• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Тлумачний словник
Авто
Автоматизація
Архітектура
Астрономія
Аудит
Біологія
Будівництво
Бухгалтерія
Винахідництво
Виробництво
Військова справа
Генетика
Географія
Геологія
Господарство
Держава
Дім
Екологія
Економетрика
Економіка
Електроніка
Журналістика та ЗМІ
Зв'язок
Іноземні мови
Інформатика
Історія
Комп'ютери
Креслення
Кулінарія
Культура
Лексикологія
Література
Логіка
Маркетинг
Математика
Машинобудування
Медицина
Менеджмент
Метали і Зварювання
Механіка
Мистецтво
Музика
Населення
Освіта
Охорона безпеки життя
Охорона Праці
Педагогіка
Політика
Право
Програмування
Промисловість
Психологія
Радіо
Регилия
Соціологія
Спорт
Стандартизація
Технології
Торгівля
Туризм
Фізика
Фізіологія
Філософія
Фінанси
Хімія
Юриспунденкция

Хімічні властивості

Хімічні властивості лужних металів визначаються будовою їх атомів і енергетичними характеристиками

Низькі значення перших потенціалів йонізації, великі ефективні радіуси атомів, які різко зменшуються при утворенні з нейтральних атомів позитивно заряджених йонів, - все це сприяє зростанню хімічної активності у міру збільшення порядкового номера. У хімічних реакціях атоми лужних металів виявляють сильні відновні властивості, вони легко втрачають валентні електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони - катіони:

Mе⁰ – ē → Mе⁺.

Відношення до води. Літій з водою взаємодіє досить повільно, натрій - вже енергійно, цезій - з вибухом відповідно до загальної схеми (символом Ме позначений лужний метал):

2 Ме + 2Н₂О → 2МеОН + Н₂.

Внаслідок реакції виділяється водень і утворюються сильні основи - луги.

Взаємодія з неметалами. Завдяки великій відновній активності лужні метали взаємодіть із більшістю елементів, утворюючи бінарні сполуки, в яких неметали виявляють негативні ступені окиснення, найчастіше - мінімальні. Відносно до лужних металів всі елементи з високими електронегативностями є окисниками, в тому числі й водень. Реакції лужних металів з елементарними окисниками можуть проходити при нагріванні чи за звичайних умов - залежно від активності як металу, так і окисника.

З киснем тільки літій окиснюється до оксиду, решта лужних металів дає пероксиди (в яких ступінь окисненя Оксигену дорівнює -1) чи супероксиди (в старій номенклатурі - надпероксиди, в яких О^{-1/ 2})

4Li + O₂ → 2Li₂O;

2 Na + O₂ → Na₂O₂;

K + O₂ → KO₂ (або K₂O₄).

Доречно згадати, що оксиди калію та натрію можуть бути одержані тільки при нагріванні суміші пероксиду з надлишком металу при повній відсутності кисню:

Na₂O₂ + 2Na → 2 Na₂O.

З воднем лужні метали утворюють гідриди

2Li + H₂ → 2LiH;

з азотом- нітриди; при кімнатній температурі у реакцію вступає літій, решта лужних металів - при нагріванні

6Mе + 3N₂→2Mе₃N;

з галогенами – галогеніди (галіти)

2Mе + Hal₂ → 2MеHal,

де Hal - F, Cl, Br, I;

з фосфором– фосфіди

3Mе + P → Mе₃P;

з сіркоюта її аналогами (Se, Te) у розплавленому стані чи при нагріванні – сульфіди (халькогеніди)

2Mе + S→Mе₂S;

з графітом – карбіди

2Mе + 2C → Mе₂C₂;

з кремнієм – силіциди

4Mе + Si → Mе₄Si.

Крім того, лужні метали здатні енергійно, з виділенням теплоти розчинятися у ртуті, утворюючи амальгами змінного складу, які використовують як м’які, але сильні окисники.

Взаємодія з кислотами.

Взаємодія всіх лужних металів з кислотами супроводжується вибухом, тому спеціально такі реакції не проводять. Однак корисно знати, які продукти утворюються внаслідок таких реакцій, якщо за якихось причин їх все ж таки необхідно буде здійснити.

Взаємодія з неокислювальними кислотами (розведена сірчана H₂SO₄, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H₃PO₄, оцтова CH₃COOH та інші слабкі кислоти), в яких окисником завжди є йон Гідрогену Н⁺ (чи, точніше, гідроксоній-катіон Н₃О⁺) супроводжується виділенням водню та утворенням солі і проходить за загальною схемою:

2Mе + 2HАn →MеAn + H₂.

Взаємодія з окиснювальними кислотами (азотна HNO₃, концентрована сірчана H₂SO₄ та ін), окиснювальна здатність яких зумовлюється не наявністю йона Гідрогену, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх кислотних залишків - аніонів. Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділення водню. Однак у випадку реакції лужних металів (Li, Na, K) з дуже розведеними розчинами окиснювальних кислот, яка проходить надзвичайно бурхливо, поряд з основними продуктами реакції може виділятися і водень, але це є результатом побічної реакції, тобто взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною у розчині кислоти. Розглянемо відношення лужних металів до кислот-окисників на прикладі натрію:

8Na + 10HNO_{3 (розв)} →8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O,

3Na + 4HNO_{3 (конц)} → 3NaNO₃ + NO + 2H₂O,

8 Na + 5H₂SO_{4 (конц)} → 4Na₂SO₄ + H₂S↑ + 4H₂O.

Як видно з рівнянь реакцій натрій відновлює Нітроген (+5) у конценрованій HNO₃ до ступеня окиснення +2, а в розведеній - аж до -3. Сульфур (+6) в концентрованій H₂SO₄ теж відновлювається максимально - до найнижчого ступеня окиснення -2.

Взаємодія з солями..

Лужні метали, які розміщуються на самому початку ряду напруг, належать до найбільш активних відновників, тому при внесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають у взаємодію не з самою сіллю, а з водою, що міститься у розчині, наприклад:

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂.

Однак натрій здатний взаємодіяти з розплавами солей - переважно з хлоридами чи фторидами менш активних металів. На цьому заснований металургійний метод добування металів, так звана натрієтермія - одержання Ti, Zr, Nb, Ta та ін. при відновлюванні їх за допомогою натрію:

TiCl₄ + 4Na → Ti + 4NaCl,

BeF₂ + 2Na → Be + 2NaF.

Взаємодія з амоніаком, в яку вступають лужні метали, проходить при контакті металу з рідким NH₃ чи при його нагріванні в парах амоніаку

2Na + 2NH₃ → 2NaNH₂ + H₂.

При цьому утворюються аміди лужних металів складу MeNH₂ - кристали, що легко гідролізуються водою:

NaNH₂ + H₂O → NaOH + NH₃.

Взаємодія з органічними сполуками.

Лужні метали можуть вступати в реакції заміщення з деякими органічними сполуками, наприклад спиртами, з яких натрій витісняє водень.

2С₂Н₅ОН + 2Na → 2С₂Н₅ОNa + H₂↑

Гідроксиди лужних металів - луги. При роботі з ними треба поводитися дуже обережно, категорично забороняється брати їх руками.

Це безбарвні кристалічні речовини, легкоплавкі: Т_пл. зменшується від LiОH (473^оС) до CsОH (346^оС), дуже добре розчинні у воді (за винятком LiОH), cтійкі до нагрівання навіть до 1000^оС, крім LiОH, який розкладається вже при температурі 500^оС

2LiОH → Li₂О + Н₂О.

Луги належать до дуже сильних електролітів, вони майже повністю дисоціюють у водних розчинах, утворюючи незв’язані йони

MeOH → Me⁺ + OH^-.

Наявність у розчинах лугів незв’язаного гідроксилу OH^- зумовлює високу реакційну здатність гідроксидів лужних металів, які взаємодіють з

численними речовинами багатьох класів неорганічних і органічних сполук:

з мінеральними і органічними кислотами

NaOH + HCl → NaCl + H₂O,

NaOH + С₁₇H₃₅СOOH → С₁₇H₃₅СOONa + H₂O;

з кислотними оксидами

6NaOH + P₂O₅ → 2Na₃PO₄ + 3H₂O,

2NaOH + 2NO₂ → NaNO₃ + NaNO₃ + H₂O;

вони добре поглинають із повітря вуглекислий газ, який теж належить до кислотних оксидів

2NaОH + CO₂ → Na₂CO₃ + Н₂О,

з амфотерними оксидами і основами

NaOH _(кр) + Al₂O₃ → NaAlO₂ + H₂O (при сплавленні),

NaOH _(р-н) + Al₂O₃ +H₂O → Na [Al (OH) ₄]

з нормальними, кислими, основними і амонійними солями (умовою протікання цих реакцій є утворення внаслідок неї газу, осаду чи малодисоційованої сполуки)

NaOH + Fe (NO₃) ₃ → NaNO₃ + Fe (OH) ₃↓, NaOH + NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O, NaOH + Cr (OH) ₂Cl → NaCl + Cr (OH) ₃↓,NaOH + NH₄Cl → NaCl + NH₄OH,

однак при нагріванні остання реакція проходить іншим шляхом:

NaOH + NH₄Cl → NaCl + NH₃ + H₂O;

з деякими неметалами, наприклад:

6NaOH (_{гаряч. розчин)} + 3Cl₂ → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O;

2NaOH +Cl₂ → NaCl + NaClO + H₂O;

8NaOH + 4S (_{розплав)} à 3Na₂S + Na₂SO₄ + 4H₂O.

Луги є настільки сильними основами, що при плавленні реагують навіть зі склом і фарфором і розчиняють платину та деякі інші малоактивні метали у присутності кисню:

2NaOH (_кp) + SiO₂ → Na₂SiO₃ + H₂O,

2NaOH + Pt + O₂ → Na₂PtO₃ + H₂O.

Солі. Лужні метали утворюють солі з усіма оксигенвмісними і безкисневими кислотами. Корисно пам’ятати, що для деяких солей лужних металів більш поширеними є не номенклатурні, а тривіальні назви, наприклад: NaCl - поварена сіль, Na₂CO₃ - сода, або кальцинована сода NaHCO₃ - питна сода, K₂CO₃ - поташ, NaNO₃ і KNO₃ - селітри, Na₂B₄O₇ - бура, а натрієві солі вищих карбонових кислот загального складу С_nН_2n+1СООNa - мила.

Майже всі солі лужних металів добре розчиняються у воді, тому найчастіше їх добувають за обмінними реакціями нейтралізації:

3NaOH + H₃PO₄→ Na₃PO₄ + 3H₂O.

Солі лужних металів і слабких кислот гідролізуються у водних розчинах з утворенням лужного середовища, в якому рН >7:

СН₃СООNa + H₂O Û CH₃COOH + NaOH,

СН₃СОО^- + Na⁺ + H₂O Û CH₃COOH + Na⁺ + OH^-,

СН₃СОО^- + H₂O Û CH₃COOH + OH^-.

Якщо у складі солі є багатозарядний аніон слабкої кислоти, то така сіль гідролізується ступінчасто, наприклад, гідроліз карбонату натрію:

I ступінь: Na₂CO₃ + H₂O Û NaHCO₃ + NaOH,

2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O Û Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-,

CO₃^2- + H₂O Û HCO₃^- + OH^-;

ІІ ступінь: NaНCO₃ + H₂O Û H₂CO₃ + NaOH,

Na⁺ + НCO₃^- + H₂O Û H₂CO₃ + Na⁺ + OH^-,

НСО₃^- + Н₂О Û Н₂СО₃ + ОН^-.

Солі безкисневих кислот стійкі до нагрівання, при високих температурах вони просто переходять з твердого стану в рідкий розплав. Однак солі оксигенвмісних кислот не завжди витримують значне підвищення температури. Нітрати розкладаються, причому нітрат літію за однією схемою,а нітрати інших як натрію.

4LiNO₃ →2 Li₂O + 4NO₂ + O_2, 2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂.

Стійкість солей лужних металів до підвищених температур зростає згори вниз - від солей літію до солей цезію. Так, карбонат літію розкладається

Li₂CO₃ → Li₂O + CO_2,

а карбонат натрію Na₂CO₃ та карбонати інших лужних металів плавляться без розкладання.

Читайте також:

1. А) Товар і його властивості.
2. Аеродинамічні властивості колісної машини
3. Аналізатори людини та їхні властивості.
4. Аналізатори людини та їхні властивості.
5. Атрибутивні ознаки і властивості культури
6. Білки, властивості, роль в життєдіяльності організмів.
7. Біосфера Землі, її характерні властивості
8. Біохімічні зміни в організмі при розтренуванні і перетренуванні
9. Біохімічні основи розвитку витривалості
10. Біохімічні основи розвитку силових і швидкісних якостей
11. Біохімічні чинники виникнення втоми при виконанні короткочасних вправ максимальної і субмаксимальної потужності
12. Будова атомів та хімічний зв’язок між атомами визначають будову сполук, а отже і їх фізичні та хімічні властивості.

Переглядів: 1154