задание 8 ОГЭ химия теория практика. 8 задание Химические свойства простых веществ металлов и немет. Задание 8 Химические свойства щелочных металлов (Na,K) Щелочные металлы

• Название: Задание 8 Химические свойства щелочных металлов (Na,K) Щелочные металлы
• Анкор: задание 8 ОГЭ химия теория практика
• Дата: 13.04.2022
• Размер: 3.86 Mb.
• Имя файла: 8 задание Химические свойства простых веществ металлов и немет.docx
• Тип: Документы; #469599
• страница: 1 из 6

Задание 8

Химические свойства щелочных металлов (Na,K)

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления +1. Все они типичные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами:



В се щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение — Li) образуют пероксиды. В свободном виде щелочные металлы не встречаются из-за их высокой химической активности.

О ксиды — твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Г идроксиды NaOH,KOH — твердые белые вещества, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: Na₂CO₃ — карбонат натрия; Na₂CO₃·10H₂O — кристаллическая сода; NaHCO3 — гидрокарбонат натрия, пищевая сода; K₂CO₃ — карбонат калия, поташ; Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль; NaCl — хлорид натрия, пищевая (повареная) соль.

Получение – электролиз расплавов хлоридов, гидроксидов

4NaOH ^эл.ток → 4Na + O₂ + 2H₂O

Химические свойства щелочноземельных металлов (Ca,Mg)

Кальций (Ca) является представителем щелочноземельных металлов, как называют элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щелочи. Кальций на внеш нем энергетическом уровне содержит два электрона, степень окисления +2.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний (Mg) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также +2. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает его химическую активность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. MgO и Mg(OH)₂ проявляют основные свойства. Хотя Mg(OH)₂ и малорастворим, но окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Оксиды MgO — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике CaO называют негашеной известью, а MgO — жженой магнезией, их используют в производстве строительных материалов.

Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты и называется гашением извести, а образующийся Ca(OH)₂ — гашеной известью. Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь Ca(OH)₂ в воде — известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодействием их с кислотами.

CaCO₃ — карбонат кальция, мел, мрамор, известняк. Применяется в строительстве. MgCO3 — карбонат магния — применяется в металлургии для освобождения от шлаков. CaSO₄·2H₂O — гипс. MgSO₄ — сульфат магния — называют горькой, или английской, солью, содержится в морской воде. BaSO₄ — сульфат бария — благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая каша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится 1,5% массы тела человека, 98% кальция содержится в костях.

Кальций и его соединения.

Кальций	Оксид и гидроксид кальция	Соли кальция
1. Серебристо-белый металл. 2. Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами: 2Ca+O2=2CaO Ca+Cl2=CaCl2 Ca+S=CaS Ca+H2=CaH2 3. Вытесняет водород из воды: Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2↑ 4. Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия): 2Ca+ThO2=Th+2CaO Получение Разложение электрическим током расплава хлорида кальция: CaCl2=Ca+Cl2↑	1. Порошки белого цвета. 2. Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида: а) взаимодействует с водой с образованием основания: CaO+H2O=Ca(OH)2 б) взаимодействует с кислотными оксидами: CaO+SiO2=CaSiO3 3. Гидроксид кальция проявляет свойства сильного основания: Ca(OH)2=Ca2++2OH– Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O; Ca(OH)2+Ca(HCO3)2=2CaCO3↓+2H2O Получение 1. Оксида — обжиг известняка: CaCO3=CaO+CO2↑ 2. Гидроксида — гашение негашеной извести: CaO+H2O=Ca(OH)2	1. Образует нерастворимый карбонат: Ca2++CO32−=CaCO3↓ и растворимый гидрокарбонат: CaCO3(кр)+CO2+H2O=Ca(HCO3)2(р−р) 2. Образует нерастворимый фосфат: 3Сa2++2PO43−=Ca3(PO4)2↓ и растворимый дигидрофосфат: Ca3(PO4)2(кр) +4H3PO4=3Ca(H2PO4)2(р−р) 3. Гидрокарбонат разлагается при кипячении или испарении раствора: Ca(HCO3)2=CaCO3↓+CO2↑+H2O 4. Обожженный природный гипс: CaSO4·2H2O=CaSO4·0,5H2O+1,5H2O затвердевает при взаимодействии с водой, снова образуя кристаллогидрат: CaSO4·0,5H2O+1,5H2O=CaSO4·2H2O

Химические свойства алюминия

Алюминий (Al) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами (2ē,8ē,3ē), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления +3.

Алюминий — серебристо-белый металл, t°пл=660°С. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия (2,7 г/см³) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в 1.6 раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде Al₂O₃ обуславливает его механическую прочность, твердость. Al₂O₃ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — Al₂O₃ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

Алюминий	Соединения алюминия
	Оксид алюминия	Гидроксид алюминия
1. Серебристо-белый легкий металл. 2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: 4Al+3O2=2Al2O3 3. Вытесняет водород из воды: 2Al+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2↑ 4. Взаимодействует с кислотами: 2Al0+6H+=2Al3++3H20↑ 5. Взаимодействует с водным раствором щелочи: 2Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑ 6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): 8Al+3Fe3O4=9Fe+4Al2O3+Q Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): 2 Al2O3=4Al+3O2↑–3352кДж	1. Очень твердый порошок белого цвета 2. Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: Al2O3+6H+=2Al3++3H2O б) со щелочами: Al2O3+2OH–=2AlO2−+H2O Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: 4Al+3O2=2Al2O3 б) в реакции алюминотермии: 2Al+Fe2O3=Al2O3+2Fe; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: 2Al(OH)3= Al2O3+3H2O	1. Белый нерастворимый в воде порошок. 2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует: а) с кислотами: Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O б) со щелочами: Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O Al(OH)3+OH–=AlO2−+2H2O 3. Разлагается при нагревании: 2Al(OH)3=Al2O3+3H2O Образуется при: а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка): Al3++3OH–=Al(OH)3↓ б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка): AlO2−+H++H2O=Al(OH)3↓ Соли алюминия в водных растворах гидролизуются: Al3++H2O⇄AlOH2++H+ AlOH2++H2O⇄Al(OH)2++H+ Al(OH)2++H2O⇄Al(OH)3+H+

Химические свойства цинка

Цинк (Zn) — элемент побочной подгруппы II группы. Его электронная формула следующая: (...3d¹⁰4s²). Так как в атомах цинка предпоследний d−подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления +2.

Цинк — металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки.

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

Zn+Cl₂^t°→ ZnCl₂, 2Zn+O₂^t°→2ZnO, Zn+S^t°→ ZnS, 3Zn+2Р^t°→ Zn₃Р₂

С водородом, азотом, углеродом, кремнием, бором цинк не реагирует.

Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

Zn + H₂O = ZnO + H₂.

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂;Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂.

В заимодействует с азотной кислотой
Реагирует с концентрированной серной кислотойZn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

при сплавлении образует цинкаты:

Zn + 2KOH^t°= K₂ZnO₂ + H₂.

С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:3Zn + 2NH₃ = Zn₃N₂ + 3H₂;

растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

Zn + 4NH₃ + 2H₂O = [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + H₂.

Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄;

Zn + CuO = Cu + ZnO.

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенномприливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (то же происходит и с алюминием):

ZnSO₄+2NaOH=Zn(OH)₂↓+Na₂SO₄, Zn(OH)₂+2NaOH= Na₂[Zn(OH)₄]

^{белый осадок тетрагидроксоцинкат натрия}


Железо и его соединения.

Железо	Оксиды железа (II) и (III)	Гидроксиды железа (II) и (III)
1. Серебристо-белый металл. 2. Взаимодействует с простыми веществами: а) горит в кислороде: 3Fe+2O2=Fe3O4 б) реагирует с хлором: 2Fe+3Cl2=2FeCl3 в) взаимодействует с серой: Fe+S=FeS 3. Реагирует с растворами кислот: Fe+2H+=Fe2++H2↑ 4. Вытесняет водород из воды при сильном нагревании: Fe0+H2O=FeO+H2↑ 5. Окисляется в присутствии воды и кислорода воздуха (с образованием ржавчины): 4Fe+6H2O+3O2=4Fe(OH)3 6. Замещает менее активный металл в растворе его соли: Fe0+Cu2+=Fe2++Cu0 Получение Восстановление оксидов железа оксидом углерода (II), водородом или алюминием: Fe3O4+4CO=3Fe+4CO2 FeO+H2=Fe+H2O Fe2O3+2Al=2Fe+Al2O3	1. Проявляют основные свойства, взаимодействуя с кислотами: FeO+2H+=Fe2++H2O Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O 2. Оксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, взаимодействуя при нагревании с основными оксидами с образованием ферритов: MnO+Fe2O3=Mn(FeO2)2	1. Проявляют свойства нерастворимых в воде оснований: а) взаимодействуют с кислотами: Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O б) разлагаются при нагревании: Fe(OH)2=FeO+H2O 2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O 2. Гидроксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, реагируя с горячими концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)3+NaOH=NaFeO2+2H2O 3. Гидроксид железа (II) на воздухе окисляется в гидроксид железа (III): 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 4. Соли железа (II) и (III) гидролизуются: Fe2++H2O⇄FeOH++H+; Fe3++H2O⇄FeOH2++H+ 5.