Щелочные металлы. Нахождение в природе, свойства и применение
Цели урока: расширить и углубить знания учащихся о характеристике химических элементов и образуемых ими простых веществ на примере металлов I-III групп главных подгрупп; уметь давать общую характеристику металлов I-III групп главных подгрупп в сравнении на основании положения в периодической системе и строения атомов; дать общую характеристику щелочных металлов.
1. Организационный момент урока.
2. Изучение нового материала.
К щелочным металлам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.
Нахождение в природе
Na - 2,64% (по массе), K - 2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr - искусственно полученный элемент
Li2O · Al2O3 · 4SiO2 – сподумен
NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит
Na2SO4 · 10H2O – глауберова соль (мирабилит)
NaNO3 – чилийская селитра
Na2B4O7 · 10H2O - бура
KCl · NaCl – сильвинит
KCl · MgCl2 · 6H2O – карналлит
K2O · Al2O3 · 6SiO2 – полевой шпат (ортоклаз)
Свойства щелочных металлов
С увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается.
Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.
Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.
Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.
Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs
1. Активно взаимодействуют с водой:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 ОПЫТ
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
2. Реакция с кислотами:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
3. Реакция с кислородом:
4Li + O2 → 2Li2O(оксид лития)
2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия)
K + O2 → KO2 (надпероксид калия)
На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).
4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:
2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды)
2Na + S → Na2S (сульфиды)
2Na + H2 → 2NaH (гидриды)
6Li + N2 → 2Li3N (нитриды)
2Li + 2C → 2Li2C2 (карбиды)
5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:
K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый
Т. к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCl = 2Na + Cl2
Применение щелочных металлов
· Литий - подшипниковые сплавы, катализатор
· Натрий - газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах
· Рубидий - научно-исследовательские работы
Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов
Окислением металла получается только оксид лития
(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).
Все оксиды (кроме Li2O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:
Na2O2 + 2Na → 2Na2O
Типичные основные оксиды.
Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Li2O + H2O → 2LiOH
Na2O + SO3 → Na2SO4
K2O + 2HNO3→ 2KNO3 + H2O
Пероксид натрия Na2O2
1. Сильный окислитель:
2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 → I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
2. Разлагается водой:
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
Надпероксид калия KO2
1. Сильный окислитель:
4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2
2. Разлагается водой:
2KO2 + 2H2O → 2KOH + H2O2 + O2
Гидроксиды щелочных металлов – ROH
Белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах нацело диссоциированы.
NaOH-едкий натр, каустическая сода, KOH-едкое кали
1. Электролиз растворов хлоридов:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2+ Cl2
2. Обменные реакции между солью и основанием:
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH
3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
Li2O + H2O → 2LiOH
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
R–OH – сильные основания (щелочи) реагируют с кислотными оксидами и кислотами:
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Типично ионные соединения, как правило - хорошо растворимы в воде, кроме некоторых солей лития.
Na2CO3 10H2O - кристаллическая сода
Na2CO3 - кальцинированная сода
NaHCO3 - питьевая сода
1. Аммиачный способ - насыщение раствора NaCl газами CO2 и NH3
NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3
NH4HCO3 + NaCl = NaHCO3↓ + NH4Cl
NaHCO3 выпадает в осадок (сравнительно мало растворим)
2. Кальцинирование - прокаливание:
NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O
3. Домашнее задание.
П. 39, упр. 1-5,7, 8, задачи 2, 3 на стр. 119.
Библиотека образовательных материалов для студентов, учителей, учеников и их родителей.
Наш сайт не претендует на авторство размещенных материалов. Мы только конвертируем в удобный формат материалы из сети Интернет, которые находятся в открытом доступе и присланные нашими посетителями.
Если вы являетесь обладателем авторского права на любой размещенный у нас материал и намерены удалить его или получить ссылки на место коммерческого размещения материалов, обратитесь для согласования к администратору сайта.
Разрешается копировать материалы с обязательной гипертекстовой ссылкой на сайт, будьте благодарными мы затратили много усилий чтобы привести информацию в удобный вид.