Главная страница
Навигация по странице:

  • Оксид лития

  • Гидроксиды щелочных металлов

  • NaOH – гидроксид натрия

  • KOH - гидроксид калия (едкое кали)

  • Соединения s-элементов II группы Гидриды.

  • Биологическая роль s-металлов I группы

    		•

    Ответы на вопросы по химии. Д. И. Менделеева. Структура периодической системы


    Скачать 0.81 Mb.
    НазваниеД. И. Менделеева. Структура периодической системы
    Дата06.01.2019
    Размер0.81 Mb.
    Формат файлаdocx
    Имя файлаОтветы на вопросы по химии.docx
    ТипДокументы
    #62656
    страница4 из 16
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   16

    Большинство солей растворимо в воде. К нерастворимым относят LiCO 3, KClO 4, ЭCO 3, ЭSO 4, Э 3(PO 4) 2 (Э = Ca, Sr, Ba), некоторые ЭF 2.

    Оксиды, пероксиды, гипероксиды (супероксиды)


    Оксиды щелочных металлов (кроме Li2O) получают косвенно.

    Оксид лития- непосредственным взаимодействием лития с избытком кислорода:

    4Li + O22Li2O

    Оксид натрия. Без нагревания. При окислении натрия фактически идут две реакции:

    1. 2Na + O2Na2O2- быстро

    2. 4Na + O22Na2O - медленно

    При более высоких температурах (400 °С и 12,2 МПа) получается гипероксид натрия:

    Na2O2+ O22NaO2

    При более низкой температуре образуется смесь:

    Na2O; Na2O2; и NaO2.

    Оксид натрия можно получить сплавлением Na2O2с металлическим натрием в присутствии кислорода:

    Na2O2+ 2Na 2Na2O

    В отличие от лития и натрия, другие металлы этой подгруппы образуют при сгорании в избытке кислорода гипероксиды:

    K + O2=KO2 (или K2O4).

    Оксид калия получают аналогично оксиду натрия:

    K2O2+ 2K 2K2O (сплавление в присутствии О2),

    или по реакции: KO2+ 3K 2K2O.

    Кислородные соединения Rb и Cs по свойствам и по составу подобны соединениям калия.

    Оксиды Li2O и Na2O – бесцветны, K2O и Rb2O – желтые, Cs2O - оранжевый.

    Пероксиды и гипероксиды (супероксиды) щелочных металлов являются сильными окислителями:

    4KO2+ 2C2K2CO3+ O2

    Пероксид натрия применяют для отбеливания соломы, шерсти, шелка. Одно из важнейших свойств пероксидов - способность поглощать CO2и выделять кислород - используется в системах жизнеобеспечения в замкнутых помещениях (подводных лодках, космических кораблях):

    2Na2O2+ 2CO22Na2CO3+ O2

    Пероксиды s-элементов I группы взаимодействуют с кислотами с образованием пероксида водорода:

    Me2O2+ 2H+2Me++ H2O2.

    Растворяясь в воде, они подвергаются почти полному гидролизу:

    Na2O2+ 2H2O2NaOH + H2O2.

    Во влажном воздухе разлагаются:

    2Li2O22Li2O + O2.

    Гидроксиды щелочных металлов

    Гидроксиды щелочных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH - бесцветные кристаллические вещества, гигроскопичны и хорошо (за исключением LiOH) растворяются в воде с выделением тепла.

    Их называют щелочами. Водные растворы щелочей - сильные электролиты: MeOH Me++ OH-.

    NaOH – гидроксид натрия (едкий натр) - бесцветные, непрозрачные гранулы, пластинки или чешуйки, очень гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с сильным разогреванием раствора. Благодаря быстрому поглощению влаги NaOH, как и КОН, используется в твердом виде в качестве осушителей газов. Водный растворNаOH– сильное основание (щелочь). Гидроксид натрия является важным продуктом химической и фармацевтической промышленности, используется для получения лекарств, солей (Na2CO3;NaHCO3и др.), в производстве мыла, моющих средств и для других целей. Получают NaOH электролизом водного раствора хлорида натрия, или известковым методом:

    KOH - гидроксид калия (едкое кали)- это белая, гигроскопичная кисталлическая масса, хорошо растворяется в воде с сильным разогреванием. Многие свойства КОН такие же как у NaOH. Его применяют для получения солей, жидких мыл, моющих средств.

    Соли щелочных металлов

    Щелочные металлы образуют соли практически со всеми кислотами. В большинстве своем это бесцветные кристаллические вещества с ионной химической связью. В воде и в расплавах это сильные электролиты, большинство из них хорошо растворяется в воде. Галогениды щелочных металлов находят широкое применение в промышленности как исходные вещества для получения многих других соединений. NaCl используют как консервирующее средство; в производстве мыла, органических красителей, в керамической промышленности. Смесь NaCl со льдом в соотношении 3,5:1 понижает температуру до -21°С.

    Сульфатыs-элементов I группы - бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде. В их ионных кристаллических решетках находятся тетраэдрические ионы – SO42-.

    Сульфат натрия кристаллизуется с десятью молекулами воды: Na2SO410H2O (глауберова соль), обладает слабительным действием. Сульфат натрия применяется в производстве вискозного волокна, стекла, фармацевтических препаратов и др.

    Карбонаты- бесцветные кристаллические вещества, в их ионных кристаллических решетках находятся треугольные ионы -CO32-. Карбонаты щелочных металлов, кроме Li2CO3, который при нагревании разлагается до точки плавления:

    Li2CO3Li2O + CO2,

    плавятся без разложения при 800-900 °С и хорошо растворяются в воде.

    В водном растворе карбонаты взаимодействуют с CO2, образуя гидрокарбонаты, среди которых NaHCO3менее растворим в воде, чем гидрокарбонаты остальных щелочных металлов.

    При обычной температуре гидрокарбонаты устойчивы (LiHCO3в кристаллическом состоянии не известен), но при нагревании легко переходят в средние соли угольной кислоты:

    2MeHCO3Me2CO3+ CO2+ H2O

    Нитраты- бесцветные хорошо растворимые в воде кристаллические вещества, в их ионных кристаллических решетках находятся треугольные ионы – NO3-. Из всех нитратов только LiNO3образует кристаллогидрат: LiNO33H2O.

    NaNO3- белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворяются в воде.
    Соединения s-элементов II группы

    Гидриды. Гидриды Be и Mg термически менее устойчивы, чем LiH, но MgH2 более устойчив, чем гидрид алюминия. Гидриды щелочноземельных металлов имеют солеобразный характер, легко окисляются кислородом: MeH2+ O2Me(OH)2.

    Они - сильные восстановители, реагируют с водой:

    MeH2 + H2O  Me(OH)2 + H2

    Соединения с кислородом. При горении все s-металлы II группы (кроме бериллия) образуют оксиды:

    2Me + O22MeO

    Все оксиды порошкообразные вещества белого цвета, имеют солеобразный характер (ионный тип). Все оксиды имеют основной характер (кроме BeO - амфотерный), поэтому взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:

    MeO + 2H+  Me2+ + H2O

    CaO + SiO2 CaSiO3

    BeO реагирует с кислотами и щелочами:

    BeO + 2HCl + 3H2O [Be(H2O)4]Cl2

    BeO + 2KOH + H2O K2[Be(OH)4]

    BeO + 2KOH http://www.studfiles.ru/html/2706/596/html_8toobdazvx.nr_9/htmlconvd-zjaynr_html_4ea50e9.gifK2BeO2+ H2O

    Реакции оксидов с водой возможны лишь для щелочноземельных металлов:

    MeO + H2OMe(OH)2.

    BeO не реагирует с водой ни при каких условиях. Свежеприготовленный MgO растворяется в воде очень медленно, образуя щелочной раствор Mg(OH)2, а кристаллический MgO с ней не реагирует.

    Пероксиды.Общая формула - MeO2. Это соли пероксида водорода, имеющие ионную кристаллическую решетку.

    Получают MgO2согласно реакции:

    Mg(OH)2+ H2O2MgO2+ 2H2O

    Пероксид бария – BaO2 получают при нагревании BaO в присутствии O2:

    2BaO + O2http://www.studfiles.ru/html/2706/596/html_8toobdazvx.nr_9/htmlconvd-zjaynr_html_26b56db9.gif2BaO2

    BaO2- белый рыхлый порошок, плохо растворяется в воде, реагирует с кислотами:

    BaO2+ H2SO4BaSO4+ H2O2

    BaO2применяют для получения H2O2 в лабораторных условиях, в качестве катализатора крекинг-процесса, также для отбелки шелка, костей, соломы, перьев и т.д.

    SrO2- белый порошок, обладает такими же свойствами, что и BaO2. Его применяют в пиротехнике и для средств сигнализации.

    Гидроксиды щелочноземельных металлов и магния проявляют основной характер, возрастающий от Mg(OH)2к Ba(OH)2. Be(OH)2проявляет амфотерные свойства, растворяется в кислотах и щелочах с образованием аква- и гидрокcокомплекcов:

    Be(OH)2 + 2HCl + 2H2O  [Be(H2O)4]Cl2

    Be(OH)2 + 2NaOH  Na2[Be(OH)4]

    Mg(OH)2- слабое основание, проявляет только основные свойства. Остальные гидроксиды - сильные основания, но с невысокой растворимостью.

    Гидроксиды Be(OH)2и Mg(OH)2получают по обменным реакциям:

    MeCl2+ 2NaOHMe(OH)2+ 2NaCl

    Остальные гидроксиды: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2- взаимодействием оксидов с водой:

    MeO + H2OMe(OH)2

    Из всех гидроксидов наибольшее практическое применение нашел Ca(OH)2- гашеная известь, которая в форме раствора называется известковой водой. Она служит реактивом для обнаружения CO2:

    Ca(OH)2+ CO2CaCO3+ H2O

    При дальнейшем пропускании CO2 образуется раствор соли - гидрокарбоната кальция:

    CaCO3 + H2O + CO2  Ca(HCO3)2

    Ca(OH)2 применяют в производстве сахара при выделении его из мелассы, а также для получения белильной извести.

    Соли

    Из s-металлов II группы, только бериллий не растворяется в кислотах из-за непроницаемой оксидной пленки. Соли остальных металлов могут быть получены растворением их в кислотах:

    Mg + H2SO4 (разб.)  MgSO4 + H2

    Mg + 2HCl  MgCl2 + H2

    3Mg + 2H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3H2

    Ca + H2O + CO2  CaCO3 + H2

    HNO3(разб.) при взаимодействии с щелочноземельными металлами образует соль, воду и NH3(или NH4NO3):

    4Ca + 10HNO3  4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

    Соли s-металлов II группы (кроме BeCl2) характеризуются ионным типом связи. Хлорид бериллия является несолеобразным соединением. Безводная соль BeCl2- полимер, в которой молекулы связаны донорно-акцепторными связями:

    Многие соли оксокислот с s-элементами II группы - малорастворимы в воде. Сульфаты, фосфаты, карбонаты, хроматы, окcалаты – малорастворимы (кромеBeSO4иMgSO4). Нерастворимыми являются: BaSO4, CaCO3, BaCO3, SrCO3и Ca3(PO4)2.

    Кислые соли, как правило, лучше растворяются в воде, чем средние.

    Ca(HCO3)2, Ba(HCO3)2и Sr(HCO3)2- хорошо растворимы.

    CaHPO4– малорастворим.

    Ca(H2PO4)2- хорошо растворим.

    Галогениды- бесцветные, ионные кристаллические соединения. Безводные галогениды плавятся и кипят без разложения. Фториды Mg и щелочноземельных металлов малорастворимы в воде и не образуют кристаллогидратов.

    BeF2- ионное соединение, а BeCl2, BeBr2и BeI2- ковалентные, возгоняются в виде димеров при нагревании их расплавов. В водном растворе BeF2находится в виде [Be(H2O)2F2], а при избытке F-образует [BeF4]2-. Остальные соли бериллия подвергаются гидролизу с образованием сложных продуктов.

    Сульфаты- бесцветные, кристаллические вещества, в ионных кристаллических решетках, которых находятся тетраэдрические ионы SO42-. Сульфаты тяжелых металлов кристаллизуются безводными. Сульфаты Be и др. элементов этой группы плавятся с частичным разложением:

    CaSO4http://www.studfiles.ru/html/2706/596/html_8toobdazvx.nr_9/htmlconvd-zjaynr_html_m2cb332b1.gifCaO + SO3

    Качественная реакция на ион Ba2+основана на взаимодействии его с сульфат ионом:

    Ba2++ SO42-BaSO4- белый осадок, нерастворимый в кислотах и щелочах

    Kaрбонаты - бесцветные кристаллические вещества, в ионных кристаллических решетках которых находятся плоские треугольные ионы CO32-. Эти соли известны только в безводном состоянии, исключение - BeCO3- гигроскопичное вещество, с различным числом молекул кристаллизационной воды. Карбонаты при нагревании разлагаются до плавления, малорастворимы в воде. Водные растворы этих солей (в т.ч. и суспензии) взаимодействуют с CO2:

    CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2

    Гидрокарбонаты - бесцветные, безводные кристаллические вещества, в которых анионы HCO3-связаны между собой водородными связями в бесконечные цепиH…CO3-H… CO3-H…

    Все гидрокарбонаты щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде. С кислотами взаимодействуют с образованием солей:

    Ca(HCO3)2+ 2HNO3Ca(NO3)2+ 2CO2+ 2H2O

    Нитраты- бесцветные, хорошо растворимые в воде кристаллические вещества, в ионных кристаллических решетках которых находятся плоские треугольные NO3--ионы (sp2-гибридизация).

    Среди нитратов s-элементов II группы только Ba(NO3)2кристаллизуется в безводном состоянии.

    Комплексные соединения. В отличие от бериллия, щелочноземельным металлам не свойственно комплексообразование. Но получены некоторые соли, в которых координационные числа чаще 4 и 6, а у кальция 8. Склонность к комплексообразованию уменьшается с увеличением размера атома, т.е. от бериллия к барию. Примеры КС:

    [Be(NH3)4]Cl2; [Mg(NH3)6]Cl2; [Ca(H2O)6]Cl2; [Ca(NH3)8]Cl2.

    Биологическая роль s-металлов I группы

    В организме человека ионы щелочных металлов присутствуют в виде растворимых солей: NaCl; KCl; Na2HPO4; Na2CO3; NaH2PO4; NaHCO3и др. Содержание их различно, также как и биологическое действие. Содержание этих элементов по отношению к средней массе человека (70 кг) составляет: Na 60г (0,08%); K 160 г (0,23%); Li, Rb и Cs по 10-4-10-5%.

    Na и K присутствуют в гораздо большем количестве и являются макроэлементами, остальные относятся к микроэлементам. Все они присутствуют в организме в виде ионов.

    Из ионов всех щелочных металлов ионы Na+и K+имеют наибольшее значение, их относят к металлам жизни. Можно отметить взаимосвязь между большим содержанием этих металлов в земной коре среди других элементов этой группы и их повышенным содержанием в организме.

    Эти два иона играют важную роль в различных физиологических процессах и не могут быть замещены в организме человека никакими другими ионами. Они участвуют в регуляции водного обмена, в передаче нервных импульсов через мембраны нервных клеток, мышечном сокращении, нормальном функционировании сердца, а также в обменных реакциях. Концентрация ионов внутри клетки и вне ее достигается благодаря избирательной проницаемости клеточной мембраны по отношению к тем или иным ионам

    p-Элементы

    p-Элементы имеют общую электронную конфигурацию ns 2np 1–6 и образуют подгруппы IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА периодической системы.

    В подгруппе IIIА рассматривают отдельно B, Al и подгруппу галлия (Ga, In, Tl), в IVА – C, Si иподгруппу германия (Ge, Sn, Pb), в VА – N, P и подгруппу мышьяка (As, Sb, Bi), в VIА – O иподгруппу халькогенов (S, Se, Te, Po), в VIIА – галогены (F, Cl, Br, I, At), в VIIIА – Ne, Ar и подгруппу криптона (Kr, Xe, Rn).

    В отличие от s-элементов, p-элементы поливалентны (табл. 8.5). Высшие положительные степени окисления равны номеру группы, отрицательные – числу неспаренных электронов для элементов IVА–VIIА подгрупп. Для элементов подгруппы Kr возможны только формально положительные четные степени окисления.

    При переходе сверху вниз в подгруппах возрастает разница энергий s- и p-подуровней, поэтому легким элементам свойственны высшие степени окисления, тяжелым – низшие. Так, в подгруппе IVА стабильность соединений Э 2+ возрастает в ряду Ge 2+ < Sn 2+ < Pb 2+. В той же последовательности уменьшается устойчивость соединений Э 4+. Подтверждением этому служит изменение термической устойчивости водородных соединений ЭH 4.

    ЭH 4
    CH 4
    SiH 4
    GeH 4
    SnH 4
    PbH 4

    t разл , °C
    800
    450
    285
    150
    0
    1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   16

    написать администратору сайта