С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО).

Апанович, З.В.

Курслекцийпо дисциплине «Неорганическая химия».

Учебно-методическое пособие включает лекции по отдельным темам курса «Неорганическая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета, для которых введен отдельный курс по химии элементов, а также может быть использовано студентами других факультетов.

Рекомендовано межфакультетской методической комиссией инженерно – технологического факультета 24 апреля 2009 г. (протокол №8).

© УО «Гродненский государственный аграрный университет», 2012

© Апанович З.В., 2012

Содержание

ЛЕКЦИЯ 1

Тема: s - Элементы I группы

Общая характеристика элементов I А группы. Особенности лития и его соединений.

В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns¹, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1.

Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней.

В группах по мере увеличения числа энергетических уровнейатомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион , сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать.

Энергия ионизации– это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns¹, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается.

С ростом заряда ядра от Na к Fr усиливаются восстановительные свойства, это самые активные металлы. Их стандартные электродные потенциалы j° отрицательные и имеют большое абсолютное значение. Наиболее отрицателен j° лития равный -3,02 В по сравнению с ионами других щелочных металлов (ион Li⁺ имеет среди них наименьший радиус), хороший комплексообразователь. Энтальпия гидратации катионов лития велика (∆Н° _{гидрат.}= - 486,6 кДж/моль). Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li⁺ самый слабый окислитель.

С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО).

Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру. У щелочных металлов тип металлической структуры – объемно - центрированная кубическая упаковка (ОЦКУ).

От Li к Cs увеличиваются размеры атомов и межъядерные расстояния в кристаллических решетках. Так как химическая связь большей длины является менее прочной, то по мере роста межъядерного расстояния уменьшается прочность кристаллических решеток, поэтому снижаются температуры плавления и кипения. Щелочные металлы активно окисляются кислородом воздуха при обычной температуре, поэтому их хранят под слоем керосина или бензина.

4Э + О₂ = 2Э₂О

Взаимодействуют с другими окислителями (галогенами, серой, фосфором), образуя соединения LiCl, Li₂S, Li₃P, NaBr, Na₂S.

С азотом взаимодействует только литий при обычной температуре.

6Li + N ₂ = 2Li₃N

Нагревая щелочной литий в струе газообразного водорода получают гидрид.

2Li + Н₂ = 2LiH^-.

С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.

4Li + O₂ → 2Li₂O– оксид лития

2Na + O₂ → Na₂O₂ – пероксид натрия

K + O₂ → KO₂ – надпероксид (супероксид калия)

Пероксиды содержат диамагнитный ион О₂^2-, надпероксиды– парамагнитный ион О₂^-.

Оксиды Na и K могут получиться при недостатке кислорода. Элементы могут образовывать озониды по реакции с озоном:

K + O₃ → KO₃

KOH + O₃ → KO₃ + O₂ + H₂O

Все озониды, пероксиды, надпероксиды сильные окислители и разлагаются водой.

KO₂ + H₂O → KOH + O₂ + H₂O₂

KO₂ + H₂O_{(теплая)} → KOH + O₂

КО₃ + H₂O → KOH + O₂

Причем разложение может идти как обменное взаимодействие.

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

Оксиды щелочных металлов Ме₂О – кристаллические термически устойчивые вещества, при взаимодействии с водой образуют щелочи.

Ме₂О + Н₂О = 2МеОH

Ме₂O + H₂O → 2MeOHлабораторные способы

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ получения щелочей

карбонатный способ получения щелочей:

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + 2NaOH

В промышленности NaOH получают электролизом раствора поваренной соли:

NaCl + H₂O ^{электролиз} → NaOH + Cl₂ + H₂

K ( - ) 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-

A ( + ) 2Cl- - 2e = Cl₂

Этим способом получают достаточно чистый NaOH.

Оксиды и гидроксиды

Li2O   Na2O   K2O   Rb2O   Cs2O   Fr2O

растворимость

LiOH NaOH   KOH   RbOH   CsOH   FrOH

сила оснований

Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr.

ЭОH ® Э⁺ + OH^-

Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы.

Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н₂О со взрывом.

Свойства гидроксидов

Все растворимы в воде – щелочи.

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH

реакционная способность увеличивается

1) реакция нейтрализации:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

2) c кислотными оксидами:

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

3) с амфотерными оксидами:

2NaOH + BeO + H₂O → Na₂[Be(OH)₄]

4) с неметаллами:

Сl₂ + KOH → KCl + KClO + H₂O

холодная

Сl₂ + KOH → KCl + KClO₃ + H₂O

горячая

3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

5) с амфотерными металлами:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

6) с солями:

2AlCl₃ + 6NaOH_{(недост.)} → 2Al(OH)₃ + 6NaCl

AlCl₃ +4NaOH_{(избыт.)} → Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

7) с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и СО₂, т.е. содержат примесь Н₂О (в виде кристаллогидратов NaOH×H₂O) и карбонатов.

Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор

ΔG⁰₂₉₈= -100кДж

За счет этого щелочи нельзя долго хранить в посуде с пришлифованными пробками, они прилипают вследствие взаимодействия щелочи со стеклом.

Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, особенно опасно попадание частиц твердой щелочи в глаза (приводит к слепоте).

Не только с кислотами, но даже с водой большинство щелочных металлов реагируют со взрывов – отсюда шутливые плакаты с серьезным подтекстом в студенческих практикумах: «Не хотите быть уродом, не бросайте натрий в воду!»

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: