Металлы 1 группы главной подгруппы презентация
Обновлено: 17.05.2024
1. I группа Периодической системы Щелочные металлы
2. Строение атомов щелочных металлов
Элементы I группы главной подгруппы носят
общее название щелочные металлы, т.к. при
взаимодействии с водой образуют щелочи.
Это s-элементы с общей электронной
формулой . ns1, где n - номер периода
элемента.
Легко отдают один электрон с внешнего уровня.
Образующийся катион имеет устойчивую
электронную структуру.
Na – e → Na+
3. Некоторые свойства простых веществ щелочных металлов
Li
Na K
Rb Cs Fr
Строение внешней
электронной оболочки
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
Радиус атома, нм
155
189
236
248
268
280
Энергия
ионизации, эВ
5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 3,98
Плотность, г/см3
0,53 0,97 0,86 1,53 1,90 ≈2,2
Температура
плавления, ˚С
180,5 97,9 63,5 39,3 28,5
≈20
4. Нахождение в природе
В природе встречаются только в виде
соединений
Наиболее распространены K и Na.
Rb и Cs своих руд не имеют и
встречаются с рудами K и Na.
Fr – радиоактивный элемент,
равновесное содержание которого в
земной коре не превышает 2 мг.
5. Галлит NaCl
6. Cильвин KCl
7. Сильвинит KCl·NaCl
8. Мирабилит Na2SO4·10H2O
Большие количества сульфата
натрия находятся в заливе
Каспийского моря, где эта соль
толстым слоем осаждается на дне.
9. Нахколит NaHCO3
10. Карналлит КCl∙MgCl2∙6H2O
11. Получение
K и Li получают электролизом
расплавов соединений
2NaCl → 2Na + Cl2
Rb и Cs- восстановлением из
хлоридов кальцием.
Na,
12. Химические свойства
Взаимодействие с водой
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Взаимодействие с водородом (при нагревании)
2Na + H2 = 2NaH
При повышенной температуре щелочные
металлы энергично взаимодействуют с серой
2Na + S = 2Na2S
С азотом, углеродом и кремнием
непосредственно взаимодействует только
литий:
6Li + N2 = 2Li3N
2Li + 2C = Li2C2
6Li + 2Si = Li6Si2
13. Химические свойства
Взаимодействуют с галогенами
2Na + Сl2 = 2NaCl
С жидким чистым аммиаком щелочные
металлы образуют амиды:
2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2
При сгорании щелочных металлов в кислороде
образуются : Li2O (оксид), Na2O2 (пероксид),
KO2, RbO2, CsO2(надпероксиды)
2Na + О2 = Na2O2
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
14. Химические свойства
15. Характеристические соединения
Гидриды. Наиболее устойчив гидрид лития.
Все гидриды энергично разлагаются водой:
LiH + H2O = LiOH + H2
Оксиды. Наиболее устойчив Li2O. Являются
типичными основными оксидами
Пероксиды. Пероксиды щелочных металлов
можно считать производными пероксида
водорода :
Na2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O2
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
Пероксид натрия используется для получения
кислорода в закрытых помещениях (например,
подводная лодка):
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + 2O2
16. Характеристические соединения
Гидроксиды. В технике носят название едкие
щелочи. В расплавленном состоянии
взаимодействуют со стеклом, фарфором,
платиной.
Способы получения:
а) Взаимодействием металлов или оксидов с
водой:
Li2O + H2O = 2LiOH
б) Реакция каустификации:
Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3
Полученный этим способом NaOH содержит 3-4%
Na2CO3 и называется "каустическая сода".
17. Характеристические соединения
в) Электролиз растворов хлоридов
щелочных металлов:
2NaСl + H2O = 2NaOH + H2 + Cl2
г) Сплавлением карбонатов щелочных
металлов с оксидами и последующей
обработкой сплава водяным паром:
Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2
2NaFeO2 + H2O = 2NaOH + Fe2O3
18. Характеристические соединения
Химические свойства гидроксидов
Хорошо растворимы в воде, являются
сильными основаниями.
Менее, чем другие гидроксиды, растворим в
воде гидроксид лития.
При нагревании гидроксид лития разлагается:
2LiOH = Li2O + H2O
Щелочи являются важнейшим сырьем в
химической промышленности для получения
красителей, стекол, мыла, бумаги,
искусственных волокон, лекарственных
средств.
19. Характеристические соединения
Соли
NaCl (поваренная соль) содержится в морской воде (в
среднем 2,7%) и в виде каменной соли в залежах. В
чистом виде NaCl и KCl получают из природных
хлоридов перекристаллизацией.
NaNO3 и KNO3 (натриевая селитра и калийная селитра).
используются в качестве минеральных удобрений.
KNO3 идет также на производство черного пороха.
K2CO3 (поташ) применяется в мыловаренной,
стекольной промышленностях, при крашении и
отбеливании шерсти, в производстве цианида калия, в
органическом синтезе.
Na2SO4.10H2O (глауберова соль) используется при
крашении хлопчатобумажных тканей, в медицине.
20. Натрий и калий содержатся во всех тканях организма человека. Натрий в плазме крови, лимфе, пищеварительных соках; калий внутри
22. Степени окисления
23. Важнейшие минералы меди
Медь встречается в природе
как в соединениях, так и в
самородном виде.
халькопирит
(медный
колчедан) CuFeS2
халькозин Cu2S
куприт Cu2O
азурит
Cu3(CO3)2(OH)2
малахит (CuOH)2CO3
Важнейшие минералы
серебра
Среднее содержание серебра в земной
коре — 70 мг/т. Серебро встречается в
самородном состоянии и в виде минералов:
аргентит (серебряный блеск, серебряная
чернь),
пираргирит
прустит.
Нахождение в природе
золота
В земной кроме золота содержится очень
мало, всего по массе около 4,3·10–7 %.
Иногда золото может присутствовать в
качестве примесей в разных сульфидных
минералах, например в пирите,
халькопирите, сфалерите.
Химические свойства.
Медь
На влажном воздухе медь окисляется,
образуя основный карбонат меди(II):
C разбавленной хлороводородной
кислотой в присутствии кислорода:
Медный порошок реагирует
с хлором, серой
C оксидами неметаллов:
27. Серебро
Растворяется в хлорном железе, что применяется
для травления:
Во влажном воздухе образуется налёт:
Галогены легко окисляют серебро до галогенидов:
Однако на свету галогениды серебра (кроме фторида)
постепенно разлагаются.
При нагревании с серой серебро даёт сульфид.
Серебро, в отличие от золота, не растворяется в "царской
водке" из-за образования пленки хлорида на его поверхности.
Золото
Из чистых кислот золото растворяется только
в горячей концентрированной селеновой
кислоте:
Золото реагирует с кислородом и другими
окислителями при участии лигандов:
Цианоаураты легко восстанавливаются до
чистого золота:
29. Применение Ag
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Для пайки;
Производство зеркал;
Фото- и
кинопромышленность;
Атомная служба;
Стерилизация питьевой
воды;
Медицина;
Защитные покрытия;
Ювелирные изделия.
30. Au -
1) Материал для защитных и
декоративных покрытий;
2) Материал для отражателей света;
3) Краска для стекол;
4) Материал для ускорителей;
5) Катализатор;
6) Ювелирное дело;
7) Монетарные функции(валютно-
финансовый эталон)
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ Щелочны́е мета́ллы элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li, натрий. - презентация
Презентация на тему: " ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ Щелочны́е мета́ллы элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li, натрий." — Транскрипт:
2 ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ Щелочны́е мета́ллы элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Эти металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По- славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.
3 Общая характеристика щелочных металлов В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns 1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).
4 Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
5 Химические свойства щелочных металлов Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд. 1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
6 2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла. Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава: При горении натрия в основном образуется пероксид Na 2 O 2 с небольшой примесью надпероксида NaO 2 : В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
7 Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода: Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О 2 2 и надпероксид- ион O 2. Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО 3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:
8 Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами: Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей: Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
9 3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов: При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами. Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных аминах и амидах: При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:
10 4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
11 Литий Самый легкий металл, имеет два стабильных изотопа с атомной массой 6 и 7; более распространен тяжелый изотоп, его содержание составляет 92,6% от всех атомов лития. Литий был открыт А.Арфведсоном в 1817 и выделен Р.Бунзеном и А.Матисеном в Он используется в производстве термоядерного оружия (водородная бомба), для увеличения твердости сплавов и в фармацевтике. Соли лития применяют для увеличения твердости и химической стойкости стекла, в технологии щелочных аккумуляторных батарей, для связывания кислорода при сварке.
12 Натрий Известен с древности, выделил его Х.Дэви в Это мягкий металл, широко применяются такие его соединения, как щелочь (гидроксид натрия NaOH), пищевая сода (бикарбонат натрия NaHCO3) и кальцинированная сода (карбонат натрия Na2CO3). Находит применение и металл в виде паров в неярких газоразрядных лампах уличного освещения.
13 Калий Известен с древности, выделил его также Х.Дэви в Соли калия хорошо известны: калиевая селитра (нитрат калия KNO3), поташ (карбонат калия K2CO3), едкое кали (гидроксид калия KOH) и др. Металлический калий также находит различное применение в технологии теплообменных сплавов.
14 Рубидий Рубидий был открыт методом спектроскопии Р.Бунзеном в 1861; содержит 27,85% радиоактивного рубидия Rb-87. Рубидий, как и другие металлы подгруппы IA, химически высокоактивен и должен храниться под слоем нефти или керосина во избежание окисления кислородом воздуха. Рубидий находит разнообразное применение, в том числе в технологии фотоэлементов, радиовакуумных приборов и в фармацевтике.
15 Цезий Соединения цезия широко распространены в природе, обычно в малых количествах совместно с соединениями других щелочных металлов. Минерал поллуцит силикат содержит 34% оксида цезия Cs2O. Элемент был открыт Р.Бунзеном методом спектроскопии в Основным применением цезия является производство фотоэлементов и электронных ламп, один из радиоактивных изотопов цезия Cs-137 применяется в лучевой терапии и научных исследованиях.
16 Франций Последний член семейства щелочных металлов франций настолько радиоактивен, что его нет в земной коре в более чем следовых количествах. Сведения о франции и его соединениях основаны на исследовании ничтожного его количества, искусственно полученного (на высокоэнергетическом ускорителе) при a-распаде актиния Наиболее долгоживущий изотоп 22387Fr распадается за 21 мин на 22388Ra и b-частицы. Согласно приблизительной оценке, металлический радиус франция составляет 2,7. Франций обладает большинством свойств, характерных для других щелочных металлов, и отличается высокой электронодонорной активностью. Он образует растворимые соли и гидроксид. Во всех соединениях франций проявляет степень окисления I. Выполнил Шляховой Владимир
«Общая характеристика элементов I группы главной подгруппы» ТЕМА УРОКА: - презентация
Презентация на тему: " «Общая характеристика элементов I группы главной подгруппы» ТЕМА УРОКА:" — Транскрипт:
1 «Общая характеристика элементов I группы главной подгруппы» ТЕМА УРОКА:
2 Дать общую характеристику элементов I группы главной подгруппы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, повторить основные закономерности изменения свойств элементов по вертикали (в группе), металлическую связь и кристаллическую решетку, физические свойства металлов ЦЕЛЬ УРОКА:
3 Р АЗМИНКА Самый распространенный металл в земной коре - Al Самый твердый металл - Самый тяжелый металл - Основной компонент чугуна и стали - При обычных условиях этот металл жидкий - Cr Os Fe Hg Самый тугоплавкий металл - W
5 С ТРОЕНИЕ АТОМА Li Na K Rb Cs Fr Увеличивается заряд ядра Увеличивается радиус атома Увеличиваются металлические и восстановительные свойства Растет число энергетических уровней
6 С ТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ Li 0 Na 0 K0K0 Rb 0 Cs 0 Fr е Li +1 Na +1 K +1 Rb +1 Cs +1 Fr +1
7 З АПОМНИ ! Степень окисления металлов I группы главной подгруппы в соединениях постоянная и равна +1 NaOH, K 2 O, Li 3 PO 4, K 2 CO 3, NaCl, Na 2 O 2 +1
8 Литий НатрийКалий РубидийЦезий Франций t пл,С 180,697,863,0739,528,420 t кип,С г/см 3 0,5340,9860,8561,5321,901,87 П РОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА Серебристо-белые, с характерным металлическим блеском, но быстро тускнеют (окисляются) на воздухе; Мягкие, легко режутся ножом; Хорошо проводят тепло и электрический ток; Легкие (Li, Na, K – легче воды); Легкоплавкие температуры плавления и кипения понижаются плотность металлов увеличивается
9 Х ИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Металлы I группы главной подгруппы – наиболее активные металлы, обладают высокой восстановительной способностью В ряду Li - Na - K - Rb - Cs- Fr химическая активность увеличивается Образуют соединения с ионной связью и ионной кристаллической решеткой
10 В ЗАИМОДЕЙСТВУЮТ С НЕМЕТАЛЛАМИ Li + S 2 e Восстановитель Окислитель СУЛЬФИД ЛИТИЯ Na + P 3 e Восстановитель Окислитель ФОСФИД НАТРИЯ Li 2 S2 Na 3 P3
11 В ЗАИМОДЕЙСТВУЮТ С КИСЛОРОДОМ Li + О 2 4 e Восстановитель Окислитель ОКСИД ЛИТИЯ Na + O 2 2 e Восстановитель Окислитель ПЕРОКСИД НАТРИЯ Li 2 O4 Na 2 O 2 2
12 В НИМАНИЕ ! При взаимодействии с кислородом только литий образует оксид. Другие металлы I группы главной подгруппы при взаимодействии с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды. ПЕРОКСИД НАТРИЯ Na O O Na
13 A ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ ? При взаимодействии пероксида натрия с углекислым газом протекает процесс, обратный дыханию - углекислый газ связывается, а кислород выделяется: 2Na 2 О 2 + 2СО 2 2Na 2 CО 3 + О 2 На этой реакции основано применение пероксида натрия для получения кислорода на подводных лодках и для регенерации воздуха в закрытых помещениях.
14 В ЗАИМОДЕЙСТВУЮТ С ВОДОЙ Металлы I группы главной подгруппы реагируют с водой бурно, с выделением теплоты. В результате взаимодействия образуется щелочь и выделяется водород Так как гидроксиды металлов I группы главной подгруппы образуют щелочи, то их групповое название – ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ
15 В ЗАИМОДЕЙСТВУЮТ С ВОДОЙ 2Li + 2H 2 О 2LiOH + H 2 2 e Восстановитель Окислитель ГИДРОКСИД ЛИТИЯ Восстановитель Окислитель ГИДРОКСИД НАТРИЯ +1 0 Na + H 2 О2 NaOH + H e
16 Х РАНЕНИЕ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Так как щелочные металлы легко окисляются и обладают высокой химической активностью, их хранят под слоем керосина Беречь от воды
17 Н АХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ Щелочные металлы в природе встречаются только в виде соединений. Почему? Na Cl Галит, поваренная соль Na Cl K Cl Сильвинит K Cl Mg Cl 2 6H 2 O Карналлит Na 2 SO 4 10H 2 O Мирабилит, глауберова соль В океанических водах В минералах и горных породах В живых организмах Рубидий и цезий встречаются в виде примесей к другим щелочным металлам Франций содержится в урановых рудах
18 П РИМЕНЕНИЕ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ В металлургии в качестве восстановителя при получении титана, урана, циркония и других металлов В химической промышленности для получения пероксида натрия, гидрида натрия, моющих средств и др. В качестве добавок к сплавам, для улучшения их свойств В атомной промышленности, ядерной энергетике Практического значения не имеет, в связи с высокой радиоактивностью В качестве катализаторов В электронике, радио-электротехнике Na Rb Fr K Li Cs
19 И З ИСТОРИИ Открыт в 1817 году шведским химиком А. Арфведсоном. Но в свободном виде был выделен позднее Г. Дэви путем электролиза щелочи Литий В 1807 году английский химик Г.Дэви впервые получил в свободном виде путем электролиза увлажненных твердых щелочей Натрий Калий Немецкие химики Р. Бунзен и Г. Кирхгоф с помощью спектрального анализа обнаружили в минералах в 1860 году – цезий, а в 1861 году – рубидий Рубидий Цезий Открыт в 1939 году М. Перей при анализе продуктов радиоактивного распада актиния. В 1946 году М. Пере предложила назвать элемент в честь своей родины Франции Франций
20 В ЫБЕРИ ПРАВИЛЬНЫЙ ОТВЕТ 1. Щелочной металл a) Mga) Baa) Al a) Rb 2. Наиболее ярко выражены металлические свойства a) Csa) Lia) Fra) K 3. При взаимодействии с кислородом образует пероксид a) Caa) Naa) Lia) Mg 4. Степень окисления щелочных металлов a) +2a) +1a) +3a) +4
22 В ЫБЕРИТЕ СВОЙСТВА ХАРАКТЕРНЫЕ ДЛЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ А) не взаимодействуют с кислородом Б) в соединениях проявляют переменную степень окисления В) быстро окисляются Г) имеют металлическую кристаллическую решетку Д) при взаимодействии с водой образуют щелочи ВГД Е) хорошие окислители
23 Д ОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ Сделать презентацию об открытии щелочных металлов и/или применении
УРОК 21, 22 1. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ. I ГРУППА (главная подгруппа) – ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ. Это самые активные типичные металлы. Li литий На внешнем электронном. - презентация
Презентация на тему: " УРОК 21, 22 1. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ. I ГРУППА (главная подгруппа) – ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ. Это самые активные типичные металлы. Li литий На внешнем электронном." — Транскрипт:
1 УРОК 21, ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ
2 I ГРУППА (главная подгруппа) – ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ. Это самые активные типичные металлы. Li литий На внешнем электронном уровне Nа натрий 1 электрон, который легко oтдают в химических реакциях К калий Валентность 1 Rb рубидий При отдаче электрона Cs цезий образуют катион с зарядом +1 Fr франций (Nа +, K +, Rb + ) Активность увеличивается
3 ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Мягкие (режутся ножом, кроме лития) Легкие ( = 0,53г/см 3 - литий) ( = 2,44г/см 3 – цезий) Легкоплавкие (27°С – цезий, 98°С – натрий ) Хранят под слоем керосина
4 Химические свойства I.Взаимодействие с кислородом а) 4 Li +О 2 = 2 Li 2 О – оксид лития б) 2 Na + О 2 = Na 2 O 2 – пероксид натрия (твердые вещества) t°t° t°t°
5 2. Взаимодействие с водородом (гидриды) а) 2 Li +Н 2 = 2 LiН – гидрид лития б) 2 Na + Н 2 = 2 NaН – гидрид натрия (твердые вещества) t°t° t°t°
6 3. Взаимодействие с галогенами (образуются соли) C фтором (F 2 ) образуются фториды (NaF, KF, RbF. ) С хлором (Cl 2 ) образует хлориды (LiCl, КCl, СsCl. ) C бромом (Br 2 ) образуются бромиды (NaBr, KBr, RbBr. ) Пример: 2 Li +Cl 2 = 2 LiCl – хлорид лития
7 4. Взаимодействие с азотом (нитриды) Li +N 2 = Li 3 N – нитрид лития ОВР: Li 0 +N 2 0 = Li 3 + N -3 Полуреакции: Li 0 – 1 е - Li окисление N е - 2 N восстановление 6 Li +N 2 = 2 Li 3 N I III Вос-ль Ок-ль 6
8 5. Взаимодействие с серой (образуются соли - сульфиды) а) 2 Li +S = Li 2 S – сульфид лития б) 2 Na + S = Na 2 S – сульфид натрия
9 6. Взаимодействие с водой С водой щелочные металлы реагируют бурно, с выделением водорода и образованием щелочей: 2 Na +2Н 2 O = 2NаОН + H 2
10 Оксиды щелочных металлов имеют формулу Ме 2 O (Li 2 О, Na 2 O) – это основные оксиды Оксиды растворимы в воде, при реакции с водой образуют щелочи – растворимые в воде основания (гидроксиды КОН, CsOH и т.д.): K 2 O + H 2 O = 2 КОН
11 Оксиды и гидроксиды щелочных металлов взаимодействуют а) с кислотными оксидами б) с кислотами (oбразуются соль и вода) Примеры: a) Na 2 O + SO 2 = Na 2 SО 3 2NaОН + SO 2 = Na 2 SО 3 + H 2 O б) K 2 O + H 2 SO 4 = К 2 SО 4 + H 2 O 2 КОН + H 2 SO 4 = К 2 SО H 2 O
12 II ГРУППА (главная подгруппа) – ПОДГРУППА БЕРИЛЛИЯ Эти металлы немного уступают по своей активности щелочным металлам Be бериллий На внешнем электронном уровне 2 электрона Mg магний Са кальций Валентность II Sr cтронций при отдаче 2-х электронов Ва барий образуют катионы Ra радий с зарядом +2 (Sr 2+ ) Щелочно- земельные металлы
13 ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Легкие серебристо-белые металлы (Sr – с золотистым оттенком) Самый мягкий - барий Хранят под слоем керосина только щелочноземельные металлы
14 Химические свойства I. Взаимодействие с кислородом ( образуются оксиды) Оксиды имеют формулу МеО (МgО, ВаО), образуются при окислении металлов кислородом воздуха при комнатной температуре, а у бериллия и магния при нагревании. 2 Са + О 2 = 2 СаО – оксид кальция
15 2. Взаимодействие с водородом (гидриды) а) Mg +Н 2 = MgН 2 – гидрид магния б) Вa + Н 2 = ВaН 2 – гидрид бария (твердые вещества) t°t° t°t°
16 3. Взаимодействие с галогенами (образуются соли) C фтором (F 2 ) образуются фториды (СaF 2, ВеF 2. ) С хлором (Cl 2 ) образует хлориды (ВаCl 2, SrCl 2. ) C бромом (Br 2 ) образуются бромиды (CaBr 2, MgBr 2. ) Пример: Ca +Cl 2 = CaCl 2 – хлорид кальция
17 4. Взаимодействие с азотом (нитриды) 3 Mg +N 2 = Mg 3 N 2 – нитрид магния II III
18 5. Взаимодействие с серой (образуются соли - cульфиды) а) Са +S = СаS – сульфид кальция б) Вa + S = ВaS – сульфид бария II
19 6. Взаимодействие с водой Be не взаимодействует, Мg при нагревании. Остальные металлы при обычных условиях: Ва + 2Н 2 О = Ва(ОН) 2 + Н 2 7. Взаимодействие с кислотами Реагируют очень активно: Mg +2HCl = МgСl 2 + H 2.
20 Оксиды имеют формулу МеО (МgО, ВаО), Все оксиды – основные (кроме ВеО - амфотерный) Оксиды реагируют с водой, образуя основания (кроме ВеО) : СаО + Н 2 O = Са(OН) 2 Оксиды и гидроксиды бериллия и магния в воде плохо растворимы Са(OН) 2, Sr(OН) 2, Bа(OН) 2 - щелочи
21 Оксиды и гидроксиды взаимодействуют с кислотами (oбразуются соль и вода) Примеры: a) CaO + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O Ca(ОН) 2 + 2HNO 3 = Ca(NО 3 ) 2 + 2H 2 O б) MgO + H 2 SO 4 = MgSО 4 + H 2 O Mg(ОН) 2 + H 2 SO 4 = MgSО H 2 O
Общая характеристика металлов IА группы ПСХЭ Д.И. Менделеева
1. Общая характеристика металлов IА группы ПСХЭ Д.И.Менделеева
2. Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева
I
I
1
H
II
2
Li
III
3
Na
4
K
IV
5
6
V
7
8
VI
9
VII
10
II
Группы элементов
IV
V
VI
III
VII
VIII
He
Щелочные металлы
1
1.00797
Водород
6,939
3
Литий
19 Ca
39.102
Cu
63.546
37
85.47
Ag
107.868
Серебро
Cs
Цезий
79
Au
196.966
Золото
Fr
Франций
65.37
Цинк
38
87.62
Стронций
Sс
44.956
Скандий
Иттрий
112.41
Кадмий
Индий
56 57
137.34
Барий
Ртуть
200.59
Радий
Ac
227.028
Актиний
Ti
47.90
Zr
91.224
Цирконий
Hf
178.49
Гафний
Свинец
Rf
[261]
Резерфордий
O
8
15.996
Кислород
15 S
Фосфор
V
23
50.942
Ванадий
33
74.9216
Мышьяк
41
Nb
92.906
Ниобий
73
Ta
180.9479
Тантал
83
208.98
Висмут
105
Db
[262]
Дубний
F
фтор
16 Cl
32,064
Сера
Cr
24
51.996
Хром
Se
34
78.96
Селен
42
Mo
95.94
Молибден
51 Te
121.75
Сурьма
82 Bi
207.2
7
14.0067
30,9738
50 Sb
118.71
Олово
104
Азот
32 As
72.59
Германий
72
N
14 P
28,086
Титан
81 Pb
204.383
Таллий
88 89
[226]
La
138.81
Лантан
Hg Tl
80
22
49 Sn
114.82
12,011
Кремний
39 40
88.9059
6
Углерод
31 Ge
69.72
Галлий
Y
C
13 Si
26,9815
Алюминий
Cd In
48
87 Ra
[223]
5
10 .811
Zn Ga
30
55 Ba
132.905
Бор
20 21
40,08
Кальций
Sr
В
12 Al
24,312
Магний
Рубидий
47
4
9,012
11 Mg
Медь
Rb
Be
22,988
Калий
29
Гелий
Вериллий
Натрий
2
Теллур
74
52
127.60
W
183.85
Вольфрам
Po
25
Br
Бром
43
Sg
[263]
Сиборгий
10
20,18
Неон
18
Аргон
54.938
Железо
35 Kr
79.904
Tс
99
75
126.904
Re
186.2
Рений
Криптон
44
Астат
107
58.933
Кобальт
Ru 45 Rh
101.07
102.905
Родий
[262]
46
Pd
106.4
Палладий
54
Ксенон
131,3
Os 77 Ir 78 Pt
190.2
192.2
Осмий
Иридий
86
Радон
[222]
Bh 108 Hs 109 Mt
Борий
58.71
Никель
83,8
Рутений
76
Co 28 Ni
36
85 Rn
210
27
55.847
53 Xe
Иод
39,948
Mn 26 Fe
Технеций
I
Ne
17 Ar
35,453
Марганец
84 At
208.982
Полоний
106
Хлор
9
18.9984
4,003
[265 ]
Хассий
[266 ]
Мейтнерий
195.09
Платина
Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева
I
1
II
2
Li
III
3
Na
4
K
6,939
V
VI
11
Электроотрицательность
уменьшается
Металлические свойства
усиливаются
Радиус атома
увеличивается
22,9898
Натрий
19
39.102
Калий
Rb
37
85.47
Рубидий
Cs
55
132.905
Цезий
9
VII
10
VIII
В главной подгруппе:
Литий
7
8
VII
3
5
6
III
Щелочные металлы
I
IV
II
Группы элементов
IV
V
VI
Fr
87
[223]
Франций
Изменение свойств группе
Увеличиваются
восстановительные
свойства (способность
отдавать электроны)
Уменьшается
прочность химической
связи металл – металл
Уменьшается
температура плавления,
температура кипения
03.12.2017
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
4
5. Строение атомов щелочных металлов
СТРОЕНИЕ АТОМОВ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
Строение внешнего энергетического уровня
1
ns
степень окисления +1.
6. ОТКРЫТИЕ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
• Литий был открыт
шведским химиком Й.
Арфведсоном в 1817 г.
• И назван литием (от
греч. литос – камень)
поскольку эта щелочь
впервые была
найдена в "царстве
минералов" (камней)
Арфведсон
Юхан Август
(12 .01.1792 г. –
28 .10.1841 г.)
6
7. ОТКРЫТИЕ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
• Натрий и калий были впервые получены
английским химиком и физиком Г. Дэви в
1807 г. при электролизе едких щелочей
Й. Берцелиус предложил назвать один
новый элемент натрием (от араб. натрун
– сода), а второй элемент калием (от
араб. алкали – щелочь)
Гемфри Дэви
(1778 – 1829)
7
Эти металлы получили
название щелочных, потому
что большинство их
соединений растворимы в
воде.
По-славянски
«выщелачивать» означает
«растворять», это и
определило название данной
группы металлов
03.12.2017
8
9. Физические свойства
Li
литий
цезий
Все металлы этой подгруппы имеют
серебристо-белый цвет (кроме
серебристо-жёлтого цезия).
калий
натрий
рубидий
10. Франций
• радиоактивный щелочной
металл
• В природе не существует в таких
количествах, которые достаточны
для изучения его свойств.
• Микроскопические количества франция223 и франция-224 могут быть
химически выделены из минералов урана
и тория. Другие изотопы франция
получают искусственным путём с
помощью ядерных реакций.
11. Физические свойства
12. Физические свойства
• Из-за высокой химической активности
щелочных металлов по отношению
к воде, кислороду, и иногда даже
и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина.
Нахождение в природе
Как очень активные металлы, они
встречаются в природе только в
виде соединений.
Натрий и калий широко
распространены в природе в виде
солей.
Соединения других щелочных
металлов встречаются редко.
19. Химические свойства
20. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОРОДОМ:
Щелочной металл на воздухе легко
окисляется до оксида натрия.
2Na + O2 = Na2O
При горении на воздухе или в кислороде
образуются пероксиды:
2Na + O2 = Na2O2(пероксид натрия)
K + O2 = K2O2(пероксид калия)
21. Химические свойства
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Реакции с неметаллами :
2Li + Cl2 = 2LiCl(галогениды)
2Na + S = Na2S(сульфиды)
2Na + H2 = 2NaH(гидриды)
6Li + N2 = 2Li3N(нитриды)
2Li + 2C = 2Li2C2(карбиды)
23. С кислотами:
Получение щелочных металлов
Электролиз расплавов соединений
щелочных металлов:
2МеCl = 2Ме + Cl2
4МеOH = 4Ме + 2Н2О + О2
25. Окраска пламени ионами щелочных металлов
Качественная реакция на катионы щелочных металлов окрашивание пламени в следующие цвета:
Li+
карминовокрасный
K+
Na+
желтый
Cs+
фиолетовый
03.12.2017
25
26. Оксид натрия
28. ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДОВ
Чистый оксид натрия получить
непосредственным окислением натрия
нельзя, так как образуется смесь,
состоящая из 20 % оксида натрия и
80 % пероксида натрия.
ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДОВ
1) Для получения оксидов натрия и калия
нагревают смеси гидроксида, пероксида
или надпероксида с избытком металла в
отсутствие кислорода:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
2) Прокаливанием
гидрокарбоната натрия:
2NаНСO3 = Na2O + Н2O + 2СO2
Щёлочи
• Общая формула – МеОН
• Белые кристаллические вещества,
гигроскопичны, хорошо растворимы в
воде (с выделением тепла). Растворы
мылкие на ощупь, очень едкие.
NaOH – едкий натр
КОН – едкое кали
LiOH - гидроксид лития
Основные свойства усиливаются в ряду:
LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH
31. Едкий натр (гидроксид натрия) NaOH
32. Едкое кали (гидроксид калия) КOH
35. Химические свойства
Они участвуют во всех реакциях,
характерных для оснований —
реагируют с
кислотами,
кислотными и амфотерными оксидами,
амфотерными гидроксидами
с солями :
Химические свойства
1.С кислотами
Основание + кислота = Соль + вода
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Реакцию между кислотой и
основанием, в результате которой
образуется соль и вода, называются
реакциями нейтрализации
Химические свойства
2. С кислотными оксидами
Щёлочь + кислотный оксид = соль + вода
(р-ция обмена)
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
Р2О5 + 6КОН = 2К3РО4 + 3Н2О
38. 3. С амфотерными гидроксидами:
Химические свойства
4. С солями
Щёлочь + соли = (новое)основание +
(новая) соль.
NaOH + CuSO4 = Na2SO4+ 2 Cu(OH) 2 ↓
40. Соли натрия
Na2CO310H2O – кристаллическая
сода используется в
стекольном производстве,
мыловарении, в производстве
стиральных и чистящих
порошков.
NaHCO3 Гидрокарбонат
натрия (другие
названия: питьевая сода(E500), пищевая
сода, бикарбонат
натрия, натрий
двууглекислый) —
кристаллическая соль.
41. Цезий - самый активный металл на Земле!
42. Значение и роль калия в организме
• Натриий и калий отвечают за нормальный
водный баланс в организме. От этого
зависит работа сердца, а также
деятельность нервов и мышц.
• Калий уменьшает отёки и стимулирует
выработку необходимых ферментов.
43. источники натрия
44. источники калия
Калий содержится в продуктах растительного
происхождения: фруктах, овощах,
картофеле, бобовых и злаковых культурах.
• Мыла – это натриевые или калиевые соли
высших жирных кислот, гидролизующихся в
водном растворе с образованием кислоты и
щелочи.
46. Рубидий
• Играет немалую роль в организме и
оказывает такое влияние:
• оказывает антигистаминное воздействие
(борется с воздействием аллергенов);
• ослабляет воспалительные процессы в
клетках и организме в целом;
• оказывает успокаивающее воздействие
• Изотопы Rb(87) и Cs(137) - при лечении
злокачественных опухолей.
47. повторим:
ПОВТОРИМ:
Наиболее выраженные металлические свойства проявляет:
? алюминий
? натрий
? магний
? бериллий
? железо
Активнее других реагирует с кислородом.
? алюминий
? серебро
? цинк
? барий
При комнатной температуре вытесняет водород из воды.
? медь
? железо
? литий
? цинк
Калий взаимодействует с водой с образованием. и
.
? соли
? водорода
? щелочи
? оксида калия
В химических реакциях атом алюминия - .
? окислитель
? восстановитель
? окислитель и восстановитель
? не отдает и не принимает электроны
Читайте также: