Презентация на тему "Щелочные металлы"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Щелочные металлы

• 
  Слайд 2

  Электронное строение

  Имея на наружном слое только 1 электрон, атомы ЩЭ чрезвычайно легко отдают его,превращаясь в положительно однозарядные ионы с устойчивой оболочкой соответствующего инертного газа.

• 
  Слайд 3

  Физические свойства

  Все щелочные металлы обладают сильным металлическим блеском, имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия) Очень мягкие, их можно резать скальпелем.  Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней. На воздухе блестящая поверхность металла сейчас же тускнеет вследствие окисления. Характеризуются незначительной твердостью, высокой электропроводностью, малыми удельными весами и низкими температурами плавления и кипения.

• 
  Слайд 4
  
• 
  Слайд 5

  Особое положение лития

  Литий занимает особое положение среди щелочных металлов, являясь переходным по химическим свойствам к элементам главной подгруппы II группы периодической системы элементов. Подтверждение тому — трудная растворимость карбоната, фосфата и фторида лития, а также способность к образованию двойных и типично комплексных соединений, отсутствующая у других щелочных металлов.

• 
  Слайд 6

  Диагональное сходство Li-Mg

  Наибольшее сходство из-за близости ионных радиусов наблюдается у соединений лития и магния, которые равны 0,78 и 0,74 А соответственно, что обусловливает трудность их разделения.

• 
  Слайд 7
  

  Способность к прямому синтезу нитрида Li3N и карбида Li2C2, низкая растворимость соединений (Li2CO3, LiF, Li3PO4, LiOH) являются отражением диагонального сходства элементов Li и Mg.

• 
  Слайд 8

  Окраска пламени щелочными металламии их соединениями

• 
  Слайд 9

  Химические свойства

  ЩЭ вытесняют водород не только из кислот, но и из воды, образуя сильные основания : Me + 2H2O = 2MeOH + H2. 2. Энергично взаимодействуют с галогенами, особенно с хлором и фтором: 2Me + Cl2 = 2MeCl

• 
  Слайд 10
  

  3. Rbи Cs самовоспламеняются на воздухе, Li, Na, K загораются при небольшом нагревании, образуюяпероксиды состава Na2O2, K2O4, Rb2O4и Cs2O4( только литий , сгорая, образует нормальный окисел) : 2Me +2O2 = Me2O4 4. Взаимодействуют с водородом 2Me + H2 = 2MeH

• 
  Слайд 11
  

  2K + S = K2S 6Li + N2 = 2Li3N 2Li + 2C = Li2C2 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2 2Na + 2CH3COOH = CH3COONa + H2

• 
  Слайд 12

  Получение щелочных металлов

  1.Электролиз расплавов их галогенидов 2LiCl = 2Li + Cl2 2. Электролиз расплавов их гидроксидов 4NaOH = 4Na + 2H2O+ O2 3. Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида при нагревании под вакуумом до 600-900 °C: 2MeCl + Ca = 2Me + CaCl2

• 
  Слайд 13

  Гидриды

  Восстановительная способность ЩЭ настолько велика, что они могут восстанавливать атомы водорода. Так, при нагревании ЩЭ в струе водорода получают твердые кристаллические вещества типа MeH 2Na + H2 = 2NaH NaH + H2O = NaOH + H2

• 
  Слайд 14
  

  По своему химическому характеру гидриды несколько напоминают соли галогеноводородных кислот. Гидриды ЩЭ растворяются в жидком аммиаке, образуя проводящие ток растворы. При электролизе таких растворов на катоде выделяется металл, а на аноде- водород.

• 
  Слайд 15

  Кислородные соединения

  Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22−и надпероксид-ион O2−. Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3

• 
  Слайд 16
  

  Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:

• 
  Слайд 17

  Химические свойства оксидов

  1.Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотным оксидами и кислотами: Li2O + H2O = 2LiOH K2O + SO3 = K2SO4 Na2O + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O

• 
  Слайд 18

  Пероксиды

  Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей: Na2O2+2NaY +2H2SO4= Y2 +2Na2SO4 +2H2O Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды: Na2O2+2H2O = 2NaOH + H2O2 2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2

• 
  Слайд 19

  Гидроксиды

  Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями.

• 
  Слайд 20
  

  Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотернымигидроксидами: 2LiOH +H2SO4 = Li2SO4 + 2H2O 2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O KOH + AL(OH)3 = K (Al (OH)4)

• 
  Слайд 21

  Получение

  В основном используют электролитические методы 2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH

• 
  Слайд 22

  Карбонаты

  Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века.

• 
  Слайд 23
  

  Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой: NaCl + NH3 + CO2 + H2O = NaHCO3 + NH4Cl

• 
  Слайд 24
  

  Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3−, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону: NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3+ CaCl2 + 2H2O

• 
  Слайд 25

  Получение

  2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O 2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O

• 
  Слайд 26

  Большое практическое значение имеют натрий, калий и их соли

• 
  Слайд 27

  Натрий

  Серебристо-белый металл. Настолько мягок, что легко режется ножом. Вследствие легкой окисляемости на воздухе натрий хранят под слоем керосина. С кислородом натрий образует 2 соединения : окись натрия Na2O и перекись натрия Na2O2.

• 
  Слайд 28
  

  Na2O2 + 2Na = 2Na2O Na2O + H2O = 2NaOH Перекись натрия – сильный окислитель При осторожном растворении в холодной воде перекиси натрия получается раствор, содержащий едкий натр и перекись водорода: 1.Na2O2 + 2H2O = H2O2 + NaOH 2.Na2O2+H2SO4= Na2SO4+ H2O2 3.2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2

• 
  Слайд 29

  Гидрат окиси натрия NaOH

  Представляет собой твердое белое, очень гидроскопичное вещество. Так же называется «едким натром» ввиду сильного разъедающего действия на ткани, кожу бумагу. NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O Получение: Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2NaOH

• 
  Слайд 30

  Соли натрия

  Натрий образует соли со всеми известными кислотами. Все соли натрия окрашивают пламя в жестый цвет. NaCl, Na2S, Na2So4*10H2O , NaNO3 , Na2CO3*10H2O , Na2SiO3 , Na2S2O3*5H2O

• 
  Слайд 31

  Калий

  По внешнему виду, а так же по физическим и химическим свойствам калий очень похож на натрий, но обладает еще большей активностью. Имеет серебристо белый цвет, плавится при низкой температуре, быстро окисляется на воздухе и реагирует с водой с выделением водорода. 3K+ KO2 = 2K2O

• 
  Слайд 32
  

  KOH.Гидрат окиси калия, или «едкое кали» Получается электролизом растворов хлористого калия. Соли калия очень сходны с солями натрия. Будучи внесены в пламя газовой горелки , соли калия сообщают ему характерную розово-фиолетовую окраску.

• 
  Слайд 33
  

  Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей

  КарналлитKCl*MgCl*6H2O СильвинитKCl*NaCl