Какие свойства проявляют щелочные металлы
| Группа → | 1 | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| ↓ Период | |||||||
| 2 |
| ||||||
| 3 |
| ||||||
| 4 |
| ||||||
| 5 |
| ||||||
| 6 |
| ||||||
| 7 |
| ||||||
Щелочны́е мета́ллы — элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы)[1]: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.
Общая характеристика щелочных металлов[править | править код]
В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — самый низкий) и электроотрицательности (ЭО). Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов. Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами (см. Алкалиды).
Некоторые атомные и физические свойства щелочных металлов
| Атомный номер | Название, символ | Число природных изотопов | Атомная масса | Энергия ионизации, кДж·моль−1 | Сродство к электрону, кДж·моль−1 | ЭО | ΔHдисс, кДж·моль−1 | Металл. радиус, нм | Ионный радиус (КЧ 6), нм | tпл, °C | tкип, °C | Плотность, г/см³ | ΔHпл, кДж·моль−1 | ΔHкип, кДж·моль−1 | ΔHобр, кДж·моль−1 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 3 | Литий Li | 2 | 6,941(2) | 520,2 | 59,8 | 0,98 | 106,5 | 0,152 | 0,076 | 180,6 | 1342 | 0,534 | 2,93 | 148 | 162 |
| 11 | Натрий Na | 1 | 22,989768(6) | 495,8 | 52,9 | 0,99 | 73,6 | 0,186 | 0,102 | 97,8 | 883 | 0,968 | 2,64 | 99 | 108 |
| 19 | Калий К | 2+1а | 39,0983(1) | 418,8 | 46,36 | 0,82 | 57,3 | 0,227 | 0,138 | 63,07 | 759 | 0,856 | 2,39 | 79 | 89,6 |
| 37 | Рубидий Rb | 1+1а | 85,4687(3) | 403,0 | 46,88 | 0,82 | 45,6 | 0,248 | 0,152 | 39,5 | 688 | 1,532 | 2,20 | 76 | 82 |
| 55 | Цезий Cs | 1 | 132,90543(5) | 375,7 | 45,5 | 0,79 | 44,77 | 0,265 | 0,167 | 28,4 | 671 | 1,90 | 2,09 | 67 | 78,2 |
| 87 | Франций Fr | 2а | (223) | 380 | (44,0) | 0,7 | — | — | 0,180 | 20 | 690 | 1,87 | 2 | 65 | — |
| 119 | Унуненний Uue |
а Радиоактивные изотопы:
40K, T1/2 = 1,277·109 лет; 87Rb, T1/2 = 4,75·1010 лет; 223Fr, T1/2 = 21,8 мин; 224Fr, T1/2 = 3,33 мин.
Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Литий
Натрий
Калий
Рубидий
Цезий
Многие минералы содержат в своём составе щелочные металлы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl·KCl, карналлит KCl·MgCl2·6H2O, полигалит K2SO4·MgSO4·CaSO4·2H2O.
Химические свойства щелочных металлов[править | править код]
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.
Взаимодействие с водой[править | править код]
Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
Взаимодействие с кислородом[править | править код]
Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
- Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
- При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:
- В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О2−
2 и надпероксид-ион O−
2.
Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой увеличивается в ряду от Li до Cs:
| Формула кислородного соединения | Цвет |
|---|---|
| Li2O | Белый |
| Na2O | Белый |
| K2O | Желтоватый |
| Rb2O | Жёлтый |
| Cs2O | Оранжевый |
| Na2O2 | Светло- жёлтый |
| KO2 | Оранжевый |
| RbO2 | Тёмно- коричневый |
| CsO2 | Жёлтый |
Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
Взаимодействие с другими веществами[править | править код]
Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) щелочные металлы реагируют с кислотами.
Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:
При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:
Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):
Качественное определение щелочных металлов[править | править код]
Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями
| Щелочной металл | Цвет пламени |
|---|---|
| Li | Карминно-красный |
| Na | Жёлтый |
| K | Фиолетовый |
| Rb | Буро-красный |
| Cs | Фиолетово-красный |
Получение щелочных металлов[править | править код]
Электролиз расплавов галогенидов[править | править код]
Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
катод: анод:
Электролиз расплавов гидроксидов[править | править код]
Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:
катод: анод:
Восстановление из галогенидов[править | править код]
Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600—900 °C:
Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.[источник не указан 3300 дней]
Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из водных растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.
Соединения щелочных металлов[править | править код]
Гидроксиды[править | править код]
Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:
катод: анод:
Прежде щёлочь получали реакцией обмена:
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:
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:
Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.
Соли[править | править код]
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:
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:
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:
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:
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.
Безопасность[править | править код]
Все щелочные металлы проявляют высокую активность при взаимодействии с водой, кислородом, галогенами и другими соединениями. Особенно опасны взаимодействия с водой, так как продуктами реакций являются едкие щёлочи, а также происходит огромное выделение энергии, сопровождаемое огненной вспышкой (в случае с калием) или взрывом (в случае с рубидием или цезием). Поэтому необходимо соблюдать правила безопасности при работе с ними. Работа должна проводиться исключительно в перчатках из латекса, также необходимо надевать защитные очки. В экспериментах используют только небольшие количества, манипуляции с которыми производят при помощи щипцов; в случае непрореагировавших остатков щелочных металлов (например, натрия или калия), применяют утилизацию в обезвоженном спирте. Рубидий и цезий ввиду чрезвычайно высокой химической активности (взрывоопасные) практически не применяют в опытах.
Литература[править | править код]
- 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.
Примечания[править | править код]
См. также[править | править код]
- Щелочноземельные металлы
Ссылки[править | править код]
- Взаимодействие щелочных металлов с водой
- Щелочные металлы, видео
На уроке будет раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий». Вы узнаете общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучите по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений будет рассмотрено такое понятие, как жесткость воды. Познакомитесь с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнаете, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.
Тема: Основные металлы и неметаллы
Урок: Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий
Общие свойства металлов
Главную подгруппу I группы Периодической системы Д.И. Менделеева составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Элементы этой подгруппы относят к металлам. Их общее название – щелочные металлы.
Щелочноземельные металлы находятся в главной подгруппе II группы Периодической системы Д.И. Менделеева. Это магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
Щелочные и щелочноземельные металлы как типичные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. У элементов главных подгрупп металлические свойства с увеличением радиуса возрастают. Особенно сильно восстановительные свойства проявляются у щелочных металлов. Настолько сильно, что практически невозможно проводить их реакции с разбавленными водными растворами, так как в первую очередь будет идти реакция взаимодействия их с водой. У щелочноземельных металлов ситуация аналогичная. Они тоже взаимодействуют с водой, но гораздо менее интенсивно, чем щелочные металлы.
Электронные конфигурации валентного слоя щелочных металлов – ns1 , где n – номер электронного слоя. Их относят к s-элементам. У щелочноземельных металлов – ns2 (s-элементы). У алюминия валентные электроны …3s23р1 (p-элемент). Эти элементы образуют соединения с ионным типом связи. При образовании соединений для них степень окисления соответствует номеру группы.
Обнаружение ионов металла в солях
Ионы металлов легко определить по изменению окраски пламени. Рис. 1.
Соли лития – карминово-красная окраска пламени. Соли натрия – желтый. Соли калия – фиолетовый через кобальтовое стекло. Рубидия – красный, цезия – фиолетово-синий.
Рис. 1
Соли щелочноземельных металлов: кальция – кирпично-красный, стронция – карминово-красный и бария – желтовато-зеленый. Соли алюминия окраску пламени не меняют. Соли щелочных и щелочноземельных металлов используются для создания фейерверков. И можно легко определить по окраске, соли какого металла применялись.
Щелочные металлы
Свойства металлов
Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.
Химические свойства щелочных металлов
1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S Na2S
2Na + H2 2NaH
3Na + P Na3P
Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.
6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.
Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑
2. Взаимодействие с кислородом
Только с литием сразу образуется оксид лития.
4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.
2Na + О2 = Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.
К + О2 = КО2
3. Взаимодействие с водой
По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Получение щелочных металлов
Из-за высокой активности металлов, получать их можно при помощи электролиза солей, чаще всего хлоридов.
Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ | |
NaOH | Едкий натр (каустическая сода) |
NaCl | Поваренная соль |
NaNO3 | Чилийская селитра |
Na2SO4∙10H2O | Глауберова соль |
Na2CO3∙10H2O | Сода кристаллическая |
KOH | Едкое кали |
KCl | Хлорид калия (сильвин) |
KNO3 | Индийская селитра |
K2CO3 | Поташ |
Щелочноземельные металлы
Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.
Химические свойства щелочноземельных металлов.
1. Взаимодействие с неметаллами
Сa + Cl2→ 2СaCl2
Сa + S СaS
Сa + H2 СaH2
3Сa + 2P Сa3 P2-
2. Взаимодействие с кислородом
2Сa + O2 → 2CaO
3. Взаимодействие с водой
Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O
4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
Получение щелочноземельных металлов
Металлический кальций и стронций получают электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.
CaCl2 Сa + Cl2
Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим способом из оксида бария
3BaO +2Al 3Ba + Al2O3
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ
Самыми известными соединениями щелочноземельным металлов являются: CaО – негашеная известь. Ca(OH)2 – гашеная известь, или известковая вода. При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит помутнение, так как образуется нерастворимый карбонат кальция СаСО3. Но надо помнить, что при дальнейшем пропускании углекислого газа образуется уже растворимый гидрокарбонат и осадок исчезает.
Рис. 2
СaO + H2O → Ca(OH)2
Ca(OH)2 + CO2↑ → CaCO3↓+ H2O
CaCO3↓+ H2O + CO2 → Ca(HCO3)2
Гипс – это CaSO4∙2H2O, алебастр – CaSO4∙0,5H2O. Гипс и алебастр используются в строительстве, в медицине и для изготовления декоративных изделий. Рис. 2.
Карбонат кальция CaCO3 образует множество различных минералов. Рис. 3.
Рис. 3
Фосфат кальция Ca3(PO4)2 – фосфорит, фосфорная мука используется как минеральное удобрение.
Чистый безводный хлорид кальция CaCl2 – это гигроскопичное вещество, поэтому широко применяется в лабораториях как осушитель.
Карбид кальция – CaC2. Его можно получить так:
СaO + 2C →CaC2 +CO. Одно из его применений – это получение ацетилена.
CaC2 + 2H2O →Ca(OH)2 + C2H2↑
Сульфат бария BaSO4 – барит. Рис. 4. Используется как эталон белого в некоторых исследованиях.
Рис. 4
Жесткость воды
В природной воде содержатся соли кальция и магния. Если они содержатся в заметных концентрациях, то в такой воде не мылится мыло из-за образования нерастворимых стеаратов. При её кипячении образуется накипь.
Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Такую жесткость воды можно устранить кипячением.
Ca(HCO3)2 CaCO3↓ + СО2↑ + Н2О
Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca2+., Mg2+ и анионов H2PO4- ,Cl-, NO3- и др. Постоянная жесткость воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl
Алюминий
Алюминий и его соединения
Алюминий занимает 4-е место по распространенности в земной коре, уступая кремнию, кислороду и водороду. В природе он присутствует в виде алюмосиликатов, глин и бокситов. Рис. 5.
Рис. 5
По своим химическим свойствам он гораздо менее активен, чем щелочные и щелочноземельные металлы. Во многом это связано с образованием не его поверхности тончайшей пленки оксида, которая препятствует или замедляет многие химические реакции.
Химические свойства алюминия
1. Реакция с галогенами
2Al + 3I2 2AlI3
2. Сгорает при нагревании с выделением большого количества теплоты
4Al + 3O2 2Al2O3 + Q . При этом может развиваться температура до 35000С.
3. Реакция с неметаллами
2Al + 3S Al2S3
2Al + N2 2AlN
4Al + 3С Al4С3
4. Взаимодействует с водой
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2↑ Если снять амальгамированием или механически пленку.
Амальгамирование – это нанесение на поверхность небольшого количества ртути.
5. Алюминий активно восстанавливает металлы из их оксидов (алюмотермия)
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr; этот способ используется при получении многих металлов: Mn, Cr, V, W, Ba, Sr и др.
6. Взаимодействует с кислотами-неокислителями
2Al + 6HCl →2AlCl3 + 3H2↑
Алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами из-за пассивации. С разбавленной серной или азотной кислотой взаимодействует
8Al + 30HNO3 →8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
7. Взаимодействие со щелочами. Al, Al2O3, Al(OH)3 взаимодействуют со щелочами:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ (амфотерные свойства).
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
8. Реагирует с растворами солей
2Al + 3CuCl2 → 2AlCl3 + 3Cu
Применение алюминия
Рис. 6
Алюминий широко применяется в быту и технике, так как он довольно легок, коррозионно-устойчив и нетоксичен. См. Рис. 6. Часто используются сплавы алюминия. Основной – это дуралюмин (дюралюминий, дюраль). Это сплав алюминия, содержащий медь (массовая доля – 1,4-13%) и небольшие количества магния, марганца и других компонентов. Используется как конструкционный материал в авиа- и машиностроении.
Смеси, регенерирующие кислород
Оксиды и пероксиды способны реагировать с углекислым газом, образуя карбонат и кислород.
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + 1/2O2
KO2 + CO2 → K2CO3 + 3/2O2
Если сложить эти 2 уравнения реакции, то получится смесь, выделяющая и 2 моль углекислого газа, и 2 моль кислорода.
Na2O2 + 2KO2 + 2 CO2 → Na2CO3 + K2CO3 + 2О2. Суммарный объём газа в левой и правой части уравнения будет одинаков. Постоянство объёма газа очень важно, так как такие смеси применяются для удаления CO2 и превращения его в нужный для дыхания кислород, например, в подводных лодках или космических станциях. Но там не должно происходить перепада давления.
Подведение итога урока
На уроке была раскрыта тема «Металлы и их свойства. Щелочные металлы. Щелочноземельные металлы. Алюминий». Вы узнали общие свойства и закономерности щелочных и щелочноземельных элементов, изучили по отдельности химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов и их соединения. С помощью химических уравнений было рассмотрено такое понятие, как жесткость воды. Познакомились с алюминием, его свойствами и сплавами. Вы узнали, что такое смеси, регенерирующие кислород, озониды, пероксид бария и получение кислорода.
Список литературы
1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет
1. Internerurok.ru (Источник).
2. Hemi.nsu.ru (Источник).
3. Chemport.ru (Источник).
4. Химик.ру (Источник).
Домашнее задание
1. №№3, 4, 5-а (с. 173) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
2. Какую реакцию среды имеет водный раствор сульфида калия? Ответ подтвердите уравнением реакции гидролиза.
3. Определите массовую долю натрия в морской воде, которая содержит 1,5% хлорида натрия.