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:
Na2O2 + 2H2O (хол.) = 2NaOH + H2O2
При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:
2Na2O2 + 2H2O (гор.) = 4NaOH + O2↑
2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами.
Например, пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2↑
3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:
Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2
При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:
Щелочные металлы. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды щелочных металлов.
2Na2O2 + 2H2SO4 (разб.гор.) = 2Na2SO4 + 2H2O + O2↑
4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:
2Na2O2 = 2Na2O + O2↑
5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.
Например, пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:
Na2O2 + CO = Na2CO3
Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:
Na2O2 + SO2 = Na2SO4
2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O
Na2O2 + 2H2SO4 + 2NaI = I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
Na2O2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O
3Na2O2 + 2Na3[Cr(OH)6] = 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O
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:
5Na2O2 + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5O2 + 2MnSO4 + 8H2O + 5Na2SO4 + K2SO4
Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.
Например, натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Na2O + H2O → 2NaOH
2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2
Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2
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:
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH
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.
Химия 9 класс (Урок№23 — Щелочные металлы. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды.)
Например, гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:
3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O
2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O
KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O
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:
2NaOH(избыток) + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2 (избыток) → NaHCO3
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:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:
2KOH + 2NO2 + O2 = 2KNO3 + H2O
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:
2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O
в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:
2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]
Еще пример: гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:
NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]
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:
KOH + KHCO3 → K2CO3 + H2O
5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).
При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:
2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2
Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:
4NaOH + 2F2 → 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O
Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:
3KOH + P4 + 3H2O = 3KH2PO2 + PH3↑
2KOH(холодный) + Cl2 = KClO + KCl + H2O
6KOH(горячий) + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3H2O
Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:
6NaOH + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:
2KOH + Zn → K2ZnO2 + H2
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.
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:
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
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:
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3↑
Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.
Например, перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Источник: studfile.net
2. Оксиды и гидроксиды щелочных металлов
В ряду от оксида лития к оксиду цезия основные свойства усиливаются.
Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с:
Li 2 O + H 2 O = 2 LiOH ,
Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH ;
кислотными оксидами:
K 2 O + CO 2 = K 2 CO 3 ;
K 2 O + 2HCl = 2 KCl + H 2 O .
Гидроксиды
Щелочные металлы образуют основные гидроксиды (основания):
- (LiOH),
- (NaOH) (техническое название — едкий натр, или каустическая сода),
- (KOH) (техническое название — едкое кали),
- (RbOH),
- (CsOH).
Сила оснований увеличивается от гидроксида лития (LiOH) к гидроксиду цезия (CsOH).
Гидроксиды щелочных металлов являются сильными основаниями, растворимыми в воде. Общее их название — щёлочи .
Это белые кристаллические вещества.
Гидроксиды щелочных металлов проявляют все характерные свойства оснований, взаимодействуя с:
кислотными (и амфотерными) оксидами:
2 NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O ;
кислотами (и амфотерными гидроксидами):
KOH + HCl = KCl + H 2 O ;
2 NaOH + CuSO 4 = Cu ( OH ) 2 ↓ + Na 2 SO 4 .
Щёлочи образуются при взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой.
Гидроксиды натрия и калия имеют большое практическое значение. В промышленности их получают электролизом концентрированных водных растворов соответствующих хлоридов.
Источник: www.yaklass.ru
Оксиды щелочных металлов
Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см 3 .
Щелочные металлы
К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.
Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.
Общая характеристика
От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 1 :
- Li — 2s 1
- Na — 3s 1
- K — 4s 1
- Rb — 5s 1
- Cs — 6s 1
- Fr — 7s 1
Природные соединения
В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:
- NaCl — галит (каменная соль)
- KCl — сильвит
- NaCl*KCl — сильвинит
Получение
Получить такие активные металлы электролизом водного раствора — невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно — безводных):
NaCl → Na + Cl2↑ (электролиз расплава каменной соли)
Химические свойства
- Реакция с кислородом
Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий — пероксид, калий, рубидий и цезий — супероксиды.
K + O2 → KO2 (супероксид калия)
Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.
Li + H2 → LiH (в гидридах водород -1)
Na + F2 → NaF (в фторидах фтор -1)
Na + S → Na2S (в сульфидах сера -2)
K + N2 → K3N (в нитридах азот -3)
Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда — взрыв.
Na + H2O → NaOH + H2↑ (воду можно представить в виде HOH — натрий вытесняет водород)
- Окрашивание пламени
Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: «. в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет». Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.
Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий — в желтый, калий — в фиолетовый, рубидий — синевато-красный, цезий — синий.
Оксиды щелочных металлов
Имеют общую формулу R2O, например: Na2O, K2O.
Получение
Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:
В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:
Химические свойства
По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:
Li2O + H2O → LiOH (осн. оксид + вода = основание — реакция идет, только если основание растворимо)
Na2O + SO2 → Na2SO3 (обратите внимание — мы сохраняем СО серы +4)
Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:
Источник: studopedia.ru