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 способы2Na + 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
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 + KOH → KCl + 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 + Si → Li4Si (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.
расплавРеже 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