Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Общая хар.и хим.св-ва щел Ме.↑ Стр 1 из 3Следующая ⇒ Содержание книги Поиск на нашем сайте
Общая хар.и хим.св-ва щел Ме. Щелочные металлы: литий,натрий,калий,рубидий,цезий,франций. На посл.энергитическом уровне атомов этих эл-тов один s-электрон. По группе ↓r атомов закономерно растут,что связано с увелич.числа эл. В атоме и размеров орбиталей занимаемых последним эл. По группе ↓ уменьшаются Еионизации и электроотрий.Степень окисления этил эл-тов (+1).Низкая Еиониз. способствует легкому образованию однозарядных катионов и ионных связей в соединениях.Образование ковалентных связей мало характерны.Вследствие низких Еион. валентные эл. Переходят на более высокий энергич.поуровень,даже при повышенной t.Электронные переходы, сопровождаются поглощ.и испусканием электромагнитного излучения видимой обл.спектра.Поэтому щел.Ме окрашивают пламя в харктерные цвета.В пламени соли щел. Эл-тов испаряются.В газовой фазе катионы Ме присод.свободные электроны,присутствующие в пламени и правращ.в нейтральные атомы.Под влиянием высокой t происходит возбуждение атомов и испускание ими электромагнитного излучения опред. длин волн.Li-малиново-красный, Na-Желтый, K-розово-фиолетовый, Rb-красно-фиолетовый,Cs-голубой. Щелочные Ме бурно реагируют с водой.Сильнейшие вос-ли,реагируют со всеми неметаллами,кроме благородных газов,легкоокисляются кислородом,при скорании на воздухе превращ. в Li2O,Na2O2;K,Rb,Cs-надпероксиды.Литий вступает в реакцию с азотом при комнатной t,с фосфором получаются фосфиды,при нагревании взаим.с углеродом. 2Na+2HCl(p)=2NaCl+H2 2Li+3H2SO4(k)=2LiHSO4+SO2+2H2O. 3Li+4HNO3(p)=3LiNO3+NO+2H2O Хорошо растворяются в жидком аммиаке. Особенности химии Li. Маленькие размры атома лития приводят к появлению особых св-в его соединений.Он смешивается с Na при t=380 и не смеш. с расплавленным K,Rb,Cs.Литий имеет сходство с Mg из-за близости радиусов.Атом Li харак. большим приятяженим электронов к ядру,поэтому менее реакционно способен,чем аналоги,но легче реагирует с N,C,Si.Некторые соли Li(карбонат,фторид,сульфат) растроримость понижается с повышением t.Малорастворимые соли Li можно получить дейтвием средних и кислых солей других щел Ме.3Li(+) +2HPO4(2-)=Li3PO4↓+H2PO4(-) Соли Li с большими неполяризуемыми анионами,такими как ClO4(-),более растворимы,чем для других щел Ме из-за высокой энергии мольватации.По той же причине многие простые соли лития обычно гидратированны,а безводные гидроскопичны.Термическая устойчивость гидроксида Li и его солей ниже,чем аналогич.соед.др.щел.Ме 2 LiHS= Li2S+H2S; Li2CO3=Li2O+CO2. При термическом разложении нитрата Li: 4LiNO3=2Li2O+4NO2+O2,но др.Ме 2MeNO3=2MeNO2+O2.В гидридах щел Ме обнаруж. Меньшая полярность связи Li-Н,чем например Na-Н.Гидрид лития термически устойчивее.Li может давать металлоорганические реагенты,получают их: 2Li+RX(алкилгалогениды)= LiR+ LiX.Для получения винильных,аллильных и др. ненасыщенных производных-трансметаллирование: 4 LiPh+Sn(CH=CH2)4=4LiCH=CH2+SnPh. Соединения термически неустойчивы. Только оксид Li можно получить сжиганием его на воздухе или в О2
Гидриды,оксиды,пероксиды,гидрокиды щМе:хим.связь в соединении и получение. Все кислородные соединения щел.эл.-кристаллические вещества с ионной связью.В узлах кристаллической решетки располагаются катионы металлов и кислородные анионы.Все щ.эл образуют оксиды состава М2О.Оксиды Li,Na бесцветные,оксиды K,Rb-желтые,Cs-оранжево-красный.Только оксид Li можно получить сжиганием его на воздухе или в О2.Например Na2O синтезируют по р-циям: Na2O2+2Na=2Na2O;2NaOH+2Na=2Na2O+H2; 2NaNO2+6Na=4Na2O+N2(предпочтительней) так же 3NaN3+NaNO2=2Na2O+5N2 Ме2О+Н2О=2МеОН. Все щел.эл-ты образуют пероксиды состава Ме2О2.Li2O2 в промыш. Получают реакцией: 2LiOH∙H2O+H2O2=Li2O2+3H2O.Na2O2-образуется при окислении Na.K2O2,Rb2O2,Cs2O2 этим спообом затруднительно,т.к они окисляются до надпероксидов MeO2.Для их синтеза используют окисление Me с помощью оксидов азота,но наилучший способ получения явл. окисление металлов,растворенных в жизком аммиаке.Пероксиды можно рассматривать как соли двухосновной кислоты,р-ция при t: 2М2О2+2Н2О=4МОН+О2.Надпероксиды МО2 содержат парамагнитный ион О2(-),который устойчив в присутствии крупных катионов.LiO2 образуется только при 15К,NaO2 был получен по реакции О2 с натрием, растворенным в жидком аммиаке.Полуторные оксиды М2О3 образуются в виде темных магнитных порашков при осторожном термическом разложении МО2(М=К,Rb,Cs).Можно получить окислением металлов,раств. В жидком аммиаке,или контр окислением пероксидов. Получение Na,NaOH,Na2CO3 в промыш. Na: из расплава гироксида натрия катод(железный) Na(+)+e=Na анод(никелевый) 4OH(-)-4e=O2+2H2O из смеси 40% NaCl,60%CaCl2 при t=580 катод(жел) Na(+)+e=Na Ca(2+)+2e=Ca анод(ник) 2Cl-2e=Cl2 а)Na 2 CО 3 + Са (ОН) 2 = 2NaOH + CaCО 3 б)1)Na2CО3 + Fe2О3 = 2NaFeО2 + CО 2 2)2NaFeО2 + xH2О = 2NaOH + Fe2O 3 *xH 2 О в) 2NaCl + 2H2О ±2е- → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH Способ Леблана 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl↑. Na2SO4 + 2C → Na2S + 2CO2↑. Na2S + СаСО3 → Na2CO3 + CaS. Способ Сольве 1)NaС1 + NН3 + СO2 + Н2O = NаНСО3 + NН4С1 (образование NаНСО3 происходит в водном растворе при 30-40°С). 2)Кальцинирование с образованием соды: 2NаНСО3 = Nа2СО3 + СО2 + Н2О (СО2частично остается в замкнутом процессе). 3)Регенерация аммиака: 2NН4С1 + СаО = СаС12 + Н20 + 2NН3. Взаимодействие с растворами щелочей а)амофотерных М б)неметаллов в)кислотных оксидов г) амфотерных оскидов А) 2NaOH(конц.) + 2H2O + Zn = Na2[Zn(OH)4] + H2↑ Б) 4S + 6NaOH(конц.) = Na 2 SO 3 S + 2Na 2 S + 3H 2 O 4Р + 3NaOH + 3Н2О → РН3+ 3NaH2РО2. 3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3+ 3H2O В) SO2 + NaOH(разб.) = NaHSO 3 Г) твёрдыми при сплавлении: ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2+ H2O так и с растворами: ZnO + 2NaOH(раствор)+ H2O → Na2[Zn(OH)4](раствор) Получ. 1)Метакремниевую кислоту получают действием сильных кислот на соли метакремниевой кислоты: Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl. 2)При высокой температуре вода выпаривается: H2SiO3 = SiO2 + H2O В этой реакции оксид кремния(IV) выделяется виде силикагеля. Кремниевые кислоты — очень слабые, малорастворимые в воде кислоты. Известны соли метакремниевой кислоты Н2SiO3 (SiO2•H2О) — силикаты, ортокремниевой кислоты H4SiO4 (SiO2•2H2O) — ортосиликаты и других кислот с различным числом SiO2•nH2О. Гидраты кремнезема с содержанием более 2Н2О на каждую молекулу SiO2 в индивидуальном состоянии, по-видимому, не существуют, однако известны многие их соли. В воде кремниевые кислоты образуют коллоидные растворы.Соли кремниевых кислот называют силикатами (силикаты широко распространены в природе) Силикаты: 1)При нагревании SiO2 вытесняет более летучий кислотный оксид из солей: SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑ 2)Обработка аморфного кремнезёма концентрированным раствором щёлочи: SiO2 + 2NaOH = Na2SiO 3 + H2O Силикаты взаимодействуют со следующими веществами: 1)С кислотами, даже с очень слабыми, например с угольной: Na2SiO3 + H2CO3 = Na2CO3 + H2SiO3↓ 2)С растворимыми солями: Na2SiO3 + MgCl2 = MgSiO3↓ + 2NaCl 3)Гидролиз: Na2SiO3 + H2O ↔ NaHSiO3 + NaOH гексафторокремниевая к-та в свободном виде не выделена H2SiF6↔SiF4+2HF(при упаривании или добав.к сильным кислотам.) При охлаждении насыщенного водного р-ра выпадает дигидрат H2SiF6∙2H2O в виде твердого бесцветных кристаллов.На стекло кислота не действует. Образование аммиакатов и гироксокомплексов Металлов,их разрещение. Гидроксокомплексы – комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов гидроксид-ионы OH-. Гидроксокомплексы образуются в реакциях протолиза из аквакомплексов: [Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ либо при растворении амфотерных гидроксидов в водных растворах гидроксидов щелочных металлов: Zn(OH)2 + 2 OH- = [Zn(OH)4]2- Водные растворы гидроксокомплексов имеют щелочную реакцию. Появление гидроксид-ионов в растворе вызвано замещением во внутренней сфере комплексов гидроксидных лигандов на молекулы воды: [Zn(OH)4]2- + H2O [Zn(H2O)(OH)3]- + OH- Гидроксокомплексы устойчивы только в сильнощелочных растворах. В нейтральной, а тем более в кислой среде, а также при нагревании растворов они разрушаются: [Al(OH)4]- + CO2 = Al(OH)3¯ + HCO3- [Be(OH)4]2- + 2NH4+ = Be(OH)2¯ + 2NH3. H2O [Zn(OH)4]2- + 4 H3O+ = [Zn(H2O)4]2+ + 4 H2O Na[Al(OH)4] = NaAlO2¯ + 2 H2O (при нагревании) Некоторые гидроксокомплексы можно использовать в качестве реагентов для идентификации отдельных ионов в растворе. Na+ + [Sb(OH)6]- = Na[Sb(OH)6]¯ Аммиакаты – это комплексные соединения, в которых функции лигандов выполняют молекулы аммиака NH3. Более точное название комплексов, содержащих аммиак во внутренней сфере – аммины; однако молекулы NH3 могут находиться не только во внутренней, но и во внешней сфере соединения – аммиаката. Аммиачные комплексы обычно получают при взаимодействии солей или гидроксидов металлов с аммиаком в водных или неводных растворах, либо обработкой тех же солей в кристаллическом состоянии газообразным аммиаком: AgCl(т) + 2 NH3. H2O = [Ag(NH3)2]Cl + 2 H2O Cu(OH)2(т) + 4 NH3. H2O = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4 H2O NiSO4 + 6 NH3. H2O = [Ni(NH3)6]SO4 + 6 H2O CoCl2 + 6 NH3(г) = [Co(NH3)6]Cl2 В тех случаях, когда аммиачный комплекс неустойчив в водном растворе, его можно получить в среде жидкого аммиака: AlCl3(s) + 6 NH3(ж) = [Al(NH3)6]Cl3(s) Химическая связь молекул аммиака с комплексообразователем устанавливается через атом азота, который служит доноромнеподеленной пары электронов. [Cu(H2O)4]2+ + NH3. H2O [Cu(H2O)3(NH3)]2+ + 2 H2O; [Cu(H2O)3(NH3)]2+ + NH3. H2O [Cu(H2O)2(NH3)2]2+ + 2H2O ..... Самые устойчивые среди аммиачных комплексов: [Co(NH3)6]3+; [Cu(NH3)4]2+ [Zn(NH3)4]2+ (b4 = 4,2. 109) и некоторые другие. Аммиакаты разрушаются при любых воздействиях, которые удаляют (при нагревании) или разрушают (действием окислителя) молекулу аммиака, переводят аммиак в кислотной среде в катион аммония (катион аммония не содержит неподеленных пар электронов и поэтому не может выполнять функции лиганда), либо связывают центральный атом комплекса, например, в виде малорастворимого осадка: [Cu(NH3)4]SO4 + 6 Br2 = CuSO4 + 12 HBr + 2 N2(г) [Ni(NH3)6]SO4 + 3 H2SO4 = NiSO4 + 3 (NH4)2SO4 [Cu(NH3)4](OH)2 + Na2S + 4 H2O = CuS¯ + 2 NaOH + 4 NH3. H2O Тиокислоты и их соли. В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H3PO3S — тиофосфорная кислота, H2SO3S — тиосерная кислота.Пример: Получение: Св-ва: 1)Термически очень неустойчива 2) В присутствии серной кислоты разлагается: 3)Реагирует с щелочами: 4)Реагирует с галогенами: Химические свойства Тиосерная кислота (H2S2O3) в присутствии воды разлагается: Общая хар.и хим.св-ва щел Ме. Щелочные металлы: литий,натрий,калий,рубидий,цезий,франций. На посл.энергитическом уровне атомов этих эл-тов один s-электрон. По группе ↓r атомов закономерно растут,что связано с увелич.числа эл. В атоме и размеров орбиталей занимаемых последним эл. По группе ↓ уменьшаются Еионизации и электроотрий.Степень окисления этил эл-тов (+1).Низкая Еиониз. способствует легкому образованию однозарядных катионов и ионных связей в соединениях.Образование ковалентных связей мало характерны.Вследствие низких Еион. валентные эл. Переходят на более высокий энергич.поуровень,даже при повышенной t.Электронные переходы, сопровождаются поглощ.и испусканием электромагнитного излучения видимой обл.спектра.Поэтому щел.Ме окрашивают пламя в харктерные цвета.В пламени соли щел. Эл-тов испаряются.В газовой фазе катионы Ме присод.свободные электроны,присутствующие в пламени и правращ.в нейтральные атомы.Под влиянием высокой t происходит возбуждение атомов и испускание ими электромагнитного излучения опред. длин волн.Li-малиново-красный, Na-Желтый, K-розово-фиолетовый, Rb-красно-фиолетовый,Cs-голубой. Щелочные Ме бурно реагируют с водой.Сильнейшие вос-ли,реагируют со всеми неметаллами,кроме благородных газов,легкоокисляются кислородом,при скорании на воздухе превращ. в Li2O,Na2O2;K,Rb,Cs-надпероксиды.Литий вступает в реакцию с азотом при комнатной t,с фосфором получаются фосфиды,при нагревании взаим.с углеродом. 2Na+2HCl(p)=2NaCl+H2 2Li+3H2SO4(k)=2LiHSO4+SO2+2H2O. 3Li+4HNO3(p)=3LiNO3+NO+2H2O Хорошо растворяются в жидком аммиаке. Особенности химии Li. Маленькие размры атома лития приводят к появлению особых св-в его соединений.Он смешивается с Na при t=380 и не смеш. с расплавленным K,Rb,Cs.Литий имеет сходство с Mg из-за близости радиусов.Атом Li харак. большим приятяженим электронов к ядру,поэтому менее реакционно способен,чем аналоги,но легче реагирует с N,C,Si.Некторые соли Li(карбонат,фторид,сульфат) растроримость понижается с повышением t.Малорастворимые соли Li можно получить дейтвием средних и кислых солей других щел Ме.3Li(+) +2HPO4(2-)=Li3PO4↓+H2PO4(-) Соли Li с большими неполяризуемыми анионами,такими как ClO4(-),более растворимы,чем для других щел Ме из-за высокой энергии мольватации.По той же причине многие простые соли лития обычно гидратированны,а безводные гидроскопичны.Термическая устойчивость гидроксида Li и его солей ниже,чем аналогич.соед.др.щел.Ме 2 LiHS= Li2S+H2S; Li2CO3=Li2O+CO2. При термическом разложении нитрата Li: 4LiNO3=2Li2O+4NO2+O2,но др.Ме 2MeNO3=2MeNO2+O2.В гидридах щел Ме обнаруж. Меньшая полярность связи Li-Н,чем например Na-Н.Гидрид лития термически устойчивее.Li может давать металлоорганические реагенты,получают их: 2Li+RX(алкилгалогениды)= LiR+ LiX.Для получения винильных,аллильных и др. ненасыщенных производных-трансметаллирование: 4 LiPh+Sn(CH=CH2)4=4LiCH=CH2+SnPh. Соединения термически неустойчивы. Только оксид Li можно получить сжиганием его на воздухе или в О2
|
||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-16; просмотров: 481; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.129.42.22 (0.008 с.) |