Щелочные металлы. Нахождение в природе, свойства и применение

Цели урока: расширить и углубить знания учащихся о характеристике химических элементов и образуемых ими простых веществ на примере металлов I-III групп главных подгрупп; уметь давать общую характеристику металлов I-III групп главных подгрупп в сравнении на основании положения в периодической системе и строения атомов; дать общую характеристику щелочных металлов.

Ход работы

1. Организационный момент урока.

2. Изучение нового материала.

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

К щелочным металлам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

Нахождение в природе

Na - 2,64% (по массе), K - 2,5% (по массе), Li, Rb, Cs - значительно меньше, Fr - искусственно полученный элемент

Li

Li2O · Al2O3 · 4SiO2 – сподумен

Na

NaCl – поваренная соль (каменная соль), галит

Na2SO4 · 10H2O – глауберова соль (мирабилит)

NaNO3 – чилийская селитра

Na3AlF6 - криолит

Na2B4O7 · 10H2O - бура

K

KCl · NaCl – сильвинит

KCl · MgCl2 · 6H2O – карналлит

K2O · Al2O3 · 6SiO2 – полевой шпат (ортоклаз)

Свойства щелочных металлов

С увеличением порядкового номера атомный радиус увеличивается, способность отдавать валентные электроны увеличивается и восстановительная активность увеличивается.

Физические свойства

Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.

Химические свойства

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 ОПЫТ

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

3. Реакция с кислородом:

4Li + O2 → 2Li2O(оксид лития)

2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия)

K + O2 → KO2 (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na2S (сульфиды)

2Na + H2 → 2NaH (гидриды)

6Li + N2 → 2Li3N (нитриды)

2Li + 2C → 2Li2C2 (карбиды)

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

Li+ – карминово-красный

Na+ – желтый

K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый

Получение

Т. к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:

2NaCl = 2Na + Cl2

Применение щелочных металлов

· Литий - подшипниковые сплавы, катализатор

· Натрий - газоразрядные лампы, теплоноситель в ядерных реакторах

· Рубидий - научно-исследовательские работы

· Цезий – фотоэлементы

Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов

Получение

Окислением металла получается только оксид лития

4Li + O2 → 2Li2O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li2O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O

KO2 + 3K → 2K2O

Химические свойства

Типичные основные оксиды.

Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li2O + H2O → 2LiOH

Na2O + SO3 → Na2SO4

K2O + 2HNO3→ 2KNO3 + H2O

Пероксид натрия Na2O2

Получение

2Na + O2 → Na2O2

Химические свойства

1. Сильный окислитель:

2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 → I2 + 2Na2SO4 + 2H2O

2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2

2. Разлагается водой:

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

Надпероксид калия KO2

Получение

K + O2 → KO2

Химические свойства

1. Сильный окислитель:

4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2

2. Разлагается водой:

2KO2 + 2H2O → 2KOH + H2O2 + O2

Гидроксиды щелочных металлов – ROH

Белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах нацело диссоциированы.

NaOH-едкий натр, каустическая сода, KOH-едкое кали

Получение

1. Электролиз растворов хлоридов:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2+ Cl2

2. Обменные реакции между солью и основанием:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

Li2O + H2O → 2LiOH

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

Химические свойства

R–OH – сильные основания (щелочи) реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Соли

Типично ионные соединения, как правило - хорошо растворимы в воде, кроме некоторых солей лития.

Na2CO3 10H2O - кристаллическая сода

Na2CO3 - кальцинированная сода

NaHCO3 - питьевая сода

K2CO3 – поташ

Получение соды:

1. Аммиачный способ - насыщение раствора NaCl газами CO2 и NH3

NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3

NH4HCO3 + NaCl = NaHCO3↓ + NH4Cl

NaHCO3 выпадает в осадок (сравнительно мало растворим)

2. Кальцинирование - прокаливание:

NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

3. Домашнее задание.

П. 39, упр. 1-5,7, 8, задачи 2, 3 на стр. 119.