Вся химия в 50 таблицах - Стахеев А.Ю.
ISBN 5-7804-0063-6
Скачать (прямая ссылка):
СН3СОО№ = СН3СОО" + №+ СН3СОО" + Н20 -=-~СН3СООН + ОН" CH3COONa + Н20^=-'СН3СООН + №ОН
Гидролиз усиливается
а) при нагревании раствора (т.к. гидролиз — обычно эндотермический процесс)
б) при разбавлении раствора водой:
АІСІ3 = АІ3+ + ЗСІ" АІ3+ + Н20-г=^АІ(ОН)2+ + Н+ АІ(ОН)2++ Н20^=гАІ(ОН)2+ + Н+ АІ(ОН)2+ + Н20і=^АІ(0Н)3 + Н+
Специальные случаи гидролиза
№Р = №+ Р" + Н20~ НР + 2МаР + Н20-
+ Р" =гНР +
=-нр,-
ОН"
NH.NO, = N4/
ц а 4
+ N0,
№НР2 + №ОН
nh4+ + Н20-г=^Н3 • Н20 + Н+ n^N0, + Н20-ї=^Н3-Н20 + HN03
2АІСІ. + 3№2СО. + ЗН.О = 2АІ(ОН).і + ЗСО.Т + 6NaCI
18
ПОДГРУППА 1а ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ и, На, К, КЬ, Се
5 р
ш
увеличение радиуса атома
и
На К нЪ Се
усиление восстановительных свойств
малая электроотрицательность, относительно небольшая энергия ионизации
Физические
свойства:
очень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе — белого цвета с серебристым металлическим блеском, исчезающим на воздухе из-за окисления. Плотность увеличивается от 0,53 (и) до 1,90 (Сб) г/см3. Тпл понижается от 181 (У) до 29°С (Сб).
Электрохимический ряд стандартных
потенциалов
! и, Се, К, №...
большая энергия гидратации иона 1_Г (малый радиус)
В природе: Ма — 2.64% (по массе), К — 2.5%(по массе), У, ЙЬ и Сб — значительно меньше ЫаС1 — поваренная соль (каменная соль), галит 0Н2О — глауберова соль 3 чилийская селитра №3А1Рв — криолит Ма2В4О7-10НгО - бура ^ КС1 — сильвин КС1-№С1 — сильвинит
N3^0 №N0,
калийные удобрения
Химические свойства
очень активны, наиболее сильные восстановители 1. С кислородом ИЬ, Сб — самовоспламеняются
2№ + О,
ж = ЫагОг, 2К + 202 = крл — пероксиды ли + Ог = 2и'20 — оксид лития
. С галогенами — с выделением большого количества тепла С12 + 2Ыа = 2 №СІ . С серой при нагревании Э + 2Ы = ЦБ
галогенид (хлорид)
— сульфид
4. Литий взаимодействует с азотом (при комнатной тем-ре) Н2 + 6Ы = 21\3Ы — нитрид
5. С водородом при нагревании
Н2 + 2Ыа = 2№Н — гидрид
6. Легко окисляются даже водой
2Н20 + 2№ = 2№0Н + Н2Т
ПОЛУЧЕНИЕ
т.к. щелочные металлы — это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2№С1 = 2На + С12Т
на катоде: на аноде:
№+ + е = N8 СІ" - е = 1/2СІ.Т
+ 1 Соединения щелочных металлов
самые сильные восстановители, их ионы (№+, К+ и др.) не проявляют окислительных свойств
Щелочные металлы
Гидроксиды (едкие щелочи) — твердые кристаллические вещества, типично ионные соединения, сильные основания.
№0Н — едкий натр, каустическая сода; КОН — едкое кали
Получение
1. Электролиз водного раство ра N801:
катод: 2Н20 + 2е = Н2Т + 20Н"
анод: 2С1" -2е = С12Т
суммарная реакция:
2Н20 + 2№С1 = С12Т + Н2Т +
2№0Н
2. Каустификация соды:
№2С0Я + Са(ОН), = 2NaOH + СаСО
юн2о
Соли — типично ионные соедине-ния, как правило — хорошо растворимы в воде (кроме некоторых солей У — ЫР, иэР04 и др.). Образованные слабыми кислотами соли гидролизуются.
кристалл ическая сода
— кальцинированная сода
— питьевая сода
— поташ
Получение соды
аммиачный способ (метод Сольвэ) — насыщение раствора N801 газами С02 и МН3: Ш3 + С02 + Н20 = 1ЧН4НС03 г4Н4НС03 + №С1 = №НС031 + ЫНр №НС03 выпадает в осадок (сравнительно мало растворим), кальцинирование — прокаливание 1°
2№НС03 = №2С03 + С02Т + Н2ОТ
М^СОз-
№2С03
№НС03 К.СО,
Качественные реакции:
окрашивание пламени ионами
и+ — карминово-красное №+ — желтое К+ — фиолетовое
3*
19
ПОДГРУППА На. Ве, Мд и щелочноземельные металлы Са, Эг, Ва
-2е
5
11
Г7
V
Ве
Мд
Са
Бг
Ва
На
не взаимодействует с водой
слабо взаимодействует с горячей водой
щелочноземельные металлы
^ реагируют с водой как металлы, так и их оксиды («земли»)
возрастает радиус атома, усиливаются металлические свойства, возрастают восстановительные свойства
Магний: легкий (р 1.74 г/см3) серебристый металл, Г>пл 650°С, устойчив на воздухе Кальций: легкий (р 1.55 г/см3) металл, на воздухе быстро окисляется и разрушается, т.°пл 842°С
В природе: в земной коре содержится магния 2.35% по массе, кальция «3.6% Встречаются только в виде соединений — силикатов, алюмосиликатов. Минералы: МдС03 — магнезит, МдС03 • СаС03 — доломит, МдС! • 6Н О — бишофит, СаСО — мел, мрамор
известняк, СаБО.
2Н20
гипс, СаР — флюо-
рит, ЗСа (РО,)2 • СаР — фторапатит
Оба металла
Химические свойства Мд и Са
сильные восстановители. Степень окисления в соединениях всегда +2
2Мд + 02 = 2МдО (при поджигании)
2Са + 02 = 2СаО (при комнатной температуре)
М + С12 = МС12 (М = Мд, Са)
М + Б = МБ — сульфиды ЗМ + n2 = М^2 — нитриды М + Н2 = МН2 — гидриды 2М + & = М.Б! — силициды
> при нагревании
Са + 2Н20 = Са(ОН)2 + Н2Т (комн. температура) СаО + Мд + 2Н20 = Мд(ОН)2 + Н2Т (кипячение)
2М + 11Р4 = и + 2МР2 (кальций- и магнийтермия) Оксиды МдО и СаО — основные. СаО — негашеная известь, МдО — жженая магнезия МдО + Н20 — практически не реагирует СаО + Н20 = Са(ОН)2 + 0 (гашеная известь)
МО + БЮ2 = МБЮ3
2Мд + С02 = 2МдО + С
ЗС = СаС2 + СО 2МдО + 5С = Мд„С„ + 2СО
М + 2НСІ = МСІ2 + Н2Т
Гидроксид Мд(ОН)2 — среднее по силе основание. Гидроксид Са(ОН)2 — сильное основание.
