Химические свойства щелочных металлов

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

При горении натрия в основном образуется пероксид Na₂O₂ с небольшой примесью надпероксида NaO₂:

В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

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⁻.

Физические свойства щелочных металлов.

Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

В кристаллическом состоянии все они имеют объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность.

Все щелочные металлы имеют небольшую плотность, самый легкий металл – литий, его плотность составляет всего 0,53 г/см³.

Металлы имеют достаточно низкие температуры плавления и кипения, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается.

Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.

Оксиды щелочных металлов – r2o

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

Гидроксиды щелочных металлов – roh

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

 Получение

 1.      Электролиз растворов хлоридов:

 2NaCl + 2H₂O  2NaOH + H₂­+ Cl₂­

 катод: 2H⁺ + 2ē  H⁰₂­

анод: 2Cl^- – 2ē  Cl⁰₂­

 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) (основность увеличивается в ряду LiOH – NaOH – KOH – RbOH –CsOH); реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

 2NaOH + CO₂  Na₂CO₃ + H₂O

LiOH + HCl  LiCl + H₂O

 При сплавлении NaOH с ацетатом натрия образуется метан:

 NaOH + CH₃COONa  –^t  Na₂CO₃ + CH₄­

 

 

Техника безопасности при работе со щелочью

Действие щелочей, особенно концентрированных, характеризуется значительной глубиной ожога, поскольку они растворяют белок. В связи с этим очень опасно попадание щелочи в глаза: при поздней первой помощи оно сопровождается полной потерей зрения. Прием даже небольшого количества щелочи внутрь может привести к тяжелейшим повреждениям внутренних органов.

Работа со щелочью должна выполняться с вытяжным шкафом, так как пары раствора щелочи также опасны. 

Во время приготовления раствора щелочь берут только специальной ложечкой и ни в коем случае не насыпают, потому что пыль может попасть в воздух, в глаза и на кожу. После использования ложечку тщательно моют, т. к. щелочь прочно пристает ко многим поверхностям.

Растворы приготавливают в фарфоровых, термостойких стеклянных сосудах (раствор может нагреваться до 100 градусов Цельсия). 

При оказании первой помощи необходимо немедленно каким-либо предметом удалить приставшие к коже кусочки сухой щелочи и промыть пораженное место обильной струей воды. При попадании на кожу раствора - промыть пораженное место обильной струей воды. Промывание должно быть продолжительным (10—15 мин.) и тщательным. Для нейтрализации щелочи на пораженное место после промывания накладывают на 10 минут повязку из марли или ватный тампон, пропитанные 5%-м раствором уксусной кислоты. После снятия повязки, кожу обмывают.

Если щелочь попала в глаза, немедленно следует промыть их проточной водой в течение 15-20 мин. После этого глаза ополаскивают 2%-м раствором борной кислоты и закапывают альбуцид.

После оказания первой помощи нужно немедленно обратиться к врачу-окулисту.

Не нужно наклоняться над сосудом с горячим раствором щелочи. Так как пары щелочи также опасны.

Щелочной раствор, попавший на одежду, ее испортит - выест дыры, если вы забыли о пятне на неделю, и постирали одежду. Поэтому используйте одежду, специально предназначенную для работы со щелочью. Если на одежду попала щелочь, одежду нужно немедленно снять и обильно промыть кожу в месте попадания щелочи на одежду.

Если в процессе приготовления мыла где-то начинает чесаться и жечь - значит, туда попал щелочной раствор или раствор, уже смешанный с маслами. Нужно быстро и обильно промыть эти места водой, затем наложить повязку из марли или ватный тампон, пропитанные 5%-м раствором уксусной кислоты.

Если щелочь попала на одежду – вероятно, она попала и на кожу под одеждой. Промойте кожу как написано выше.При попадании щелочи на кожу сначала нужно удалять щелочь с более чувствительных участков, например, с лица, потом с рук.Хранить твердые щелочи следует в емкостях из полиэтилена или в толстостенных широкогорлых стеклянных банках, плотно закрывающихся пробками. Не используйте посуду, контактировавшую со щелочью, для бытовых целей и приготовления пищи. Украшения на время работы со щелочью лучше снять, так как их внешний вид может испортиться под воздействием щелочи. Работа со щелочными металлами, как радиоактивными, так и нерадиоактивными, представляет определенную опасность вследствие их высокой химической активности. Щелочные металлы при определенной температуре на воздухе самовозгораются; они бурно реагируют с водой с выделением водорода и тепла, при этом в воздушной среде возможно воспламенение водородо-воздушной смеси при неправильном и неосторожном обращении, щелочные металлы способны вызывать ожоги кожи, глаз, поражать органы дыхания человека.      Из вышеизложенного следуют следующие основные правила безопасности работы со щелочью и с щелочными металлами. 1. Работать в резиновые перчатках, защитных очках и респираторе, защитном комбинезоне (халате, защитном фартуке, нарукавниках). 2. Подготовить 5-% раствор уксуса, поставить его рядом с местом работы. 3.Всегда всыпайте щелочь в воду, а не наоборот. 4. Не допускать детей и животных в помещение, где хранится щелочь, производятся работы со щелочью.

Работа со щелочными металлами, как радиоактивными, так и нерадиоактивными, представляет определенную опасность вследствие их высокой химической активности. Щелочные металлы при определенной температуре на воздухе самовозгораются; они бурно реагируют с водой с выделением водорода и тепла, при этом в воздушной среде возможно воспламенение водородо-воздушной смеси при неправильном и неосторожном обращении, щелочные металлы способны вызывать ожоги кожи, глаз, поражать органы дыхания человека.      Билет 42.

Билет 43.

Физические и химические свойства меди, серебра , золота.

Зо́лото — элемент 11 группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы первой группы), шестого периода периодической системы химических элементов

Физические свойства

Чистое золото — мягкий металл жёлтого цвета. Красноватый оттенок некоторым изделиям из золота, например, монетам, придают примеси других металлов, в частности, меди. В тонких плёнках золото просвечивает зелёным. Золото обладает высокой теплопроводностью и низким электрическим сопротивлением.

Золото — очень тяжёлый металл: плотность чистого золота равна 19,32 г/см³ (шар из чистого золота диаметром 46,237 мм имеет массу 1 кг). Среди металлов по плотности занимает шестое место: после осмия, иридия, рения, платины и плутония. Высокая плотность золота облегчает его добычу. Самые простые технологические процессы, такие, как, например, промывка на шлюзах, могут обеспечить весьма высокую степень извлечения золота из промываемой породы.

Золото — очень мягкий металл: твёрдость по шкале Мооса ~2,5, по Бринеллю 220—250 МПа (сравнима с твёрдостью ногтя).

Золото также высокопластично: оно может быть проковано в листки толщиной до ~0,1 мкм (сусальное золото); при такой толщине золото полупрозрачно и в отражённом свете имеет жёлтый цвет, в проходящем — окрашено в дополнительный к жёлтому синевато-зеленоватый. Золото может быть вытянуто в проволоку с линейной плотностью до 2 мг/м.

Температура плавления золота 1064,18 °C (1337,33 К)^[1], кипит при 2856 °C (3129 К)^[1]. Плотность жидкого золота меньше, чем твёрдого, и составляет 17 г/см³ при температуре плавления. Жидкое золото довольно летуче, и активно испаряется задолго до температуры кипения.

Линейный коэффициент теплового расширения — 14,2·10^-6 К⁻¹ (при 25 °C). Теплопроводность — 320 Вт/м·К, удельная теплоёмкость — 129 Дж/(кг·К), удельное электрическое сопротивление — 0,023 Ом·мм²/м.

Электроотрицательность по Полингу — 2,4. Энергия сродства к электрону равна 2,8 эВ; атомный радиус 0,144 нм, ионные радиусы: Аu⁺ 0,151 нм (координационное число 6), Аu³⁺ 0,082 нм (4), 0,099 нм (6)^[3].

Химические свойства золота

Золото — один из самых инертных металлов, стоящий в ряду напряжений правее всех других металлов. При нормальных условиях оно не взаимодействует с большинством кислот и не образует оксидов, поэтому его относят к благородным металлам, в отличие от обычных металлов, разрушающихся под действием кислот и щелочей. В XIV веке была открыта способность царской водки растворять золото, что опровергло мнение об его химической инертности.

Наиболее устойчивая степень окисления золота в соединениях +3, в этой степени окисления оно легко образует с однозарядными анионами (F⁻, Cl⁻. CN⁻) устойчивые плоские квадратные комплексы [AuX₄]⁻. Относительно устойчивы также соединения со степенью окисления +1, дающие линейные комплексы [AuX₂]⁻. Долгое время считалось, что +3 — высшая из возможных степеней окисления золота, однако, используя дифторид криптона, удалось получить соединения Au⁺⁵ (фторид AuF₅, соли комплекса [AuF₆]⁻). Соединения золота(V) стабильны лишь со фтором и являются сильнейшими окислителями.

При взаимодействии атомарного фтора с пентафторидом золота были получены летучие фториды золота (VI) и (VII): AuF₆ и AuF₇. Они крайне неустойчивы, особенно AuF₆, который дисмутирует с образованием AuF₅ и AuF₇

Степень окисления +2 для золота нехарактерна, в веществах, в которых она формально равна 2, половина золота, как правило, окислена до +1, а половина — до +3, например, правильной ионной формулой сульфата золота(II) AuSO₄ будет не Au²⁺(SO₄)²⁻, а Au¹⁺Au³⁺(SO₄)²⁻₂, однако обнаружены комплексы, в которых золото всё-таки имеет степень окисления +2.

Существуют соединения золота со степенью окисления −1, называемые ауридами. Например, CsAu (аурид цезия), Na₃Au (аурид натрия)^[7].

Из чистых кислот золото растворяется только в концентрированной селеновой кислоте при 200 °C:

Золото сравнительно легко реагирует с кислородом и другими окислителями при участии комплексобразователей. Так, в водных растворах цианидов при доступе кислорода золото растворяется, образуя цианоаураты:

Цианоаураты легко восстанавливаются до чистого золота:

В случае реакции с хлором возможность комплексообразования также значительно облегчает ход реакции: если с сухим хлором золото реагирует при ~200 °C с образованием хлорида золота(III), то в концентрированном водном растворе соляной и азотной кислот («царская водка») золото растворяется с образованием хлораурат-иона уже при комнатной температуре:

Золото легко реагирует с жидким бромом и его растворами в воде и органических растворителях, образуя трибромид AuBr₃^[8].

Со фтором золото реагирует в интервале температур 300−400 °C, при более низких реакция не идёт, а при более высоких фториды золота разлагаются.

Золото также растворяется в ртути, образуя легкоплавкий сплав (амальгаму), содержащий интерметаллиды золото-ртуть.

Известны золотоорганические соединения — например, этилдибромид золота или ауротиоглюкоза.

Медь — элемент одиннадцатой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu (лат. Cuprum). Простое вещество медь (CAS-номер: 7440-50-8) — это пластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). C давних пор широко применяется человеком.

Физические свойства

Медь — золотисто-розовый пластичный металл, на воздухе быстро покрывается оксидной плёнкой, которая придаёт ей характерный интенсивный желтовато-красный оттенок. Тонкие плёнки меди на просвет имеют зеленовато-голубой цвет.

Наряду с осмием, цезием и золотом, медь — один из четырёх металлов, имеющих явную цветовую окраску, отличную от серой или серебристой у прочих металлов. Этот цветовой оттенок объясняется наличием электронных переходов между заполненной третьей и полупустой четвёртой атомными орбиталями: энергетическая разница между ними соответствует длине волны оранжевого света. Тот же механизм отвечает за характерный цвет золота.

Медь образует кубическую гранецентрированную решётку, пространственная группа F m3m, a = 0,36150 нм, Z = 4.

Медь обладает высокой тепло-^[4] и электропроводностью (занимает второе место по электропроводности среди металлов после серебра). Удельная электропроводность при 20 °C: 55,5-58 МСм/м^[5]. Медь имеет относительно большой температурный коэффициент сопротивления: 0,4 %/°С и в широком диапазоне температур слабо зависит от температуры.

Существует ряд сплавов меди: латуни — с цинком, бронзы — с оловом и другими элементами, мельхиор — с никелем, баббиты — со свинцом и другие.

Химические свойства Меди. По химическим свойствам Медь занимает промежуточное положение между элементами первой триады VIII группы и щелочными элементами I группы системы Менделеева. Медь, как и Fe, Co, Ni, склонна к комплексообразованию, дает окрашенные соединения, нерастворимые сульфиды и т. д. Сходство с щелочными металлами незначительно. Так, Медь образует ряд одновалентных соединений, однако для нее более характерно 2-валентное состояние. Соли одновалентной Медь в воде практически нерастворимы и легко окисляются до соединений 2-валентной Меди; соли 2-валентной Меди, напротив, хорошо растворимы в воде и в разбавленных растворах полностью диссоциированы. Гидратированные ионы Cu²⁺ окрашены в голубой цвет. Известны также соединения, в которых Медь 3-валентна. Так, действием пероксида натрия на раствор куприта натрия Na₂CuO₂ получен оксид Сu₂О₃ - красный порошок, начинающий отдавать кислород уже при 100 °С. Сu₂О₃ - сильный окислитель (например, выделяет хлор из соляной кислоты).

Химическая активность Меди невелика. Компактный металл при температурах ниже 185 °С с сухим воздухом и кислородом не взаимодействует. В присутствии влаги и СО₂ на поверхности Меди образуется зеленая пленка основного карбоната. При нагревании Меди на воздухе идет поверхностное окисление; ниже 375 °С образуется СuО, а в интервале 375-1100 °С при неполном окислении Медь - двухслойная окалина, в поверхностном слое которой находится СuО, а во внутреннем - Сu₂О. Влажный хлор взаимодействует с Медью уже при обычной температуре, образуя хлорид СuCl₂, хорошо растворимый в воде. Медь легко соединяется и с других галогенами. Особое сродство проявляет Медь к сере и селену; так, она горит в парах серы. С водородом, азотом и углеродом Медь не реагирует даже при высоких температурах. Растворимость водорода в твердой Медь незначительна и при 400 °С составляет 0,06 мг в 100 г Меди. Водород и других горючие газы (СО, СН₄), действуя при высокой температуре на слитки Меди, содержащие Сu₂О, восстановляют ее до металла с образованием СО₂ и водяного пара. Эти продукты, будучи нерастворимыми в Меди, выделяются из нее, вызывая появление трещин, что резко ухудшает механические свойства Меди.

При пропускании NН₃ над раскаленной Медью образуется Cu₃N. Уже при температуре каления Медь подвергается воздействию оксидов азота, а именно NO, N₂O (с образованием Сu₂О) и NO₂ (с образованием СuО). Карбиды Сu₂С₂ и СuС₂ могут быть получены действием ацетилена на аммиачные растворы солей Меди. Нормальный электродный потенциал Меди для реакции Сu²⁺ + 2е -> Сu равен +0,337 в, а для реакции Сu⁺ + е ->Сu равен +0,52 в. Поэтому Медь вытесняется из своих солей более электроотрицательными элементами (в промышленности используется железо) и не растворяется в кислотах-неокислителях. В азотной кислоте Медь растворяется с образованием Cu(NO₃)₂ и оксидов азота, в горячей концентрированной H₂SO₄ -с образованием CuSO₄ и SO₂, в нагретой разбавленной H₂SO₄ - при продувании через раствор воздуха. Все соли Меди ядовиты.