Конспект по химии на тему"Щелочные металлы." (9 класс)

Урок №47. Щелочные металлы. Положение щелочных металлов в периодической системе и строение атомов. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Применение щелочных металлов и их соединений.

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ 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 Li Li2O • Al2O3 • 4SiO2 – сподумен Na NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит Na2SO4 • 10H2O – глауберова соль (мирабилит) NaNO3 – чилийская селитра Na3AlF6 - криолит  Na2B4O7· 10H2O - бура K 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: Физические свойства Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом. Химические свойства 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 → Li2C2 (карбиды) 5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета: Li+ – карминово-красный Na+ – желтый K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый Видео "Окрашивание пламени солями калия и натрия" Получение 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 Цезий – фотоэлементы Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов  Получение Окислением металла получается только оксид лития 4Li + O2 → 2Li2O (в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды). Все оксиды (кроме Li2O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла: Na2O2 + 2Na → 2Na2O KO2 + 3K → 2K2O "Самовозгорание цезия на воздухе" Химические свойства Типичные основные оксиды. Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами: Li2O + H2O → 2LiOH Na2O + SO3 → Na2SO4 K2O + 2HNO3→ 2KNO3 + H2O Пероксид натрия Na2O2 Получение 2Na + O2 → Na2O2 Химические свойства 1. Сильный окислитель: 2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 → I2 + 2Na2SO4 + 2H2O 2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2­ 2. Разлагается водой: Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 Надпероксид калия KO2 Получение K + O2 → KO2 Химические свойства 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 Получение 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 Химические свойства 1. R–OH – сильные основания (щелочи) реагируют с кислотными оксидами и кислотами: 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O NaOH + HCl → NaCl + H2O  ОПЫТ 2. Взаимодействуют с солями, если в продуктах образуется нерастворимое основание: 3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3↓+ 3NaCl  Соли Типично ионные соединения, как правило - хорошо растворимы в воде, кроме некоторых солей лития. Na2CO3 10H2O - кристаллическая сода  Na2CO3 - кальцинированная сода  NaHCO3 - питьевая сода  K2CO3 – поташ Получение соды (дополнительно):  1.Аммиачный способ - насыщение раствора NaCl газами CO2 и NH3 NH3+CO2+H2O=NH4HCO3 NH4HCO3 +NaCl=NaHCO3↓+NH4Cl  NaHCO3 малорастворим на холоде. 2.Кальцинирование - прокаливание:  NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O

Краткое описание документа:

Щелочные металлы. Положение щелочных металлов в периодической системе и строение атомов. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Применение щелочных металлов и их соединений.

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

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

Li

Li₂O • Al₂O₃ • 4SiO₂ – сподумен

Na

NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит

Na₂SO₄ • 10H₂O – глауберова соль (мирабилит)

NaNO₃ – чилийская селитра

Na₃AlF₆ - криолит
Na₂B₄O₇ 10H₂O - бура

K

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:

Физические свойства

Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.

Химические свойства

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 + H_{2 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 → Li₂C₂ (карбиды)

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

Li⁺ – карминово-красный

Na⁺ – желтый

K⁺, Rb⁺ и Cs⁺ – фиолетовый