|
p align="left">8Na + 10HNO3 (розв) 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O, 3Na + 4HNO3 (конц) 3NaNO3 + NO + 2H2O, 8 Na + 5H2SO4 (конц) 4Na2SO4 + H2S + 4H2O. Як видно з рівнянь реакцій натрій відновлює Нітроген (+5) у конценрованій HNO3 до ступеня окиснення +2, а в розведеній - аж до -3. Сульфур (+6) в концентрованій H2SO4 теж відновлювається максимально - до найнижчого ступеня окиснення -2. Відношення до солей. Лужні метали, які розміщуються на самому початку ряду напруг, належать до найбільш активних відновників, тому при внесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають у взаємодію не з самою сіллю, а з водою, що міститься у розчині, наприклад: 2K + 2H2O 2KOH + H2. Однак натрій здатний взаємодіяти з розплавами солей - переважно з хлоридами чи фторидами менш активних металів. На цьому заснований металургійний метод добування металів, так звана натрієтермія - одержання Ti, Zr, Nb, Ta та ін. при відновлюванні їх за допомогою натрію: TiCl4 + 4Na Ti + 4NaCl, BeF2 + 2Na Be + 2NaF. Взаємодія з амоніаком, в яку вступають лужні метали, проходить при контакті металу з рідким NH3 чи при його нагріванні в парах амоніаку 2Na + 2NH3 2NaNH2 + H2. При цьому утворюються аміди лужних металів складу MeNH2 - кристали, що легко гідролізуються водою: NaNH2 + H2O NaOH + NH3. З органічними сполуками. Метали ІА-підгрупи можуть взаємодіяти зі спиртами, утворюючи алкоголяти, з органічними кислотами з утворенням органічних солей - карбоксил атів CH3-CH2-OH + Na CH3-CH2-ONa + Ѕ H2O, Етанол Етанолят натрію CH3-COOH + Na CH3COONa + Ѕ H2O. Оцтова кислота Ацетат натрію. Натрієві солі вищих жирних кислот широко застосовуються при одержанні мил та миючих засобів. Крім того, лужні метали здатні вступати в реакції з іншими органічними речовинами, продуктами чого є так звані металоорганічні сполуки, у тому числі - натрійорганічні сполуки. 2.1.4 Сполуки лужних металів та їх властивостіОксиди (загальна формула М2О) добувають, як вже згадувалося, при безпосередньому контакті з киснем в умовах його недостачі і контрольованого доступу в реакційне середовище. Причому, спочатку утворюється пероксид, який розкладається при підвищеному температурному режимі за схемою:2Na + O2 Na2O2,2Na2O2 2Na2O + O2.Оксиди мають такі забарвлення: Li2О і Na2О - безбарвні, K2О і Rb2О - жовті, Cs2О - оранжевий. Забарвлення посилюється, оскільки у міру збільшення розмірів йонів М+ збільшується їх поляризованість. При контакті з водою оксиди лужних металів швидко розчиняються з утворенням сильних основ - лугів2Na2O + Н2O 2NaOН.Оксиди лужних металів виявлять властивості типових основних оксидів, тому легко вступають у взаємодію з кислотами, кислотними і навіть амфотерними оксидами і основами (останні дві реакції відбуваються при сумісному сплавленні вихідних речовин)Na2O + 2 HCl 2NaCl + H2O, Na2O + CO2 Na2CO3,Na2O + BeO Na2BeO2,Na2O + Zn (OH) 2 Na2ZnO2 + H2O. Крім звичайних оксидів лужні метали з Оксигеном утворюють пероксиди загального складу М2О2, що містять йони О22-, в яких ступінь окиснення Оксигену дорівнює -1, і супероксиди М2О4 (чи МО2) зі ступенем окиснення Оксигену -1/2. Стійкість пероксидів і супероксидів зростає при збільшенні розміру йона металу М+, оскільки зі збільшенням радіуса катіона стабілізується кристалічна решітка. Пероксиди - солеподібні речовини, їх можна розглядати як сіль надто слабкої кислоти Н2О2. При дії на них холодною водою пероксиди піддаються швидкому гідролізу, внаслідок якого утворюється гідроген пероксидNa2O2 + 2H2O 2NaOH + Н2O2,однак при дії гарячою водою чи при нагріванні пероксиди диспропорціонують за схемою:2Na2O2 + 2H2O 4NaOH + O2.Пероксид натрію уявляє собою жовтий кристалічний порошок, який розкладається при триваловому зберіганні2Na2O2 2Na2O + O2.Оскільки пероксиди містять атоми Оксигену в проміжному ступені окисненя (-1), то для них притаманна окисно-відновна двоїстіть. Із сильними відновниками вони виступають як окисники, наприклад:4Na2O2 + H2S + 2H2O 4Na2SO4 + 6NaOHS-2 - 8 з S+6O2-2 + 2з 2O-2, але - з сильними окисниками - як відновники:3Na2O2 + HIO3+ 3H2SO4 3Na2SO4+HI +O2+ 3H2OO2-2 - 2з 2O2I+5 + 6з I-1.Супероксиди належать до сильніших окисників: у них майже миттєво згоряє алюміній, а деревинні ошурки - при незначному нагріванні. Вони реагують з водою з утворенням кисню і гідроген пероксиду2КО2 +2Н2О 2КОН + Н2О2 + О2.Гідриди -білі кристалічні речовини, що містять аніон Н-1. Їх термічна стійкість зменшується у ряді LiH-NaH-KH-RbH-CsH, а реакційна здатність, навпаки, - збільшується від LiH до CsH. Завдяки невеликій стікості вони розкладаються водою, при цьому Гідроген (-1), що входить до складу гідриду відновлює Гідроген (+1), який знаходиться у водіNaH + H2O NaOH + H2.Їх вважають солеподібними сполуками, оскільки вони легко вступають у реакцію с кислотними оксидами, наприклад, з вуглекислим газом, утворюючи форміат натрію - сіль органічної (мурашиної) кислотиNaH + CO2 HCOONa.Гідроксиди лужних металів - луги. Це безбарвні кристалічні речовини, легкоплавкі: Тпл. зменшується від LiОH (473оС) до CsОH (346оС), дуже добре розчинні у воді (за винятком LiОH), cтійкі до нагрівання навіть до 1000оС, крім LiОH, який розкладається вже при температурі 500оС2LiОH Li2О + Н2О.Луги належать до дуже сильних електролітів, вони майже повністю дисоціюють у водних розчинах, утворюючи незв'язані йониMeOH Me+ + OH-.Наявність у розчинах лугів незв'язаного гідроксилу OH- зумовлює високу реакційну здатність гідроксидів лужних металів, які взаємодіють з численними речовинами багатьох класів неорганічних і органічних сполук:з мінеральними і органічними кислотамиNaOH + HCl NaCl + H2O,NaOH + С17H35СOOH С17H35СOONa + H2O;з кислотними оксидами6NaOH + P2O5 2Na3PO4 + 3H2O,2NaOH + 2NO2 NaNO3 + NaNO3 + H2O;вони добре поглинають із повітря вуглекислий газ, який теж належить до кислотних оксидів2NaОH + CO2 Na2CO3 + Н2О,з амфотерними оксидами і основамиNaOH (кр) + Al2O3 NaAlO2 + H2O (при сплавленні),NaOH (р-н) + Al2O3 +H2O Na [Al (OH) 4] з нормальними, кислими, основними і амонійними солями (умовою протікання цих реакцій є утворення внаслідок неї газу, осаду чи малодисоційованої сполуки)NaOH + Fe (NO3) 3 NaNO3 + Fe (OH) 3v, NaOH + NaHCO3 Na2CO3 + H2O, NaOH + Cr (OH) 2Cl NaCl + Cr (OH) 3v,NaOH + NH4Cl NaCl + NH4OH,однак при нагріванні остання реакція проходить іншим шляхом:NaOH + NH4Cl NaCl + NH3 + H2O;з деякими неметалами, наприклад:6NaOH (гаряч. розчин) + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O;2NaOH +Cl2 NaCl + NaClO + H2O;8NaOH + 4S (розплав) 3Na2S + Na2SO4 + 4H2O.Луги є настільки сильними основами, що при плавленні реагують навіть зі склом і фарфором і розчиняють платину та деякі інші малоактивні метали у присутності кисню2NaOH (кp) + SiO2 Na2SiO3 + H2O,2NaOH + Pt + O2 Na2PtO3 + H2O.Солі. Лужні метали утворюють солі з усіма оксигенвмісними і безкисневими кислотами. Корисно пам'ятати, що для деяких солей лужних металів більш поширеними є не номенклатурні, а тривіальні назви, наприклад: NaCl - поварена сіль, Na2CO3 - сода, або кальцінована сода NaHCO3 - питна сода, K2CO3 - поташ, NaNO3 і KNO3 - селітри, Na2B4O7 - бура, а натрієві солі вищих карбонових кислот загального складу СnН2n+1СООNa - мила.Майже всі солі лужних металів добре розчиняються у воді, тому найчастіше їх добувають за обмінними реакціями нейтралізації3NaOH + H3PO4 Na3PO4 + 3H2O.Солі лужних металів і слабких кислот гідролізуються у водних розчинах з утворенням лужного середовища, в якому рН >7:СН3СООNa + H2O CH3COOH + NaOH,СН3СОО- + Na+ + H2O CH3COOH + Na+ + OH-,СН3СОО- + H2O CH3COOH + OH-.Якщо у складі солі є багатозарядний аніон слабкої кислоти, то така сіль гідролізується ступінчасто, наприклад, гідроліз карбонату натрію:I ступінь: Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH,2Na+ + CO32- + H2O Na+ + HCO3- + Na+ + OH-,CO32- + H2O HCO3- + OH-;ІІ ступінь: NaНCO3 + H2O H2CO3 + NaOH,Na+ + НCO3- + H2O H2CO3 + Na+ + OH-,НСО3- + Н2О Н2СО3 + ОН-.Солі безкисневих кислот стійкі до нагрівання, при високих температурах вони просто переходять з твердого стану в рідкий розплав. Однак солі оксигенвмісних кислот не завжди витримують значне підвищення температури. Нітрати розкладаються, причому нітрат літію розкладається за однією схемою, а нітрати всіх інших лужних металів - за іншою, як показано на прикладі нітрату натрію: 4LiNO3 2 Li2O + 4NO2 + O2,2NaNO3 2NaNO2 + O2.Стійкість солей лужних металів до підвищених температур зростає згори вниз - від солей літію до солей цезію. Так, карбонат літію розкладаєтьсяLi2CO3 Li2O + CO2,а карбонат натрію Na2CO3 та карбонати інших лужних металів плавляться без розкладання.2.1.5 Застосування лужних металів та їх сполукДеякі шляхи використання лужних металів та їх сполук вже були згадані у попередньому тексті. До того слід додати ще кілька моментів.Металевий натрій - найширше застосований метал. Він використовується у металургії як відновник, для абсолютування органічних розчинників, як теплоносій в ядерних реакторах сумісно з калієм, для добування Na2O2, який, у свою чергу, застосовується для очищення та регенерації повітря в апаратах штучного дихання.Сполуки натрію використовуються у медицині і багатьох галузях промисловості. Пероксиди застосувують для вибілювання тканин, гідроксид натрію - при виробництві целюлози, виготовленні мил і миючих засобів, штучного волокна, очищення мастил, виробництві барвників тощо. Фторид натрію використовують для просочення деревини і як флюс.Металевий калій застосовують рідше, ніж натрій. Його використовують у металотермії та органічних синтезах для одержання сплавів з натрієм та іншими металами, а також для вимірювання поглинання рентгенівського випромінювання за допомогою калієвої пластинки. З нього одержують супероксид, який використовують у підводних човнах для регенерації повітря:4КО2 + 2CO2 2K2CO3 + 3O2.Сполуки калію застосовують у сільському господарстві як добрива, в стекольній промисловості, при виробництві рідкого мила та ін.Рубідій та цезій застосовують для виготовлення фотоелементів. Інтерметалеві сполуки рубідію та цезію Rb3Sb і Cs3Sb використовують як напівпровідниковий матеріал при виготовленні фотокатодів. Багато комплексних сполук, що містять Rb і Cs, використовують в аналітичній хімії.2.2 s-Метали ііа-підгрупиГоловна підгрупа ІІ групи періодичної системи елементів містить берілій Be, магній Mg і лужноземельні метали: кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba. Шостий елемент - радій Rа - є штучним радіоактивним елементом, одержаним під час ядерних реакцій. Берилій та магній не належать до лужноземельних металів, оскільки за своїми властивостями вони помітно відрізняються від лужноземельних металів: берилій за реакційною здатністю більше походить на алюміній, а магній окремими властивостями нагадує літій, а деякими іншими - цинк.Електронна структура s-металів ІІ групи - ns2. Найбільш характерний ступінь окиснення дорівнює +2. Перший потенціал йонізації І1 вищий, ніж у s-металів ІА-підгрупи, що є наслідком зростання заряду ядра і зменшення атомних радіусів порівняно з лужними металами, а також підвищеної стійкості повністю заповненої електронами ns2-конфігурації на відміну від ns1.Метали ІІА-підгрупи - це речовини, що мають більшу твердість і меншу активність, ніж лужні метали.У межах ІІА-підгрупи хімічна активність металів зростає згори вниз, причому, за багатьма своїми показниками різко виділяється берилій.Вони виявлять певну схильність до утворення ковалентних зв'язків, особливо Be, сполуки якого у розчинах і в твердому стані мають переважно ковалентні зв`язки. У магнію теж спостерігається тенденція до утворення ковалентних зв'язків, а Са, Sr і Ba, навпаки, утворюють частіше йонні зв'язки. У розчинах ці метали знаходяться, в основному, у вигляді йонів Ме2+. Незважаючи на те, що електронегативності (ЕН) і потенціали (або енергії) йонізації у лужноземельних металів більші, ніж у лужних, їх стандартні електродні потенціали (табл.3) мають близькі значення з металами ІА-підгрупи внаслідок великої енергії гідратації йонів Ме2+:Ме·aq2+ +2 з Me (тв).Всі йони Ме2+ мають менші радіуси і поляризуються значно менше, ніж Ме+, тому їх солі майже не відхиляються від йонністі, яка зумовлюється поляризацією катіонів. Проте катіони магнію Mg2+ і особливо берилію Be2+ завдяки їх поляризувальній здатності помітно поляризують аніони, з якими контактують, - саме з цієї причини спостерігається тенденція до утворення ними ковалентних зв'язків.Таблиця 3 - Властивості металів ІІА-підгрупи|
Метал | 4Be | 12Mg | 20Ca | 38Sr | 56Ba | 88Ra | | Атомна маса | 9,01 | 24,31 | 40,08 | 37,62 | 137,34 | [226] | | Електронна конфігурація | [He] 2s2 | [Ne] 3s2 | [Ar] 4s2 | [Kr] 5s2 | [Xe] 6s2 | [Rn] 7s2 | | Атомний радіус, нм | 0,113 | 0,160 | 0, 197 | 0,215 | 0,221 | 0,235 | | Радіус йона, нм | 0,034 | 0,074 | 0,104 | 0,120 | 0,138 | 0,144 | | Енергія йонізації, еВ | 9,32 | 7,65 | 6,11 | 5,69 | 5,21 | 5,28 | | Електро-негативність | 1,5 | 1,2 | 1,0 | 1,0 | 0,9 | 0,9 | | Електродний потенціал, В | -1,85 | -2,31 | -2,57 | -2,89 | -2,90 | - | | |
Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6
|
