Цепочки превращений по щелочным металлам

Обновлено: 04.10.2024

План

1. Общая характеристика элементов щелочных металлов по их положению в периодической системе.

2. Нахождение в природе.

4. Физические свойства.

5. Химические свойства.

6. Соединения щелочных металлов

Б) гидриды, пероксиды, оксиды.

7. Применение щелочных металлов и их соединений.

8. Осуществить превращения

9. Задача 1 стр 126

10. Задание на дом: параграф 47, задача 3 стр. 127

Повторим и запомним

Щелочные металлы образуют главную подгруппу 1 группы и обладают наиболее выраженными металлическими свойствами. Это обусловлено строением атомов щелочных металлов, наружный энергоуровень имеет конфигурацию ns 1 .

От Li к Fr радиусы атомов увеличиваются, восстановительные свойства усиливаются, ионизированные потенциалы уменьшаются.

Взаимодействуют с неметаллами, водой, кислотами. Из соединений натрия и калия большое значение имеют гидроксиды их, сильные электролиты.

Задачи и цель:

Сегодня на уроке мы вместе изучим новую тему, разберем строение элементов атомов щелочных металлов; опираясь на строение рассмотрим способы получения щелочных металлов, выясним, почему щелочные металлы так называются.

Арабская пословица гласит: "Кто путешествует, тот познает."

Ребята, в ходе экскурсии вы будете и экскурсоводами и экскурсантами. Ответственным за работу экскурсоводов будет главный консультант, он внимательно слушает ответы, оценивает их, анализирует, и если экскурсовод не может ответить на заданный вопрос и другие учащиеся тоже, то тогда отвечает главный консультант.

Итак, начнем урок-экскурсию. На столах лежит план нашей экскурсии. Каждый раздел плана - это лаборатория, которая занимается изучением данного вопроса.

Ну что ж, первая лаборатория, в которую мы попадаем - это, конечно же, лаборатория по изучению строения элементов щелочных металлов и их простых веществ. Кто будет экскурсоводом в этой лаборатории? Кто даст, осветит общую характеристику щелочным металлам?

Краткий рассказ экскурсовода - это подгруппа лития Li.Na. K.Rb. Fr. Cs. Эти элементы находятся в 1-ой группе главной подгруппе, высшая постоянная валентность равна 1, на наружном энергоуровне 1 e, который слабо притягивается к ядру, поэтому атомы щелочных металлов легко его отдают, проявляя степень окисления +1. Это s-элементы. Простые вещества этих элементов называются щелочными металлами. Молекулы щелочных металлов одноатомные, щелочные металлы сильные восстановители, типичные элементы-металлы. Металлические свойства элементов увеличиваются, химическая активность увеличивается т.к.происходит увеличение размера атомов с возрастанием порядкового номера от Li к Fr.

Вопросы к экскурсоводу:

1. Почему щелочные металлы имеют одноатомные молекулы?

2. Какое соединение с кислородом образуют элементы подгруппы лития? Характер соединения.

В то время, когда экскурсовод ведет свой рассказ, на доске двое учащихся строят строение атомов металлов подгруппы лития. Это задание также повторяет класс.

Вывод: Выяснили строение атомов щелочных металлов, знаем, что они легко отдают электроны, очень химически активны. Помня все это, скажите: встречаются ли щелочные металлы в природе в свободном состоянии или нет?

Ответ класса: Нет, только в виде соединений. Какие вы знаете соединения и где они находятся на территории России (На стене висит географическая карта России). Один из учеников называет основные соединения и показывает их месторождение на карте.

Вопросы:

1. Какое месторождение каменной соли называется "солонкой" в России? Раз щелочных металлов нет в природе в свободном виде, только в виде соединений, то в следующей лаборатории занимаются вопросом получения щелочных металлов, которые нужны для промышленности. Предложите способы получения металлов? Кто желает?

Ответ: Электролизом расплава хлорида натрия расплава щелочи.

У доски и на местах учащиеся одновременно составляют уравнения реакций. Есть ли другие способы?

Есть. Калий можно получать аналогично, но много технических трудностей, поэтому предложили другой способ:

Теперь перейдем в лабораторию, которая занимается изучением физических свойств.

Кто здесь нас ознакомит с работой, которая ведется в данной лаборатории?(рассказ - в атомах щелочных металлов наблюдается металлическая кристаллическая решетка, а значит имеет место металлическая связь.

Строение кристаллической решетки и объясняет свойства щелочных металлов - металлический блеск, серый цвет, пластичность, электро и теплопроводимость и т.д.)

1. Как изменяется прочность металлической связи от лития к цезию.

2. Какие из щелочных металлов наиболее часто используются.

А теперь перейдем в экспериментальную лабораторию, которая занимается изучением химических свойств металлов. Кто будет экскурсоводом в этой лаборатории?

Строение щелочных металлов нам известно, знаем, что они легко отдают свой электрон, т.е. являются восстановителями, т.е очень химически активные вещества.

Посмотрите, как хранятся щелочные металлы? Под слоем керосина, масла, чтобы не было доступа воздуха. Теперь предположим какие химические свойства характерны щелочным металлам? (учащиеся отвечают на этот вопрос с места, проговаривая уравнения химических свойств).

После выяснения этого вопроса на доску вывешивается заранее приготовленная опорная схема, по которой задаются вопросы классу

1. Какое общее свойство характерно всем приведенным реакциям?

2. Какое из веществ отдает электроны? Сколько отдается электронов?

3. Что общего и чем отличаются уравнения химических реакций взаимодействия щелочных металлов с водой и с кислотами?

Зная химические свойства щелочных металлов и неорганических соединений, выполним следующие превращения:

(данное превращение имеется в плане урока и лежит на столе у учащихся)

Это превращение выполняется у доски и на местах.

А в это время ученик - лаборант выполняет опыты, подтверждающие химические свойства щелочных металлов и доказывает, почему металлы так называются.

Опыт № 1 2Na+2H2O=2NaOH+H2 NaОН-щелочь, т.к.фенолфталеин изменяет свою окраску на малиновую.

Опыт № 2 2Na+2HCl=2NaCl+ H2

Опыт № 3

Осталась еще одна лаборатория, в которой занимаются изучением соединений щелочных металлов.

  1. Какие вы знаете соединения?
  2. Каковы их свойства?

Ответ: из периодической системы видно, что щелочные металлы образуют основные оксиды R2O,но начиная с натрия при сгорании в избытке кислорода образуются пероксиды (R2O2).

С водородом при нагревании взаимодействуют щелочные металлы и образуются соединения, которые называются гидриды состава MeH. Щелочные металлы бурно и с выделением большого количества теплоты взаимодействуют с водой, образуя щелочь, состава R-OH и восстанавливая воду до водорода.

Свойства щелочей: диссоциируют, взаимодействуют с кислотными оксидами, с растворами солей. Получают щелочи электролизом раствора солей щелочных металлов.

Составляются уравнения химических реакций на доске и на местах.

  1. Как изменяется сила оснований от лития к цезию? (от лития к цезию сила оснований увеличивается т.к. возрастает радиус атома и уменьшается притяжение электронов к ядру).

Заключение.

  • 1-й ряд - применение солей натрия и калия
  • 2-й ряд - применение щелочей
  • 3-й ряд - применение щелочных металлов

Задание на дом (в плане урока)

Слово старшему экскурсоводу

Выставление оценок за урок

Подведение итогов.

Некоторым участникам (более сильным) после рассмотрения химических свойств были розданы буклеты с заданиями:

Пособие-репетитор по химии

2. Краткая история открытия и происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Важнейшие соединения: оксиды, пероксиды, гидроксиды, соли.

6. Качественные реакции на катионы щелочных металлов.

7. Нахождение в природе.

8. Основные методы получения.

П о л о ж е н и е в т а б л и ц е Д. И. М е н д е л е е в а,
с т р о е н и е а т о м а

К щелочным металлам относят элементы Ia группы периодической системы Д.И.Менделеева: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций. Свое название эти металлы получили потому, что при взаимодействии с водой они и их оксиды образуют щелочи. Щелочные металлы относятся к s-элементам и имеют один валентный электрон на внешнем уровне (ns 1 ). Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, энергия ионизации уменьшается, способность отдавать валентный электрон увеличивается, поэтому восстановительная способность также увеличивается. Самым активным из щелочных металлов является франций (радиоактивен). Все щелочные металлы хранят под слоем керосина или минерального масла из-за их высокой реакционной способности. В соединениях щелочные металлы всегда проявляют степень окисления +1, преобладающий тип связи – ионная.

К р а т к а я и с т о р и я о т к р ы т и я
и п р о и с х о ж д е н и е н а з в а н и я

Название лития произошло от греческого слова «камень», поскольку впервые он был обнаружен в виде гидроксида в составе минерала (камня). Название натрия происходит от древнеегипетского «натрон», так называли любую щелочь. Название калия происходит от арабского названия щелочей – «алкали», ранее калий называли «поташ», но это название не прижилось. Рубидий получил свое название из-за цвета спектральных линий (лат. «рубидус» – красный). Цезий также обязан своим названием цвету линии спектра – латинским словом «цезиус» (голубой, светло-серый) в древности обозначали голубизну ясного неба. Франций был назван французской исследовательницей М.Перей, открывшей этот элемент, в честь ее родины.

Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а

Все щелочные металлы – мягкие серебристые вещества с характерным блеском на свежесрезанной поверхности. Они имеют низкие температуры плавления и кипения, хорошо проводят тепло и электрический ток. Литий, натрий и калий легче воды. Сверху вниз по подгруппе плотность металлов увеличивается, а температуры плавления уменьшаются.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Все щелочные металлы отличаются высокой реакционной способностью. Они реагируют с водородом, кислородом и другими неметаллами:

Щелочные металлы реагируют с водой, образуя щелочи:

Натрий и другие щелочные металлы вытесняют водород из кислот-неокислителей:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

C кислотами-окислителями образуются другие продукты восстановления:

Металлический натрий вытесняет калий из расплава KCl при 450 °С:

KCl + Na = NaCl + K.

О к с и д ы щ е л о ч н ы х м е т а л л о в – твердые вещества белого (оксиды лития и натрия), желтого (оксиды калия и рубидия) и оранжевого (оксид цезия) цвета. Они обладают ярко выраженными основными свойствами. Эти оксиды реагируют с водой, кислотами, амфотерными и кислотными оксидами, кислородом:

Оксид лития получают прямым взаимодействием простых веществ, остальные оксиды получают другими способами – при нагревании смеси гидроксида, пероксида и надпероксида с избытком соответствующего металла в отсутствие кислорода, например:

П е р о к с и д ы щ е л о ч н ы х м е т а л л о в – желтовато-белые порошки. Они реагируют с водой, неметаллами, кислотами, угарным и углекислым газами. В ОВР пероксиды проявляют окислительно-восстановительную двойственность, например:

Г и д р о к с и д ы щ е л о ч н ы х м е т а л л о в – твердые белые вещества, хорошо растворимые в воде. Щелочи проявляют ярко выраженные основные свойства. При движении вниз по подгруппе от Li к Fr растворимость в воде их щелочей и сила оснований увеличиваются. Эти гидроксиды являются сильными электролитами, реагируют с кислотами, кислотными оксидами, некоторыми неметаллами, амфотерными оксидами и гидроксидами, солями:

Все гидроксиды щелочных металлов, кроме гидроксида лития, термически устойчивы. Гидроксид лития при прокаливании разлагается на оксид и воду:

Гидроксиды щелочных металлов можно получить электролизом водных растворов хлоридов, взаимодействием металла или его оксида с водой или некоторыми обменными реакциями:

Большинство с о л е й щ е л о ч н ы х м е т а л л о в хорошо растворимы в воде, исключение составляют некоторые соли лития. Растворы солей щелочных металлов, образованных слабыми кислотами, имеют щелочную реакцию среды вследствие гидролиза. Cоли, образованные сильными кислотами, не гидролизуются, например:

Соли и другие соединения щелочных металлов изменяют окраску пламени, что используется в химическом анализе. Ионы лития окрашивают пламя в карминово-красный цвет, ионы калия – в фиолетовый, ионы натрия – в желтый, ионы рубидия – в беловато-розовый, ионы цезия – в фиолетово-красный цвет.

В п р и р о д е щелочные металлы встречаются только в виде соединений вследствие своей высокой химической активности. Важнейшие соединения: поваренная соль NaCl, сильвинит NaCl•KCl, мирабилит, или глауберова соль, Na2SO4•10H2O, селитры – NaNO3, KNO3.

Щ е л о ч н ы е м е т а л л ы п о л у ч а ю т электролизом расплавов солей (чаще хлоридов) или щелочей, например:

Тривиальные названия распространенных солей: поваренная (каменная) соль NaCl, кальцинированная сода Na2CO3, каустическая сода NaOH, кристаллическая сода Na2CO3•10H2O, питьевая сода NaHCO3; марганцовка KMnO4, бертолетова соль KClO3, глауберова соль Na2SO4•10H2O, калийная селитра KNO3, поташ K2CO3, растворимое стекло или силикатный клей – смесь силикатов натрия, калия.

Тест по теме «щелочные металлы»

В промышленности металлический натрий может быть получен:

а) взаимодействием раствора хлорида натрия с металлическим калием;

б) электролизом расплава гидроксида натрия;

в) восстановлением оксида натрия водородом;

г) электролизом раствора гидроксида натрия.

2. Какой металл может плавать на поверхности воды? (возможно более одного варианта ответа.)

а) Осмий; б) алюминий;

в) литий; г) калий.

3. Из перечисленных солей выберите ту, которая гидролизуется с образованием раствора, имеющего рН > 7:

а) сульфид свинца; б) нитрит свинца;

в) йодид натрия; г) сульфид калия.

4. Ионы калия придают окраске пламени цвет:

а) желтый; б) фиолетовый;

в) карминово-красный; г) оранжевый.

5. При электролизе раствора фосфата калия образуются следующие продукты реакции:

а) на катоде – водород, на аноде – кислород, в растворе – фосфат калия;

б) на катоде – калий, на аноде – фосфорная кислота, в растворе – вода;

в) на катоде – водород, на аноде – фосфорная кислота, в растворе – гидроксид калия;

г) на катоде – калий и водород, на аноде – кислород, в растворе – фосфорная кислота.

6. Какой объем раствора хлорида натрия с молярной концентрацией 3 моль/л и плотностью 1,12 г/мл надо прилить к воде массой 200 г, чтобы получить раствор с массовой долей поваренной соли 10%?

а) 56,7 мл; б) 200 мл; в) 94,2 мл; г) 315 мл.

7. Сумма коэффициентов в реакции взаимодействия калия с избытком сильно разбавленного раствора азотной кислоты равна:

а) 30; б) 29; в) 7; г) 12.

8. При растворении 10,8 г гидрида щелочного металла в воде выделяется 10,08 л газа (н.у.). Металл, входящий в состав гидрида, – это:

а) литий; б) натрий;

в) калий; г) рубидий.

9. Коэффициент перед восстановителем в ОВР между нитритом калия и дихроматом калия в сернокислом растворе равен:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

10. Какое вещество является природным источником калия?

а) надпероксид калия; б) гидроксид калия;

в) нитрат калия; г) гидрид калия.

Ключ к тесту

Задачи и упражнения по теме «Щелочные металлы»

Хлорид натрия карбонат натрия хлорид натрия гидроксид натрия натрий сульфат натрия хлорид натрия.

2. Калий гидроксид калия гидрокарбонат калия карбонат калия сульфат калия хлорид калия гидросульфат калия.

3. Хлорид натрия гидроксид натрия карбонат натрия гидрокарбонат натрия нитрат натрия.

4. Хлорид натрия гидроксид натрия карбонат натрия гидроксид натрия натрий нитрат натрия.

5. Гидроксид калия хлорид калия нитрат калия нитрит калия хлорид калия.

6. Натрий пероксид натрия оксид натрия гидроксид натрия хлорат натрия хлорид натрия нитрат натрия нитрит натрия.

7. Хлорид натрия натрий гидрид натрия гидроксид натрия гидросульфит натрия.

У р о в е н ь А

1. Образец бинарного соединения натрия с элементом пятой группы содержит 4,14 г натрия и 4,5 г другого элемента. Назовите это соединение.

Ответ. Арсенид натрия Na3As.

2. При действии избытка воды на 1,38 г металла выделился газ, занимающий при н.у. объем 672 мл. Определите металл.

По закону эквивалентов:

где газ – водород, Э(М) – эквивалент металла.

Если валентность металла I, то Ar(M) = 23, металл – натрий Na.

Если валентность металла II, то Ar(M) = 46, такого металла нет.

3. Найдите массу соли, образующейся при сжигании 11,2 г лития в 20 л хлора (н.у.).

4. Через склянку, содержащую раствор гидроксида натрия массой 80 г, пропустили избыток углекислого газа, в результате чего масса раствора увеличилась на 8,8 г. Найдите массовую долю гидроксида натрия в исходном растворе.

5. Какая масса 40%-го раствора гидроксида натрия необходима для получения 212 г карбоната натрия, если доля выхода продукта реакции составляет 80% от теоретически возможного?

6. При электролизе 400 г 20%-го раствора хлорида калия получен раствор гидроксида калия. Через этот раствор пропустили избыток углекислого газа. Найдите массу соли, образовавшейся в растворе, если доли выхода продуктов описанных реакций составляют 80% и 75% от теоретически возможного.

У р о в е н ь Б

1. Масса щелочного металла, необходимого для получения его бромида, в 1,395 раза больше, чем масса этого металла, необходимая для получения его йодида. Определите металл, если известно, что массы полученных галогенидов одинаковы.

2. Образец натрия массой 2,3 г опустили в 5%-й раствор гидроксида натрия. После окончания реакции массовая доля гидроксида натрия в растворе стала равна 10%. Найдите массу 5%-го раствора гидроксида натрия.

3. При добавлении смеси лития с гидридом лития к 200 г 5%-го раствора гидроксида лития образовался 10%-й раствор гидроксида лития. Найдите массу смеси лития с гидридом лития, если известно, что количества веществ ее компонентов одинаковы.

200 г 5%-го раствора LiOH содержат m0(LiOH) = 10 г и 190 г H2O.

Уравнения протекающих реакций:

Обозначим (Li) = (LiH) за x моль.

Массовая доля полученного раствора 1(р-ра) = 10%, или 0,1; 1(р-ра) = m1(LiOH)/ m0(р-ра).

Общая масса гидроксида лития: m1(LiOH) = m0(LiOH) (10 г) + ma(LiOH) (в реакции а, 24х г) +
+ mб(LiOH) (в реакции б, 24х г).

Масса нового раствора: m1(р-ра) = m(Li) (7х г) + m(LiH) (8х г) + m0(р-ра) (200 г) – m(Н2)
(в реакции а, 0,5х г) – m(Н2) (в реакции б, 0,5х г).

Отсюда х = 0,2146 моль.

m(Li) = •M(Li) = 0,2146•7 = 1,5 г,

m(LiH) = •M(LiH) = 0,2146•8 = 1,7 г.

Масса исходной смеси Li и LiH:

4. При действии избытка углекислого газа на 32,9 г неизвестного соединения металла с кислородом образовалось твердое вещество А и выделился газ В. Вещество А растворили в воде и добавили избыток раствора нитрата бария, при этом выпало 27,58 г осадка. Газ В пропустили через трубку с раскаленной медью, масса трубки при этом увеличилась на 6,72 г. Установите формулу исходного соединения.

1. В четырех пробирках находятся водные растворы сульфида, сульфита, сульфата и силиката натрия. Как с помощью одного реактива можно распознать содержимое каждой пробирки? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

Ответ. Реактив – кислота HCl.

2. Простое вещество, газ А желто-зеленого цвета с резким запахом реагирует с серебристо-белым металлом В, плотность которого меньше плотности воды. В результате образуется вещество С, окрашивающее пламя в коричнево-красный цвет. При действии на твердое вещество С концентрированной серной кислотой при нагревании выделяется бесцветный газ D с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Определите вещества А, В, С, D, напишите уравнения перечисленных реакций.

Ответ. А – Cl2, B – Li, C – LiCl, D – HCl.

3. В четырех пробирках находятся растворы веществ: техническая сода, растворимое стекло (или силикатный клей), каустическая сода, серная кислота. Предложите наиболее рациональный путь определения каждого из этих веществ.

Ответ. Определить среду растворов универсальным бумажным индикатором,
а затем к щелочным растворам добавить кислоту HCl.

4. С какими из данных веществ будет взаимодействовать оксид калия: сернистый газ, вода, ортофосфорная кислота, гидроксид натрия, сульфат железа(III), йодоводородная кислота. Напишите уравнения возможных реакций.

5. Вещество А – мягкий серебристо-белый металл, легче воды. При взаимодействии вещества А с простым веществом В образуется соединение С, растворимое в воде с образованием щелочного раствора. При обработке вещества С соляной кислотой выделяется газ D с неприятным запахом и образуется соль, окрашивающая пламя горелки в фиолетовый цвет. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

"Щелочные металлы. Общая характеристика". 9-й класс

Тип урока: изучение нового материала с мультимедийной поддержкой.

На уроке сочетаются фронтальный, индивидуальный, групповой виды работы учащихся. Каждый вопрос темы обсуждается фронтально или в группах, а затем следует небольшая индивидуальная работа.

  • Обучающие:
    • дать общую характеристику щелочных металлов в свете общего, особенного и единичного по трём формам существования химических элементов: атомов, простых веществ и сложных веществ;
    • повторить основные закономерности изменения свойств элементов в Периодической системе (в группе);
    • физические и химические свойства металлов.
    • способствовать дальнейшему развитию логического мышления учащихся – формировать умения сравнивать и обобщать;
    • продолжить развитие навыков самообразования: работать с книгой, таблицей, инструкцией, тестом.
    • продолжить формировать диалектико-материалистического учения;
    • подтвердить на примере изучения данной темы причинно-следственную зависимость, развитие от простого к сложному.

    Демонстрации опытов по программе.

    1. Организация начала урока:

    – приветствие;
    – проверка готовности к уроку учащихся;
    – оформление даты и темы урока в тетрадях (слайд 1);
    – знакомство с планом урока (слайд 3).

    1. История открытия.
    2. Строение атомов элементов главной подгруппы I группы.
    3. Щелочные металлы – простые вещества.
    4. Химические свойства щелочных металлов.
    5. Соединения щелочных металлов.
    6. Природные соединения и применения щелочных металлов.

    2. Фронтальный опрос

    1. Строение атома.
    2. Как определить по периодической системе заряд ядра атома.
    3. Распределение электронов в атомах элементов.
    4. Как определить число энергетических уровней в атоме.
    5. Что такое валентные электроны.
    6. Как определить число валентных электронов в атоме.
    7. Как изменяется радиус атомов по периоду и группе.
    8. Как изменяются восстановительные свойства элементов по периоду и группе.

    3. Историческая справка (слайды 4, 5)

    Деятельность учителя: краткие пояснения.

    4. Строение атомов элементов главной подгруппы I группы (слайд 6)

    Деятельность учителя: постановка исследовательской задачи – выявить общие закономерности в строении атомов щелочных металлов.

    Деятельность учащихся: 3-4 мин заполнение таблицы «Общая характеристика элементов главной подгруппы I группы Периодической системы Д.И.Менделеева» на основе положения элементов в Периодической системе (работа в группах поискового характера).

    5. Анализ заполнения таблицы

    Учащиеся отвечают на вопрос: что общего в строении атомов щелочных металлов (слайд 7):

    – сходство внешнего электронного слоя;
    – последовательное изменение атомных радиусов;
    – увеличение электронных слоёв атомов;
    – радиусы атомов увеличиваются от Li к Fr, следовательно, увеличиваются и восстановительные свойства металлов от Li к Fr.

    Проверь себя (слайд 8) – фронтальная работа с таблицей Менделеева

    Деятельность учителя: краткое пояснение об изменении основных свойств элементов в Периодической системе в периодах и группах.
    Деятельность учащихся: 2-3 мин фронтальная работа – сравнительная характеристика строения атомов металлов.

    Задание: сравните атомы металлов, поставив знаки , = между знаками химических элементов:

    а) заряд ядра: Li Rb, Na AL, Ca K;
    б) число электронных слоёв: Li Rb, Na AL, Ca K;
    в) число электронов на внешнем уровне: Li Rb, Na AL, Ca K;
    г) радиус атома: Li Rb, Na AL, Ca K;
    д) восстановительные свойства атомов: Li Rb, Na AL, Ca K.

    6. Щелочные металлы – простые вещества (слайды 9, 10)

    Деятельность учителя: краткие пояснения, поэтапное обсуждение работы со схемой:

    – тип и класс веществ;
    – тип кристаллической решётки;
    – физические свойства (образцы щелочных металлов);
    – химические свойства (демонстрация опыта взаимодействия натрия с водой).

    Деятельность учащихся: работа в группах, конспектирование основных выводов по схеме.

    Проверь себя. Слайд 11

    Составьте уравнения реакций с кислородом лития и натрия. Расставьте степени окисления, покажите переход электронов. Назовите продукты реакции.

    Дополните схемы взаимодействия щелочных металлов с неметаллами, назовите продукты реакции:

    Дополните уравнения реакций. Как изменяется скорость реакций, расположенных в указанной стрелкой последовательности:

    7. Соединения щелочных металлов (слайды 13, 15)

    Деятельность учителя: постановка исследовательской задачи – дать общую характеристику оксидам щелочных металлов.
    Деятельность учащихся: работа с учебником в группах, краткое конспектирование материала.

    Проверь себя (слайды 14, 16, 17)

    Составьте уравнения химических реакций.
    Запишите уравнения реакций, соответствующие цепочке превращений:

    натрий ––> Х ––> оксид натрия ––> хлорид натрия

    Назовите вещество Х.

    8. Распознавание ионов щелочных металлов (слайд 18)

    Деятельность учителя: сообщает дополнительную информацию:

    – соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде (за исключением некоторых солей лития);
    – ионы щелочных металлов легко распознаются по окраске пламени: натрий – жёлтое, литий – ярко-малиновое, калий – фиолетовое.

    1. С увеличением атомной массы активность щелочных металлов увеличивается.
    2. От лития к цезию температура плавления щелочных металлов возрастает.
    3. Щелочные металлы были открыты Д.И.Менделеевым.
    4. На внешнем уровне у всех щелочных металлов 1 электрон.
    5. Соли калия окрашивают пламя в желтый цвет.
    6. При взаимодействии лития с кислородом образуется пероксид.
    7. Соединения щелочных металлов с серой называются сульфиды.
    8. Натрий реагирует с водой, образуя щёлочь.
    9. Оксиды щелочных металлов проявляют основные свойства.
    10. Щелочные металлы хранят под слоем керосина.

    10. Природные соединения натрия и их применение (слайд 19)

    Кристаллическая сода – в стекольной, мыловаренной, целлюлозно-бумажной, текстильной промышленности.

    Питьевая сода – в хлебопечении, кондитерской промышленности. В медицине используют при различных заболеваниях: при повышенной кислотности желудочного сока, язвенной болезни желудка и двенадцатипёрстной кишки. При приёме питьевой соды протекает реакция нейтрализации избыточной соляной кислотой.

    Глауберова соль – в качестве слабительного средства.

    Поваренная соль – приправа к пище и для консервирования пищевых продуктов.
    В медицине:

    – 0.9%-й раствор (физиологический раствор) применяют при большой потери крови;
    – 3-10%-й раствор применяют в виде компрессов при лечении гнойных ран;
    – 2-5%-й раствор назначают во внутрь для промывания желудка при отравлениях нитратом серебра, который при этом превращается в малорастворимый и нетоксичный хлорид серебра.

    11. Биологическая роль ионов калия и натрия (слайд 20)

    12. Содержание ионов калия в растительной пище (слайд 21)

    Наибольшее содержание – зелёный горошек, курага, чернослив, изюм, соя.

    13. Решить задачу (слайд 22)

    Первым кровезаменителем, которым воспользовались хирурги ещё в 1960-х гг., был 0,85%-ный раствор хлорида натрия. Вычислите количество вещества хлорида натрия, необходимого для получения 550,6 г раствора, массовая доля соли в котором 0,85%. (0.08 моль)

    Тренажер задания 31 по химии щелочных металлов

    Тренажер задания 31 из ЕГЭ по химии щелочных металлов, задачи на неорганическую химию (мысленный эксперимент) из экзамена ЕГЭ по химии, задания 31 по химии щелочных металлов с текстовыми решениями и ответами.

    1) Над поверхностью налитого в колбу раствора едкого натра пропускали электрические разряды, при этом воздух в колбе окрашивался в бурый цвет, который исчезает через некоторое время. Полученный раствор осторожно выпарили и установили, что твердый остаток представляет собой смесь двух солей. При нагревании этой смеси выделяется газ и остается единственное вещество. Напишите уравнения описанных реакций.

    2) Вещество, выделяющееся на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Полученный продукт поместили в газометр, наполненный углекислым газом. Образовавшееся вещество добавили в раствор хлорида аммония и раствор нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

    3) Азотную кислоту нейтрализовали пищевой содой, нейтральный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Образовавшееся вещество внесли в подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия, при этом раствор обесцветился. Азотсодержащий продукт реакции поместили в раствор едкого натра и добавили цинковую пыль, при этом выделился газ с резким запахом. Напишите уравнения описанных реакций.

    4) Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора иодида натрия с инертными электродами, внесли в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой, и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия. Напишите уравнения описанных реакций.

    5) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Поkученный продукт последовательно обработали сернистым газом и раствором гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

    6) Белый фосфор растворяется в растворе едкого кали с выделением газа с чесночным запахом, который самовоспламеняется на воздухе. Твердый продукт реакции горения прореагировал с едким натром в таком соотношении, что в образовавшемся веществе белого цвета содержится один атом водорода; при прокаливании последнего вещества образуется пирофосфат натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

    7) Неизвестный металл сожгли в кислороде. Продукт реакции при взаимодействии с углекислым газом образует два вещества: твердое, которое взаимодействует с раствором соляной кислоты с выделением углекислого газа, и газообразное простое вещество, поддерживающее горение. Напишите уравнения описанных реакций.

    8) Через избыток раствора едкого кали пропустили бурый газ в присутствии большого избытка воздуха. В образовавшийся раствор добавили магниевую стружку и нагрели, выделившимся газом нейтрализовали азотную кислоту. Полученный раствор осторожно выпарили, твердый продукт реакции прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

    9) При термическом разложении соли А в присутствии диоксида марганца образовались бинарная соль Б и газ, поддерживающий горение и входящий в состав воздуха; при нагревании этой соли без катализатора образуются соль Б и соль высшей кислородсодержащей кислоты. При взаимодействии соли А с соляной кислотой выделяется желто-зеленый газ (простое вещество) и образуется соль Б. Соль Б окрашивает пламя в фиолетовый цвет, при ее взаимодействии с раствором нитрата серебра выпадает осадок белого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

    10) К нагретой концентрированной серной кислоте добавили медную стружку и выделившийся газ пропустили через раствор едкого натра (избыток). Продукт реакции выделили, растворили в воде и нагрели с серой, которая в результате проведения реакции растворилась. В полученный раствор добавили разбавленную серную кислоту. Напишите уравнения описанных реакций.

    11) Поваренную соль обработали концентрированной серной кислотой. Полученную соль обработали гидроксидом натрия. Полученный продукт прокалили с избытком угля. Выделившийся при этом газ прореагировал в присутствии катализатора с хлором. Напишите уравнения описанных реакций.

    12) Натрий прореагировал с водородом. Продукт реакции растворили в воде, при этом образовался газ, реагирующий с хлором, а полученный раствор при нагревании прореагировал с хлором с образованием смеси двух солей. Напишите уравнения описанных реакций.

    13) Натрий сожгли в избытке кислорода, полученное кристаллическое вещество помести-ли в стеклянную трубку и пропустили через неё углекислый газ. Газ, выходящий из трубки, собрали и сожгли в его атмосфере фосфор. Полученное вещество нейтрализовали избытком раствора гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

    14) К раствору, полученному в результате взаимодействия пероксида натрия с водой при нагревании, добавили раствор соляной кислоты до окончания реакции. Раствор образо-вавшейся соли подвергли электролизу с инертными электродами. Газ, образовавшийся в результате электролиза на аноде, пропустили через суспензию гидроксида кальция. Напишите уравнения описанных реакций.

    NaOH + HCl = NaCl + H2O

    15) Через раствор гидроксида натрия пропустили сернистый газ до образования средней соли. К полученному раствору прилили водный раствор перманганата калия. Образовавшийся осадок отделили и подействовали на него соляной кислотой. Выделившийся газ пропустили через холодный раствор гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

    2KOH(холодный) + Cl2 = KCl + KClO + H2O

    16) Смесь оксида кремния (IV) и металлического магния прокалили. Полученное в результате реакции простое вещество обработали концентрированным раствором гидроксида натрия. Выделившийся газ пропустили над нагретым натрием. Образовавшееся вещество поместили в воду. Напишите уравнения описанных реакций.

    SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si

    NaH + H2O = NaOH + H

    17) Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали раствором хлорида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

    18) Натрий нагрели в атмосфере водорода. При добавлении к полученному веществу воды наблюдали выделение газа и образование прозрачного раствора. Через этот раствор пропустили бурый газ, который был получен в результате взаимодействия меди с концентрированным раствором азотной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

    19) Гидрокарбонат натрия прокалили. Полученную соль растворили в воде и смешали с раствором бромида алюминия, в результате образовался осадок и выделился бесцветный газ. Оса док обработали избытком раствора азотной кислоты, а газ пропустили через раствор силиката калия. Напишите уравнения описанных реакций.

    20) Натрий сплавили с серой. Образовавшееся соединение обработали соляной кислотой, выделившийся газ нацело прореагировал с оксидом серы (IV). Образовавшееся вещество обработали концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.

    Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений


    Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

    Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

    Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

    Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

    В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .


    Физические свойства

    Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.


    Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.


    Нахождение в природе

    Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

    Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия


    Сильвин KCl — хлорид калия


    Сильвинит NaCl · KCl


    Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия


    Едкое кали KOH — гидроксид калия

    Поташ K2CO3 – карбонат калия

    Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:


    Способы получения

    Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

    2LiCl = 2Li + Cl2

    Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

    2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2

    Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

    Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

    KCl + Na = K↑ + NaCl

    KOH + Na = K↑ + NaOH

    Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

    Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2

    В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

    Качественные реакции

    Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .


    Цвет пламени:
    Li — карминно-красный
    Na — жѐлтый
    K — фиолетовый
    Rb — буро-красный
    Cs — фиолетово-красный

    Химические свойства

    1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

    1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

    2K + I2 = 2KI

    1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

    2Na + S = Na2S

    1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

    3K + P = K3P

    2Na + H2 = 2NaH

    1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

    Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

    1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

    1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

    Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

    2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

    2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

    Например , калий реагирует с водой очень бурно:

    2K 0 + H2 + O = 2 K + OH + H2 0


    Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

    2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

    Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

    2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑

    2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

    Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

    2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

    С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

    При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

    2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

    Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

    Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

    Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H2

    Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

    Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

    Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

    2СH3COOH + 2Li → 2CH3COOLi + H2↑

    Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

    Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

    2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

    Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

    3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al

    Оксиды щелочных металлов

    Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

    1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

    2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

    3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

    2Na + 2NaOН → 2Na2O + Н2↑

    4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

    2LiOН → Li2O + Н2O

    Химические свойства

    Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

    1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

    Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

    Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

    2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

    Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

    K2O + 2HCl → 2KCl + H2O

    3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

    Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

    Li2O + H2O → 2LiOH

    4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

    Пероксиды щелочных металлов

    Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

    1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

    При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

    2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

    Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

    3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

    При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

    4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

    5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

    Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

    Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

    6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

    Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

    Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

    1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

    2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

    2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

    Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

    2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

    Na2O + H2O → 2NaOH

    2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2

    3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

    Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

    1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

    Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

    2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

    Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

    Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

    А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

    3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

    Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

    в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

    Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

    4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

    Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

    5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

    При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

    Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

    Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

    Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

    6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

    В растворе образуются комплексная соль и водород:

    2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2

    7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

    С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

    Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

    2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

    Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

    Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

    NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl

    8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

    2LiOH → Li2O + H2O

    9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

    NaOH ↔ Na + + OH —

    10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

    4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O

    Соли щелочных металлов

    Нитраты и нитриты щелочных металлов

    Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

    Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

    Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

    Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

    В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

    Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

    Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

    Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

    Читайте также: