Металлический натрий с водой

Обновлено: 05.10.2024

Демонстрация химии натрия в воде иллюстрирует реакционную способность щелочного металла с водой. Это запоминающаяся демонстрация, которая вызывает эффектную реакцию у студентов. Тем не менее, это может быть выполнено безопасно.

Миллиарды лет натрий вымывается из горных пород и почвы, попадая в океаны. Морская вода содержит примерно 11 000 частей на миллион натрия. Реки содержат только около 9 частей на миллион.

Питьевая вода обычно содержит около 50 мг/л натрия. Это значение явно выше для минеральной воды. В растворимой форме натрий всегда находится в виде ионов Na +.

Как и в какой форме реагирует натрий с водой?

Элементарный натрий сильно реагирует с водой по следующему механизму реакции:

Образуется бесцветный раствор, состоящий из сильнощелочного гидроксида натрия (едкого натра) и газообразного водорода. Это экзотермическая реакция. Металлический натрий нагревается и может загореться и гореть характерным оранжевым пламенем. Газообразный водород, выделяющийся в процессе горения, сильно реагирует с кислородом воздуха.

Ряд соединений натрия не так сильно реагируют с водой, но хорошо растворимы в воде.

Растворимость натрия и соединений натрия

Имеется ряд примеров растворимости натрия в воде. Наиболее известным соединением натрия является хлорид натрия (NaCl), также известный как поваренная соль. При 20 C растворимость составляет 359 г/л, т.е. хорошо растворяется в воде. Растворимость почти не зависит от температуры. Карбонат натрия (Na2CO3) также достаточно растворим в воде. Растворимость 220 г/л при 20 C.

Как провести эксперимент

Материалы

Металлический натрий хранится под минеральным маслом.
Стакан на 250 мл, наполовину наполненный водой.
Фенолфталеин (по желанию).

Процедура

Добавьте несколько капель индикатора фенолфталеина в воду в стакане. (По желанию)
Вы можете поместить стакан на проектор или видеоэкран, что даст вам возможность показать реакцию студентов на расстоянии.
Надев перчатки, используйте сухой шпатель, чтобы удалить очень маленький кусочек (0,1 см3) металлического натрия из куска, хранящегося в масле. Верните неиспользованный натрий в масло и закройте контейнер. Вы можете использовать щипцы или пинцет, чтобы высушить небольшой кусочек металла на бумажном полотенце.
Опустите кусочек натрия в воду. Немедленно отойдите. При диссоциации воды на Н + и ОН- будет выделяться газообразный водород. Увеличение концентрации ионов ОН- в растворе повысит его рН и заставит жидкость стать розовой.
После того, как натрий полностью прореагирует, вы можете смыть его водой и смыть в канализацию. Продолжайте носить защитные очки при утилизации реакции на случай, если останется немного непрореагировавшего натрия.

Каково воздействие натрия в воде на окружающую среду?

Натрий относится ко 2 классу опасности для воды, то есть представляет опасность при наличии в воде. Однако хлорид натрия не представляет опасности и относится к классу опасности для воды 1.

Натрий является диетическим минералом для животных. Однако растения почти не содержат натрия. Значение LC 50 для золотых рыбок составляет 157 мг/л. Гипохлорит натрия из гигиенических моющих средств может способствовать образованию хлорированных углеводородов и, следовательно, может сильно загрязнять сточные воды.

В природе встречается только один изотоп натрия, а именно стабильный 23 Na. Существует 13 нестабильных изотопов натрия, которые слаборадиоактивны.

Спросите Итана: каковы квантовые причины реакции натрия с водой?

Если поместить кусочек натрия в воду, можно вызвать бурную, часто взрывную реакцию

Иногда мы узнаём что-то в начале жизни и просто принимаем, как данность, что мир работает именно так. К примеру, если бросить кусочек чистого натрия в воду, можно получить легендарную взрывную реакцию. Как только кусочек намокнет, реакция заставляет его шипеть и разогреваться, он прыгает по поверхности воды и даже выдаёт язычки пламени. Это, конечно, просто химия. Но не происходит ли чего-то ещё на фундаментальном уровне? Именно это и хочет узнать наш читатель Семён Стопкин из России:

Какие силы управляют химическими реакциями, и что происходит на квантовом уровне? В частности, что происходит, когда вода взаимодействует с натрием?

Реакция натрия с водой — это классика, и у неё есть глубокое объяснение. Начнём с изучения прохождения реакции.

Первое, что нужно знать о натрии — на атомном уровне у него всего на один протон и один электрон больше, чем у инертного, или благородного газа, неона. Инертные газы не реагируют ни с чем, и всё из-за того, что все их атомные орбитали полностью заполнены электронами. Эта сверхстабильная конфигурация рушится, когда вы переходите на один элемент далее в периодической таблице Менделеева, и это происходит со всеми элементами, демонстрирующими похожее поведение. Гелий сверхстабилен, а литий чрезвычайно активен химически. Неон стабилен, а натрий активен. Аргон, криптон и ксенон — стабильны, но калий, рубидий и цезий — активны.

Причина заключается в дополнительном электроне.

Таблица Менделеева рассортирована по периодам и группам согласно количеству свободных и занятых валентных электронов — а это первейший фактор в определении химических свойств элемента

Когда мы изучаем атомы, мы привыкаем считать ядро твёрдым, мелким, положительно заряженным центром, а электроны — отрицательно заряженными точками на орбите вокруг него. Но в квантовой физике этим дело не заканчивается. Электроны могут вести себя, как точки, в особенности если выстрелить в них другой высокоэнергетической частицей или фотоном, но если их оставить в покое, они расплываются и ведут себя, как волны. Эти волны способны самонастраиваться определённым образом: сферически (для s-орбиталей, содержащих по 2 электрона), перпендикулярно (для p-орбиталей, содержащих по 6 электронов), и далее, до d-орбиталей (по 10 электронов), f-орбиталей (по 14) и т.д.

Орбитали атомов в состоянии с наименьшей энергией находятся вверху слева, и при продвижении вправо и вниз энергии растут. Эти фундаментальные конфигурации управляют поведением атомов и внутриатомными взаимодействиями.

Заполняются эти оболочки из-за принципа запрета Паули, запрещающего двум одинаковым фермионам (например, электронам) занимать одно и то же квантовое состояние. Если в атоме электронная орбиталь заполнилась, то единственное место, где можно разместить электрон — это следующая, более высокая орбиталь. Атом хлора с удовольствием примет дополнительный электрон, поскольку ему не хватает всего одного для заполнения электронной оболочки. И наоборот, атом натрия с удовольствием отдаст свой последний электрон, поскольку он у него лишний, а все остальные заполнили оболочки. Поэтому натрий хлор так хорошо и получается: натрий отдаёт электрон хлору, и оба атома находятся в энергетически предпочтительной конфигурации.

Элементы первой группы периодической таблицы, особенно литий, натрий, калий, рубидий и т.д. теряют свой первый электрон гораздо легче всех остальных

На самом деле количество энергии, необходимое для того, чтобы атом отдал свой внешний электрон, или энергия ионизации, оказывается особенно низкой у металлов с одним валентным электроном. Из чисел видно, что гораздо легче забрать электрон у лития, натрия, калия, рубидия, цезия и т.п., чем у любого другого элемента

Кадр из анимации, демонстрирующей динамическое взаимодействие молекул воды. Отдельные молекулы H₂O имеют V-образную форму и состоят из двух атомов водорода (белые), соединённых с атомом кислорода (красные). Соседние молекулы H₂O кратковременно реагируют друг с другом через водородные связи (бело-голубые овалы)

Так что же происходит в присутствии воды? Вы можете представлять себе молекулы воды как крайне стабильные — H₂O, два водорода, связанные с одним кислородом. Но молекула воды чрезвычайно полярная — то есть, с одной стороны молекулы H₂O (со стороны, противоположной двум водородам) заряд получается отрицательным, а с противоположной — положительным. Этого эффекта достаточно для того, чтобы некоторые молекулы воды — порядка одной на несколько миллионов — распадались на два иона — один протон (H + ) и ион гидроксила (OH - ).

В присутствии большого количества чрезвычайно полярных молекул воды одна из нескольких миллионов молекул распадётся на ионы гидроксила и свободные протоны — этот процесс называется автопротолиз

Последствия этого довольно важны для таких вещей, как кислоты и основания, для процессов растворения солей и активизации химических реакций, и т.п. Но нас интересует, что происходит при добавлении натрия. Натрий — этот нейтральный атом с одним плохо держащимся внешним электроном — попадает в воду. А это не просто нейтральные молекулы H₂O, это ионы гидроксила и отдельные протоны. Важны нам прежде всего протоны — они и подводят нас к ключевому вопросу:

Что энергетически предпочтительнее? Иметь нейтральный атом натрия Na вместе с отдельным протоном H+, или ион натрия, потерявший электрон Na + вместе с нейтральным атомом водорода H?

Ответ прост: в любом случае электрон перепрыгнет с атома натрия на первый же встречный отдельный протон, который попадётся ему на пути.

Потеряв электрон, ион натрия с удовольствием растворится в воде, как делает ион хлора, приобретя электрон. Гораздо более выгодно энергетически — в случае натрия — чтобы электрон спарился с ионом водорода

Именно поэтому реакция происходит так быстро и с таким выходом энергии. Но это ещё не всё. У нас получились нейтральные атомы водорода, и, в отличие от натрия, они не выстраиваются в блок отдельных атомов, связанных вместе. Водород — это газ, и он переходит в ещё более энергетически предпочтительное состояние: формирует нейтральную молекулу водорода H₂. И в результате образуется много свободной энергии, уходящей в разогрев окружающих молекул, нейтральный водород в виде газа, который выходит из жидкого раствора в атмосферу, содержащую нейтральный кислород O₂.

Удалённая камера снимает вблизи главный двигатель Шатла во время тестового прогона в космическом центре имени Джона Стенниса. Водород — предпочтительное топливо для ракет благодаря его низкому молекулярному весу и избытку кислорода в атмосфере, с которым он может реагировать

Если накопить достаточное количество энергии, водород и кислород тоже вступят в реакцию! Это яростное горение выдаёт водяной пар и огромное количество энергии. Поэтому при попадании кусочка натрия (или любого элемента их первой группы периодической таблицы) в воду случается взрывной выход энергии. Всё это происходит из-за переноса электронов, управляемого квантовыми законами Вселенной, и электромагнитных свойств заряженных частиц, составляющих атомы и ионы.

Энергетические уровни и волновые функции электронов, соответствующие различным состояниям атома водорода — хотя почти такие же конфигурации присущи всем атомам. Уровни энергии квантуются кратно постоянной Планка, но даже минимальная энергия, основное состояние, имеет две возможные конфигурации в зависимости от соотношения спинов электрона и протона

Итак, повторим, что происходит, когда кусочек натрия падает в воду:

натрий немедля отдаёт внешний электрон в воду,
где он поглощается ионом водорода и формирует нейтральный водород,
эта реакция высвобождает большое количество энергии, и разогревает окружающие молекулы,
нейтральный водород превращается в молекулярный водородный газ и поднимается из жидкости,
и, наконец, при достаточном количестве энергии атмосферный кислород вступает с водородным газом в реакцию горения.

Всё это можно просто и элегантно объяснить при помощи правил химии, и именно так это часто и делают. Однако правила, управляющие поведением всех химических реакций, происходит из ещё более фундаментальных законов: законов квантовой физики (таких, как принцип запрета Паули, управляющий поведением электронов в атомах) и электромагнетизм (управляющий взаимодействием заряженных частиц). Без этих законов и сил не будет никакой химии! И благодаря им каждый раз, уронив натрий в воду, вы знаете, чего следует ожидать. Если вы ещё не поняли — нужно надевать защиту, не брать натрий руками и отходить подальше, когда начинается реакция!

Итан Сигель – астрофизик, популяризатор науки, автор блога Starts With A Bang! Написал книги «За пределами галактики» [Beyond The Galaxy], и «Трекнология: наука Звёздного пути» [Treknology].

Основания. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH₄ + ) и гидроксид-аниона ОН — .

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.

Получение оснований

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na₂O + H₂O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует:

CuO + H₂O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + 2 H₂ + O → 2 K + OH + H₂ 0

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например , электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4 Fe +2 (OH)₂ + O₂ 0 + 2H₂O → 4 Fe +3 ( O -2 H)₃

Химические свойства щелочей

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

А в растворе образуется комплексная соль:

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь_{(избыток)} + кислотный оксид = средняя соль + вода

щёлочь + кислотный оксид_{(избыток)} = кислая соль

Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO₂ = NaHCO₃

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Cu 2+ SO₄ 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH)₂ — ↓ + Na₂ + SO₄ 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .

Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Т аким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла_{(избыток)} + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь_{(избыток)} = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO₃ мы разбиваем на уольную кислоту H₂CO₃ и карбонат натрия Na₂CO₃. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6 H₂ + O = 2Na[ Al +3 (OH)₄] + 3 H₂ 0

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl₂ 0 = NaCl — + NaOCl + + H₂O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl₂ 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH + Si 0 + H₂ + O= Na₂Si +4 O₃ + 2H₂ 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂ 0 + 4NaO -2 H = O₂ 0 + 4NaF — + 2H₂O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

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

Способы получения

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

Химические свойства

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)

Способы получения

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:

Химические свойства

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:

Секреты реакции металлического натрия с водой

Как и в какой форме реагирует натрий с водой?

Элементарный натрий сильно реагирует с водой по следующему механизму реакции:

Ряд соединений натрия не так сильно реагируют с водой, но хорошо растворимы в воде.

Растворимость натрия и соединений натрия

Как провести эксперимент

Материалы

Металлический натрий хранится под минеральным маслом.
Стакан на 250 мл, наполовину наполненный водой.
Фенолфталеин (по желанию).

Процедура

Добавьте несколько капель индикатора фенолфталеина в воду в стакане. (По желанию)
Вы можете поместить стакан на проектор или видеоэкран, что даст вам возможность показать реакцию студентов на расстоянии.
Надев перчатки, используйте сухой шпатель, чтобы удалить очень маленький кусочек (0,1 см3) металлического натрия из куска, хранящегося в масле. Верните неиспользованный натрий в масло и закройте контейнер. Вы можете использовать щипцы или пинцет, чтобы высушить небольшой кусочек металла на бумажном полотенце.
Опустите кусочек натрия в воду. Немедленно отойдите. При диссоциации воды на Н + и ОН- будет выделяться газообразный водород. Увеличение концентрации ионов ОН- в растворе повысит его рН и заставит жидкость стать розовой.
После того, как натрий полностью прореагирует, вы можете смыть его водой и смыть в канализацию. Продолжайте носить защитные очки при утилизации реакции на случай, если останется немного непрореагировавшего натрия.

Каково воздействие натрия в воде на окружающую среду?

Читайте также: