Взаимодействие с водой
Многие неметаллы взаимодействуют с водой с образованием оксидов (и/или других соединений). Реакции идут при сильном нагревании.
С + H 2 O → CO + H 2
6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (бороксин)+ 3H 2
4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2
3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2
Галогены при взаимодействии с водой диспропорционируют (образуют из соединения с одной степенью окисления соединения с различными степенями окисления)- кроме F 2 . Реакции идут при комнатной температуре.
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO
Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Взаимодействие с неметаллами
Взаимодействие с кислородом.
Большинство неметаллов (кроме галагенов, благородных газов) взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов, а при определенных условиях (температура, давление, катализаторы) – высших оксидов.
N 2 + O 2 → 2NO (реакция идет при температуре 2000°C или в электрической дуге)
С + O 2 → СO 2
4B + 3O 2 → 2B 2 O 3
S + O 2 → SO 2
Взаимодействие с фтором
Большинство неметаллов (кроме N 2 , С (алмаз), некоторые благородные газы) взаимодействуют с фтором с образованием фторидов.
O 2 +2F 2 → 2OF 2 (при пропускание электрического тока)
C + 2F 2 → CF 4 (при температуре 900°C)
S +3F 2 → SF 6
2.3 Взаимодействие с галогенами (Cl 2 , Br 2)
C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие галогениды (хлориды и бромиды).
2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
2S + Br 2 → S 2 Br 2
2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (сжигание в атмосфере хлора)
Cl 2 + Br 2 → 2BrCl
Cl 2 + I 2 → 2ICl (нагрев до 45°C))
Br 2 + I 2 → 2IBr
Взаимодействие с оксидами
Углерод и кремний восстанавливают металлы и неметаллы из их оксидов. Реакции идут при нагревании.
SiO 2 +C=CO 2 +Si
MnO2 + Si → Mn + SiO 2.
Взаимодействие со щелочами
Большинство неметаллов (кромеF 2 , Si) диспропорционируют при взаимодействии со щелочами. Благородные газы, O 2 , N 2 и некоторые другие металлы не взаимодействуют со щелочами
Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (при нагревании)
3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (присплавлении)
P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3
Si +2NaOH+ H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2
Взаимодействие с кислотами-окислителями
Все неметаллы (кроме галогенов, благородных газов, N 2 , O 2 , Si) взаимодействуют с кислотами – окислителями с образованием соответсвующей кислородсодержащей кислоты (или оксида).
C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 +2H 2 O
B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2
S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Взаимодействие с солями
Более электроотрицательный галоген вытесняет менее электроотрицательный реагент из его соли или водородного соединения
2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2
Химические свойства неоксидных бинарных соединений различно. Большинство из них (кроме галогенидов) при взаимодействии с кислородом образуют два оксида (в случае аммиака необходимо использовать катализаторы).
Химические свойства основных оксидов
Взаимодействие с водой
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием растворимых (малорастворимых) соединений – щелочи
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
Взаимодействие с оксидами
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (сплавление)
Взаимодействие с кислотами
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами
CaO + 2HCl→ CaCl 2 + H 2 O
FeO + 2HCl→ FeCl 2 + H 2 O
Основные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях
FeO + 4HNO 3 →Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
2MnO + O 2 → 2MnO 2
Химические свойства амфотерных оксидов
Взаимодействие с оксидами
Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными, кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2
3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3
ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (сплавление)
Взаимодействие с кислотами и основаниями
Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и кислотами
6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при нагревании)
Взаимодействие с солями
Малолетучие амфотерные оксиды вытесняют более летучие кислые оксиды из их солей
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Окислительно – восстановительные реакции
Амфотерные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях.
MnO 2 + 4HCl→ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой
Большинство кислотных оксидов растворяется в воде с образованием соответствующей кислоты (оксиды металлов с высшими степенями окисления и SiO 2 не растворяются в воде).
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
Взаимодействие с оксидами
Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием солей.
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:
М 0 – 1 e → М +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.
Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами
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:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na 2 O 2:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 ,
а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO 2:
Rb + O 2 = RbO 2
с галогенами
Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:
2Li + Br 2 = 2LiBr бромид лития
2Na + I 2 = 2NaI иодид натрия
2K + Cl 2 = 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:
6Li + N 2 = 2Li 3 N нитрид лития
6K + N 2 = 2K 3 N нитрид калия
с фосфором
Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:
3Na + P = Na 3 Р фосфид натрия
3K + P = K 3 Р фосфид калия
с водородом
Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:
Н 2 + 2K = 2KН -1 гидрид калия
Н 2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия
с серой
Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:
S + 2K = K 2 S сульфид калия
S + 2Na = Na 2 S 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 + H 2
2K + 2HOH = 2KOH + H 2
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):
2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10
2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5
со спиртами и фенолами
ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:
2CH 3 OH + 2К = 2CH 3 OК + H 2
метилат калия
2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2
фенолят натрия
К щелочным металлам относятся металлы IA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один валентный электрон. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов – ns 1 . В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +1. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.
Физические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).
В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.
Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.
Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки
Получение щелочных металлов
Все щелочные металлы возможно получить электролизом расплава их солей, однако на практике таким способом получают только Li и Na, что связано с высокой химической активностью K, Rb, Cs:
2LiCl = 2Li + Cl 2
2NaCl = 2Na + Cl 2
Любой щелочной металл можно получить восстановлением соответствующего галогенида (хлорида или бромида), применяя в качестве восстановителей Ca, Mg или Si. Реакции проводят при нагревании (600 – 900С) и под вакуумом. Уравнение получения щелочных металлов таким способом в общем виде:
2MeCl + Ca = 2Mе + CaCl 2 ,
где Ме – металл.
Известен способ получения лития из его оксида. Реакцию проводят при нагревании до 300°С и под вакуумом:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Получение калия возможно по реакции между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием. Реакцию проводят при нагревании до 440°С:
KOH + Na = K + NaOH
Химические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий. Уравнение реакции в общем виде:
2Me + H 2 O = 2MeOH + H 2
где Ме – металл.
Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 =Na 2 O 2
Все щелочные металлы при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.). Например:
2Na + Cl 2 =2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Li +2C = Li 2 C 2
2Na + H 2 = 2NaH
Щелочные металлы способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
Взаимодействие щелочных металлов с солями происходит по следующему принципу –вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов) из их солей:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
Взаимодействие щелочных металлов с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.
Щелочные металлы реагируют с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:
2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Качественные реакции
Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами: Li + окрашивает пламя в красный цвет, Na + — в желтый, а K + , Rb + , Cs + — в фиолетовый.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Осуществите химические превращения Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 |
Решение | 4Na + O 2 →2Na 2 O
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). Все щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают свой единственный валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный катион, проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs. Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер. Практически все соли растворимы в воде. Низкие температуры плавления, Малые значения плотностей, Мягкие, режутся ножом Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги. Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином. Химические свойства щелочных металлов1. Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 2. Реакция щелочных металлов с кислородом:4Li + O 2 → 2Li 2 O (оксид лития) 2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрия) K + O 2 → KO 2 (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 + Cl 2 → 2LiCl (галогениды) 2Na + S → Na 2 S (сульфиды) 2Na + H 2 → 2NaH (гидриды) 6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды) 2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиды) 4. Реакция щелочных металлов с кислотами(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой): 2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком(образуется амид натрия): 2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2 6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2 ; 2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2 ; 7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:Li + – карминово-красный Na + – желтый K + , Rb + и Cs + – фиолетовый Получение щелочных металловМеталлические литий, натрий и калий получают
электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2 2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C; Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).
|