Металлический хром может взаимодействовать с

Обновлено: 05.10.2024

Атомы хрома и молибдена на внешнем электронном слое имеют по одному электрону … ns 1 , вольфрам – два электрона …6 s 2 . В атомах этих элементов последними заполняются электронами
d -орбитали предвнешнего электронного слоя. Это d -элементы. Строение атомов этих элементов обуславливает их металлический характер и отличие от элементов главной подгруппы.

Элементы подгруппы хрома в своих соединениях проявляют степени окисления от +2 до +6. Сверху вниз в подгруппе устойчивость соединений с более высокими степенями окисления металлов увеличивается.

Хром, молибден и вольфрам – это серебристо-белые металлы, очень твердые, имеют высокие температуры плавления.

Нахождение в природе

В природе хром встречается только в виде соединений. Одним из важнейших природных соединений хрома является хромистый железняк ( FeO ∙ Cr ₂ O ­₃).

Получение

Металлический хром получают восстановлением оксида хрома( III ) алюминием при нагревании (алюмотермия):

Металлический хром можно также получить электролизом водных растворов его солей.

Химические свойства

Хром при обычных условиях неактивный металл. Это объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной пленкой ( Cr ₂ O ₃ ), как у алюминия. При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует с простыми и сложными веществами.

Взаимодействие хрома с простыми веществами

Хром взаимодействует со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием при высоких температурах с образованием соединений хрома( III ).

Взаимодействие хрома со сложными веществами

1. При очень высокой температуре хром реагирует с водой:

2. Хром реагирует с разбавленной серной и соляной кислотами:

C концентрированными серной, азотной кислотами и «царской водкой» (смесь концентрированных растворов соляной и азотной кислот в соотношении 3:1) хром при низкой температуре не реагирует, потому что эти кислоты пассивируют хром.

Применение

Хром применяют в металлургии для получения специальных сортов стали, которые имеют большую твердость и устойчивость к коррозии. Хромом покрывают другие металлы с целью предохранения их от коррозии.

Оксиды и гидроксиды хрома

Хром образует три оксида: CrO , Cr ₂ O ₃ , CrO ₃ .

Оксид хрома( II ) – CrO – это типичный основный оксид, ему соответствует гидроксид хрома( II ) – Cr ( OH )₂ – основание. CrO и Cr ( OH )_2­ не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:

Оксид хрома( III ) – Cr ₂ O ₃ – тугоплавкий порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Получают оксид хрома( III ) разложением дихромата аммония:

В промышленности оксид хрома( III ) получают восстановлением дихромата калия коксом или серой:

Оксид хрома( III ) – амфотерный оксид. При обычных условиях он плохо растворяется в кислотах и щелочах. Однако при сплавлении его со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метахромиты:

Оксид хрома( III ) с кислотами образует соли хрома( III ):

Гидроксид хрома( III ) – Cr ( OH )₃ – являются амфотерными гидроксидом, он осаждается при действии щелочей на соли хрома( III ):

CrCl ₃ + 3 NaOH = Cr ( OH )₃ ↓ + 3 NaCl

Серо-зеленый осадок Cr ( OH )₃ растворим в кислотах:

Cr ( OH )₃ + 3 HCl = CrCl ₃ + 3 H ₂ O

и в избытке щелочей:

Оксид хрома( VI ) – CrO ₃ – кристаллическое вещество красного цвета, имеет кислотный характер. При растворении оксида хрома( VI ) в воде образуются хромовые кислоты:

Как кислотный оксид CrO ₃ взаимодействует с основаниями:

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, но образуют устойчивые соли, соответственно хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, а дихроматы – оранжевую.

Хроматы-ионы CrO ₄ 2- и дихромат-ионы Cr ₂ O ₇ 2- легко переходят друг в друга при изменении среды растворов. В кислой среде хроматы превращаются в дихроматы, желтая окраска переходит в оранжевую:

В щелочной среде дихроматы превращаются в хроматы, оранжевая окраска сменяется желтой:

Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома

Наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления хрома +3. Соединения же хрома( II ) являются сильными восстановителями и легко окисляются, при этом Cr +2 превращается Cr +3 .

Например, гидроксид хрома( II ) легко окисляется кислородом воздуха до гидроксида хрома( III ):

Сильными восстановителями являются и соли Cr ( II ):

Соединения хрома( VI ) – сильные окислители, так как Cr +6 легко превращается в Cr +3 .

Активными окислителями являются CrO ₃ , хроматы и дихроматы; особенно сильные окислительные свойства проявляет дихромат калия K ₂ Cr ₂ O ₇ в кислой среде:

Раствор K ₂ Cr ₂ O ₇ в концентрированной серной кислоте («хромовую смесь») применяют как окислитель для очистки стеклянной химической посуды.

Приложение – листок по хрому и его соединениям

Хром и его соединения

1. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

3

2(SO₄)₃ → Cr(OH)₃

2. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих по следующим схемам:

Тестовая работа по теме "Металлы" (11 класс)

А) Ca Б) М g В) Sr Г) Fe .

13.Тип связи в простом веществе натрия:

Б) ковалентная неполярная

В) металлическая

Г) ковалентная полярная

14. Наиболее ярко выраженные металлические свойства

проявляет:

А) Mg Б) K В) Al Г) Ca

15. Какую электронную конфигурацию имеет атом наиболее

активного металла?

А) 1 s 2 2 s 2 2 p 11 Б) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1

В) 1 s 2 2 s 2 Г) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1

16. Алюмотермия - это

А) восстановление алюминия водородом из его оксида

Б) восстановление металлов из оксидов алюминием

В) шлифовка алюминиевых изделий

Г) получение алюминиевых сплавов

ТЕСТ №2 по теме «Металлы»

1. Какому металлу соответствует электронная формула

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 ?

А) Mo Б) Zn

В) Ba Г) Fe

2. При взаимодействии железа с разбавленной H ₂ SO ₄ образуется

3.Какой металл не вытеснит водород из разбавленной H ₂ SO ₄ ?

А) Fe Б) Cr В) Cu Г) Zn

4.В порядке уменьшения восстановительных свойств металлы расположены в ряду:

А ) Al, Zn, Fe Б ) Al, Na, K

В ) Fe, Zn, Mg Г ) Fe, Zn, Al

5.Оксиды CrO и CrO ₃ -

А) основные

Б) основные и кислотные

В) кислотные

Г) кислотные и основные

6.К какому типу элементов относится железо?

А) р - элементам

Б) s -элементам

В) d -элементам

Г) f -элементам

7. На d - подуровне максимально может находиться:

А) 2е Б) 6е В)10е Г) 18е

8. Металлический хром может взаимодействовать с:

А) H ₂ О Б) HCl (разб.)

В) HNO ₃ (конц.) Г) NaOH (конц.)

9. Для металлов не характерно следующее физическое свойство:

А) теплопроводность

Б) металлический блеск

В) электропроводность

Г) хрупкость

10.Установите соответствии между металлом и способом его получения

А) Na 1. алюмотермия

Б) Fe 2. восстановление углеродом

В) Cr 3 . электролиз расплавов солей

11. С точки зрения типа кристаллической решетки «лишнее» простое вещество среди данных

А) алмаз В) железо

Б) хром Г) кобальт

12.Электронная формула иона Fe +2

А) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 6

Б) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 0 3 d 10

В) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 0 3 d 6

Г) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10

13. Свойства оксидов металлов побочных подгрупп с уменьшением степени окисления металла изменяются в следующем порядке

А) основные, амфотерные, кислотные

Б) кислотные, амфотерные, основные

В) основные, кислотные, амфотерные

Г) кислотные, основные, амфотерные

14. В схеме превращения

веществами X и Y соответственно являются

В) Fe и HCl

15. В схеме превращения

веществами X ₁ , X ₂ , X ₃ соответственно являются

Конспект по теме "Хром"

Хром

Нахождение в природе

Важнейшей рудой хрома, имеющей практическое значение, является хромит, приблизительный состав которого отвечает формуле FeCrO_4.

Он встречается в Малой Азии, на Урале, в Северной Америке, на юге Африки. Техническое значение имеет также вышеназванный минерал крокоит – PbCrO₄. В природе встречаются также оксид хрома (3) и некоторые другие его соединения. В земной коре содержание хрома в пересчете на металл составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах, метеоритах.

Положение хрома в периодической системе химических элементов

Хром возглавляет побочную подгруппу VI группы периодической системы элементов. Его электронная формула следующая:

₊₂₄ Cr Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

В заполнении орбиталей электронами у атома хрома нарушается закономерность, согласно которой сначала должна была бы заполнятся 4s – орбиталь до состояния 4s 2 . Однако, вследствие того, что 3d – орбиталь занимает в атоме хрома более выгодное энергетическое положение, происходит ее заполнение до значения 3d 5 . Такое явление наблюдается у атомов некоторых других элементов побочных подгрупп. Это называется «проскок» или «провал электрона».
Хром может проявлять степени окисления от +1 до +6.
Наиболее устойчивыми являются cоединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6.

Некоторые важнейшие соединения хрома
С повышением степени окисления атомов Сг в оксидах и гидроксидах их основный характер ослабевает, а кислотный - усиливается. В этом же направлении происходит замена восстановительной активности на окислительную.

Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см 3 , его температура плавления составляет +1875 0 С.

2. Силикотермический:
2Сr₂O₃ + 3Si = 3SiO₂ + 4Cr

3. Электролитический:
2CrCl₃ = 2Сr + 3Cl₂

Химические свойства
Поверхностная оксидная пленка является причиной инертности хрома при обычной температуре, благодаря чему этот металл не подвергается атмосферной коррозии (в отличие от железа).

При нагревании хром проявляет свойства довольно активного металла, что соответствует его положению в электрохимическом ряду напряжений.

1. Взаимодействие с O₂
Тонкоизмельченный хром интенсивно горит в токе кислорода. На воздухе реакция с O₂ происходит лишь на поверхности металла.

При осторожном окислении амальгамированного хрома образуется низший оксид CrO.

2. Взаимодействие с другими неметаллами
Сr не взаимодействует с Н₂, но поглощает его в больших количествах.
При обычных условиях хром реагирует только со фтором.
Хром при высокой температуре реагирует с галогенами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием, бором.

CrCl₃ и CrS - ионные соединения.

CrN и Сr_xC_y - ковалентные тугоплавкие инертные вещества, по твердости сравнимы с алмазом.

Cr + Si = CrSi

3. Взаимодействие с разбавленными растворами HCl и H₂SO₄

В отсутствии воздуха образуются соли Cr 2+ , а на воздухе – соли Cr 3+ .

4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O.

Благодаря защитной пленке, хром не растворим кислотах в H₃PO₄, HClO₄.

4. Действие концентрированных HNO₃, H₂SO₄ и «царской водки» на хром

Эти кислоты не растворяют хром при обычной температуре, они переводят его в «пассивное» состояние.

Пассивацию можно частично снять сильным нагреванием, после чего хром начинает очень медленно растворяться в кипящих конц. HNO₃, H₂SO₄, «царской водке».

Царская водка - смесь концентрированных HNO₃ и НСl (1:3), растворяет золото и платиновые металлы (Pd,Os,Ru).

5. Вытеснение малоактивных Me из водных р-ров солей

6. Взаимодействие с солями, разлагающимися с образованием кислорода

7. Раскаленный хром реагирует с парами воды

8. Со щелочами хром вступает во взаимодействие при t = 600-700 о C.
В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода:

Соединения Сr (II)

CrO – оксид хрома (II) – черный порошок, не растворяется в воде.

1) CrO – основный оксид: CrO + 2HCl = CrCl₂ + H₂O

2) Сильный восстановитель: 2 CrCl₂ + 2HCl = 2CrCl₃ + H₂

3) На воздухе при нагревании свыше 100 0 С CrO превращается в Cr₂O₃:
3СrО t = Сr + Сr₂O₃

Сr(OН)₂ - гидроксид хрома (II ) - твердое желтое вещество, н. р. в Н₂O.

Получают обменными реакциями из солей Сr 2+ :

Химические свойства

Неустойчивое вещество, разлагается при нагревании:
Сr(ОН)₂ = СrO + Н₂O

На воздухе быстро окисляется с образованием зеленого гидроксида хрома (III):
4Сr(ОН)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Сr(ОН)₃
желтый → зеленый

Соли Сr 2+

Наиболее важные: CrCl₂, CrSO₄, (СН₃СОО)₂Сr. Гидратированный ион Сr 2+ имеет бледно-голубую окраску.

Способы получения:

1. Сr + неметалл (S, Hal₂) см. химические св-ва хрома

2. Сr + растворы кислот, см. химические св-ва хрома
Сr + 2HCl = CrCl₂ + Н₂

3. Восстановление солей Сr 3+ :

1. Соли Сr 2+ - сильные восстановители, так как очень легко окисляются до солей Сr 3+

2. Раствор CrSO₄ в разбавленной H₂SO₄ - превосходный поглотитель кислорода:

3. С аммиаком соли Сr 2+ образуют комплексные соли - аммиакаты:

Для Сr 2+ характерно образование двойных сульфатов, например: K₂Cr(SO₄)₂• 6Н₂O

Соединения Сr (III)

Сr₂О₃ - оксид хрома (III), важнейшее природное соединение хрома. Сr₂О₃, полученный химическими методами, представляет собой темно-зеленый порошок.

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

2. Термическое разложение гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:

3. Восстановление дихроматов углеродом или серой:

Сr₂O₃ - типичный амфотерный оксид

В порошкообразном виде реагирует с сильными кислотами и сильными щелочами, в кристаллическом виде - химически инертное вещество.
Cr₂O₃ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

К наиболее практически важным реакциям относятся следующие:

1. Восстановление с целью получения металлического хрома:

2. Сплавление с оксидами и карбонатами активных металлов:

Образующиеся метахромиты являются производными метахромистой кислоты НСrO₂.

3. Получение хлорида хрома (III):

Сr(ОН)₃- гидроксид хрома (III).

Способы получения

Образуется в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли Сr 3+ :
СrСl₃ + 3NaOH = Сr(ОН)₃ + 3NaCl

Практически нерастворимый в воде гидроксид может существовать в виде коллоидных растворов.

В твердом состоянии гидроксид хрома (III) имеет переменный состав Сr₂O₃• nН₂O. Теряя молекулу воды, Сr(ОН)₃ превращается в метагидроксид СrО(ОН).

Сr(ОН)₃ - амфотерный гидроксид, способный растворяться как в кислотах, так и в щелочах:

Сr(ОН)₃ + 3NaOH = Na₃ [ Cr(OH)₆]

При сплавлении с твердыми щелочами образуются метахромиты:

Соли Cr 3+

Растворением осадка Сr(ОН)₃ в кислотах получают нитрат Cr(NO₃)₃, хлорид СrСl₃, сульфат Cr₂(SO₄)₃ и другие соли. В твердом состоянии чаще всего содержат в составе молекул кристаллизационную воду, от количества которой зависит окраска соли.

Самой распространенной является двойная соль КСr(SO₄)₂• 12H₂O - хромокалиевые квасцы (сине-фиолетовые кристаллы).

Хромиты, или хроматы (III) - соли, содержащие Сr 3+ в составе аниона. Безводные хромиты получают сплавлением Сr₂O₃ с оксидами двухвалентных металлов:

В водных растворах хромиты существуют в виде гидроксокомплексов.

К наиболее характерным свойствам солей Cr(III) относятся следующие:

1. Осаждение катиона Сг 3+ под действием щелочей:

Характерный цвет осадка и его способность растворяться в избытке щелочи используется для отличия ионов Сг 3+ от других катионов.

2. Легкая гидролизуемость в водных растворах, обусловливающая сильнокислый характер среды:

Сr 3+ + Н₂O = СrОН 2+ + Н +

Соли Сr (III) с анионами слабых и летучих кислот в водных растворах не существуют; так как подвергаются необратимому гидролизу, например:

3. Окислительно-восстановительная активность:

а) окислитель: соли Cr(III) → соли(VI)

см. «Получение солей Cr(VI)»

б) восстановительь: соли Cr(III) → соли(II)

см. «Получение солей Cr(II)»

4. Способность к образованию комплексных соединений - аммиакатов и аквакомплексов, например:

Соединения Cr(VI)

CrO₃- оксид хрома (VI) триоксид хрома, хромовый ангидрид.

Кристаллическое вещество темно-красного цвета, очень гигроскопичное, легко растворимое в воде.
Основной способ получения :

СrО₃ - кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы.

Хромовый ангидрид - чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с СrO₃:

Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Сr₂O₃.

Хромовые кислоты - Н₂СrO₄, Н₂Сr₂O₇.

При растворении CrO₃ в воде образуются 2 кислоты:

Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие:

Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:

Хроматы (VI) - соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO₄ 2- . Почти все имеют желтую окраску (реже - красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов н. р. в Н₂O. Наиболее распространены: Na₂CrO₄, К₂CrO₄, РЬCrO₄ (желтый крон).

1. Сплавление CrO₃ с основными оксидами, основаниями:

2. Окисление соединений Cr(III) в присутствии щелочей:

3. Сплавление Сr₂O₃ со щелочами в присутствии окислителя:

Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов СrO₄ 2- . При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2СrO₄ 2- + 2Н + = Сr₂O₇ 2- + Н₂O Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении рН растворов.

Хроматы - сильные окислители.

При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:

Дихроматы (VI) - соли , содержащие анионы дихромовой кислоты Сr₂O₇ 2-

В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы - К₂Сr₂O₇, Na₂Cr₂O₇, (NH₄)₂Cr₂O₇.

Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:

Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хроматанионами (см. выше). Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:

При добавлении восстановителей к кислым растворам дихроматов окраска резко изменяется от оранжевой до зеленой, характерной для соединений Сг 3+ .

Продукты восстановления соединений Cr(+6) в различных средах

Cr 3+ (соли хрома (III))

В некоторых учебниках вы можете встретить утверждения, что в щелочной среде хром восстанавливается до Cr(OH)₃ или NaCrO₂. Подобные варианты допустимы и, вероятно, даже будут оценены положительно, если вы приведете их в решении задачи C-1 на экзамене. Но признать их абсолютно верными, по-моему, нельзя. Действительно, общеизвестно, что гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. Да, это вещество может образоваться в ходе окислительно-восстановительной реакции, но если взаимодействие идет в щелочной среде, Cr(OH)₃ неминуемо вступит в реакцию со щелочью:

Что же касается соединений вида KCrO₂ или K₃CrO₃, они, действительно, могут образоваться, но только в том случае, если реакция проводится не в водном растворе, а между твердыми реагентами. В водной среде KCrO₂ неизбежно превратится в K₃[Cr(OH)₆] или другие гидроксокомплексы хрома (III).

Примеры ОВР с участием дихроматов в качестве окислителей

Эта реакция используется для получения хромокалиееых квасцов KCr(SO₄)₂ • 12H₂O

Очень сильным окислителем является «хромовая смесь» - насыщенный раствор K₂Cr₂O₇ или Na₂Cr₂O₇ в концентрированной H₂SO₄.

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 Na₂SO_4⋅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:

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

• Li - 2s 1
• Na - 3s 1
• K - 4s 1
• Rb - 5s 1
• Cs - 6s 1
• Fr - 7s 1

Природные соединения

• NaCl - галит (каменная соль)
• KCl - сильвин
• NaCl*KCl - сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора - невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно - безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий - пероксид, калий, рубидий и цезий - супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда - взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH - натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: ". в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет". Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий - в желтый, калий - в фиолетовый, рубидий - синевато-красный, цезий - синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание - реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание - мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам - растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH - едкий натр, KOH - едкое кали.

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде - хлор)

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке - получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке - получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 - получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 - получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов - смешанных оксидов (при высоких температурах - прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел - смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам - и азотной, и азотистой.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Читайте также:

  
• Металлический контейнер 1100 литров
  
• Вес одного кубического сантиметра металла в граммах называется
  
• Строп металлический канатный 3т
  
• Удаление из воды металлов
  
• Контрольная работа по химии 9 класс металлы и неметаллы с ответами