой атомарного натрия. Это объясняется тем что на таких высотах нет элементов с которыми натрий смог бы взаимодействовать.

Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)

Переходные элементы – металлы,  расположены в побочных подгруппах периодической системы химических элементов. Так как у них происходит заполнение d-уровней в последнюю очередь, то их относят к d-элементам. Если последним заполняется f-уровень, то это f-элементы. Соответственно, химические свойства обусловлены таким строением атома. Рассмотрим химические свойства некоторых переходных элементов. У всех переходных элементов наблюдается так называемый «проскок электрона», т.е. электрон может переходить на соседнюю орбиталь в пределах одного электронного слоя.

  1. Взаимодействие с кислородом
    • В кислороде железо сгорает, разбрасывая искры – раскаленные капли железной окалины, а при накаливании на воздухе окисляется с поверхности, образуя окалину в виде корки. Во всех случаях образуется железная окалина. 3Fe + 2O2 → Fe3O4
    • Медь, цинк и хром вступают в реакцию с кислородом только при нагревании 

      2Zn + O2 → 2ZnO  4Cr + 3O2 → 2Cr2O3

  2. Взаимодействие с неметаллами.
    • Железо способно реагировать с азотом, фосфором, углеродом и серой. Энергично реагирует при нагревании с серой, образуя сернистое железо.

      Fe + S → FeS

    • Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием. Характерны реакции с серой при нагревании. 
    • При нагревании цинк взаимодействует с серой и фосфором. С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк в реакции не вступает.

      Zn + S → ZnS

    • Хром взаимодействует с азотом, серой, бором, углеродом и кремнием при повышенных температурах.

      2Cr + 3C → Cr2C3

  3. Взаимодействие с галогенами
    • Железный порошок, предварительно нагретый и внесенный в колбу с хлором, сгорает, образуя бурый дым – хлорное железо.

      3Cl2 + 2Fe → 3FeCl2

    • Медь и хром с галогенами вступает в реакции при нагревании.

      Cu + Br2 → CuBr2 2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3

    • Цинк вступает в реакции с галогенами при нормальных условиях, в качестве катализатора необходимы пары воды.

      Zn + Cl2 → ZnCl2

  4. При нагревании характерно взаимодействие с водой железа, цинка, хрома. Медь неактивный металл, поэтому с водой не реагирует.

    При обычных условиях железо реагирует с парами воды и кислородом. Происходит процесс ржавления и образуется желто-бурая ржавчина – гидрат окиси железа. 

    3Fe + 6H2O + 3O2 → 4Fe(OH)3

  5. Взаимодействие с кислотами (подробно рассмотрено в разделе «Общие химические свойства металлов»).
  6. Железо, цинк и хром способны вытеснять из водных растворов солей медь и другие металлы, расположенные правее в ряду активности.

    Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

Смотри также:

  • Номенклатура неорганических веществ
  • Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
  • Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
  • Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
  • Характерные химические свойства кислот
  • Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных ( на примере соединений алюминия и цинка)
  • Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Презентация на тему: » — При растворении в воде они образуют щелочи — Почему эти металлы называются «щелочными»? — А что такое щелочи? Щелочи – мылкие на ощупь, довольно едкие.» — Транскрипт:

2

— При растворении в воде они образуют щелочи — Почему эти металлы называются «щелочными»? — А что такое щелочи? Щелочи – мылкие на ощупь, довольно едкие вещества. Они очень гигроскопичны (тянут на себя влагу). По воздействию на кожу они похожи на кислоты – так же разъедают и щипят (если концентрированные).

3

Но вернемся к металлам. СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК на нем всего 1 неспаренный электрон на s-подуровне: n S 1 Электронное строение внешнего слоя у всех этих элементов одинаково –

4

Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства — Что это означает? Валентности элементов = 1, т.е. каждый атом может образовывать 1 связь. Степень окисления элементов = +1 – металлические свойства – это способность отдавать электроны Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно, этот 1 электрон все слабее притягивается к ядру атома — сверху вниз металлические свойства увеличиваются

6

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Электро- и теплопроводны все серебристо-белого цвета (Сs – желтоватый) мягкие как пластилин плотность Li, Na и K меньше 1 – они плавают по поверхности воды т.к. все металлы очень активно реагируют с водой (гигроскопичны) – реагируют с большим выделением тепла – по сути, горят на воздухе, искрят, то их хранят под слоем керосина

7

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Все элементы окрашивают пламя в разный цвет: Li в-красный Na – в жёлтый K – в фиолетовый Rb – в красно-коричневый Cs – в красно-фиолетовый

8

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Рассмотрим химические свойства по таблице классификации неорганических соединений

9

С кислородом образует оксиды, пероксиды и надпероксиды разных цветов: 4Li + O 2 = 2Li 2 O (белый); 2Na + O 2 = Na 2 O 2 (белый); K + O 2 = KO 2 (желтоватый); … Сs 2 O (оранжевый); RbO 2 (темно- коричневый)…. 1. Идем по синим стрелочкам

10

2Na + Cl 2 2NaCl 4Na + SO 2 2Na 2 O + S 2Na + 2HCl 2 NaCl + H 2 K + NaCl KCl + Na В первых двух реакциях натрий традиционно проявляет восстановительные свойства

Обратите внимание на последнюю реакцию — взаимодействие металла с солью Не всякий металл может вступить в такую реакцию!

11

В таблице растворимости внизу есть такая строчка В ЭТОМ РЯДУ КАЖДЫЙ ПРЕДЫДУЩИЙ ЭЛЕМЕНТ МОЖЕТ ВЫТЕСНЯТЬ ПОСЛЕДУЮЩИЙ ИЗ ЕГО СОЛЕЙ

12

2. Идем по зеленым стрелочкам – реакции по оксидам 2Na 2 O + S 4Na + SO 2 2Na 2 O + SO 2 Na 2 SO 3 Na 2 O + 2HCl 2NaCl + H 2 O

13

3. Идем по оранжевым стрелочкам

14

6KOH + 3Cl KClO 3 + KCl + 3H 2 O горяч 2KOH + Cl 2 KClO + KCl + H 2 O холод 2KOH + SO 2 K 2 SO 3 + H 2 O KOH + HCl KCl + H 2 O Горячая щелочь — окисление идет до степени окисления хлора +5. При использовании холодной щелочи хлор окисляется только до +1 Реакция щелочи с кислотой называется реакцией нейтрализации. Два сильных едких вещества нейтрализуют друг друга, образуя воду.

15

Водород при реакции с щелочными металлами проявляет отрицательную степень окисления. При этом получаются гидриды: Реакция щелочных металлов с водородом 2Na + H2 2NaH Все соединения щелочных металлов хорошо растворимы в воде. единственный способ их качественного определения это цвет пламени и цвет оксидов. Никаких осадков их соединения не образуют.

16

2LiCl 2Li + Cl 2 катод: Li + + e Li анод: 2Cl — — 2e Cl 2 4NaOH 4Na + 2H 2 O + O 2 катод: Na + + e Na анод: 4OH — — 4e 2H 2 O + O 2 Получение металлов Обычно щелочные металлы получают электролизом расплавов их солей или щелочей: NaCl (электролиз) Na + Cl 2

17

Тест Щелочные металлы 1. Щелочные металлы в реакциях проявляют свойства: А. окислителя Б. восстановителя В. как окислителя, так и восстановителя Г. вступают только в обменные реакции 2. Наиболее выражены восстановительные свойства у: А. Li Б. Na В. K Г. Rb

18

3. Легче всего на воздухе подвергается окислению: А. Сs Б. Rb В. K Г. Na 4. При взаимодействии щелочных металлов с водой образуются А. основные оксиды Б. кислотные оксиды В. основания Г. кислоты 5. Качественная реакция на соли калия: А. образование осадка Б. выделение осадка В. изменение окраски раствора Г. цвет пламени

19

6. Реакция: Na + KCl А. идет с выделением K Б. идет с выделением Cl 2 В. не идет Г. идет с образованием NaCl 7. Реакция KCl + NaNO 3 А. идет до конца Б. смещена в сторону реагентов В. идет с образованием KNO 3 и NaCl Г. не идет 8. При электролизе расплава соли 149 г KCl выделяется: А л газа Б л газа В л газа Г. 5.6 л газа

20

9. При электролизе 149 г раствора соли KCl выделяется: А. 2 г водорода Б л водорода В л хлора Г. 1 г водорода 10. Продукты реакции Na2CO3 + C : А. Na 2 O + CO 2 Б. Na + CO 2 В. Na 2 O + CO Г. Na + CO

21

1 Б, 2 Г, 3 А, 4 В, 5 Г,6 В, 7 Г, 8 А, 9 А, 10 Г

Химические свойства алюминия

Алюминий находится в третьей группе периодической системы элементов. Заряд ядра атома алюминия +13, на внешнем электронном слое три электрона.

По строению атомов и положению в периодической системе можно предположить, что у элементов третьей группы металлические свойства должны быть выражены слабее, чем у элементов второй группы. Это действительно так. 

При химических реакциях атом алюминия отдает три электрона внешнего слоя, обращаясь в трех зарядный положительный ион Al3+. Поэтому во всех его устойчивых соединениях алюминий положительно трехвалентен. Его соединения проявляют амфотерные свойства.

Алюминий – химически активный металл и проявляет себя как восстановитель. Однако его активность снижает оксидная пленка, которая образуется на его поверхности. Поэтому во многих реакциях пленка сначала удаляется, а затем осуществляется взаимодействие с веществами. Рассмотрим на конкретных примерах химические свойства алюминия.

  1. Алюминий соединяется с кислородом воздуха и при нагревании и при обыкновенной температуре. На его поверхности быстро образуется тончайшая плотная пленка окиси алюминия. Она трудно проницаема для газов и защищает металл от дальнейшего окисления.

    В раздробленном состоянии и при повышенной температуре алюминий бурно реагирует с кислородом с выделением большого количества тепла. В результате образуется окись алюминия.

    4Al + 3O2 → 2Al2O3

  2. Со многими неметаллами реакции происходят при нагревании.

    2Al + 3S → Al2S3 Al + P → AlP 2Al + N2 → 2AlN 4Al + 3C → Al4C3

  3. С водой взаимодействует при удалении оксидной пленки. Реакция протекает энергично, вытесняя водород из воды.

     2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2

  4. Взаимодействие с кислотами. Опустим алюминиевые стружки в пробирку с соляной или разбавленной серной кислотой. Алюминий растворяется, вытесняя из кислоты водород и образуя соль.

    С концентрированной азотной и серной кислотой не реагирует. Поэтому концентрированная азотная кислота хранится в алюминиевых емкостях и транспортируется в алюминиевых резервуарах.

    С разбавленной азотной кислотой вступает в реакцию с образованием

    N2O, N2 или  NH4NO3. 8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)+ 3N2O + 15H2O

  5. Поскольку алюминий обладает амфотерными свойствами, он характеризуется реакциями со щелочами.
  6. Алюминий взаимодействует с окислами большинства металлов, вытесняя менее активный металл. Этот метод используется в промышленности для получения металлов и называется алюминотермией.

    2Al + Fe2O3 → 2Fe + Al2O3

Химические соединения металлов

Среди таковых следует назвать несколько основных классов веществ, которые являются продуктами взаимодействия металлов с другими элементами и веществами.

  1. Оксиды, гидриды, нитриды, силициды, фосфиды, озониды, карбиды, сульфиды и прочие — бинарные соединения с неметаллами, чаще всего относятся к классу солей (кроме оксидов).
  2. Гидроксиды — общая формула Ме+х(ОН)х.
  3. Соли. Соединения металлов с кислотными остатками. Могут быть разными:
  • средние;
  • кислые;
  • двойные;
  • основные;
  • комплексные.

4. Соединения металлов с органическими веществами — металлорганические структуры.

5. Соединения металлов друг с другом — сплавы, которые получаются разными способами.

Оцените статью
Рейтинг автора
5
Материал подготовил
Андрей Измаилов
Наш эксперт
Написано статей
116
Добавить комментарий