Щелочные металлы распространение в природе

Обновлено: 24.04.2024

Урок на тему: Щелочные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Важнейшие соединения. Применение.

1. изучить характерные особенности электронного строения атомов металлов;

2. обратить внимание на восстановительные свойства.металлов, их химическую активность с позиции электронного строения;

3. сформулировать понятие взаимосвязи строения кристаллических металлических решеток и физических свойств.

Оборудование и реактивы: химическая посуда, вода, металлический натрий, спички, раствор соляной кислоты, периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

1-я УЧЕНИЦА .

"Алхимию постигнуть каждый рад:

Безумный идиот, старик и юный фат,

Портной, старуха, юркий адвокат,

Монах плешивый, пастырь и солдат ".

2-я УЧЕНИЦА (рассказывает и пишет общую характеристику щелочных металлов). Щелочные металлы — литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций — находятся в главной подгруппе I группы периодической системы Д.И.Менделеева. Практически наиболее важными из них являются натрий и калий. j (Приводятся схемы строения атомов натрия и калия.)

Размещение электронов по орбитам

3- Й УЧЕНИК . Немного истории. В ноябре 1807 г. в Лондоне Гемфри Дэви на заседании Королевского общества объявляю об открытии им новых элементов —натрия и k алия. Выявить эти элементы удалось с помощью электрического тока. Дэви первым изучил свойства Na и К, указав на воспламеняемость паров Na на воздухе. Выделение щелочных металлов было выдающимся открытием в химии. Никто не знал, какую пользу могут принести эти мягкие и очень активные металлы.

1-я УЧЕНИЦА . Почему они "едкие"? Едкими щелочами называют хорошо растворимые в воде гидроксиды. Важнейшие из них NaOH и КОН - это белые, непрозрачные, твердые кристаллические вещества, растворяющиеся в воде с выделением большого количества теплоты. В водных растворах диссоциированы и являются сильными щелочами. Водные растворы гидроксидов натрия и калия поглощают оксид углерода:

или в ионном виде:

ОН ֿ + СО2 = НСО3 ֿ

2ОН ־ + СО2 = СО3 + Н2О

В твердом состоянии на воздухе NaOH и КОН поглощают влагу, благодаря чему используются как осушители.

2-я УЧЕНИЦА . По распространению на нашей планете натрий занимает шестое место среди всех элементов. Природные соединения натрия — это полевые шпаты, мирабилит, бура, нефелин и ультрамарин. Неудивительно, что с соединениями натрия наши предки познакомились очень давно. Первобытному человеку хлорид натрия был так же необходим, как и современному. В Ветхом Завете упоминается некое вещество "нетер ", употреблявшееся, по современной терминологии, как моющее средство. Скорее всего "нетер" — это сода, которая образовалась в соленых озерах с известковыми берегами. Это же вещество под названием "нитрон" встречается позже у греческих авторов. Аристотель, а затем Плиний Старший, упоминая это вещество, н a зывал его "нитрум". Арабские алхимики вместо "нитрум "употребляли термин "натрун ", от которого и происходит современное название "натрий".

В XVIII в. химикам было уже известно много различных соединений натрия. Соли натрия широко применяются в медицине. Хотя о соединениях натрия знали очень много, сам элемент вплоть до XIX в. открыт не был. Слишком активен этот металл, чтобы его можно было выделить традиционными химическими способами.

3-й УЧЕНИК . Калий - химический элемент [группы периодической системы элементов Д.И.Менделеева — принадлежит к подгруппе щелочных металлов. Имеет три изотопа. Человечество знакомо с калием более полутора веков. В лекции, прочитанной в Лондоне в ноябре 1807 г., Дэви сообщил, что при электролизе едкого калия был получен маленький шарик с сильным металлическим блеском.

Калий замечательный металл, один из самых активных, плавает в воде, "вскипает " со взрывом и горит, окрашивая пламя в фиолетовый цвет. Кроме того, калий незаменим для всего живого и примечателен, как "меченый " металл. Обратим внимание: его атомный номер 19, относительная атомная масса 39, на внешнем электронном слое один электрон, степень окисления +1. Как считают химики, именно этим объясняется его исключительная распространенность в природе. Калий входит в состав нескольких сотен минералов, находится в почве, растениях, организмах людей и животных.

4-я УЧЕНИЦА. Некоторые примеры нахождения натрия и калия в природе представлены в таблице.

§ 14. Щелочные металлы

Строение и свойства атомов. Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы (IA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева: литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Франций — редкий радиоактивный элемент.

На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются очень сильными восстановителями. Во всех своих соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления +1. Восстановительные свойства их усиливаются при переходе от Li к Cs, что связано с увеличением радиусов их атомов.

Это наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у них особенно ярко.

Щелочные металлы — простые вещества. Серебристо-белые мягкие вещества (режутся ножом), с характерным блеском на свежесрезанной поверхности (рис. 48). Все они лёгкие и легкоплавкие, причём, как правило, плотность их возрастает от лития к цезию, а температура плавления, наоборот, уменьшается (рис. 49).

Щелочные металлы активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами. Используя общее обозначение для металлов М, запишем в общем виде уравнения реакций щелочных металлов с неметаллами — водородом, хлором и серой:

При взаимодействии с кислородом натрий образует не оксид, а пероксид:

И только литий образует оксид при взаимодействии с кислородом:

Как вы уже знаете, все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой, образуя щёлочи и восстанавливая воду до водорода (рис. 50 и 51):

Скорость взаимодействия щелочного металла с водой будет увеличиваться от лития к цезию (почему?).

Соединения щелочных металлов. В свободном виде в природе щелочные металлы не встречаются из-за своей исключительно высокой химической активности. Некоторые их природные соединения, в частности соли натрия и калия, довольно широко распространены, они содержатся во многих минералах, растениях, природных водах.

Рассмотрим основные соединения щелочных металлов на примере соединений натрия и калия — наиболее важных представителей этой группы элементов.

Оксиды М₂O — твёрдые вещества. Имеют ярко выраженные основные свойства: взаимодействуют с водой, кислотами и кислотными оксидами (запишите уравнения соответствующих реакций).

Оксиды натрия Na₂O и калия К₂O получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами, например:

Гидроксиды МОН — твёрдые белые вещества. Очень гигроскопичны. Хорошо растворяются в воде с выделением большого количества теплоты. Их относят к щелочам, они проявляют ярко выраженные свойства сильных растворимых оснований: взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, солями, амфотерными оксидами и гидроксидами (запишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах). Гидроксиды щелочных металлов образуются при взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой (запишите уравнения соответствующих реакций).

Гидроксид натрия NaOH в технике известен под названиями едкий натр, каустическая сода, каустик. Техническое название гидроксида калия КОН — едкое кали.

Оба гидроксида — NaOH и КОН — разъедают ткани и бумагу, поэтому их называют также едкими щелочами.

Едкий натр применяют в больших количествах для очистки нефтепродуктов, в бумажной и текстильной промышленности, для производства мыла и волокон. Едкое кали дороже и применяется реже. Основная область его применения — производство жидкого мыла.

Соли щелочных металлов — твёрдые кристаллические вещества ионного строения. Почти все соли натрия и калия растворимы в воде. Наиболее важные их соли — карбонаты, сульфаты и хлориды.

Na₂CO₃ — карбонат натрия, образует кристаллогидрат Na₂CO₃ • 10Н₂O, известный под названием кристаллическая сода, которую применяют в производстве стекла, бумаги, мыла. Это средняя соль.

Вам в быту более известна кислая соль — гидрокарбонат натрия NaHCO₃ (пищевая сода), которую применяют в пищевой промышленности, в медицине.

К₂СO₃ — карбонат калия, техническое название — поташ, используют в производстве жидкого мыла и для приготовления тугоплавкого стекла, а также в качестве удобрения.

Na₂SO₄ • 10H₂O — кристаллогидратат сульфата натрия, техническое название — глауберова соль, применяют для производства соды и стекла и в качестве слабительного средства.

NaCl — хлорид натрия, или поваренная соль, хорошо известен вам из курса 9 класса. Хлорид натрия является важнейшим сырьём в химической промышленности, широко применяется в быту (рис. 52).

Ионы натрия и калия очень важны для живых организмов: Na + — главный внеклеточный ион, содержится в крови и лимфе, а К + — основной внутриклеточный ион. Они выполняют разные функции в организме, но предпочитают «работать» вместе. Соотношение концентраций этих ионов регулирует давление крови в живом организме; обеспечивает перемещение растворов солей из корней в листья растений.

Калий поддерживает работу сердечной мышцы, поэтому нехватка калия в организме отрицательно сказывается на здоровье человека. Калий необходим растениям, при его недостатке снижается интенсивность фотосинтеза.

Взрослый человек должен в сутки потреблять с пищей 3,5 г калия. С помощью соединений калия можно устранять отёки. В этом случае нужно увеличить потребление калия до 5 г в сутки.

Больше всего калия содержат курага, соя, фасоль, зелёный горошек, чернослив, изюм и некоторые другие продукты (рис. 53).

Соли калия широко используют в сельском хозяйстве в качестве калийных удобрений.

Соли натрия, как и сам натрий, окрашивают пламя в жёлтый цвет, а калий и его соли — в розово-фиолетовый. Проведём лабораторный опыт.

Открытие щелочных металлов. Литий был открыт шведским химиком А. Арфведсоном в 1817 г. и по предложению Й. Берцелиуса назван литием (от греч. литое — камень), так как, в отличие от калия, который до тех пор находили только в золе растений, он был обнаружен в камне.

Натрий и калий были впервые получены английским химиком и физиком Г. Дэви в 1807 г. при электролизе едких щелочей. Й. Берцелиус предложил назвать элемент № 11 натрием (от араб, натрун — сода), а элемент № 19 по предложению У. Гилберта получил название «калий» (от араб, алкали — щёлочь).

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.

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

2. Вычислите объём водорода (н. у.), который может быть получен при растворении в воде 11,5 г натрия, содержащего 2% примесей, если выход водорода составляет 95% от теоретически возможного.

3. Прочитайте сочинение, написанное ученицей 9 класса 531-й школы Москвы Наташей Фроловой (1991).

В большом семиэтажном доме, в подъезде щелочных металлов, на втором этаже жил Литий — самый лёгкий и беззаботный металл. Он, как и все щелочные металлы, очень активно взаимодействовал с кислородом, неметаллами, водородом и водой. Как и все, защищался от кислорода, но носил не керосиновую, а вазелиновую «шубу», так как был очень лёгким и всплывал в керосине.

Но всё же Литий не был во всех отношениях похожим на своих собратьев: он был добр, щедр и прост. Он с охотой отдавал свои электроны и кислороду, и азоту, и многим другим элементам. Из-за этих-то особенностей Литий страдал, так как другие щелочные металлы, особенно такие хитрые, как Калий и Натрий, не давали ему прохода. Дело было в том, что, когда щелочные металлы горели в кислороде, каждые их два атома отдавали одной молекуле Кислорода два своих электрона — каждому атому по одному. Остальные электроны они припрятывали до поры до времени. Литий же был честен — отдавал молекуле Кислорода в два раза больше электронов, чем остальные металлы: на четыре атома Лития — четыре электрона. Да и с Азотом Литий взаимодействовал спокойно, при обычной температуре, не то что другие — при нагревании.

И решили Натрий и Калий допытаться у Лития: почему он так поступает? Нет ли в его поведении каких-либо скрытых выгод?

Спрашивает Натрий: «Почему ты, брат Литий, все свои электроны Кислороду отдаёшь? Не лучше ли делать так, как мы?» Отвечал Литий: «Я всегда рад помочь другим, не то что вы — жадничаете. Я рад, что в моём оксиде Кислород имеет свою обычную степень окисления —2, не то что -1 в ваших странных, ни на что не похожих пероксидах». Сказал так и ушёл восвояси. Долго стояли Натрий и Калий в раздумье, но так ничего и не поняли. И сейчас с Кислородом продолжают пероксиды образовывать. А оксиды состава М₂O дают лишь тогда, когда их силой заставят, т. е. создадут соответствующие условия — нагреют пероксид (Na₂O₂) с таким же металлом-«жадиной» (Na)».

Какие химические понятия использовала в художественной форме Наташа?

4. Напишите сочинение о щелочных металлах, положив в основу сюжета превращения этих металлов или какой- либо один химический процесс.

5. В 100 г кураги содержится 2,034 г калия. Сколько граммов кураги нужно съесть, чтобы получить суточную норму калия?

Урок №49. Щелочные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства

К щелочным металлам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций .

Нахождение в природе

Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. Но из-за высокой химической активности они встречаются только в виде соединений: Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr - искусственно полученный элемент.

Основными источниками лития, натрия, калия являются:

NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит

Na ₂ SO ₄ • 10H ₂ O – глауберова соль (мирабилит)

NaNO ₃ – чилийская селитра

KCl • NaCl – сильвинит

KCl • MgCl ₂ • 6H ₂ O – карналлит

K ₂ O • Al ₂ O ₃ • 6SiO ₂ – полевой шпат (ортоклаз)

Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

В кристаллическом состоянии все они имеют объёмно-центрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность.

Все щелочные металлы имеют небольшую плотность, самый легкий металл – литий, его плотность составляет всего 0,53 г/см 3 .

Металлы имеют достаточно низкие температуры плавления и кипения, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается.

Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.

Некоторые физические свойства щелочных металлов приведены в таблице.

Электронное строение атомов

На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns 1 . Поэтому для всех металлов группы IA характерна степень окисления +1.

Этим объясняется сходство свойств всех щелочных металлов.

Для них (сверху вниз по группе) с увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается, и восстановительная активность увеличивается.

Химические свойства

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1.

Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде.

Гидроксиды ROH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. Продукты сгорания чаще всего пероксиды R ₂ O ₂ .

С водородом образуют солеобразные гидриды RH.

Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs

РЕАКЦИИ С ПРОСТЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ

1. Реакция с кислородом:

Для получения оксида из пероксида (надпероксида) щелочного металла:

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

2. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl ₂ → 2LiCl -1 (галогениды)

2Na + S → Na ₂ S -2 (сульфиды)

2Na + H ₂ → 2NaH -1 (гидриды)

6Li + N ₂ → 2Li ₃ N -3 (нитриды)

2Li + 2C → Li ₂ C ₂ -1 (карбиды)

РЕАКЦИИ СО СЛОЖНЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H ₂ O → 2NaOH + H ₂

2Li + 2H ₂ O → 2LiOH + H ₂

2. Реакция с кислотами - неокислителями (H ₂ S, H ₃ PO ₄ , H ₂ SiO ₃ и др., исключение – HNO ₃ ) :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H ₂

3. C кислотами-окислителями образуются три продукта-водород не вытесняется:

8Na + 5 H ₂ SO ₄ (конц.) = 4Na ₂ SO ₄ + H ₂ S↑ + 4H ₂ O,

8Na + 10 HNO ₃ (конц.) = 8NaNO ₃ + N ₂ O↑ + 5H ₂ O,

8Na + 9 HNO ₃ (разб.) = 8NaNO ₃ + NH ₃ ↑ + 3H ₂ O,

8Na + 10 HNO ₃ (оч. разб.) = 8NaNO ₃ + NH ₄ NO ₃ + 3H ₂ O

4. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

K + , Rb + и Cs + – фиолетовый

Получение

Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:

Щелочные металлы распространение в природе

Происхождение названий щелочных металлов

Li (1817) лат. " литос" - камень

Na (1807) араб. "натрум" -сода

К (1807) араб. "алкали" - щелочь

Rb (1861) лат. "рубидус" - темно-красный

Cs (1860) лат. "цезиус" - небесно-голубой

Fr (1939) от названия страны Франция.

Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr- искусственно полученный элемент

Свойства щелочных металлов

Строение атомов щелочных металлов. С увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается:

Физические свойства

Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мяхкие, режутся ножом.

Металл Цвет t_пл, °C t_кип, °C Плотность, г/см 3 Твердость

Любому читателю неприятно видеть в тексте ошибки и опечатки.

(ошибаться я буду почти каждый день)

(орфографическую ошибку ищите в тексте урока, я их исправляю и опять ошибаюсь)

Если Вы хорошо изучили эту часть урока,ответьте на 5 вопросов теста + ошибка

свойства ЩМ

2 часть урока,изучите и пришлите ответы на второй тест

Химические свойства щелочных металлов

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

Взаимодействие щелочных металлов с водой.mp4

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂

3. Реакция с кислородом:

K + O₂ → KO₂ (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

4. В реакциях з другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl₂ → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na₂S (сульфиды)

2Na + H₂ → 2NaH (гидриды)

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвита:

Li + – карминово-красный цвет

Na + – желтый цвет

K + , Rb + и Cs + – фиолетовый цвет

Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCl=2Na+Cl₂

Применение щелочных металлов

Литий - подшипниковые сплавы, катализатор

Натрий - газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах

Цезий – фотоэлементы

Щелочные металлы. Нахождение в природе. Физические и химические свойства.

Цель урока: рассмотреть положение щелочных металлов в ПСХЭ, их нахождение в природе, физические и химические свойства; развивать умение наблюдать, сравнивать, анализировать, делать предположения и выводы; воспитывать ответственное отношение к учебе.

Задачи урока:

Образовательные:

- создать условия для получения учащимися знаний о положении щелочных металлов в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, физических и химических свойствах щелочных металлов, нахождении в природе и значимости металлов в жизни человека.

Развивающие:

- способствовать развитию у учащихся логического мышления, умения анализировать и сравнивать, работать с дополнительной информацией.

Воспитательные:

- содействовать формированию представлений о причинно-следственных связях и отношениях, вырабатывать стремление к коллективизму, формировать мировоззренческое понятие о познаваемости природы.

Планируемые результаты

- знать нахождение щелочных металлов в природе;

- знать физические и химические свойства щелочных металлов;

- уметь составлять уравнения реакций в соответствие с химическими свойствами щелочных металлов.

- формировать уважительное отношение к чужому мнению;

- формировать ответственное отношение к учению.

Метапредметные:

Коммуникативные:

- уметь слушать собеседника и вести диалог; уметь признавать возможность существования различных точек зрения.

Регулятивные:

- продолжить развитие умения планировать и регулировать свою деятельность, самостоятельно планировать пути достижения цели.

Познавательные:

- умение определять понятия, устанавливать аналогии, строить логические заключения и делать выводы.

Тип урока: урок изучения нового материала

Оборудование: спиртовка, ложки для сжигания веществ.

Реактивы: соли Na и K

I Организационный момент

II Актуализация опорных знаний учащихся.

III Мотивация учебной деятельности

1. Как называются элементы 1 группы главной подгруппы. Перечислите их. (Щелочные металлы; Li; Na; K; Rb; Cs; Fr)

Fr - радиоактивный металл, наиболее долгоживущий изотоп его имеет период полураспада 22 минуты.

2.Составьте электронные и графические формулы щелочных металлов? Li; Na; K( Na )₂)₈)₁ K )₂)₈)₈)₁)

3.Чем отличаются и что общего в строении этих элементов?

(Разный атомный радиус; одинаковое число валентных электронов на последнем слое – 1 e ).

4. Какую степень окисления будут иметь щелочные металлы? (+1).

5. Какими свойствами обладают все металлы (восстановители).

Какова цель нашего урока?

IV Изложение нового материала

1.Положение щелочных металлов в ПСХЭ

К щелочным металлам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

Происхождение названий щелочных металлов

Li (1817) лат. " литос" - камень

Na (1807) араб. "натрум" -сода

К (1807) араб. "алкали" - щелочь

Rb (1861) лат. "рубидус" - темно-красный

Cs (1860) лат. "цезиус" - небесно-голубой

Fr (1939) от названия страны Франция.

Все они имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня, а, следовательно, сходные физические и химические свойства. В соединениях всегда одновалентны.

С увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается.

2.Нахождение в природе

Щелочные металлы в природе встречаются только в виде соединений.

Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr- искусственно полученный элемент.

Самостоятельная работа учащихся с учебником (стр.152, таблица 30)

Na₂SO₄ • 10H₂O – глауберова соль (мирабилит)

KCl • MgCl₂ • 6H₂O – карналлит

NaNO₃ – чилийская селитра

3. Натрий и калий – их биологическая роль и применение соединений натрия и калия в медицине.

Натрий и калий являются биогенными элементами, т.е. элементами, играющими важную роль в живых организмах, в частности, в организме человека.

Na+ – главный внеклеточный катион, участвует в создании мембранных потенциалов клеток, входит в состав плазмы крови. Общая масса его в организме - 100 г.

K+ – главный внутриклеточный катион, участвует в создании мембранных потенциалов клеток, участвует в поддержании сердечного ритма, регулирует водный режим. Общая масса в организме - 250 г.

В медицине находят широкое применение следующие соединения натрия и калия:

А) 0,9%-ный раствор NaCL является физиологическим раствором, используется для инъекций;

Б) пищевая сода NaНСO ₃ применяется как средство для понижения кислотности желудочного сока;

В) глауберова соль Na ₂ SO ₄ - известное слабительное средство.;

Г) раствор перманганата калия КМnО ₄ имеет способность убивать болезнетворные организмы, обладает антисептическими свойствами. Используют для полоскания слизистых оболочек горла, промывания желудка при пищевых отравлениях;

Д) соли калия входят в состав лекарственных препаратов, нормализующих сердечную деятельность.

3. Физические свойства

Щелочные металлы представляют собой вещества серебристо-белого цвета, которые быстро тускнеют на воздухе вследствие окисления. Для предотвращения контакта с воздухом и влагой во избежание взрывов и пожаров щелочные металлы хранят под слоем керосина в герметически закрытых сосудах, а литий в вазелине. Значит, эти вещества взрывоопасны. ЩМ хорошо проводят электрический ток, пластичны. Все щелочные металлы кроме лития очень мягкие, легко режутся ножом. Плотность металлов увеличивается с 0,53 г/см³ у лития до 2,44г/см³ у цезия. Плотность Li; Na; K меньше 1 г/см³, поэтому при внесении в воду они плавают на ее поверхности. Щелочные металлы легкоплавки: температура плавления понижается в подгруппе от 180 ⁰ С у лития до 28 ⁰ С у цезия.

Физкультминутка

Чтобы голова не болела,

Ей вращаем вправо-влево. (Вращение головой)

А теперь руками крутим –

И для них разминка будет. ( Вращение прямых рук вперед и назад)

Тянем наши ручки к небу,

В стороны разводим. (Потягивания – руки вверх и в стороны)

Плавно производим. (Повороты туловища влево и вправо)

Достаем руками пол. ( Наклоны вперед)

Потянули плечи, спинки,

А теперь конец разминке. (Дети садятся)

4.Химические свойства

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла. Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды. Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs

2 Na + 2 H ₂ O → 2 NaOH + H ₂

Б) Взаимодействие с кислотами:

В) Взаимодействие с кислородом:

4 Li + O ₂ → 2 Li ₂ O (оксид лития)

K + O₂ → KO₂ ( надпероксид калия )

Г) Взаимодействие с неметаллами

2Li + Cl₂ → 2LiCl ( галогениды )

2Na + S → Na₂S ( сульфиды )

2Na + H₂ → 2NaH ( гидриды )

ЛО № 10

Распознавание ионов натрия и калия.

Характерной для щелочных металлов является окраска, придаваемая каждым из них бесцветному пламени:

5. Получение

6. Применение щелочных металлов

Рубидий - научно-исследовательские работы

VI Закрепление

1. Выполните тестовые задания стр.155

2. Выполните упр. 5 стр. 155

VII Домашнее задание

Изучить § 43, выполнить упр. 4 стр. 155

VIII Рефлексия:

C какими трудностями вы столкнулись при изучении этой темы и как вы решили эту проблему?

Читайте также: