Здавалка
Главная | Обратная связь

Деякі важливі фізичні характеристики s-елементів ІА групи наведені у таблиці 1.



Характерні особливості властивостей

S-елементів і p-елементів

Елементи головних підгруп Періодичної системи Д.І.Менделєєва (груп А) – це. s- і p-елементи. Для них є характерним:

1) подібність властивостей, що обумовлена подібною будовою зовнішніх електронних рівнів;

2) закономірна зміна властивостей у періодах від типових металів до типових неметалів, яка зумовлена закономірним збільшенням зарядів ядер атомів елементів;

3) діагональна подібність властивостей, наприклад, літію й магнію, берилію та алюмінію;

4) суттєва відмінність властивостей елементів другого періоду від властивостей елементів третього періоду за рахунок участі у хімічних зв’язках для елементів третього періоду d-підрівнів;

5) електропозитивний характер s-елементів та електронегативний – р-еле­ментів.

 

Елементи групи ІА

ІA групу складають елементи 3Li, 11Na, 19K, 37Rb, 55Cs, 87Fr. Будова зовніш-

ніх електронних рівнів-ns1, # , де n (номер періоду) = 2, 3, 4, 5, 6, 7.
ns

Групова назва – лужні метали.

1.1. Фізичні характеристики елементів

Деякі важливі фізичні характеристики s-елементів ІА групи наведені у таблиці 1.

Таблиця 1

Елемент, Е Li Na K Rb Cs Fr
Радіус атома, нм 0,155 0,190 0,235 0,248 0,267 0,280
Радіус іона Е+, нм 0,076 0,102 0,138 0,152 0,167 0,175
Перший потенціал іонізації, еВ 5,39 5,14 4,34 4,17 3,89 3,98
Спорідненість до електрону, еВ 0,59 0,54 0,47 0,42 0,39
Електронегативність 0,98 0,93 0,91 0,89 0,86 0,86
Ступінь окислення у сполуках +1 +1 +1 +1 +1 +1

 

У таблиці 2 наведено основні відомості про лужні метали.

 

 

Таблиця 2

 

 

Продолжение Табл. 2

 

 

1.2. Прості речовини. Основний спосіб одержання літію, натрію, калію – електроліз розплавів їх хлоридів або гідроксидів. Застосовують також відновлення оксидів, хлоридів, карбонатів алюмінієм, кремнієм, кальцієм чи магнієм при нагріванні у вакуумі, наприклад:

Всі лужні метали є сильними відновниками. Їх реакційна здатність зростає в ряду літій – цезій. Лужні метали енергійно реагують з більшістю неметалів, розкладають воду навіть при низькій температурі, активно реагують з розбавленими розчинами кислот. Комплексоутворення для іонів лужних металів нехарактерне. За деякими властивостями літій, як елемент другого періоду, суттєво відрізняється від інших елементів групи. Він ближчий до магнію, ніж до інших лужних металів. Так, наприклад, літій, як і магній, взаємодіє з азотом, утворюючи нітрид Li3N, з вуглецем – ацетиленід Li2C2, з кремнієм – силіцид Li4Si, на відміну від інших лужних металів.

Реакції з простими речовинами:

2E+H2 2EH;

2E+Г2 2EГ (Г = F, Cl, Br, J);

2E+O2 E2O2 (E = Na, K, Rb, Cs);

4Li+O2 2Li2O;

2E+S E2S або E2Sn, де nmax= 2(Li), 5(Nа), 6(K, Rb, Cs);

6E+N2 2E3N (E = Li, Na);

3E+P E3P;

2E+2C E2C2 (E=Li, Na)

З іншими металами утворюють сплави.

 

Реакції з найважливішими реагентами:

2E+2H2O"2EOH+H2;

2E+2HClрозб."2ECl+H2;

2E+H2SO4 розб. E2SO4+H2;

8E+10НNO3розб. 8ENO3+NH4NO3+3H2O;

2E+MgO Mg+E2O;

2E+2C2H5OH"2C2H5OE+H2;

2E+2NH3(газ) 2ENH2+H2;

2ENH3(рідина)"2ENH2+H2;

Аміди ENH2 дією H2O розкладаються:

ENH2+H2O"EOH+NH3

Відновлюючи аміди вугіллям, одержують ціаніди:

NaNH2+C"NaCN+H2

1.3.Бінарні сполуки

1.3.1. Сполуки з воднем. Гідриди ЕН – безбарвні кристалічні речовини з іонною граткою, в якій аніоном є Н. Гідриди термічно розкладаються, не плавлячись: 2ЕН 2Е+Н2. Гідриди одержують, пропускаючи Н2 над розплавленими металами.

Гідриди лужних металів є сильними відновниками. Їх активність, як відновників, збільшується у ряду гідрид літію " гідрид цезію. Гідриди енергійно взаємодіють із водою:

EH+H2O"EOH+H2

Гідриди з легкістю окислюються киснем, хлором та іншими окисниками:

2EH+O2"2EOH.

1.3.2. Галогеніди. Усі галогеніди ЕГ є безбарвними кристалічними речовинами, як правило, з іонною граткою. Галогеніди термічно стійкі. Гідролізують у водних розчинах тільки фториди:

EF+H2ODEOH+HF.

Йодиди, броміди та хлориди – відновники, але хлориди окислюються лише сильними окисниками:

2KJ+2FeCl3"J2+2KCl+2FeCl2;

10NaCl+2KMnO4+8H2SO4"5Cl2+2MnSO4+H2SO4+5Na2SO4+8H2O.

1.3.3. Сполуки з киснем. Сполуки лужних металів із киснем — це оксиди Е2О, пероксиди Е2О2, надпероксиди ЕО2 – кристалічні речовини з іонною граткою, термічно стійкі. До складу пероксидів входить діамагнітний іон О22–, до складу надпероксидів – парамагнітний іон О2.

Одержують оксиди:

літію –

4Li+O2 2Li2O;

натрію, калію, рубідію, цезію –

E2O2+2E 2E2O;

2EOH+2E 2E2O+H2.

Пероксид натрію одержують:

2Na+O2(медл) Na2O2;

Пероксиди калію, рубідію, цезію:

2EO2 E2O2+O2.

Оксиди лужних металів енергійно реагують із водою з утворенням лугів:

E2O+H2O"2EOH;

Е2О, крім Li2O, взаємодіють з О2 пори кімнатній температурі, утворюючи пероксиди:

2E2O+O2"2E2O2,

Е2О реагують з кислотами та кислотними оксидами, утворюючи солі:

E2O+2HCl"2ECl+H2O;

E2O+SO3"E2SO4.

Пероксиди і надпероксиди взаємодіють з водою та з кислотами:

E2O2+2H2O"2EOH+H2O2;

2EO2+2H2O"2EOH+H2O2+O2;

E2O2+H2SO4"E2SO4+H2O2;

2EO2+H2SO4"E2SO4+H2O2+O2;

поглинають вуглекислий газ:

4KO2 + 2CO2 " 2K2CO3 + 3O2

Пероксиди проявляють сильні окисні властивості:

E2O2 + 2FeSO4 + 8H2SO4" Fe2(SO4)3 + E2SO4 + 2H2O

У реакціях із сильними окисниками можуть бути відновниками:

5E2O2 + 2KMnO4 + 8H2SO4" 5O2 + 2MnSO4 + 5E2SO4 + K2SO4 + 8H2O

1.3.4. Сполуки з іншими елементами. Сульфіди Е2S – безбарвні кристалічні речовини з іонною граткою, добре розчиняються у воді, частково гідролізують:

E2S + H2O D EOH + EHS.

Е2S є сильними відновниками:

Na2S + J2 " S +2NaJ.

1.4. Гідроксиди та їх похідні

Гідроксиди ЕОН – безбарвні кристалічні сполуки, мають порівняно невисокі температури плавлення, термічно дуже стійкі. При високих температурах вони плавляться, не розкладаючись, тільки LiOH втрачає воду, утворюючи Li2O. ЕОН, крім LiOH, дуже добре розчиняються у воді.

NaОН та KОН одержують електролізом водних розчинів хлоридів. Крім цього, їх можна отримати:

E2CO3 + Ca(OH)2 " CaCO3 + 2EOH,

а LiOH, RbOH, CsOH:

E2SO4 + Ba(OH)2 " BaSO4 + 2EOH

Гідроксиди лужних металів – сильні електроліти. Вони енергійно поглинають із повітря вологу та СО2 (крім LiОН):

2EOH + CO2 " E2CO3 + H2O.

У розплавленому стані ЕОН розчиняють скло та фарфор:

2EOH + SiO2 ё " E2SiO3 + H2O,

а тверді гідроксиди та їх концентровані розчини руйнують живі тканини.

Для багатоосновних кислот відомі середні та кислі солі лужних металів. Утворення кислих солей є характерною особливістю цих металів:

E2SO4 + H2SO4(конц) " 2EHSO4

Солі лужних металів, за винятком солей літію, як правило, добре розчиняються у воді, є сильними електролітами. Малорозчинні солі натрію: Na[Sb(OH)6], UO2Na(CH3COO)3, NaF; калію: K2[SiF6], KClO4, K2[PtCl6], K2Na[Co(NO2)6].

Розчинність солей лужних металів з підвищенням температури, як правило, зростає. В ряду Li – Cs тенденція до утворення кристалогідратів солей зменшується, що зумовлено збільшенням радіусів іонів.

Кисневмісні сполуки літію при нагріванні розкладаються з утворенням Li2O на відміну від аналогічних сполук інших лужних металів:

2LiOH Li2O + H2O;

Li2CO3 Li2O + CO2;

4LiNO3 2Li2O + 4NO2 + O2;

2NaNO3 2NaNO2 + O2

Лабораторна робота

 

Дослід №1. Забарвлення полум’я солями лужних металів

Внести платинову чи ніхромову дротину або фарфорову соломину у безбарвне полум’я пальника. Якщо полум’я забарвлюється, промити дротинку (фарфорову соломину) соляною кислотою та прожарити у полум'ї. Занурити дротину (соломину) послідовно у насичені розчини солей спочатку літію, потім натрію та помістити у полум’я пальника, промиваючи дротину (соломину) після попередньої солі. Описати спостереження.

 

Дослід №2. Одержання малорозчинних солей

а) на предметне скло нанести за допомогою скляної палички 1–2 краплі розчину КСl. Поряд нанести 1–2 краплі розчину гексанітрокобальтату(III) натрію. За допомогою скляної палички об’єднати обидва розчини. Описати спостереження. Рівняння реакції:

2KCl + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6] + 2NaCl

б) набрати у пробірку 10 крапель розчину NaСl, додати стільки ж насиченого розчину гексагідроксостибату(V) калію. Пробірку охолодити струменем холодної води, одночасно потираючи скляною паличкою її внутрішні стінки. Описати спостереження. Рівняння реакції:

NaCl + K[Sb(OH)6] → Na[Sb(OH)6] + KCl

 

Дослід №3. Окисні властивості пероксиду натрію

Набрати у пробірку 5–6 крапель розчину КІ, додати стільки ж розбавленого розчину сірчаної кислоти та 1–2 краплі розчину крохмалю, всипати шпателем пероксид натрію. Описати спостереження. Написати рівняння реакції.

 







©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.