Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета) (стр. 2 из 24)

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 → 2MeOH лабораторные 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!»

Особенности лития и его соединений

Литий существенно отличается от остальных элементов IA группы. Особые свойства характерны для всех элементов II периода. В отличие от остальных ионов щелочных металлов, у которых по 8 электронов на предвнешнем уровне ион Li⁺ имеет только 2 электрона. У лития на кайносимметричной 2р-орбитали нет еще ни одного электрона.

Связь лития с другими элементами имеет менее ионный характер, что приближает его к магнию (диагональное сходство элементов в периодической системе). В периодической системе только у 2-го или даже 3-го элемента А групп полностью проявляются характерные свойства. Аномальное поведение Li заключается в том, что у Li самое отрицательное значение электродного потенциала и можно ожидать, что Li поэтому должен быть самым активным из всех металлов. Но это не так. По активности он близок к Mg, Ca.

Поэтому низкое значение электродного потенциала объясняется тем, что у Li самая высокая энергия гидратации из-за малого размера атома. Такая закономерность справедлива лишь для всех водных растворов. По химическим свойствам Li отличается от щелочных металлов, как и его соединения.

Подобно соединениям магния малорастворимы в воде LiF, Li₂CO₃, Li₃PO₄. LiOH менее других растворим в воде.

Li взаимодействует с азотом Li₃N,

6Li + N₂→ 2Li₃N^-3 (нитрид лития),

с кремнием − Li₄Si,

4Li + Si → Li₄Si (силицид лития)

с углеродом – Li₂С₂,

2Li + 2C =

(ацетиленид лития)

с водородом − LiH,

2Li + H₂→ 2LiH (гидрид лития)

с кислородом − Li₂O

4Li + O₂→ 2Li₂O (оксид лития)

Гидроксиды МеОН, за исключением LiOH выдерживают нагревание до более 1000°С, LiOH разлагается при температуре красного каления (550 – 600⁰С).

Кислородосодержащие соединения (LiOH, LiNO₃, Li₂CO₃) при нагревании разлагаются.

Li₂CO₃

Li₂O + CO₂↑

Малый радиус иона Li⁺ обусловливает возможность координации лигандов вокруг этого иона, образование большого числа двойных солей, различных сольватов, высокую растворимость ряда солей лития в органических растворителях (подобно магнию).

Аналогию в свойствах соединений лития и магния можно объяснить близостью величин их ионных радиусов

r (Li⁺) = 0,068 нм, r (Mg⁺²) = 0,074 нм.

Получение элементов IА группы

Получение Li:

1) В промышленности – электролизом расплавов солей:

2LiCl

2Li + Cl₂

расплав

K ( -) Li⁺ + 1e →Li⁰

A (+) 2Cl^- - 2e →Cl₂

Электролизом водных растворов щелочных металлов их получить нельзя.

2) Остальные металлы получают в основном:

а) металлотермией из расплавов солей или оксидов;

LiCl + Na

Li + NaCl

CsCl + Na

Cs + NaCl

Na – получить трудно, т.к. t_плNa и NaCl близки, и для понижения t_плнеобходимы добавки.

Наиболее чистый Na, K получают

б) электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов.

расплав

Реже используется восстановление соединений щелочных металлов Al, Si или коксом; полученные при этом металлы не отличаются высокой чистотой из-за частичного образования алюминатов, карбидов, силицидов.

Возможность протекания этих реакций объясняется более высокой летучестью щелочных металлов по сравнению с Si, С, Al (t_{кипения}(Al) = 2467°C, а t_{кипения} (Na) = 983°C).

Получение соды по методу Сольве

Исходные вещества NH₃, CO₂, NaCl,

вначале получают CO₂

CaCO₃

CaO + CO₂

В теплый насыщенный раствор NaCl пропускают аммиак, а затем углекислый газ, вначале образуется NH₄HCO₃