Сборник основных формул по химии для ВУЗов - [10]
Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э>2, например Na>2.
2.1. Получение и химические свойства щелочных металлов
Получение
2NaCl →электролиз расплава→ 2Na + Cl>2
KCl + Na →800ºС→ К + NaCl
Горение в кислороде
4Li + O>2 →t→ 2Li>2O
2Na + O>2 →t→ Na>2O>2
К + O>2 →t→ KO>2
Реакции с другими неметаллами
2Na + Cl>2 = 2NaCl
2Na + H>2 →t→ 2NaH
2К + S = K>2S
6Li + N>2 = 2Li>3N
Реакции с водой и разбавленными кислотами
2Na + 2Н>2O = 2NaOH + H>2↑
2Na + 2HCl = 2NaCl + H>2↑
2.2. Получение и химические свойства соединений щелочных металлов
Оксиды.Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами.
4Li + O>2 →t→ 2Li>2O
Na>2O>2 + 2Na →t→ 2Na>2O
Na>2O + Н>2O = 2NaOH
Na>2O + CO>2 = Na>2CO>3
Na>2O(тв) + Al>2O>3(тв) →t→ 2NaAlO>2
Na>2O + 2HCl = 2NaCl + H>2O
Гидроксиды.Гидроксиды щелочных металлов – растворимые основания, щелочи. Их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.
NaOH → Na>+ + OH¯ (α ≈ 1)
2NaOH + CO>2 = Na>2CO>3 + Н>2O
2NaOH + H>2SO>4 = Na>2SO>4 + 2H>2O
2NaOH + Zn + 2H>2O = Na>2[Zn(OH)>4] + H>2
2NaOH + ZnO →t→ Na>2ZnO>2 + H>2O
NaOH + Al(OH)>3 = Na[Al(OH)>4]
3NaOH + FeCl>3 = Fe(OH)>3↓ + 3NaCl
Гидриды.Гидриды щелочных металлов – восстановители.
NaH + Н>2O = NaOH + Н>2
NaH + HCl = NaCl + H>2
NaH + Cl>2 →t→ NaCl + HCl
Пероксиды и надпероксиды.Являются окислителями.
Na>2O>2 + 2Н>2O = 2NaOH + H>2O>2
Na>2O>2 + 2HCl = 2NaCl + H>2O>2
2Na>2O>2 + 2CO>2 = 2Na>2CO>3 + O>2
Na>2O>2 + 2KI + 2H>2SO>4 = Na>2SO>4 + I>2 + K>2SO>4 + 2H>2O
Na>2O>2 + CO →t→ Na>2CO>3
2KO>2 + 2H>2O = 2KOH + H>2O>2 + O>2
2KO>2 + CO →t→ K>2CO>3 + O>2
Соли.Хорошо растворяются в воде. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия – в желтый цвет, соли калия – в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.
Na>2CO>3 + H>2O ↔ NaHCO>3 + NaOH
2Na>+ + CO>3>2- + H>2O ↔ CO>3¯ + OH¯ + 2Na>+
CO>3>2- + H>2O ↔ CO>3¯ + OH¯
3. IIА-группа
Элементы IIА-группы имеют электронную формулу ns>2. Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активными, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность II. Щелочноземельные металлы: Са, Sr, Ba, Ra. В природе элементы IIА-группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Элементы IIА-группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.
3.1. Получение и химические свойства простых веществ
Элементы IIА-группы – менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Са, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:
CaCl>2 →электролиз расплава→ Са + Cl>2
2Са + O>2 →t→ 2СаО
2Mg + O>2 →t→ 2MgO
Са + Cl>2 = CaCl>2
Са + Н>2 →t→ СаН>2
Са + 2С →t→ СаС>2
Са + 2Н>2O = Са(OH)>2 + H>2↑
Mg + 2Н>2O(хол.) ≠
Mg + 2Н>2O(гор.) →t→ Mg(OH)>2 + H>2↑
Mg + 2HCl = MgCl>2 + H>2↑
4Mg + 10HNO>3(pазб.) = 4Mg(NO>3)>2 + NH>4NO>3 + 3H>2O
3.2. Получение и химические свойства соединений
Оксиды
Оксид бериллия – амфотерный оксид. Оксид магния – нерастворимый основный оксид. Оксид кальция – растворимый основный оксид.
CaCO>3 →t→ СаО + CO>2
2Са + O>2 →t→ 2СаО
ВеО + Н>2O ≠
ВеО + 2HCl = ВeCl>2 + Н>2O
ВеО + 2NaOH →t→ Na>2BeO>2 + Н>2O
MgO + Н>2O ≠
MgO + 2HCl = MgCl>2 + Н>2O
MgO + NaOH ≠
СаО + Н>2O = Са(OH)>2
СаО + CO>2 = CaCO>3
СаО + 2HCl = CaCl>2 + Н>2O
Гидроксиды
Гидроксид бериллия – амфотерное основание. Гидроксид магния – нерастворимое основание. Гидроксиды щелочноземельных металлов – щелочи.
Ве(OH)>2↓ + 2HCl = ВeCl>2 + 2Н>2O
Ве(OH)>2↓ + 2NaOH = Na>2[Be(OH)>4]
Ве(OH)>2 →t→ ВеО + Н>2O
Mg(OH)>2↓+ 2HCl = MgCl>2 + 2Н>2O
Mg(OH)>2↓ + NaOH ≠
Mg(OH)>2 →t→ MgO + H>2O
Ba(OH)>2 + 2HCl = BaCl>2 + 2H>2O
Ba(OH)>2 + CO>2 = BaCO>3↓ + H>2O
Ba(OH)>2 + H>2SO>4 = BaSO>4↓ + 2H>2O
Гидриды
Имеют восстановительные свойства.
СаН>2 + 2Н>2O = Са(OH)>2 + 2Н>2
СаН>2 + 2HCl = CaCl>2 + 2Н>2
Пероксиды
ВaO>2 + 2Н>2O = Ва(OH)>2 + Н>2O>2
ВaO>2 + 2HCl = ВaCl>2 + Н>2O>2
2ВaO>2 + 2CO>2 = 2ВaCO>3 + O>2
Соли
Содержание ионов Са>2+ и Mg>2+ обуславливает жесткость воды: временную, если есть гидрокарбонаты Са и Mg, и постоянную, если в воде есть хлориды или сульфаты Са и Mg.
CaCl>2 + Na>2CO>3 = CaCO>3↓ + 2NaCl
Са(HCO>3)>2 + Са(OH)>2 = 2CaCO>3↓ + 2Н>2O
Са(HCO>3)>2 →t→ CaCO>3↓ + Н>2O + CO>2↑
CaCO>3↓ + H>2O + CO>2 = Са(HCO>3)>2
CaCO>3 + 2HCl = CaCl>2 + Н>2O + CO>2↑
4. IIIА-группа
Элементы IIIА-группы имеют электронную формулу ns>2np>1. Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3 и валентность III. В группе сверху вниз возрастают металлические свойства элементов, увеличиваются восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства.
Соединения Тl>3+ являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Тl>+.
4.1. Химические свойства бора и его соединений
