Смекни!
smekni.com

Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета) (стр. 2 из 24)

KO2 + H2O(теплая) → KOH + O2

КО3 + H2O → KOH + O2

Причем разложение может идти как обменное взаимодействие.

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

Оксиды щелочных металлов Ме2О – кристаллические термически устойчивые вещества, при взаимодействии с водой образуют щелочи.

Ме2О + Н2О = 2МеОH

Ме2O + H2O → 2MeOH лабораторные способы

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ получения щелочей

карбонатный способ получения щелочей:

Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2NaOH

В промышленности NaOH получают электролизом раствора поваренной соли:

NaCl + H2O электролиз NaOH + Cl2 + H2

K ( - ) 2H2O + 2e = H2 + 2OH-

A ( + ) 2Cl- - 2e = Cl2

Этим способом получают достаточно чистый NaOH.

Оксиды и гидроксиды

Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O Fr2O растворимость LiOH

NaOH

KOH

RbOH

CsOH

FrOH

сила оснований

Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr.

ЭОH ® Э+ + OH-

Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы.

Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н2О со взрывом.

Свойства гидроксидов

Все растворимы в воде – щелочи.

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH


реакционная способность увеличивается

1) реакция нейтрализации:

NaOH + HCl NaCl + H2O

2) c кислотными оксидами:

NaOH + CO2 NaHCO3

2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O

3) с амфотерными оксидами:

2NaOH + BeO + H2O → Na2[Be(OH)4]

4) с неметаллами:

Сl2 + KOH KCl + KClO + H2O

холодная

Сl2 + KOHKCl + KClO3 + H2O

горячая

3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

5) с амфотерными металлами:

2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] + 3H2

6) с солями:

2AlCl3 + 6NaOH(недост.) 2Al(OH)3 + 6NaCl

AlCl3 +4NaOH(избыт.) Na[Al(OH)4] + 3NaCl

7) с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)2 + 2NaOH Na2[Zn(OH)4]

Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и СО2, т.е. содержат примесь Н2О (в виде кристаллогидратов NaOH×H2O) и карбонатов.

Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор

ΔG0298= -100кДж

За счет этого щелочи нельзя долго хранить в посуде с пришлифованными пробками, они прилипают вследствие взаимодействия щелочи со стеклом.

Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, особенно опасно попадание частиц твердой щелочи в глаза (приводит к слепоте).

Не только с кислотами, но даже с водой большинство щелочных металлов реагируют со взрывов – отсюда шутливые плакаты с серьезным подтекстом в студенческих практикумах: «Не хотите быть уродом, не бросайте натрий в воду!»

Особенности лития и его соединений

Литий существенно отличается от остальных элементов IA группы. Особые свойства характерны для всех элементов II периода. В отличие от остальных ионов щелочных металлов, у которых по 8 электронов на предвнешнем уровне ион Li+ имеет только 2 электрона. У лития на кайносимметричной 2р-орбитали нет еще ни одного электрона.

Связь лития с другими элементами имеет менее ионный характер, что приближает его к магнию (диагональное сходство элементов в периодической системе). В периодической системе только у 2-го или даже 3-го элемента А групп полностью проявляются характерные свойства. Аномальное поведение Li заключается в том, что у Li самое отрицательное значение электродного потенциала и можно ожидать, что Li поэтому должен быть самым активным из всех металлов. Но это не так. По активности он близок к Mg, Ca.

Поэтому низкое значение электродного потенциала объясняется тем, что у Li самая высокая энергия гидратации из-за малого размера атома. Такая закономерность справедлива лишь для всех водных растворов. По химическим свойствам Li отличается от щелочных металлов, как и его соединения.

Подобно соединениям магния малорастворимы в воде LiF, Li2CO3, Li3PO4. LiOH менее других растворим в воде.

Li взаимодействует с азотом Li3N,

6Li + N2 → 2Li3N-3 (нитрид лития),

с кремнием − Li4Si,

4Li + SiLi4Si (силицид лития)

с углеродом – Li2С2,

2Li + 2C =

(ацетиленид лития)

с водородом − LiH,

2Li + H2 → 2LiH (гидрид лития)

с кислородом − Li2O

4Li + O2 → 2Li2O (оксид лития)

Гидроксиды МеОН, за исключением LiOH выдерживают нагревание до более 1000°С, LiOH разлагается при температуре красного каления (550 – 6000С).

Кислородосодержащие соединения (LiOH, LiNO3, Li2CO3) при нагревании разлагаются.

Li2CO3

Li2O + CO2

Малый радиус иона Li+ обусловливает возможность координации лигандов вокруг этого иона, образование большого числа двойных солей, различных сольватов, высокую растворимость ряда солей лития в органических растворителях (подобно магнию).

Аналогию в свойствах соединений лития и магния можно объяснить близостью величин их ионных радиусов

r (Li+) = 0,068 нм, r (Mg+2) = 0,074 нм.

Получение элементов IА группы

Получение Li:

1) В промышленности – электролизом расплавов солей:

2LiCl

2Li + Cl2

расплав

K ( -) Li+ + 1e →Li0

A (+) 2Cl- - 2e →Cl2

Электролизом водных растворов щелочных металлов их получить нельзя.

2) Остальные металлы получают в основном:

а) металлотермией из расплавов солей или оксидов;

LiCl + Na

Li + NaCl

CsCl + Na

Cs + NaCl

Na – получить трудно, т.к. tпл Na и NaCl близки, и для понижения tпл необходимы добавки.

Наиболее чистый Na, K получают

б) электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов.

расплав

Реже используется восстановление соединений щелочных металлов Al, Si или коксом; полученные при этом металлы не отличаются высокой чистотой из-за частичного образования алюминатов, карбидов, силицидов.

Возможность протекания этих реакций объясняется более высокой летучестью щелочных металлов по сравнению с Si, С, Al (tкипения(Al) = 2467°C, а tкипения (Na) = 983°C).

Получение соды по методу Сольве

Исходные вещества NH3, CO2, NaCl,

вначале получают CO2

CaCO3

CaO + CO2

В теплый насыщенный раствор NaCl пропускают аммиак, а затем углекислый газ, вначале образуется NH4HCO3