Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка14/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   10   11   12   13   14   15   16   17   ...   23

Лужні метали

Поширення лужних металів у природі. Сполуки натрію та калію дуже поширені, а літій, рубідій та цезій - рідкісні елементи. Рубідій та цезій належать до розсіяних елементів.

Металевий стан лужних металів в умовах Землі термодинамічно нестійкий, вони легко окиснюються та не можуть перебувати в природі у вільному стані. Лужні метали перебувають у природі у вигляді хлоридів, складних алюмосилікатів, сульфатів та ін. сполук.

Найважливіші мінерали натрію:

NaCl - кам'яна сіль, галіт,

Na2SO4.10H2O - мірабіліт, глауберова сіль,

Na3AlF6 - кріоліт,

Na2B4O7.10H2O - бура,

Na2SO4 - тенардит,

Na2CO3.NaHCO3.2H2O - трона (мінерал, що відкладається на дні содових озер),

Na2CO3.H2O - термонатрит (у содових озерах),

Na2CO3.10H2O - натрон (у содових озерах),

NaNO3 - нітронатрит, натронна, або чилійська селітра,

NaAlSi3O8 (Na2O.Al2O3.6SiO2) - альбіт (натрієвий польовий шпат),

Na2SO4. MgSO4.4H2O - астраханіт.

Величезний вміст солей натрію в гідросфері - близько 1,5.1016 т. Вміст NaCl в океанській воді становить приблизно 2,5 %.

Сполуки натрію входять до рослинних та тваринних організмів. У золі водоростей міститься Na2CO3. У тваринних організмах міститься головним чином NaCl. У крові людини 0,32 % Na+, у костях – 0,6 %, у м'язовій тканині – 0,6 – 1,5 %.

Найважливішими мінералами калію є:

KCl - сильвін,

NaCl.KCl - сильвініт,

KCl.MgCl2.6H2O - карналіт,

KCl.MgSO4.3H2O - каїніт,

K2SO4.MgSO4.2CaSO4.2H2O - полігаліт,

K2SO4.MgSO4.6H2O - шеніт,

KBr.MgBr2.6H2O - бромкарналіт,

KAlSi3O8 (K2O.Al2O3.6SiO2) - ортоклаз (калієвий польовий шпат).

К2СО3 міститься в золі наземних рослин. У золі берези міститься до 25 % К2О, у золі соняшника - до 40 %.

Літій перебуває в основному у вигляді алюмосилікатів та алюмофосфатів. З літієвих мінералів найважливіші:

Li2O.Al2O3.4SiO2 - сподумен,

LiAlPO4 (LiAlPO4OH) - амблігоніт,

Li2Al2(SiO3)3(F,OH)2- лепідоліт (літієва слюда),

KLiFeIIAl(AlSi3O10)(OH,F)2 - цинвальдит.

Літій трапляється також у мінералах магнію та заліза. Він міститься в кам'яних вугіллях, ґрунтах, морській воді, деяких мінеральних джерелах, а також у тваринних і рослинних організмах.

Рубідій та цезій містяться у вигляді незначних ізоморфних домішок у мінералах калію та літію: сильвініті, карналіті, лепідоліті. Для цезію відомий мінерал складу

CsAl[Si2O6], або 4Cs2O.4Al2O3.18SiO2.2H2O - полуцит,

Cs2[AlSi4O12].H2O.

Рубідій та цезій супроводжують калій також у воді мінеральних джерел, соляних пластах.

Францій, не маючи стабільних ізотопів, завжди є присутнім у слідових кількостях у продуктах розпаду природних актинію та урану.

Добування лужних металів. Лужні метали добувають електролізом розплавлених гідроксидів, розплавлених хлоридів або їхніх сумішей. Наприклад:

NaCl  Na+ + Cl-.

Катод (-) 2Na+ + 2e- = 2Na.

Анод (+) 2Cl- - 2e- = Cl2.

електроліз

Сумарно: 2NaCl  2Na + Cl2.

У випадку NaOH на аноді відбувається реакція:

4ОН- - 4е- = О2 + 2Н2О.

Інколи для відновлення натрію користуються вугіллям:

4NaOH + 2C = 2Na + Na2CO3 + 2H2 + CO,

Na2CO3 + 2C = 2Na + 3CO.

Для калію крім електролізу розроблено кілька способів добування:

1) відновлення калію з розведеного КОН або KCl натрієм:

KCl + Na = K + NaCl,

2) відновлення хлориду калію при нагріванні у вакуумі з алюмінієм, силіцієм, карбідом кальцію:

t

2Al + 4CaO + 6KCl  3CaCl2 + CaO.Al2O3 + 6K,

t

Si + 4CaO + 4KCl  2CaCl2 + 2CaO.SiO2 + 4K,

t

2KCl + CaC2  CaCl2 + 2C + 2K.

Для літію крім електролізу можливе добування за реакцією відновлення оксиду силіцієм або алюмінієм:

t

Si + 2Li2O  SiO2 + 4Li.

Зручний метод добування рубідію та цезію - термічне відновлення їх з хлоридів, гідроксидів або дихроматів за допомогою кальцію (Mg, Zr) у вакуумі:

t

2CsCl + Ca  CaCl2 + Cs.

Можна використати також процеси:

t

3Mg + Rb2CO3  3MgO + C + 2Rb,

t

2CsCl + CaC2  CaCl2 + 2C + 2Cs.

Рубідій та цезій у техніці добувають також термічним розкладом сполук.

Фізичні властивості. Літій, натрій, калій, рубідій - блискучі метали сріблясто-білого кольору, а цезій - золотаво-жовтого. Лужні метали, що їх зберігають під шаром гасу, звичайно покриті плівкою з оксидів та нітридів (Li - сумішшю нітриду та оксиду). Всі лужні метали мають кубічну об’ємно-центровану кристалічну решітку. У зв’язку з більшим (для даного періоду) розміром атомів лужних металів та відносно низькою концентрацією валентних електронів енергія утворення щільної упаковки решітки металу відносно мала. Тому всі лужні метали мають малі густини, низькі точки плавлення та дуже м’які. Літій навіть легший від гасу та легких масел; він плаває на поверхні. Хоча літій - найтвердішій з лужних металів, він м’якший від тальку - першого мінералу шкали твердості. Натрій, калій, рубідій та цезій за консистенцією нагадують віск. За винятком літію всі лужні метали ріжуться ножем. Лужні метали мають велику стисливість, електро- та теплопровідність. За електропровідністю поступаються лише сріблу, міді та золоту. Електропровідність натрію дорівнює 36 % електропровідності срібла. Лужні метали утворюють у рідкому аміаку розчини темно-синього кольору, в яких зберігають хімічні властивості вільних металів. Через підвищену здатність до збудження електронів в атомах їхні пари забарвлені. Рубідій та цезій легко іонізуються під дією фотонів світла.
Хімічні властивості лужних металів

Лужні метали - виключно реакційноздатні речовини. Їхня хімічна активність не має собі рівних серед інших металів. Це зумовлено низьким потенціалом іонізації, низькою температурою плавлення, пухкою, здатною легко руйнуватися кристалічною структурою, малою густиною. Загальна причина унікальних властивостей лужних металів - дуже мала міцність валентної електронної оболонки з одним електроном. Оскільки потенціал іонізації зменшується при переході від літію до цезію, то хімічна активність в цьому напрямі зростає.

Всі лужні метали електропозитивні, їхні атоми виключно легко віддають один електрон, перетворюючись на однозарядні позитивні іони з конфігурацією інертного газу. Тому вони енергійно реагують з електронегативними елементами і багатьма сполуками, що містять такі елементи.

На повітрі лужні метали легко окиснюються:

4Li + O2 = 2Li2O,

2Na + O2 = Na2O2 – пероксид,

К + О2 = КО2 (аналогічно Rb, Cs) – надпероксиди.

Особливість літію - його реакція з азотом при кімнатній температурі:

6Li + N2 = 2Li3N.

Інші метали реагують з азотом лише при нагріванні (у парах в електричному розряді).

Через окиснення на повітрі лужні метали зберігають в атмосфері інертного газу, у сухому гасі або в зневодненому маслі. Літій в гасі спливає, тому застосовують парафін.

Продукти взаємодії лужних металів з галогенами - галогеніди, наприклад:

2Na + Br2 = 2NaBr.

При помірному нагріванні лужні метали взаємодіють з сіркою, воднем, фосфором:

2Na + S = Na2S,

2Na + H2 = 2NaH.

При нагріванні літію або натрію з вугіллям або ацетиленом утворюються ацетиленіди:

2Li + 2C = Li2C2.

Калій, рубідій та цезій карбідів не утворюють, проте здатні упроваджуватися між шарами графіту, утворюючи сполуки включення типу CnM (n = 8, 24, 36, 48, 60).

Безпосередньо з кремнієм з лужних металів взаємодіє лише літій:

4Li + Si = Li4Si.

Оскільки лужні метали розташовані на самому початку ряду напруг, всі вони бурхливо реагують з водою:

2Е + 2Н2О = 2ЕОН + Н2­.

Аналогічні реакції можливі для спиртів:

2Е + 2С2Н5ОН = 2С2Н5ОЕ + Н2­.

Лужні метали реагують з кислотами, утворюючи солі. При взаємодії з соляною та розбавленою сірчаною кислотами виділяється водень:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2­.

Концентровану сірчану кислоту лужні метали відновлюють головним чином до сірководню:

8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S­ + 4H2O.

Можливе паралельне відновлення сірчаної кислоти до SO2 та вільної сірки.

При реакції лужних металів з розбавленою азотною кислотою переважно утворюється нітрат амонію:

8Na + 10HNO3(розб.) = 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O.

З концентрованою азотною кислотою утворюється азот або N2O:

8K + 10HNO3(конц.) = 8KNO3 + N2O + 5H2O.

Можливе паралельне утворення NO та NO2. Як правило, утворюється кілька продуктів відновлення HNO3.

Внаслідок високої хімічної активності лужні метали можуть відновлювати багато металів з їхніх оксидів та солей:

BeO + 2Na = Be + Na2O,

CaCl2 + 2Na = Ca + 2NaCl,

AlCl3 + 3Na = Al + 3NaCl.

З аміаком лужні метали утворюють аміди:

2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2.

Лужні метали взаємодіють з більшістю металів, найчастіше утворюються інтерметалеві сполуки, наприклад: Na2K, Na2Cs, K2Cs, K7Cs8, NaZn12. З оловом існують сполуки із співвідношенням компонентів від NaSn6 до Na4Sn.

Лужні метали енергійно розчиняються в ртуті з виділенням теплоти, утворюючи амальгаму із співвідношенням від NaHg4 до Na2Hg. Амальгама натрію рідка при невеликому вмісті натрію та тверда при високому його вмісті.

Оксиди лужних металів Е2О

Прямою взаємодією кисню з лужним металом може бути добутий лише оксид літію. Решту всіх нормальних оксидів лужних металів добувають лише непрямим шляхом – нагріванням пероксидів або гідроксидів з вільними металами, наприклад:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O,

2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2,

KO2 + 3K = 2K2O.

Крім того, оксиди Е2О добувають термічним розкладом нітратів або нітритів, краще всього у присутності металевого натрію (в цьому випадку виділяється N2).

Для добування Na2O гарні результати дає також метод, заснований на взаємодії азиду натрію з нітратом натрію у вакуумі:

5NaN3 + NaNO3 = 3Na2O + 8N2.

Li2O може бути добутий також термолізом карбонату, нітрату або гідроксиду:

Li2CO3 = Li2O + CO2,

4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2.

Оксиди Li2O та Na2O безбарвні, K2O та Rb2O - жовті, Cs2O - оранжевий. Всі оксиди лужних металів дуже гігроскопічні, з приєднанням води переходять у відповідні гідроксиди.

З кислотними оксидами та гідроксидами оксиди лужних металів реагують з утворенням солей. З киснем повітря навіть при кімнатній температурі оксиди лужних металів, за винятком оксиду літію, утворюють пероксиди. Оксиди Е2О недостатньо стійкі та розкладаються до плавлення.

Пероксиди лужних металів Е2О2

Відповідно до посилення хімічної активності у ряді Li - Na - K - Rb - Cs зростає тенденція до утворення пероксидних сполук.

Пероксиди є солями пероксиду водню Н2О2. Оскільки кислотні властивості Н2О2 виражені дуже слабко, то пероксиди при розчиненні у воді піддаються майже повному гідролізу з утворенням пероксиду водню:

Е2О2 + 2Н2О = 2Е+ + 2ОН- + Н2О2.

Пероксид водню утворюється також при дії кислот на пероксиди лужних металів:

Е2О2 + 2Н24 = 2ЕНSО4+ Н2О2.

Пероксиди - сильні окисники. Окисні властивості виявляють при дії сильних відновників (вугілля, сірка, йодиди, алюмінієвий порошок, деревна тирса та інші органічні речовини):

2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + 2Na2SO4 + 2H2O,

Na2O2 + CO = Na2CO3,

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2.

При дії сильних окисників пероксиди лужних металів виявляють відновні властивості:

Na2O2 + Cl2 = 2NaCl + O2.

На відміну від оксидів, пероксиди лужних металів не розкладаються при плавленні.

Гідроксиди лужних металів ЕОН

Гідроксиди ЕОН добувають такими методами:

1) Реакція між лужним металом або його оксидом та водою.

2) Реакція каустифікації – обробка розчину соди при кипінні гідроксидом кальцію (гашеним вапном):

Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3¯.

3) Електроліз водних розчинів хлоридів лужних металів є сучасним промисловим методом добування NаOH та KOH одночасно з хлором:

електроліз

2NaCl + 2H2O ® Cl2 + 2NaOH + H2.

4) Для добування LiOH, RbOH та CsOH зручно користуватися реакцією обмінного розкладу:

M2SO4 + Ba(OH)2 = 2MOH + BaSO4¯.

Гідроксиди лужних металів - безбарвні кристалічні речовини. Вони є найсильнішими з відомих основ – лугами. Зверху вниз по підгрупі лужних металів основні властивості лугів збільшуються. Гідроксиди лужних металів виявляють всі характерні властивості основ. У водних розчинах лугів розчиняються деякі метали, які утворюють амфотерні гідроксиди (Be, Al, Zn, Sn тощо), наприклад:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2­.

Гідроксиди лужних металів називають їдкими лугами, оскільки вони роз'їдають більшість матеріалів при контакті. Вони повільно роз'їдають скло та навіть фарфор за реакцією:

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O.

При доступі кисню лугу руйнують платину, живі тканини, папір, шкіру та інші речовини.

Луги жадібно поглинають з повітря вологу та СО2, утворюючи кристалогідрати типу NаOH.H2O та карбонати.

Гідроксиди ЕОН (за винятком LiOH) термічно стійкі, витримують нагрівання до температури більш 1000 оС, LiOH розкладається при температурі червоного каління на Li2O та H2O.

Карбонати. Зважаючи на двохосновність вугільної кислоти вона з лужними металами утворює солі двох типів – кислі (ЕНСО3) та середні (Е2СО3). Кислі карбонати (гідрокарбонати) відомі для всіх лужних металів, окрім літію. За винятком NaHCO3, всі вони добре розчинні. При нагріванні гідрокарбонати досить легко переходять у середні солі вугільної кислоти:

2ЕНСО3 = Е2СО3 + СО2 + Н2О.

По ряду Na – Cs термічна стійкість карбонатів та гідрокарбонатів зростає.

Внаслідок гідролізу середні карбонати показують сильнолужну, а гідрокарбонати – дуже слабколужну реакцію. З середніх карбонатів лужних металів добре розчинні у воді всі, крім Li2CO3.

Найбільше значення має сода Na2CO3. Безводний Na2CO3 – кальцинована сода, Na2CO3.10Н2О – кристалічна сода, NaHCO3 – питна сода. У значних кількостях споживається промисловістю поташ К2СО3.

Добування соди

1) Аміачний спосіб (спосіб Сольве, 1863 р.). У водний розчин, що містить NaCl та NH3, пропускають газоподібний СО2:

[NH3 + Н2О + СО2] + NaCl = NaHCO3¯ + NH4Cl.

NH4НCO3

Осад NaHCO3, що випадає, відокремлюють від розчину та кальцинують (зневоднюють) нагріванням:

2NaНСО3 = Na2СО3 + СО2 + Н2О.

СО2, що виділяється, повертають до виробничого циклу. Додатково СО2 добувають випаленням вапняку:

СаСО3 ® СаО + СО2.

До виробничого циклу повертають також аміак, виділений з маточного розчину на першій стадії процесу:

2NH4Cl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2Н2О.

Сумарне рівняння всіх стадій процесу:

NaCl + СаСО3 ® Na2СО3 + CaCl2.

У водному розчині йде зворотний процес. Якщо проводити реакцію через кілька окремих стадій, рівновага зрушується у бік Na2СО3 внаслідок того, що на проміжних стадіях виділяється газ.

2) Сульфатний спосіб (спосіб Леблана, 1791 р.) – з хлориду натрію, сірчаної кислоти та вугілля (тепер не застосовується):

Na2SO4(к) + 2C(к) + CaCO3(к) = CaS(к) + Na2CO3 (к) + 2CO2(г).

3) Спосіб, запропонований А.П. Белопольським та С.І. Вольфковичем (1950 р.), заснований на реакції:

Na2SO4 + 2NH3 +2CO2 + 2Н2О = 2NaНСО3 + (NH4)2SO4.

Нітриди лужних металів гігроскопічні та легко реагують з водою:

Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3.

Найстійкіший Li3N, нітриди інших лужних металів малостійкі.
1   ...   10   11   12   13   14   15   16   17   ...   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка