Решебник по химии 9 класс Габриелян §30

Щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) обладают рядом общих свойств, проявляющихся на всех уровнях — от строения атомов до соединений.

Атомы щелочных металлов имеют на внешнем энергетическом уровне один электрон. Это делает их очень активными восстановителями, поскольку они легко отдают этот электрон, превращаясь в одновалентные катионы (например, Na⁺). Восстановительная способность увеличивается сверху вниз по группе, от лития к цезию, из-за увеличения радиуса атома и ослабления связи внешнего электрона с ядром.

Щелочные металлы — мягкие, серебристо-белые вещества с металлическим блеском. Они имеют низкую плотность (некоторые легче воды) и плавятся при относительно низких температурах. Легко режутся ножом. Эти металлы активно взаимодействуют с воздухом, влагой, водой, кислотами и неметаллами. Хранятся под слоем керосина или вазелинового масла. При взаимодействии с водой образуют щёлочь и водород, например:

(2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑)

Щелочные металлы в соединениях проявляют степень окисления +1. Их соединения легко растворимы в воде, особенно соли и гидроксиды. Оксиды и гидроксиды имеют ярко выраженные основные свойства. Например, гидроксид натрия (NaOH) — сильное основание, называемое едким натром.

Щелочные металлы образуют характерные соли (нитраты, сульфаты, хлориды), а их ионы окрашивают пламя:

Li⁺ — красное, Na⁺ — жёлтое, K⁺ — фиолетовое.

Таким образом, щелочные металлы объединяет общая валентность, высокая химическая активность, мягкость и низкие температуры плавления, а также основные свойства их оксидов и гидроксидов.

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr). На внешнем энергетическом уровне их атомы содержат один электрон. При переходе от лития к цезию радиусы атомов увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается, поэтому восстановительные свойства возрастают сверху вниз по группе. При образовании ионов атомы щелочных металлов отдают этот единственный валентный электрон, образуя однозарядные положительные ионы (Li⁺, Na⁺ и т. д.). Сходство строения атомов — наличие одного валентного электрона. Различие — в размере атомов и энергии связи электрона с ядром: чем ниже элемент в группе, тем легче отдать электрон.

В лабораторных условиях щелочные металлы получают методом электролиза расплавов их соединений. На практике чаще применяют электролиз расплавов гидроксидов, поскольку они имеют более низкие температуры плавления. Например:

(4NaOH(расплав) →электролиз→ 4Na + 2H₂O + O₂↑)

или

(2NaCl(расплав) →электролиз→ 2Na + Cl₂↑)

Эти реакции проводят в герметичных установках, так как продукты взаимодействия металлов с воздухом могут быть опасны.

Щелочные металлы активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами. Они легко окисляются на воздухе, вступают в реакции с водой, кислородом, галогенами, кислотами, серой, азотом. Скорость химических реакций возрастает от лития к цезию — это объясняется увеличением радиуса атома и ослаблением связи внешнего электрона с ядром.

— С водой:

(2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂↑)

(2Cs + 2H₂O → 2CsOH + H₂↑) — реакция идёт бурно, с пламенем.

— С кислородом:

(4Li + O₂ → 2Li₂O) — образуется оксид

(2Na + O₂ → Na₂O₂) — образуется пероксид

(CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O) — реакция с углекислым газом

— С азотом (только литий):

(6Li + N₂ → 2Li₃N)

Таким образом, активность щелочных металлов увеличивается вниз по группе, и это влияет на скорость и характер протекания их реакций. Самые активные из них — калий, рубидий и цезий — могут воспламеняться в воздухе и требуют хранения под слоем керосина или вазелинового масла.

д) оксида натрия с водой. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

а) Калий с водой: Молекулярное: (2K + 2H₂O → 2KOH + H₂↑)

Ионное: (2K⁰ + 2H₂O → 2K⁺ + 2OH⁻ + H₂↑)

Окислительно-восстановительная реакция.

Восстановитель — K (отдаёт электрон), окислитель — H₂O (принимает электрон).

б) Натрий с серой: Молекулярное: (2Na + S → Na₂S)

Ионное: (2Na⁰ + S⁰ → 2Na⁺ + S²⁻)

ОВР: Na — восстановитель, S — окислитель.

в) Оксид цезия с соляной кислотой: Молекулярное: (Cs₂O + 2HCl → 2CsCl + H₂O)

Ионное: (Cs₂O + 2H⁺ + 2Cl⁻ → 2Cs⁺ + 2Cl⁻ + H₂O)

Не является ОВР.

г) Гидроксид лития с оксидом углерода(IV): Молекулярное: (2LiOH + CO₂ → Li₂CO₃ + H₂O)

Ионное: (2Li⁺ + 2OH⁻ + CO₂ → Li₂CO₃ + H₂O)

Не является ОВР.

д) Оксид натрия с водой: Молекулярное: (Na₂O + H₂O → 2NaOH)

Ионное: (Na₂O + H₂O → 2Na⁺ + 2OH⁻)

Не является ОВР.

Провести качественную спектральную реакцию на катионы — окраску пламени: — LiCl окрасит пламя в красный цвет,

— NaCl — в жёлтый,

— KCl — в фиолетовый.

Окраску удобно наблюдать через кобальтовое стекло (для устранения засветки от Na⁺).

а) (KOH → электролиз → K)

(K + Cl₂ → 2KCl)

(KCl + HNO₃ → KNO₃ + HCl)

б) (Li₂CO₃ → Li₂O + CO₂↑)

(Li₂O + H₂O → 2LiOH)

(2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O)

в) (2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O)

(Na₂CO₃ + 2HNO₃ → 2NaNO₃ + CO₂↑ + H₂O)

(NaNO₃ → NaNO₂ + O₂↑)

а) (K₂O + SO₃ → K₂SO₄)

б) (2KO₂ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + H₂O₂ + O₂↑)

в) (KOH + HNO₃ → KNO₃ + H₂O)

г) (K₂CO₃ + 2HCl → 2KCl + CO₂↑ + H₂O)

д) (2KOH + Al₂O₃ → 2KAlO₂ + H₂O)

е) (2LiOH + CuSO₄ → Li₂SO₄ + Cu(OH)₂↓)

Пищевая сода — гидрокарбонат натрия: (NaHCO₃)

Реакция разложения:

(2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑)

Найдём количество вещества NaHCO₃:

М(NaHCO₃) = 84 г/моль

n = 2,1 г / 84 г/моль = 0,025 моль

Из 2 моль NaHCO₃ выделяется 1 моль CO₂ →

0,025 моль → 0,0125 моль CO₂

V(CO₂) = n × Vm = 0,0125 моль × 22,4 л/моль = 0,28 л

Ответ: при разложении 2,1 г пищевой соды выделится 0,28 л углекислого газа (н. у.).

Один из важнейших щелочных металлов — натрий (Na) — занимает особое место в химии и повседневной жизни человека. Он был открыт в начале XIX века, и с тех пор стал неотъемлемой частью множества промышленных, химических и биологических процессов.

Натрий был открыт в 1807 году английским химиком Хамфри Дэви. Он провёл серию опытов по электролизу различных веществ, и именно в результате электролиза расплава гидроксида натрия (NaOH) ему удалось впервые выделить чистый металлический натрий. Это открытие стало возможным благодаря использованию недавно изобретённой гальванической батареи. Хамфри Дэви показал, что под действием электрического тока щёлочные соединения можно разложить на составляющие элементы, и это стало настоящим прорывом в химии. Название элемента происходит от английского слова soda, а символ Na происходит от латинского названия натрия — Natrium.

Натрий — мягкий серебристо-белый металл, легко режущийся ножом. Он относится к группе щелочных металлов, его атом имеет один электрон на внешнем энергетическом уровне. Это делает натрий очень активным химически элементом. Его плотность ниже, чем у воды (0,97 г/см³), благодаря чему он может плавать в воде.

Химическая активность натрия высока: он легко вступает в реакции с водой, кислородом, галогенами и кислотами. При взаимодействии с водой происходит бурная реакция с выделением водорода и образованием щёлочи:

(2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑)

На воздухе натрий быстро тускнеет из-за образования оксидной плёнки. При хранении его покрывают слоем вазелинового масла, чтобы предотвратить контакт с кислородом и влагой.

При взаимодействии с кислородом образует пероксид натрия:

(2Na + O₂ → Na₂O₂)

Также натрий способен взаимодействовать с кислотами, образуя соответствующие соли, и с кислотными оксидами. Он участвует в окислительно-восстановительных реакциях как восстановитель.

Среди многочисленных соединений натрия наиболее важными являются:

— Натрий хлорид (NaCl) — поваренная соль, жизненно необходимая для человека и животных.

— Натрий гидроксид (NaOH) — едкий натр, используется в химической промышленности, для получения мыла, бумаги, синтетических волокон.

— Натрий карбонат (Na₂CO₃) — сода кальцинированная, применяется в производстве стекла, моющих средств, в металлургии.

— Натрий гидрокарбонат (NaHCO₃) — пищевая сода, используется в кулинарии, медицине, в средствах тушения пожаров.

— Натрий нитрат (NaNO₃) — применяется как удобрение, а также как компонент порохов и взрывчатых веществ.

— Натрий сульфат (Na₂SO₄) — используется в производстве стекла, моющих средств, бумаги.

Соединения натрия часто обладают хорошей растворимостью в воде и выраженными основными свойствами. Например, NaOH — сильное основание, активно вступающее в реакции нейтрализации с кислотами.

Натрий и его соединения находят применение в самых разных сферах:

1. Химическая промышленность — в производстве щелочей, мыла, синтетических волокон, моющих средств.

2. Металлургия — металлический натрий применяется как восстановитель в получении редких металлов, таких как титан и цирконий.

3. Энергетика — используется в качестве теплоносителя в некоторых типах ядерных реакторов.

4. Пищевая промышленность — в виде хлорида натрия и пищевой соды.

5. Медицина — для коррекции водно-солевого баланса (физиологические растворы), антациды, слабительные препараты.

6. Стекольная промышленность — карбонат натрия применяется для снижения температуры плавления стекломассы.

7. Пиротехника — соединения натрия окрашивают пламя в ярко-жёлтый цвет и используются в сигнальных ракетах.

Ионы натрия играют важную роль в поддержании водно-солевого баланса в организме, участвуют в передаче нервных импульсов и работе мышц. Без ионов натрия невозможна нормальная работа клеток и жизненно важных органов. Однако избыток натрия в пище может привести к повышенному давлению, поэтому необходимо соблюдать норму потребления соли.

Открытие натрия стало важной вехой в истории химии, а сам элемент прочно вошёл в повседневную жизнь человека. Благодаря уникальным физико-химическим свойствам, натрий используется в самых разных отраслях — от металлургии до пищевой промышленности и медицины. Его соединения незаменимы в лабораториях, на производстве, в быту и даже в живых организмах.