Неметалл восстановитель с щелочами примеры. Химические свойства неметаллов
К щелочным металлам относятся металлы IA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один валентный электрон. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов – ns 1 . В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +1. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.
Физические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).
В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.
Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.
Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки
Получение щелочных металлов
Все щелочные металлы возможно получить электролизом расплава их солей, однако на практике таким способом получают только Li и Na, что связано с высокой химической активностью K, Rb, Cs:
2LiCl = 2Li + Cl 2
2NaCl = 2Na + Cl 2
Любой щелочной металл можно получить восстановлением соответствующего галогенида (хлорида или бромида), применяя в качестве восстановителей Ca, Mg или Si. Реакции проводят при нагревании (600 – 900С) и под вакуумом. Уравнение получения щелочных металлов таким способом в общем виде:
2MeCl + Ca = 2Mе + CaCl 2 ,
где Ме – металл.
Известен способ получения лития из его оксида. Реакцию проводят при нагревании до 300°С и под вакуумом:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Получение калия возможно по реакции между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием. Реакцию проводят при нагревании до 440°С:
KOH + Na = K + NaOH
Химические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий. Уравнение реакции в общем виде:
2Me + H 2 O = 2MeOH + H 2
где Ме – металл.
Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 =Na 2 O 2
Все щелочные металлы при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.). Например:
2Na + Cl 2 =2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Li +2C = Li 2 C 2
2Na + H 2 = 2NaH
Щелочные металлы способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
Взаимодействие щелочных металлов с солями происходит по следующему принципу –вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов) из их солей:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
Взаимодействие щелочных металлов с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.
Щелочные металлы реагируют с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:
2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Качественные реакции
Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами: Li + окрашивает пламя в красный цвет, Na + — в желтый, а K + , Rb + , Cs + — в фиолетовый.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Осуществите химические превращения Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 |
Решение | 4Na + O 2 →2Na 2 O
Взаимодействие с водой Многие неметаллы взаимодействуют с водой с образованием оксидов (и/или других соединений). Реакции идут при сильном нагревании. С + H 2 O → CO + H 2 6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (бороксин)+ 3H 2 4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2 3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2 Галогены при взаимодействии с водой диспропорционируют (образуют из соединения с одной степенью окисления соединения с различными степенями окисления)- кроме F 2 . Реакции идут при комнатной температуре. Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO 2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2 Взаимодействие с неметаллами Взаимодействие с кислородом. Большинство неметаллов (кроме галагенов, благородных газов) взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов, а при определенных условиях (температура, давление, катализаторы) – высших оксидов. N 2 + O 2 → 2NO (реакция идет при температуре 2000°C или в электрической дуге) С + O 2 → СO 2 4B + 3O 2 → 2B 2 O 3 S + O 2 → SO 2 Взаимодействие с фтором Большинство неметаллов (кроме N 2 , С (алмаз), некоторые благородные газы) взаимодействуют с фтором с образованием фторидов. O 2 +2F 2 → 2OF 2 (при пропускание электрического тока) C + 2F 2 → CF 4 (при температуре 900°C) S +3F 2 → SF 6 2.3 Взаимодействие с галогенами (Cl 2 , Br 2) C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие галогениды (хлориды и бромиды). 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 2S + Br 2 → S 2 Br 2 2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (сжигание в атмосфере хлора) Cl 2 + Br 2 → 2BrCl Cl 2 + I 2 → 2ICl (нагрев до 45°C)) Br 2 + I 2 → 2IBr Взаимодействие с оксидами Углерод и кремний восстанавливают металлы и неметаллы из их оксидов. Реакции идут при нагревании. SiO 2 +C=CO 2 +Si MnO2 + Si → Mn + SiO 2. Взаимодействие со щелочами Большинство неметаллов (кромеF 2 , Si) диспропорционируют при взаимодействии со щелочами. Благородные газы, O 2 , N 2 и некоторые другие металлы не взаимодействуют со щелочами Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (при нагревании) 3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (присплавлении) P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3 Si +2NaOH+ H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2 4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2 Взаимодействие с кислотами-окислителями Все неметаллы (кроме галогенов, благородных газов, N 2 , O 2 , Si) взаимодействуют с кислотами – окислителями с образованием соответсвующей кислородсодержащей кислоты (или оксида). C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 +2H 2 O B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2 S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O Взаимодействие с солями Более электроотрицательный галоген вытесняет менее электроотрицательный реагент из его соли или водородного соединения 2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2 Химические свойства неоксидных бинарных соединений различно. Большинство из них (кроме галогенидов) при взаимодействии с кислородом образуют два оксида (в случае аммиака необходимо использовать катализаторы). Химические свойства основных оксидов Взаимодействие с водой Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием растворимых (малорастворимых) соединений – щелочи Na 2 O + H 2 O → 2NaOH Взаимодействие с оксидами Основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей. Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4 CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (сплавление) Взаимодействие с кислотами Основные оксиды взаимодействуют с кислотами CaO + 2HCl→ CaCl 2 + H 2 O FeO + 2HCl→ FeCl 2 + H 2 O Основные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях FeO + 4HNO 3 →Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O 2MnO + O 2 → 2MnO 2 Химические свойства амфотерных оксидов Взаимодействие с оксидами Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными, кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей. Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2 3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3 ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (сплавление) Взаимодействие с кислотами и основаниями Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и кислотами 6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при нагревании) Взаимодействие с солями Малолетучие амфотерные оксиды вытесняют более летучие кислые оксиды из их солей Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2 Окислительно – восстановительные реакции Амфотерные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях. MnO 2 + 4HCl→ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O Химические свойства кислотных оксидов 1. Взаимодействие с водой Большинство кислотных оксидов растворяется в воде с образованием соответствующей кислоты (оксиды металлов с высшими степенями окисления и SiO 2 не растворяются в воде). SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 Взаимодействие с оксидами Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием солей. Тема № 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ План 1. Основные химические свойства неметаллов. 2.Оксиды неметаллических элементов. 3.Распространение неметаллических элементов в природе. 4.Применение неметаллов. 1. Основные химические свойства неметаллов Неметаллы (за исключением инертных газов) химически активные вещества. В реакциях с металлами атомы неметаллических элементов присоединяют электроны, а в реакциях с неметаллами образуют совместные электронные пары. Узнать, к какому атому смещаются общие электронные пары, помогает ряд электроотрицательности: F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si электроотрицательность уменьшается
2Mg + O 2 = 2MgO (магний оксид) 6Li + N 2 = 2Li 3 N (литий нитрид) 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (алюминий хлорид) Ca + H 2 = CaH 2 (кальций гидрид) Fe + S = FeS (ферум (II) сульфид ) При взаимодействии неметаллов с металлами образуются бинарные соединения с ионной химической связью. 2 . Взаимодействие неметаллов с кислородом : С + О 2 = СО 2 (карбон (IV) оксид) S + O 2 = SO 2 (c ульфур (IV) оксид ) Продуктами взаимодействия неметаллов с кислородом являются бинарные соединения с ковалентной полярной связью оксиды , в которых кислород имеет степень окисления - 2. 3. Взаимодействие неметаллов с водородом : H 2 + Cl 2 = 2HCl (гидроген хлорид или хлороводород) H 2 + S = H 2 S (гидроген сульфид или сероводород) При взаимодействии неметаллов с водородом образуются летучие (газообразные или жидкие) бинарные соединения с ковалентной полярной связью. 4. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами : С + 2S = CS 2 (карбон (IV) сульфид) Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (силиций (IV) хлорид) Продуктами взаимодействия двух неметаллов являются вещества с различным агрегатным состоянием, которые имеют ковалентный тип химической связи.
Оксиды неметаллических элементов делят на: а) солеобразующие (их большинство) и б) несолеобразующие (СО, NO, N 2 O, H 2 O). Среди оксидов есть газообразные вещества (СО, СО 2 , SO 2 ), твердые вещества (Р 2 О 5 ), жидкости (H 2 O, Сl 2 O 7 ). Во всех без исключения оксидах атомы неметаллических элементов, соединенные с Оксигеном, имеют положительные степени окисления. Большинство оксидов неметаллических элементов кислотные . Они взаимодействуют:
Неметаллы более распространены в природе, чем металлы. В состав воздуха входят: азот, кислород, инертные газы. Месторождения самородной серы в Прикарпатье одни из крупнейших в мире. Промышленным месторождением графита в Украине является Завальевское месторождение, сырье которого использует Мариупольский графитовый комбинат. В Житомирской области, на Волыни обнаружены залежи пород, которые могут содержать алмазы, однако промышленные месторождения пока еще не открыты. Атомы неметаллических элементов образуют различные сложные вещества, среди которых доминируют оксиды, соли.
Кислород: Процессы дыхания, Горение, Обмен веществ и энергии, Производство металлов. Водород: Производство аммиака, Хлоридной кислоты, Метанола, Превращение жидких жиров в твердые, Сварка и резка тугоплавких металлов, Восстановление металлов из руд. Сера: Получение сульфатной кислоты, Изготовление резины из каучука, Производство спичек, Черного пороха, Изготовление лекарственных препаратов. Бор: Составляющая нейтронопоглощающих материалов ядерных реакторов, Защита поверхностей стальных изделий от коррозии, В полупроводниковой технике, Изготовление преобразователей тепловой энергии в электрическую. Азот: Газообразный: Для производства аммиака, Для создания инертной среды при сварке металлов, В вакуумных установках, Электрических лампах, Жидкий : В качестве хладагента в морозильных установках, Медицине. Фосфор: Белый - для производства красного фосфора, Красный - для производства спичек. Кремний: В электронике и электротехнике для изготовления: Схем, Диодов, Транзисторов, Фотоэлементов, Для изготовления сплавов. Хлор: Производство хлоридной кислоты, Органических растворителей, Лекарств, Мономеров для производства пластмасс, Отбеливателей, Как дезинфицирующее средство. Углерод: Алмаз: Изготовление инструментов для бурения и резки, Абразивный материал, Ювелирные украшения, Графит: Литейное, металлургическое, радиотехническое производство, Изготовление аккумуляторов, В нефтегазодобывающей промышленности для буровых работ, Изготовление антикоррозионных покрытий, Замазок, уменьшающих силу трения, Адсорбция. Адсорбция способность некоторых веществ (в частности углерода) удерживать на своей поверхности частицы других веществ (газа или растворенного вещества). На адсорбционной способности углерода базируется его использование в медицине в лечебных целях это таблетки или капсулы активированного угля. Их применяют внутрь при отравлении. Чтобы вернуть адсорбенту способность к адсорбции и изъять адсорбированное вещество, достаточно нагрева. Адсорбционную способность углерода использовал М.Д. Зелинский в изобретенном им в 1915 угольном противогазе средстве индивидуальной защиты органов дыхания, лица и глаз человека от воздействия вредных веществ. В 1916 было налажено промышленный выпуск противогазов, что спасло жизнь сотен тысяч солдат во время Первой мировой войны. Усовершенствованный противогаз применяется и сейчас. Напишите реакции взаимодействия: а) кремния с кислородом; б) кремния с водородом; в) цинка с хлором; г) фосфора с хлором. Назовите полученные соединения. Это элементы I группы периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); очень мягкие, пластичные, легкоплавкие и легкие, как правило, серебристо-белого цвета; химически очень активны; бурно реагируют с водой, образуя щёлочи (откуда название). Все щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают свой единственный валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный катион, проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs. Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер. Практически все соли растворимы в воде. Низкие температуры плавления, Малые значения плотностей, Мягкие, режутся ножом Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги. Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином. Химические свойства щелочных металлов1. Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 2. Реакция щелочных металлов с кислородом:4Li + O 2 → 2Li 2 O (оксид лития) 2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрия) K + O 2 → KO 2 (надпероксид калия) На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.). 3. В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогениды) 2Na + S → Na 2 S (сульфиды) 2Na + H 2 → 2NaH (гидриды) 6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды) 2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиды) 4. Реакция щелочных металлов с кислотами(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой): 2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком(образуется амид натрия): 2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2 6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2 ; 2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2 ; 7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:Li + – карминово-красный Na + – желтый K + , Rb + и Cs + – фиолетовый Получение щелочных металловМеталлические литий, натрий и калий получают
электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2 2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C; Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).
|