Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
Способы получения
1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гид-ридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуют-ся щелочи.
Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Na2O + H2O → 2NaOH
2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2
3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.
Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:
Химические свойства
1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образова-нием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:
2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.
Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:
Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:
А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:
3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.
Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:
в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:
Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в растворе образует также комплексную соль:
4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.
Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:
5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).
При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:
Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:
Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:
Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:
6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:
В растворе образуются комплексная соль и водород:
2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2
7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .
С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.
Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl
Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.
Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl
8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:
2LiOH → Li2O + H2O
9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.
NaOH ↔ Na + + OH —
10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:
4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O
Гидроксиды щелочных металлов
Физические свойства
Общая формула гидроксидов щелочных металлов – MOН.
Все гидроксиды щелочных металлов – бесцветные гигроскопичные вещества, легко расплывающиеся на воздухе, очень хорошо растворимы в воде и этаноле, при переходе от LiOH к CsOH растворимость увеличивается.
Некоторые физические свойства гидроксидов щелочных металлов приведены в таблице.
Свойство | LiОH | NaOH | KOH | RbOH | CsOH |
Плотность, кг/м 3 | |||||
Температура плавления,°С | |||||
Температура кипения,°С | ≈ 925 | — | — | ||
Растворимость в воде, г/100 г Н2О при 15°С |
Химические свойства
Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития при нагревании до температуры 600°С разлагается:
Все гидроксиды проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют:
Реагируют с оксидами неметаллов:
Взаимодействуют с кислотами, вступают в реакцию нейтрализации:
NaOH + HCl = NaCl + H2O;
Вступают в обменные реакции с солями:
Реагируют с галогенами:
2KOH + Cl2 = KClO + KCl + H2O (на холоде) ;
6KOH + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3Н2О (при нагревании).
В расплавленном состоянии взаимодействуют с амфотерными металлами и их оксидами:
Водные растворы гидроксидов при взаимодействии с амфотерными металлами, их оксидами и гидроксидами образуют гидроксокомплексы:
Водные растворы и расплавы гидроксидов реагируют с бором и кремнием, их оксидами и кислотами:
Получение
Гидроксиды лития, натрия и калия получают электролизом концентрированных растворов их хлоридов, при этом на катоде выделяется водород, на аноде образуется хлор:
2NaCl + 2H2O H2 + 2NaOH + Cl2.
Гидроксиды рубидия и цезия получают из их солей при помощи обменных реакций:
ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ
Свойства щелочноземельных металлов
Атомный номер | Название | Атомная масса | Электронная конфигурация | r г/см 3 | t°пл. °C | t°кип. °C | ЭО | Атомный радиус, нм | Степень окисления |
Бериллий Be | 9,01 | [He] 2s 2 | 1,86 | 1,5 | 0,113 | +2 | |||
Магний Mg | 24,3 | [Ne]3s 2 | 1,74 | 649,5 | 1,2 | 0,16 | +2 | ||
Кальций Ca | 40,08 | [Ar] 4s 2 | 1,54 | 1,0 | 0,2 | +2 | |||
Стронций Sr | 87,62 | [Kr] 5s 2 | 2,67 | 1,0 | 0,213 | +2 | |||
Барий Ba | 137,34 | [Xe] 6s 2 | 3,61 | 0,9 | 0,25 | +2 | |||
Радий Ra | [Rn] 7s 2 | 0,9 | – | +2 |
Физические свойства
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.
Химические свойства
1. Очень реакционноспособны.
2. Обладают положительной валентностью +2.
3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.
4. Обладают большим сродством к кислороду (восстановители).
5. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.
6. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.
Нахождение в природе
Be
Mg
KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит
Ca
CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)
CaF2 – плавиковый шпат (флюорит)
Sr
Ba
Бериллий получают восстановлением фторида:
Барий получают восстановлением оксида:
3BaO + 2Al – t ° ® 3Ba + Al2O3
Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:
катод: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0
анод: 2Cl — – 2ē ® Cl 0 2
Металлы главной подгруппы II группы — сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®
1. Реакция с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:
2. Реакция с кислородом.
Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO2:
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
Ba + S ® BaS(сульфиды)
Ca + 2C ® CaC2(карбиды)
Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:
5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
Ca 2+ — темно-оранжевый
Sr 2+ — темно-красный
Ba 2+ — светло-зеленый
Катион Ba 2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:
Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.
Оксиды щелочноземельных металлов
1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
2) Термическое разложение нитратов или карбонатов
Химические свойства
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами
BeO — амфотерный оксид, растворяется в щелочах:
Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2
Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
CaO(негашеная известь) + H2O ® Ca(OH)2(гашеная известь)
Химические свойства
Гидроксиды R(OH)2 — белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:
Be(OH)2 – амфотерный гидроксид
Mg(OH)2 – слабое основание
остальные гидроксиды — сильные основания (щелочи).
1) Реакции с кислотными оксидами:
2) Реакции с кислотами:
3) Реакции обмена с солями:
4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:
Природная вода, содержащая ионы Ca 2+ и Mg 2+ , называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.
Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.
Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.
Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca 2+ и Mg 2+ :
2) добавлением известкового молока:
3) добавлением соды:
4) пропусканием через ионнообменную смолу
а) катионный обмен:
2RH + Ca 2+ ® R2Ca + 2H +
б) анионный обмен:
(где R — сложный органический радикал)
Для удаления временной жесткости используют все четыре способа, а для
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 ионизации, сродство к электрону.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 1 :
- Li — 2s 1
- Na — 3s 1
- K — 4s 1
- Rb — 5s 1
- Cs — 6s 1
- Fr — 7s 1
Природные соединения
В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:
- NaCl — галит (каменная соль)
- KCl — сильвин
- 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
Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий — пероксид, калий, рубидий и цезий — супероксиды.
K + O2 → KO2 (супероксид калия)
Реакции с неметаллами
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)
Реакция с водой
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:
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:
Li2O + H2O → LiOH (осн. оксид + вода = основание — реакция идет, только если основание растворимо)
Na2O + SO2 → Na2SO3 (обратите внимание — мы сохраняем СО серы +4)
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)
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)
С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов — 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 окисел — 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.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022
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.
http://lektsii.org/15-55964.html
http://studarium.ru/article/163